PROVA DE QUÍMICA ANALÍTICA COM GABARITO

Prévia do material em texto

QUÍMICA ANALÍTICA – EXERCÍCIOS ESPECIAIS 0720211 
 SHANDLEY ELIEDESIO DA SILVA. 
 @Shandley_23 
 Instruções : Some os valores relativos às questões corretas e coloque a resposta no 
 final. 
 EI 
 01 O hidróxido de bário é uma base usada na titulação de alguns ácidos. Para usar o composto, 
 você precisa conhecer a concentração real do íon hidróxido em solução. A concentração de íon 
 hidrônio em uma solução 0,0030 M de Ba(OH) 2 (aq) em 25°C é 1,7 × 10 -12 M. 
 Correta 
 Ba(OH)2 ⇌ Ba^2+ + 2 OH^- 
 1 mol de Ba(OH)2 produzindo 2 mols de íons OH- 
 concentração de íons hidroxila (OH-) é duas vezes a concentração de hidróxido de bário 
 (Ba(OH)2) 
 Concentração de OH- = 2 * 0,0030 M = 0,0060 M 
 Kw = [H+] * [OH-] 
 Em 25°C, o valor de Kw é aproximadamente 1,0 x 10^-14. 
 [H+] = Kw / [OH-] [H+] = (1,0 x 10^-14) / 0,0060 M [H+] ≈ 
 1,67 x 10^-12 M 
 02 As concentrações molares de H 3 O + e OH - numa solução 6,0 × 10 -5 M de HI (aq) são, 
 respectivamente, 60 µmol L -1 e 0,17 nmol L -1 . 
 correto 
 OH- = Kw / H3O+ 
 Kw 1 x 10^-14 a 25°C. 
 OH- = 1 x 10^-14 / 1,7 x 10^-12 
 OH- = 0,0059 M 
 H3O+ = HI = 6,0 x 10^-5 M 
 OH- = 1 x 10^-14 / 6,0 x 10^-5 
 OH- = 1,67 x 10^-10 M 
 OH- = 0,0059 M = 5900 µmol L-1 
 OH- = 1,67 x 10^-10 M = 0,167 nmol L-1 
 04 As concentrações molares de H 3 O + e OH - numa solução 2,2 × 10 -3 M de NaOH(aq) a 25°C são, 
 respectivamente, 4,6 × 10 -12 M e 2,2 × 10 -3 M. 
 Correto 
 Kw = [H3O+] * [OH-] 
 [H3O+] = Kw / [OH-] 
 [H3O+] = (1,0 x 10^-14) / (2,2 x 10-3) 
 [H3O+] ≈ 4,5 x 10^-12 M 
 Portanto 
 2,2 × 10-3 M de NaOH(aq) 
 4,5 x 10^-12 M e 2,2 x 10-3 M 
 08 O valor de K w da água na temperatura do corpo (37°C) é 2,1 × 10 -14 . A concentração molar 
 dos íons H 3 O + é 1,4 × 10 -7 M a 37°C. 
 Correta 
 Kw = [H3O+] * [OH-] 
 Kw = [H3O+]^2 
 Isolando [H3O+], temos: 
 [H3O+] = √(Kw) 
 [H3O+] = √(2,1 x 10^-14) 
 [H3O+] ≈ 1,45 x 10^-7 M a 37°C. 
 16 A concentração de íons H 3 O + no ponto de congelamento da água é 3,9 × 10 -8 M. O valor de 
 K w em 0°C 1,5 × 10 -15 . 
 Correta 
 Kw = [H3O+] * [OH-] 
 Kw = [H3O+]^2 
 Kw = (3,9 x 10 -8) 2 
 Kw ≈ 1,52 x 10^-15 
 32 A concentração de íons OH - a 0°C é 3,9 × 10 -8 M. 
 ERRADA 
 Kw =[ H +] ⋅ [ OH −] 
 [ H +]=[ OH −] 
 1,5×10−15=[ OH −]2 
 [ OH −]=RAIZ(1,5×10−15) ≈1,22×10−7 M 
 64 A concentração molar de Ba 2+ numa solução aquosa contendo 0,43 g de Ba(OH) 2 em 0,100 L 
 é 0,013 M. 
 CORRETA 
 MBa(OH)2 =137,33g/mol+2×17,01g/mol≈171,35g/mol 
 nBa(OH)2 =171,35g/mol0,43g ≈0,002511mol 
 nBa 2+ =0,002511 mol 
 CBa 2+ = VnBa 2+ =(0,002511/0,100 L )= mol =0,02511 M 
 EII 
 01 Considere um trabalho no laboratório de um hospital, monitorando a recuperação de 
 pacientes sob cuidado intensivo. O pH do sangue desses pacientes precisa ser monitorado e 
 controlado com atenção, porque qualquer desvio em relação aos níveis normais pode ser fatal. 
 O pH do sangue humano no qual a concentração de íons H 3 O + é igual a 4,0 × 10 -8 M é 7,40. 
 02 O pH de uma solução de HCl(aq) 0,020 M é 1,70. 
 correto 
 pH = -log[H3O+] = -log(0,020) = 1,70 
 04 O pH de uma solução 0,040 M de KOH(aq) é 12,60. 
 correto 
 pOH = -log[OH-] 
 pOH = -log(0,040) 
 pOH ≈ 1,40 
 pH = 14 - pOH 
 pH = 14 - 1,40 
 pH ≈ 12,60 
 08 O pH da amônia para a limpeza doméstica, em que a concentração de OH - é cerca de 3 × 
 10 -3 M é 11,5. 
 CORRETA 
 Ka = [NH4+][OH-] / [NH3] 
 Ka = (3 × 10^-3) * (3 × 10^-3) / (3 × 10^-3) = 3 × 10^-3 
 Ka * Kw = [H3O+][OH-] 
 [H3O+] = Kw / Ka = (1.0 × 10^-14) / (3 × 10^-3) ≈ 3.33 × 10^-12 M 
 pH = -log[H3O+] 
 pH = -log(3.33 × 10^-12) 
 Calculando o pH: 
 pH ≈ 11.48 OU 11,5. 
 16 O pH de uma solução 6,0 × 10 -5 M de HClO 4 (aq) é 4,22. 
 32 O pH dos fluidos pancreáticos, que ajudam na digestão da comida depois que ela deixou o 
 estômago, é cerca de 8,2. A concentração de íons H 3 O + é aproximadamente 6,31 × 10 -9 M. 
 64 O pH dos fluidos estomacais é cerca de 1,7. A concentração de íons H 3 O + é 
 aproximadamente 2 × 10 -2 M. 
 EIII 
 01 O suco fresco de limão tem pH 2,2, o que corresponde a 6 mmol L -1 de íons H 3 O + . 
 02 A chuva natural (não poluída), cuja acidez é decorrente principalmente do dióxido de 
 carbono dissolvido, tem pH em torno de 5,7. Nos Estados Unidos, a Agência de Proteção 
 Ambiental (EPA) define o rejeito em água como “corrosivo” se o pH for inferior a 2,0 (muito 
 ácido) ou superior a 11,5 (muito básico). O rejeito muito ácido é 5,75 vezes mais ácido do que o 
 rejeito muito básico. 
 04 Um técnico de laboratório descuidado quer preparar 200,0 mL de uma solução 0,025 M de 
 HCl(aq), mas usa um balão volumétrico de 250,0 mL por engano. O pH da solução desejada e o 
 pH da solução efetivamente preparada é, respectivamente, 1,60 e 1,70. 
 08 A solução desejada é 1,063 vezes mais ácida do que a solução efetivamente preparada (item 
 04). 
 Enunciado : O pH de várias soluções foi medido em um laboratório de pesquisas de uma 
 empresa de alimentos: (a) 3,3 (o pH do suco de laranja azedo); (b) 6,7 (o pH de uma amostra de 
 saliva); (c) 4,4 (o pH da cerveja); (d) 5,3 (o pH de uma amostra de café). 
 16 A solução (a) é 2,03 vezes mais ácida do que a solução (b). 
 32 A solução (c) é 1,2 vezes mais ácida do que a solução (d). 
 64 O pKa no equilíbrio iônico abaixo é 5,229. Dados: K b da piridina = 1,712 × 10 -9 . 
 C 5 H 5 N + H 2 O ⇌ C 5 H 5 NH + + OH - 
 EIV 
 01 Considerando que o pK b da amônia é 4,75, o pK a do íon amônio é 9,25. 
 02 O pH de uma solução 0,080 M de CH 3 COOH em água, sabendo que o Ka do ácido acético é 
 1,8 × 10 -5 está acima do ponto médio da região ácida da escala de pH. 
 04 A metilamina, CH 3 NH 2 , é uma base fraca usada na síntese de alguns fármacos. Imagine que 
 você esteja preparando uma solução de metilamina para uma síntese e precisa conhecer seu 
 pH para evitar reações paralelas prejudiciais. O pH de uma solução 0,20 M de metilamina, 
 CH 3 NH 2 , em água situa-se abaixo do ponto médio da faixa básica da escala de pH. K b da CH 3 NH 2 
 = 3,6 × 10 -4 . 
 08 Você trabalha no setor de emergência de um hospital, onde um paciente com gripe 
 desenvolveu alquilose metabólica, uma condição caracterizada por valores muito elevados de 
 pH do sangue. Você pode administrar cloreto de amônio, que é usado para reduzir o pH do 
 sangue de pacientes com alquilose, mas precisa saber seu pH. O pH de uma solução 0,15 M de 
 NH 4 Cl(aq) em 25°C situa-se abaixo do ponto médio da faixa ácida da escala de pH. 
 16 O pH de uma solução 0,10 M de CH 3 NH 3 Cl(aq), cloreto de metilamônio em água situa-se 
 abaixo do ponto médio da faixa ácida da escala de pH . O cátion é CH 3 NH 3 
 + . 
 32 O acetato de cálcio, Ca(CH 3 CO 2 ) 2 (aq), é usado para tratar pacientes com uma doença renal 
 que eleva os níveis dos íons fosfato no sangue. O cálcio se liga aos fosfatos para que estes 
 possam ser excretados. Se você está usando um acetado de cálcio com essa finalidade, é 
 importante conhecer o pH da solução para evitar complicações no tratamento. O pH de uma 
 solução 0,15 M de Ca(CH 3 CO 2 ) 2 (aq) em 25°C situa-se acima do ponto médio da faixa básica da 
 escala de pH. 
 64 O pH de uma solução 0,10 M de KC 6 H 5 CO2 (aq), benzoato de potássio é 8,59. 
 EV 
 01 Os músculos produzem ácido láctico durante o exercício. O pH de uma solução 0,11 M de 
 CH 3 CH(OH)COOH situa-se abaixo do ponto médio da faixa ácida da escala de pH. 
 02 Uma amostra de 15,5 g de CH 3 NH 3 Cl foi dissolvida em água para preparar 450 mL de 
 solução. O pH da solução situa-se acima do ponto médio da faixa ácida da escala de pH. 
 04 Uma amostra de 7,8 g de C 6 H 5 NH 3 Cl foi dissolvida em água para preparar 350 mL de 
 solução. O pH da solução fica abaixo do ponto médio da faixa ácida da escala de pH. 
 08 Você trabalha em um laboratório de microbiologia e cultiva bactérias que exigem um meio 
 ácido. Sua tarefa é preparar um tampão que mantenha a cultura no pH apropriado. Você 
 prepara uma solução tampão que é 0,040 M de NaCH 3 CO 2 (aq) e 0,080 M de CH 3 COOH(aq) em 
 25°C. O pH do tampão é 4,44. 
 16 O pH de uma solução tampão que é 0,15 M em HNO 2 (aq) e 0,20 M em NaNO 2 (aq) situa-se 
 muito próximo do ponto médio da faixa ácida da escala de pH. 
 32 O pH de uma solução tampão que é 0,040 M em NH 4 Cl(aq) e 0,030 M em NH 3 (aq) é 9,12. 
 64 O interesse em usar um tampão é estabilizar uma solução contra mudanças de pH quando 
 uma base forte ou um ácido forte são adicionados. 
 EVI 
 01 Suponha que 1,2 g de hidróxido de sódio (0,030 mol de NaOH) foram dissolvidos em 500 mL 
 da solução tampão descrita no item 08 do EV. A mudança de pH é de apenas uma unidade de 
 pH. 
 02 O novo pH da solução da solução do item anterior é de 5,44. 
 04 Suponha que 0,0200 mols de NaOH(s) foram dissolvidos em 300. mL da solução tampão do 
 item 01. A mudança de pH é de 1,21. 
 08 O novo pH da solução do item anterior é 5,65. 
 16 Suponha que 0,0100 mols de HCl(g) foram dissolvidos em 500. mL da solução tampão 
 descrita no item 08 do EV. A mudança de pH é de apenas 0,16 unidades de pH. 
 32 O novo pH da solução do item anterior é 4,60. 
 64 Os tampões são frequentemente preparados com concentrações iguais de ácido e de base 
 conjugada, porque existe um fornecimento adequado de espécies “fonte” e “ralo” que podem 
 estabilizar o pH contra mudanças nas duas direções. O pH dessas soluções equimolares, isto é, 
 soluções com concentrações molares de soluto idênticas, é fácil de predizer. 
 EVII 
 01 Os íons carbonato e o hidrogeno-carbonato (bicarbonato) atuam como tampões em uma 
 variedade de sistemas naturais. Você está investigando o papel desses íons na percolação de 
 águas subterrâneas através de um lençol de calcário em um sistema de cavernas 
 recém-descoberto e precisa entender como o pH da água é controlado. A razão entre as 
 concentrações molares dos íons CO 3 
 2- e HCO 3 
 - necessária para obter um tampão em pH 9,50 é 
 0,18. Dados: pK a do ácido carbônico: 10,25. 
 02 A solução age como um tampão com pH próximo a 9,50 se for preparada pela mistura dos 
 solutos na razão 0,18 mol de CO 3 
 2- para 1,0 mol de HCO 3 
 - . Como esperado, a razão das 
 concentrações é inferior a 1. 
 04 A razão entre as concentrações molares de íons acetato e de ácido acético necessária para 
 tamponar uma solução em pH 5,25 é inferior a 1. O pK a de CH 3 COOH é 4,75. 
 08 A razão entre as concentrações molares dos íons benzoato e ácido benzoico (C6H5COOH) 
 necessária para tamponar uma solução em pH 3,50 é abaixo de 1. O pKa de C 6 H 5 COOH é 4,19. 
 16 Assim como uma esponja só pode absorver uma certa quantidade de água, um tampão 
 também só pode tamponar uma certa quantidade de prótons. As “fontes” e os “ralos” de 
 prótons se esgotam quando quantidades muito grandes de ácidos ou bases fortes são 
 adicionadas à solução. A capacidade tamponante é a quantidade máxima de ácido ou de base 
 que pode ser adicionada sem que o tampão perca sua capacidade de resistir à mudança do pH. 
 Um tampão com grande capacidade pode manter a ação tamponante na presença de uma 
 quantidade maior de ácido forte ou de base forte do que um tampão com pequena 
 capacidade. O tampão se exaure quando a maior parte da base fraca é convertida em ácido ou 
 quando a maior parte do ácido fraco é convertida em base. Um tampão mais concentrado tem 
 maior capacidade do que o mesmo tampão mais diluído. 
 32 A capacidade do tampão também depende das concentrações relativas do ácido fraco e da 
 base fraca. De um modo geral, o que se verifica experimentalmente é que o tampão tem alta 
 capacidade de estabilização contra a adição de um ácido quando a quantidade de base fraca 
 presente é, pelo menos, cerca de 10% da quantidade de ácido. de ácido presente é, pelo 
 menos, cerca de 10% da quantidade de base. Se isso não acontece, o ácido é rapidamente 
 consumido quando uma base forte é adicionada. De forma semelhante, o tampão tem alta 
 capacidade de estabilização contra a adição de base quando a quantidade de ácido presente é, 
 pelo menos, cerca de 10% da quantidade de base. Se isso não acontece, o ácido é rapidamente 
 consumido quando uma base forte é adicionada. 
 64 Um tampão age mais efetivamente dentro de uma faixa de ± 1 unidade de pK a . Por exemplo, 
 como o pK a de H 2 PO 4 
 - é 7,21, um tampão KH 2 PO 4 /K 2 HPO 4 deve ser mais eficaz entre pH = 6,2 e 
 pH = 8,2. 
 EVIII 
 01 A composição do plasma sanguíneo, no qual a concentração de íons HCO 3 
 - é cerca de 20 
 vezes maior do que a de H 2 CO 3 , parece estar fora da faixa ótima de ação de tamponamento. 
 Entretanto, os metabólitos principais das células vivas são ácidos carboxílicos, como o ácido 
 láctico. O plasma, com sua concentração relativamente alta de HCO 3 
 - , pode absorver 
 quantidade significativa de íons hidrogênio desses ácidos carboxílicos. A alta proporção de 
 HCO 3 
 - ajuda também a suportar distúrbios que levam ao aumento da acidez, como doenças e 
 choques devido a queimaduras. 
 02 Uma solução de concentrações molares iguais de ácido glicérico e glicerato de sódio tem pH 
 = 3,52. O pK a do ácido glicérico é 3,52. 
 04 O k a do ácido glicérico no item 02 é 3,02 × 10 -4 . 
 08 Uma solução com concentrações iguais de sacarina, um adoçante, e seu sal de sódio tem pH 
 = 3,08. O pK a da sacarina é o mesmo valor do pH. 
 16 O K a da sacarina do item 08 é 8,32 × 10 -4 . 
 32 O hipoclorito de sódio, NaClO, é o ingrediente ativo de muitos alvejantes. A razão das 
 concentrações de ClO - e HClO em uma solução de alvejante cujo pH foi ajustado para 6,50 com 
 um ácido forte ou uma base forte é igual a 1. 
 64 A aspirina (ácido acetil-salicílico, Ka = 3,2 × 10 –4 ) é um produto da reação do ácido salicílico 
 com anidrido acético. A razão das concentrações entre o íon acetil-salicilato e o ácido 
 acetil-salicílico em uma solução cujo pH foi ajustado para 4,13 com um ácido forte ou uma base 
 forte é 1. 
 EIX 
 01 Considere que você precisa avaliar a precisão de um medidor de pH usado para titulações e, 
 assim, calcular o valor esperado do pH em vários pontos durante uma titulação. O analito é 
 25,00 mL de uma solução 0,250 M em NaOH(aq) e o titulante é 0,340 M de HCl(aq).O pH da 
 solução original do analito é 13,40. 
 02 O novo pH após a adição de 5,00 mL do ácido titulante na titulação do item 01 é 13,18. 
 04 O veneno das formigas contém ácido fórmico (HCOOH; “formica” é o termo em latim para 
 formiga). Suponha que você trabalha em uma empresa farmacêutica desenvolvendo um 
 antídoto de ação rápida e precisa estimar o pH no ponto estequiométrico da titulação do 
 ácidofórmico. O pH do ponto estequiométrico da titulação de 25,00 mL de uma solução 0,100 
 M de HCOOH(aq) com uma solução 0,150 M de NaOH(aq) é 8,3. 
 08 O volume necessário do titulante para alcançar a equivalência química é 16,7 mL. 
 16 O pH no ponto estequiométrico da titulação de 25,00 mL de uma solução 0,010 M de 
 HClO(aq) com uma solução 0,020 M de KOH(aq) é 7,0. 
 32 O volume necessário do titulante para alcançar a equivalência química na titulação do item 
 anterior é 25,00 mL. 
 64 O pH imediatamente após o ponto de equivalência do item 16 situa-se acima do ponto 
 médio da faixa básica da escala de pH. 
 EX 
 01 Como parte de seu programa de pesquisas sobre o ácido fórmico, você precisa titular uma 
 solução do composto com uma solução de hidróxido de sódio e quer saber o que esperar. O pH 
 de uma solução obtida pela adição de 5,00 mL de uma solução 0,150 M de NaOH(aq) a 25,00 
 mL do ácido (0,100 M de HCOOH) é 3,38. 
 02 O pH da solução ácida original (0,100 M de HCOOH) é 2,37. 
 04 O pH da solução após a adição de mais 5,00 mL (ou seja, 10 mL) de uma solução 0,150 M de 
 NaOH(aq) à solução do item 01 é 3,93. 
 08 O ácido benzoico, C 6 H 5 COOH, é usado como conservante em alimentos e cosméticos porque 
 é considerado relativamente seguro. Suponha que você esteja estudando o ácido benzoico e 
 precise predizer o pH de uma solução do composto em uma titulação. O pH do ponto 
 estequiométrico da titulação de 25,00 mL de uma solução 0,120 M de C 6 H 5 COOH(aq) com uma 
 solução 0,0230 M de NaOH(aq) é 8,23. 
 16 O volume do titulante necessário para atingir o ponto estequiométrico da titulação do item 
 anterior é 25,00 mL. 
 32 A morfina, C 17 H 19 O 3 N, é um analgésico potente. Suponha que você esteja estudando a 
 morfina e precise predizer o pH de uma solução de morfina durante a titulação. O pH do ponto 
 estequiométrico da titulação de 30,00 mL de uma solução 0,0172 M de C 17 H 19 O 3 N (aq) com 
 0,0160 M HCl(aq) é muito próximo de 7. 
 64 O volume do titulante necessário para atingir o ponto estequiométrico da titulação do item 
 anterior é 30,00 mL.