LISTA DE EXERCICIOS QUIMICA ANALITICA QUAL (1)

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1 Lista de exercícios / Química Analítica Qualitativa / Prof. Tamires Vaz 
EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
Q01. Considere a reação A + B ↔ C + D. Vamos supor que tanto a reação direta quanto a 
reação inversa são processos elementares e que o valor da constante de equilíbrio é muito 
grande. a) Quais espécies predominam no equilíbrio, os reagentes ou produtos? b) Qual 
reação tem a maior constante de velocidade, a direta ou a inversa? Justifique todas as 
respostas. 
Q02. O que é a lei da ação de massa? Ilustre-a usando a reação NO(g) + Br2(g) ↔ NOBr2(g). 
Qual a diferença entre a expressão da constante de equilíbrio e constante de equilíbrio para 
determinada reação? Descreva um experimento que poderia ser usado para determinar o 
valor da constante de equilíbrio para a reação citada acima. 
Q03. Escreva a expressão para Keq para as seguintes equações. Em cada caso indique se 
a reação é homogênea ou heterogênea. 
a) 3NO(g) ↔ N2O(g) + 2NO2(g) 
b) CH4(g) +2H2S(g) ↔ CS2(g) + 4H2(g) 
c) Ni(CO)4(g) ↔ Ni(s) + 4CO(g) 
d) HF(aq) ↔ H+ (aq) + F-(aq) 
e) 2Ag(s) + Zn2+(aq) ↔ 2Ag+(aq) + Zn(s) 
Q04. Qual das seguintes reações se localizam à direita, favorecendo a formação de 
produtos, e qual se localiza à esquerda, favorecendo a formação de reagente? 
a) 3NO(g) ↔ N2O(g) + 2NO2(g) Keq = 1,5 x 10-10 
b) 2SO2(g) + O2(g) ↔ 2SO3(g) Keq = 2,5 x109 
 
Q05. O iodeto de hidrogênio gasoso é colocado em recipiente fechado a 425°C, onde se 
decompõe parcialmente em hidrogênio e iodo: 2HI(g) ↔ H2(g) + I2(g). No equilíbrio a pressão 
de iodeto de hidrogênio é 0,202 atm, a pressão do gás hidrogênio é 0,0274 atm e a pressão 
do gás iodo é 0,0274 atm. Qual o valor da constante de equilíbrio a essa temperatura? 
Q06. Uma mistura de 1,374 g de H2 e 70,31 g de Br2 é aquecida em um recipiente de 2,00 
L a 700 K. Essas substancias reagem como segue: H2(g) + Br2(g) ↔ 2HBr(g). Encontra-se que 
no equilíbrio o recipiente contém 0,566 g de H2. a) Calcule as pressões parciais no equilíbrio 
de todos os compostos. b) Calcule o valor da constante de equilíbrio. 
Q07. Um frasco é carregado com 1,500 atm de N2O4(g) e 1,00 atm de NO2(g) a 25°C. A 
reação em equilíbrio segue: N2O4(g) ↔ 2 NO2(g). Após o equilíbrio ser atingido, a pressão 
parcial de NO2 é 0,512 atm. a) Qual a pressão parcial de N2O4 no equilíbrio? b) Calcule o 
valor da constante de equilíbrio para a reação. 
Q08. a) Como o coeficiente de reação difere da constante de equilíbrio? b) Se Q<Keq, em 
qual sentido a reação prossegue para atingir o equilíbrio? c) Qual a condição deve ser 
satisfeita para que Q=Keq? 
 
2 Lista de exercícios / Química Analítica Qualitativa / Prof. Tamires Vaz 
Q09. A 100°C, a constante de equilíbrio assume valor de 2,49 para a seguinte reação: 
SO2Cl2(g) ↔ SO2(g) + Cl2(g). Em uma mistura em equilíbrio dos três gases as pressões parciais 
de SO2Cl2 e SO2 é 3,31 atm e 1,59 atm respectivamente. Qual a pressão parcial de Cl2 na 
mistura em equilíbrio? 
Q10. a) A 1285 °C a constante de equilíbrio para a reação Br2(g) ↔ 2Br(g) é 0,133. Um 
recipiente de 0,200 L contendo uma mistura em equilíbrio dos gases tem 0,345 g de Br2(g). 
Qual a massa de Br(g) no recipiente? b) Para a reação H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g) a constante de 
equilíbrio assume valor 55,3 a 700 K, em um frasco de 0,200 L contendo uma mistura em 
equilíbrio dos três gases, existem 0,056 g de H2 e 4,36 g de I2. Qual a massa de HI no 
frasco? 
Q11. Para o equilíbrio Br2(g) + Cl2(g) ↔ 2BrCl(g) a 400 K, a constante de equilíbrio assume 
valor de 7,0. Se 0,30 mol de Br2 e 0,30 mol de Cl2 são introduzidos em um recipiente de 1,0 
L a 400 K, qual será a pressão parcial de BrCl no equilíbrio? 
Q12. Considere o seguinte equilíbrio, para o qual ∆H<0, 2SO2(g) + O2(g) ↔ 2SO3(g). Como 
cada uma das seguintes variações afetará a mistura em equilíbrio dos três gases? a) Adição 
de gás hidrogênio ao sistema; b) A mistura da reação é aquecida; c) o volume do recipiente 
de reação é dobrado; d) um catalisador é adicionado à mistura; e) a pressão total do sistema 
é aumentada adicionando-se um gás nobre; f) SO3(g) é removido do sistema. 
Q13. Considere a reação exotérmica de formação do trióxido de enxofre, a partir do dióxido: 
2SO2(g) + O2(g) ↔ 2SO3(g) , A 900 K, Kp = 40,5 atm-1 e ΔH = -198 kJ. 
a) escreva a expressão de equilíbrio para essa reação; b) será o valor da constante de 
equilíbrio para essa reação, em temperatura ambiente (300 K), maior, menor ou igual ao 
valor da constante de equilíbrio a 900 K? Justifique sua resposta; c) se, enquanto a 
temperatura é mantida constante, uma quantidade a mais de O2, é adicionada ao recipiente 
que contém os três gases em estado de equilíbrio, irá o número de mol de SO2 aumentar, 
diminuir ou permanecer o mesmo? d) qual o efeito causado ao sistema, quando se adiciona 
1,0 mol de He(g) ao recipiente que contém os três gases em equilíbrio à temperatura 
constante? 
Q14. Num determinado ambiente encontrava-se um frasco fechado contendo os gases 
NO2(castanho) e N2O4(incolor), que apresentam o equilíbrio assim equacionado: 2NO2(g) 
↔ N2O4(g); ∆H < 0; (H= entalpia e ∆H < 0 significa reação exotérmica). Esse frasco, a 
seguir, foi colocado num segundo ambiente, observando-se uma diminuição da coloração 
castanha. a) Escreva a expressão da constante de equilíbrio em função das pressões 
parciais dos gases envolvidos. b) O que se pode afirmar com relação às temperaturas dos 
dois ambientes em que esteve o frasco? Justifique sua afirmação. 
Q15. Considerar o equilíbrio: Fe3O4(s) + 4H2(g) ↔ 3Fe(s) + 4H2O(g); a 150°C em recipiente 
fechado. Escrever a expressão da constante de equilíbrio da reação. Prever, justificando, 
qual será o efeito da adição ao sistema em equilíbrio de: a) mais H2(g); b) mais Fe(s); c) um 
catalisador. 
Q16. Para a reação em equilíbrio: PCℓ3(g) + Cℓ2(g) ↔ PCℓ5(g) dizer qual é o efeito de cada 
um dos seguintes fatores sobre o equilíbrio inicial: a) adição de PCℓ3; b) remoção de Cℓ2; 
c) adição de catalisador; d) diminuição do volume do recipiente. 
 
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TRATAMENTO SISTEMÁTICO DE EQUILÍBRIO 
ÁCIDO - BASE 
 
Tabelas e fórmulas importantes 
 
 
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Questão 01. Calcule o pH das seguintes soluções: 
a) HBr 1,0 x 10-3 mol/L 
b) HNO3 2,0 x 10-9 mol/L 
c) KOH 3,0 x 10-3 mol/L 
d) NaOH 4,0 x 10-9 mol/L 
 
Questão 02. Calcule o pH das seguintes soluções: 
a) ácido hipocloroso 0,0300 mol/L 
b) ácido butanóico 0,0600 mol/L 
c) etilamina 0,100 mol/L 
d) trimetilamina 0,200 mol/L 
e) ácido cloroacético 0,00001 mol/L 
 
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f) metilamina 0,0100 mol/L 
g) HIO3 0,200 mol/L 
h) felinidrazina 0,100 mol/L 
 
Questão 03. Calcule o pH e a concentração de todas as espécies para as seguintes 
soluções: 
a) ácido hipocloroso 5,0 x 10-4 mol/L 
b) ácido cianídrico 4,0 x 10-6 mol/L 
c) ácido fórmico 2,0 x 10-3 mol/L 
d) ácido sulfídrico 0,05 mol/L 
e) ácido sulfuroso 0,01 mol/L 
 
Questão 04. Determine a concentração de todas as espécies presentes em uma solução 
obtida a partir da dissolução de 2,0 gramas de vitamina C em 100 mL de água. Dados: 
MMácido ascórbico = 176,13 g/mol). 
Questão 05. Calcule o pH das seguintes soluções: 
a) acetato de sódio 0,025 mol/L 
b) cloreto de amônio 0,060 mol/L 
c) cianeto de potássio 0,010 mol/L 
d) hipoclorito de sódio 0,01 mol/L 
 
Questão 06. O corpo humano contém aproximadamente70% de água em massa. Na 
temperatura normal do corpo humano, 37°C, a concentração do íon H3O+ em água pura é 
1,54x10-7 mol/L. Qual o valor de Kw nesta temperatura? 
Questão 07. A 50°C o produto iônico da água, Kw, é 5,5x10-14. Calcule [H3O+] e [OH-] numa 
solução neutra a 50°C? 
Questão 08. Explique como é afetado o equilíbrio de auto-ionização da água, pela adição 
de HCl. Considere a adição de 0,010 mol de HCl a 1 L de água pura e calcule a 
concentração molar de OH- na solução resultante. 
Questão 09. Explique como é afetado o equilíbrio de auto-ionização da água, pela adição 
de NaOH. Considere a adição de 0,010 mol de NaOH a 1 L de água pura e calcule a 
concentração molar de H3O+ na solução resultante. 
Questão 10. Escreva a fórmula para a base conjugada de cada ácido. 
a) H2SO4 b) H3BO3 c) HI d) H3O+ e) NH4+ f) HPO42- 
Questão 11. Escreva a fórmula para o ácido conjugado de cada base. 
a) OH- b) HS- c) NH3 d) C6H5O- e) CO32- f) HCO3- 
Questão 12. Em cada par a seguir, selecione o ácido mais forte. 
a) Ácido pirúvico (pKa = 2,49) ou ácido lático (pKa = 3,08); 
b) Ácido cítrico (pKa = 3,08) ou ácido fosfórico (pKa = 2,10); 
c) Ácido benzóico (Ka= 6,5x10-5) ou ácido lático (Ka = 8,4x10-4); 
 
6 Lista de exercícios / Química Analítica Qualitativa / Prof. Tamires Vaz 
d) Ácido carbônico (Ka= 4,3x10-7) ou ácido bórico (Ka=7,3x10-10). 
 
Questão 13. A seguir, são apresentadas as faixas de pH para vários materiais biológicos 
humanos. A partir do pH no ponto médio de cada faixa, calcule para cada material: I) a 
[H3O+]; II) o pOH; III) a [OH-]. 
a) Leite, pH 6,6 – 7,6 
b) Fluido espinhal, pH 7,3 – 7,5 
c) Saliva, pH 6,5 – 7,5 
d) Urina, pH 4,8 – 8,4 
e) Plasma sangüíneo, pH 7,35 – 7,45 
f) Fezes, pH 4,6 – 8,4 
g) Bile, pH 6,8 – 7,0 
 
Questão 14. Equacione a reação do HCl com cada um dos compostos a seguir: a) Na2CO3; 
b) NaOH; c) NH3; d) CH3NH2; e) NaHCO3. 
Questão 15. Qual das soluções a seguir será mais ácida, ou seja, qual terá o pH mais 
baixo? 
a) CH3COOH(aq) 0,10 mol L-1 ou HCl(aq) 0,10 mol L-1? 
b) NaCl(aq) 0,10 mol L-1 ou NH4Cl(aq) 0,10 mol L-1? 
c) Aspirina (pKa = 3,47) 0,10 mol L-1 ou ácido acético 0,10 mol L-1? 
 
Questão 16. Considerando quantidades equimolares do ácido e da sua base conjugada, 
preveja a região de pH na qual cada um dos tampões a seguir será eficaz. 
(a) Nitrito de sódio e ácido nitroso; 
(b) Benzoato de sódio e ácido benzóico; 
(c) Carbonato de sódio e bicarbonato de sódio; 
(d) Hidrogenofosfato de potássio e dihidrogenofosfato de potássio; 
(e) Amônia e cloreto de amônio; 
(f) Hidroxilamina e cloreto de hidroxilamônio. 
 
Questão 17. Calcule o pH de um tampão constituído por CH3COONa 0,040 mol L-1 e 
CH3COH 0,080 mol L-1. 
Questão 18. Um tampão, constituído por H2PO4- (Ka = 6,2x10-8) e HPO42-, ajuda a controlar 
o pH de fluidos fisiológicos. Muitos refrigerantes carbonatados também usam esse sistema 
tampão. Calcule o pH de um refrigerante no qual os principais ingredientes do tampão são 
6,5 g de NaH2PO4 e 8,0 g de Na2HPO4 por 355 mL de solução. 
Questão 19. A efedrina, C10H15ON, um estimulante do sistema nervoso central, é usado em 
borrifadores nasais como um descongestionante. Esse composto é uma base orgânica 
fraca: 
C10H15ON(aq) + H2O(l) ↔ C10H15ONH+(aq) + OH-(aq) 
Uma solução de efedrina a 0,035 mol/L apresenta pH = 11,33, a 25ºC. Calcule o Kb para a 
efedrina na temperatura em questão. 
 
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PRODUTO DE SOLUBILIDADE 
 
1) Fosfato de Cálcio, Ca3(PO4)2, cuja solubilidade na solução saturada é 1,67 x 10–7 M. 
a) A concentração molar iônica de sua solução aquosa saturada. 
b) A sua constante do produto de solubilidade (Kps). 
 
2) Hidróxido de Magnésio cuja solubilidade na solução saturada é 1,44 x 10–4 M. 
a) A concentração molar iônica de sua solução aquosa saturada. 
b) A sua constante do produto de solubilidade (Kps). 
c) A solubilidade do Mg(OH)2 em uma solução aquosa 1M de Mg 2+ (ou MgCl2 ). 
 
3) Iodato de bário cujo Kps = 1,5 x 10-9. 
a) A solubilidade do iodato de bário em água. 
b) A concentração molar iônica na solução aquosa saturada. 
c) A concentração molar de IO3- necessária em uma solução aquosa de Ba2+ 0,1M para 
começar a precipitar o Ba(IO3)2. 
 
4) Hidróxido férrico cuja constante Kps é 1,0 x 10– 36. 
a) A concentração molar iônica de sua solução aquosa saturada. 
b) A sua nova solubilidade (mol/L) em uma solução aquosa com Fe3+ 0,1 mol/L (ou FeCl3 
0,1mol/L ). 
c) A concentração molar de Fe3+ necessária para começar a precipitar Fe(OH)3 em uma 
solução aquosa com pH = 13. 
d) A solubilidade (mol/L) do Fe(OH)3 na solução do item c). 
e) Coloque em ordem crescente de solubilidade. 
 
5) Adicionou-se uma solução de NaOH 0,1M, gota a gota, a 1,0 L de solução contendo 
0,002 moles em íons Ni2+ (preparada com NiCl2, por exemplo). O Ni(OH)2 tem Kps = 6,3 
x 10-16. Atenção: posso expressar este valor assim: 6,3E-16 , onde, E-16 = EXP -16 = 
Exponencial a -16 = x 10-16 e este último já estamos acostumados (isto não é da química 
é da matemática e de mais ninguém). Com base nestes fatos, calcule: 
a) A concentração molar necessária de OH- (ou NaOH) para começar a precipitar o 
Ni(OH)2. 
b) O pH em que começa esta precipitação. 
c) Que volume da NaOH 0,1M é necessário para qua a precipitação do Ni(OH)2 se inicie? 
Considere que o volume final será igual a 1L. 
 
6) 25,00 mL de fluoreto de sódio 0,3 M foram misturados com 25,00 mL de cloreto de 
cálcio 0,2 M. Calcular a concentração de todos os íons nesta solução após o equilíbrio de 
precipitação ter sido atingido (Kps do CaF2 = 3,4E-11) 
 
8 Lista de exercícios / Química Analítica Qualitativa / Prof. Tamires Vaz 
Reação não balanceada: NaF + CaCl2 → CaF2 + NaCl 
7) Um volume 25,00 mL de nitrato de prata 0,2 M foram misturados com 25,00 mL de 
cromato de potássio 0,1 M. Calcular a concentração de todos os íons nesta solução após 
o equilíbrio de precipitação ter sido atingido. DADO: (Kps do Ag2CrO4 = 1,2E-12). 
Reação não balanceada: AgNO3 + K2CrO4 → Ag2CrO4 + KNO3 
8) a) Fez-se uma mistura de 23 mL de uma solução de KSCN 0,1M com 27 mL de AgNO3 
0,1M, ocorrendo a precipitação de AgSCN (Kps= 1E-12). Determine a concentração iônica 
nessa solução saturada. 
b) Toda a solução acima foi jogada dentro de uma caixa d’água vazia e depois o volume foi 
completado com água até 3000 Litros, ocorrendo após algum tempo a dissolução de todo 
o precipitado. Determine a concentração iônica dessa solução insaturada e faça o teste 
confirmando a ausência de precipitado. 
9) A mistura de duas soluções (uma delas com íons A+ e a outra com B-) resultou numa 
terceira. Nesta nova solução, antes de ocorrer a precipitação de AB, a concentração de A+ 
era 5E-5 M e a de B- era também igual a 5E-5 M. A substância AB possui Kps = 1E-8 e o 
mol dos átomos de A=50g e de B=60g. Com base nisto, determine: 
a) Se realmente ocorreu a precipitação de AB (com cálculos). 
b) A concentração dos íons (em g/L) na terceira solução. 
10) Tem-se 1L de solução contendo 100 mmoles de cloreto e 2 mmoles de cromato. A esta 
solução foi adicionada solução de Ag+ (nitrato de prata por exemplo) gota a gota até se 
observar a precipitação de um dos ânions. (Kps do AgCl = 1,8E-10 e Kps do Ag2CrO4 = 
1,2E-12) 
a) Que ânion foi precipitado? 
b) Se começarmos a precipitar o mais solúvel, como estará a concentração molar (dê o 
valor) do mais insolúvel nesta solução? (deverá dar um número pequeno, pois ele já tinha 
começado a se precipitar, pois foi o primeiro). 
11) Tem-se uma solução que é de Ni2+, Mg2+ e Pb2+todos na mesma concentração de 1,5E-
3 M. 
Kps do Ni(OH)2 = 1,6E-16, do Mg(OH)2 = 8,9E-12 e do Pb(OH)2 = 8,1E-17. 
a) Calcular em que pH cada cátion começará a precipitar. 
b) Calcular a faixa de pH para separar o mais insolúvel dos dois mais solúveis. 
 
 
 
 
 
 
 
 
9 Lista de exercícios / Química Analítica Qualitativa / Prof. Tamires Vaz 
12) Dada a Tabela abaixo: 
Substância Kps 
Ag2S 1,6 x 10-49 
MnS 1,4 x 10-15 
NiS 4,0 x 10-20 
CoS 5,0 x 10-22 
ZnS 4,5 x 10-24 
CdS 1,0 x 10-27 
CuS 8,5 x 10-45 
Bi2S3 1,0 x 10-97 
 
a) Calcular a solubilidade molar de cada sulfeto da tabela acima. 
b) O sulfeto mais solúvel. 
c) O sulfeto menos solúvel. 
d) Qual (quais) o(s) mais solúvel que o Bi2S3? 
e) Calcular a solubilidade de todos os sulfetos em g/L. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
10 Lista de exercícios / Química Analítica Qualitativa / Prof. Tamires Vaz 
EQUILÍBRIO DE COMPLEXAÇÃO 
 
1) Defina: 
a) quelato b) ligante c) número de coordenação d) número máximo de coordenação e) 
constante de formação f) constante de formação condicional g) constante de formação 
global 
2) Por que ligantes multidentados são preferidos a ligantes unidentados em Química 
Analítica? 
3) Escreva as equações químicas e as expressões das constantes de equilíbrio para a 
formação progressiva de: a) [Ni(CN)4]2- b) [Cd(SCN)3]- 
4) Escreva as expressões para as constantes de formação global para todos os equilíbrios 
envolvidos no exercício anterior. 
5) Calcule a concentração de equilíbrio de Cd2+ após se misturar 2,40 mols de KCN e 0,10 
mol de Cd(NO3)2 em 1 L de água. 
Dados: Número máximo de coordenação = 4 logβ1 = 6,0 logβ2 = 11,1 logβ3 = 15,6 logβ4 = 
17,9 
6) Calcular a concentração de equilíbrio do íon metálico [Mn+] após o estabelecimento do 
equilíbrio em 1L de soluções contendo: 
a) 0,010 mol de AgNO3 e 2,00 mols de NH3 (1,5 x 10-10 mol L-1) Dados: Número máximo de 
coordenação = 2 logβ1 = 3,40 logβ2 = 7,40 
b) 0,050 mol de Co(NO3)3 e 1,30 mols de NH3. Dados: Número máximo de coordenação = 
6 logβ1 = 2,05 logβ2 = 3,62 logβ3 = 4,61 logβ4 = 5,31 logβ5 = 5,43 logβ6 = 4,75 
7) Muitos refrigerantes contêm EDTA como um agente quelante. Um refrigerante popular 
com pH 3,22 possui qual fração de EDTA sob a forma Y4- em equilíbrio? Nesse pH, qual a 
forma predominante de EDTA (Utilize o gráfico que indica a distribuição das formas de 
EDTA com relação ao pH). 
8) O EDTA costuma ser adicionado a tubos de coleta de sangue para análises clínicas. O 
EDTA é usado para se ligar ao Ca2+ do sangue e assim evitar a sua coagulação. Quais 
serão as constantes de formação condicional para CaY2- para os pH 7,0 e 8,0 (faixa de pH 
que engloba o pH do sangue, aproximadamente pH 7,4). Dado: Kf (CaY2-) = 5,0 x 1010. 
9) Um cientista ambiental observa que o grau de ligação entre o EDTA e o íon Hg2+ aumenta 
quase 15 mil vezes quando o pH é elevado de 6,0 para 10,0 em uma amostra de água. 
Qual a razão destes efeito? 
10) Qual será a concentração de Ni2+ em uma solução preparada à 25°C e em pH elevado 
adicionando-se 1,00 mL de de solução de Ni(NO3)2 0,250 mol L-1 à 100 mL de solução de 
amônia (NH3) 0,058 mol L-1. Suponha que todo o Ni(NO3)2 é dissolvido e que o valor de 
[NH3] no equilíbrio é aproximadamente igual a concentração analítica de NH3. (1,6 x 10-6 
mol L-1). Dados: Número máximo de coordenação = 6 logβ1 = 2,72 logβ2 = 4,88 logβ3 = 6,54 
logβ4 = 7,67 logβ5 = 8,33 logβ6 = 8,31 
 
11 Lista de exercícios / Química Analítica Qualitativa / Prof. Tamires Vaz 
11) Calcule a concentração de Ca2+ livre (não complexado) ao se adicionar os seguintes 
volumes de solução de EDTA 0,010 mol L-1 à 50,00 mL de uma solução contendo Ca2+ 
0,005 mol L-1. Considere que o pH da mistura foi mantido à pH 10. Dado: Kf (CaY2-) = 5,0 x 
1010. a) 10,00 mL b) 25,00 mL c) 50,00 mL 
12) Calcule a concentração de Ca2+ livre (não complexado) ao se adicionar os seguintes 
volumes de solução de EDTA 0,0050 mol L-1 à 10,00 mL de uma solução contendo Ca2+ 
0,010 mol L-1. Considere que o pH da mistura foi mantido à pH 10. Dado: Kf (CaY2-) = 5,0 x 
1010. a) 10,00 mL b) 20,00 mL c) 30,00 mL 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
12 Lista de exercícios / Química Analítica Qualitativa / Prof. Tamires Vaz 
EQUILÍBRIO OXI REDUÇÃO 
 
1) O que são titulações Redox (ou de oxidação-redução)? 
2) Qual a carga elétrica de 1 elétron? 
3) Seja Fe3+ + V2+ → Fe2+ + V3+. Quantos coulombs de carga devem ser transferidos do V2+ 
para oxidar 5,585 g de Fe3+? 
4) Suponha que elétrons são forçados para dentro de um fio de platina imerso numa solução 
contendo Sn4+, que é reduzido a Sn2+ a 4,24 mmol/h. Qual corrente elétrica que passa na 
solução? 
5) Pra que serve a ponte salina? 
6) O que são potenciais padrão de redução? 
7) Calcule a diferença de potencial elétrico da célula eletroquímica 
Cd(s)│Cd(NO3)2(aq)││AgNO3(aq)│Ag(s) se a meia célula da direta contém AgNO3(aq) 0,50 M 
e a meia célula da esquerda Cd(NO3)2 0,010 M. 
8) Determine a constante de equilíbrio para a reação: Cu(s) + 2Fe3+ ↔ 2Fe2+ + Cu2+. 
9) O que são eletrodos de referência? 
10) O que são eletrodos indicadores? 
11) 10,00 mL de uma solução de AgNO3 0,0500 M foram titulados com uma solução de 
NaBr 0,0250 M na seguinte célula eletroquímica: E.C.S. ││solução de titulação│Ag(s). 
Determine o potencial da célula eletroquímica para os volumes adicionados de titulante de 
0,1; 10,0; 20,0 e 30,0 mL. 
12) Suponha que desejamos titular 100,0 mL de uma solução de Fe2+ 0,050 M com uma 
solução de Ce4+ 0,100 M, usando uma célula eletroquímica E.C.S. ││solução de 
titulação│Ag(s). Calcule o E da célula quando foram adicionados 10, 48, 50, 52 e 90 mL e 
esboce a curva de titulação. 
 
Referências 
1. Harris, D. C. Explorando a Química Analítica. 4ª ed. LTC – Livros Técnicos e Científicos 
Editora, Rio de Janeiro, 2011. 
2. Harris, D. C. Análise Química Quantitativa. 6ª ed. LTC – Livros Técnicos e Científicos 
Editora, Rio de Janeiro, 2005. 
3. Skoog, D. A.; West, D. M.; Holler, F. J.; Crouch, S. R. Fundamentos de Química Analítica. 
8ª ed. Pioneira Thomson Learning, São Paulo, 2006.