MAPA_Química_Analítica_e_Instrumental_Laura_Rosa

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M.A.P.A – Química Analítica e Instrumental
	Nome: Josiane Cabral de Oliveira Terlecki
	R.A: 21018149-5
	Disciplina: QUÍMICA ANALÍTICA E INSTRUMENTAL
INSTRUÇÕES PARA REALIZAÇÃO DA ATIVIDADE
	1. 
	2. Todos os campos acima (cabeçalho) deverão ser devidamente preenchidos.
	3. O(A) aluno(a) deverá utilizar este modelo padrão para realizar a atividade.
	4. Esta atividade deverá ser realizada individualmente. Caso identificada cópia indevida de colegas, as atividades de ambos serão zeradas. Também serão zeradas atividades que contiverem partes de cópias da Internet ou livros sem as devidas referências e citações de forma correta.
	5. Para realizar esta atividade, leia atentamente as orientações e atente-se ao comando da questão. Procure argumentar de forma clara e objetiva, de acordo com o conteúdo da disciplina. 
	6. Neste arquivo resposta, coloque apenas as respostas identificadas de acordo com as questões.
	7. Após terminar o seu arquivo resposta, salve o documento em PDF e o nomeie identificando a disciplina correspondente, para evitar que envie o MAPA na disciplina errada. Envie o arquivo resposta na página da atividade MAPA, na região inferior no espaço destinado ao envio das atividades. ARQUIVO ÚNICO (tire fotos do todas as páginas de exercício resolvido e coloque em um arquivo só)
FORMATAÇÃO EXIGIDA
	1. 
	2. O documento deverá ser salvo no formato PDF (.pdf).
	3. Tamanho da fonte: 12
	4. Cor: Automático/Preto.
	5. Tipo de letra: Arial.
	6. Alinhamento: Justificado.
	7. Espaçamento entre linhas de 1.5.
	8. Arquivo Único.
ATENÇÃO
	VALOR DA ATIVIDADE: 3.5
	Esta atividade deve ser realizada utilizando o formulário abaixo. Apague as informações que estão escritas em vermelho, pois são apenas demonstrações e instruções para te auxiliar, e, posteriormente, preencha todos os campos com suas palavras/imagens.
FORMULÁRIO DE RESPOSTA DO MAPA
De acordo com o enunciado no MAPA, CALCULE O pH FINAL em uma titulação, nas 3 situações abaixo, considerando uma solução de 35,0 mL de ácido fórmico (HCOOH) 0,150 M (Ka do ácido fórmico 1,80 x 10-4), que terá a adição de uma solução de hidróxido de potássio (KOH) de concentração 0,150 M, nos seguintes volumes:
	1 - Adição de 17,5 mL 
O objetivo é descobrir o pH da solução após adição de 17,5mL de 0,150M de KOH;
Então calcularemos quantos mols de base será adicionado:
Como KOH é uma base forte, a concentração de KOH é igual à concentração de ions hidróxidos de OH-
Sendo M = mol/L 
[OH-] = 0,150M = mol/0,0175L = 0,002526mol OH-
Calcularemos também a concentração do ácido antes da adição
[HCOOH] = 0,150M = mol/0,035L = 0,00525mol HCOOH
Caracterizando uma reação de neutralização
 HCOOH + OH- → H2O + HCOO-
Em mol 0,00525 + 0,002625 → 0 + 0
 0,002625 + 0,002625
Resultando 0,002625 + 0 → 0 + 0,002625mol
Em volumes 0,035L de HCOOH + 0,0175Lde KOH = 0,0525L
Para descobrir a concentração de ácido e de ions:
[HCOOH] = 0,002625/0,0525 = 0,005M
[HCOO-] = 0,002625/0,0525 = 0,005M
Caracterizando uma solução-tampão
Utilizamos então a equação de henderson-hasselbalch
 pH = pKa + Log [A-]/[HA] 
 SE pKa = - Log Ka 
 Pka = - Log 1,80 x 10-4
 pKa = 3,7447 então 
pH = 3,7447 + Log 0,005/0,005
pH = 3,7447 + Log 1
pH = 3,7447, pH da solução de 35mL de HCOOH + 17mL de KOH
	2 - Adição de 35 mL
Objetivo é descobrir o pH da solução após adição de 35mL de 0,150M de KOH;
Então calcularemos quantos mols de base será adicionado:
Como KOH é uma base forte, a concentração de KOH é igual à concentração de ions hidróxidos de OH-
Sendo M = mol/L 
[OH-] = 0,150M = mol/0,035L = 0,00525mol OH-
Calcularemos também a concentração do ácido antes da adição
[HCOOH] = 0,150M = mol/0,035L = 0,00525mol HCOOH
Temos a seguinte reação
 HCOOH + OH- → H2O + HCOO-
Em mol 0,00525 + 0,00525 → 0 + 0
 0,00525 + 0,00525
Resultando 0 + 0 → 0 + 0,00525mol
Em volumes 0,035L de HCOOH + 0,035Lde KOH = 0,07L
Como a nossa base neutralizou todo o ácido precisamos descobrir a concentração de ions em ponto de equivalência
[HCOO-] = 0,00525/0,07 = 0,075M esses ions reagem com a água, então
Equilibrando a equação HCOO- + H2O ⇄ HCOOH + OH-
Inicial 0,00525 0 0 0
Durante a mudança -X +X +X
Em equilíbrio 0,00525 -X X X
Kb = (X.X)/0,00525-X Sendo x ≅ 0 e podendo ser desprezado 
Ka . Kb = 1,0 x 10-14
1,80 x 10-4 . Kb = 1,0 x 10-14
Kb =5,6 x 10-11
5,6 x 10-11 = X2/0,00525
X = √ 2,94 x 10 -13
X = 5,42 x 10-7 [OH-]
Se pOH = Log [OH-]
 pOH = Log [ 5,42 x 10-7]
 pOH = 6,266 e 
Se pH + pOH = 14
 pH + 6,266 = 14
 pH = 14 – 6,266
 pH = 7,74, pH da solução de 35mL de HCOOH + 35mL de KOH
	3 – Adição de 35,5 mL
O objetivo é descobrir o pH da solução após adição de 35,5mL de 0,150M de KOH;
Então calcularemos quantos mols de base será adicionado:
Como KOH é uma base forte, a concentração de KOH é igual à concentração de ions hidróxidos de OH-
Sendo M = mol/L 
[OH-] = 0,150M = mol/0,0355L = 0,005325mol OH-
Calcularemos também a concentração do ácido antes da adição
[HCOOH] = 0,150M = mol/0,035L = 0,00525mol HCOOH
E volumes 0,035L de HCOOH + 0,0355Lde KOH = 0,075L
Se 0,00525 mol de OH- neutralizam todo o HCOOH e eu tenho 0,005325 mol de OH-, temos 0,000075 mol de OH- sobrando
Assim [OH-] = 0,000075/0,075
 [OH-] = 0,001
pOH = - Log [OH-]
pOH = - Log 0,001
pOH = 3
Se pH + pOH = 14
 pH = 14 – 3 
 pH = 11, pH da solução de 35mL de HCOOH + 35,5mL de KOH
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