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PROVA T2 COM GABARITO

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UFRRJ – ICE – DEQUIM – IC 610 – QUÍMICA ANALÍTICA II – 2014/II.
NOME: _________________________________________________________ MATRÍCULA: ____________
ASSINATURA: ______________________________________________________DATA: _____/_____/2014.
SEGUNDA PROVA (T2) - PROFESSORA: CRISTINA MARIA BARRA – TURMA _________
Ótima prova!!!!!!!!!!!!!!!
PRIMEIRA QUESTÃO. 25 pontos.
Tem-se 1,0 L de solução tampão equimolar, C=0,0250 mol/L, composta por KH2PO4 e Na2HPO4. 
(a) Utilizar o método matemático (5ptos) para calcular a [H3O+] e o pH ideal (em concentração) dessa solução tampão (5ptos), não esquecendo de corrigir a constante de ionização para a força iônica da solução.
(b) Calcular o índice tampão dessa solução tampão. (5ptos).
(c) Calcular o pH potenciométrico (real) dessa solução tampão (5ptos).
(d) Utilizar o valor do índice tampão para calcular o pH quando são adicionados 0,0005 mol de HCl ao tampão (1,0 L). (5ptos). Fazer o cálculo utilizando os valores em concentração.
	Dados: 	pK0a1=2,47 		pK0a2=7,21 		pK0a3=12,32
Tabela 1 - Valores do parâmetro “a” para 130 íons selecionados estimados por Kielland. Coeficientes de atividade iônica calculados pela EHDL, considerado o tamanho do íon (a) (água a 25 oC).
	A
	Carga 1
	9
	H3O+
	4
	Na+, CdCl+, ClO2-, IO3-, HCO3-, H2PO4-, HSO3-, H2AsO4-,
	a
	Carga 2
	4
	Hg22+, SO42-, S2O32-, S2O82-, SeO42-, CrO42-, HPO42-, S2O62- 
	Força Iônica
	a
	0,001
	0,0025
	0,005
	0,01
	0,025
	0,05
	0,1
	Carga 1
	9
	0,967
	0,950
	0,933
	0,914
	0,880
	0,860
	0,830
	4
	0,964
	0,947
	0,927
	0,901
	0,855
	0,815
	0,770
	Carga 2
	4
	0,867
	0,803
	0,740
	0,660
	0,545
	0,445
	0,355
Resposta:
- Natureza química:
KH2PO4K++H2PO4-
 0,0125 0,0125
Na2HPO42Na++HPO4=
 0,025 0,0125
H3PO4+H2OH3O++H2PO4-
H2PO4-+H2OH3O++HPO42-
HPO42-+H2OH3O++PO43-
2H2OH3O++-OH
- Equações de equilíbrio:
(1) Ka1[H3PO4]=[H3O+]x[H2PO4-]
(2) Ka2[H2PO4-]=[H3O+]x[HPO42-]
(3) Ka3[HPO42-]=[H3O+]x[PO43-]
(4) Kw=[H3O+]x[-OH]
b.m. em sódio: (5) [Na+]=0,025mol/L
b.m. em potássio: (6) [K+]=0,0125mol/L
b.m. em fosfato: (7) [H3PO4]+[H2PO4-]+[HPO42-]+[PO43-]=0,025mol/L
b.c: [Na+]+[K+]+[H3O+]=[-OH]+[H2PO4-]+2[HPO42-]+3[PO43-]
0,025+0,0125+[H3O+]=[-OH]+0,05-[H3PO4]+[HPO42-]+2[PO43-]
(8) 0,0125+[H3PO4]+[H3O+]=[-OH]+[HPO42-]+2[PO43-]
- Considerando que a [H2PO4-] e [HPO42-] são suficientemente altas em relação à concentração molar das outras espécies tem-se (7a):
(7a) [H2PO4-]+[HPO42-]=0,025mol/L
- Considerando que [HPO42-] é suficientemente alta em relação à concentração molar das outras espécies na equação (8) tem-se (8a):
(8a) [HPO42-]=0,0125mol/L
- Substituindo (8a) em (7a):
[H2PO4-]+0,0125=0,025
[H2PO4-]=0,0125mol/L
- Substituindo (7a) e (8a) em (2) tem-se a equação (9) para o cálculo do pH da solução tampão:
(9) Ka20,0125=[H3O+]x0,0125
(10) Ka2=[H3O+]
- Correção da constante de equilíbrio:
- Substituindo na expressão de equilíbrio a constante (pKa2=7,2) e os valores dos coeficientes de atividade tabelados em força iônica 0,05 mol L-1, f+=0,83, f-=0,77 e f==0,445 
Tem-se:
Como: (10) Ka2=[H3O+]
(a) [H3O+]=1,34x10-7mol/L 			pH= 6,87
(b) O índice tamponante dessa solução tampão.
- Para o cálculo do pH potenciométrico tem-se que calcular a atividade. Assim:
{H3O+}=1,34x10-7x0,86
(c) {H3O+}=1,18x10-7mol/L			pH= 6,94
(d) A variação de pH quando são adicionados 0,0005 mol de HCl ao tampão.
=0,02877. A mudança de pH é calculada a partir de índice tampão. Se: 
Se as diferenciais estão aproximadas por pequenas diferenças, a mudança no pH é dada por:
pH =-CA=0,0005/0,0134=-0,04
Assim, o pH do tampão após a adição de ácido forte é: 
Ideal: pH=6,87-0,04=6,83
SEGUNDA QUESTÃO. 25 PONTOS.
Nas Figuras 2 e 3 tem-se os diagramas alfa x pH, complemento alfa e Log Cx pH para o aminoácido cisteína (Cis), cuja forma catiônica é H3Cis2+.
		
		 	
		(a)
		(b)
Figura 2 – Diagrama do coeficiente de distribuição de H3A em função do pH. (a) alfa x pH; b) Complemento alfa x pH.
Identificar cada linha nas figuras 2(a) e 2(b).
Retirar da figura adequada cada pKa desse aminoácido.
Retirar da Figura adequada o pH onde se 100% desse aminoácido puro (em sua forma zuiteriônica).
Utilizar o método matemático para comprovar o pH do aminoácido puro obtido na figura adequada, calculando o pH isoelétrico e isoiônico desse aminoácido com concentração analítica igual a 0,01mol/L.
TERCEIRA QUESTÃO. 25 pontos.
Na Figura 4 tem-se o diagrama LogC x pH para o mesmo triácido da terceira questão. Responder o que se pede:
Figura 4 – Diagrama Log C versus pH para o triácido H3A.
(a) Desenhar no diagrama a linhas (Log[H3O+] e Log[-OH]), referentes à água. Mostrar as equações matemáticas para desenhar essas linhas.
(b) Informar no diagrama a que espécie ácido-base pertence cada linha.
(c) A partir do diagrama, informar a concentração analítica desse sistema ácido-base. 
(d) Utilizar o diagrama para obter as constantes de ionização desse ácido.
(e) Utilizar o diagrama para obter o pH e a concentração molar das espécies em equilíbrio quando se tem uma solução de H3A na concentração analítica expressa pelo diagrama. 
(f) Utilizar o diagrama para obter o pH e a concentração molar das espécies em equilíbrio quando se tem uma solução de Na3A na concentração analítica expressa pelo diagrama.
(g) Utilizar o diagrama para obter o pH dos sais anfipróticos na concentração analítica expressa pelo diagrama.
Resposta: (a) Log[H3O+]=-pH	e 	Log[-OH]=-14+pH (fazer)
 Resposta (b) Fazer.
Resposta: (c) LogC=-1	C=0,1mol/L
Resposta: (d) Em uma solução tampão equimolar, C=0,1mol/L, tem-se que: 
pH=pKa1=3,0		[H3A]=[H2A-]=C/2	
pH=pKa2=5,0		[HA-]=[HA2-]=C/2
pH=pKa3=10,0		[HA2-]=[A3-]=C/2
Resposta: (e) - Do diagrama:	pH=2,0
Log[H3A]=-1			[H3A]=0,1mol/L	
Log[H2A-]=Log[H3O+]=-2	[H2A-]= H3O+]=0,01mol/L		
Log[HA-]=-9			[HA2-]=1,0x10-9mol/L
Log[A-]<-10			[A3-]<1,0x10-10mol/L
Log[-OH]<-10			[-OH]<1,0x10-10mol/L
Resposta: (f) - Do diagrama:	
Log[A3-]=-1			[A3-]=0,1mol/L	
Log[HA2-]=Log[-OH]=-2,5 	[HA2-]=[-OH]=0,00316mol/L	pH=11,5
Log[H3A]<-10			[H3A]<10-10mol/L	
Log[H2A-]=-4			[H2A-]=0,0001mol/L		
Log[H3O+]<-10			[H3O+]<10-10mol/L
Resposta: (g) – Do diagrama: pH=4,0 	
Log[H2A-]=-1		[H2A-]=0,1mol/L 
Log[H3A]=Log[HA2-]=-2	[H3A]=[HA2-]=0,01mol/L	
Log[-OH]=-10		[-OH]=10-10mol/L
 -Fazer o segundo anfiprótico em pH 7,5.
QUARTA QUESTÃO. 25 pontos.
Dada a Figura 5, LogC versus pH, para o sistema ácido-base (HA), responder o que se pede:
Figura 5 – Diagrama Log C x pH para o monoácido HA.
(a) Desenhar no diagrama a linhas (Log[H3O+] e Log[-OH]), referentes à solução aquosa, demonstrando como foram calculados os pontos necessário para desenhar cada linha. 
 (b) Informar no diagrama a que espécie ácido-base pertence cada linha. 
(c) Retirar do diagrama a linha-base referente à concentração analítica do sistema ácido-base HA/A-. 
(d) Retirar do diagrama o pKa desse ácido fraco HA.
(e) Retirar do diagrama o pH da solução tampão equimolar composta pelo ácido HA e sua base conjugada NaA, e a concentração de todas as espécies ácido-base nesse pH.
(f) Retirar do diagrama o pH e as concentrações molares de todas as espécies em equilíbrio quando se tem uma solução de HA na concentração analítica expressa pelo diagrama C.
(g) Checar o resultado do item (f) pela equação geral dentro de um erro relativo de 10%.
(a) Fazer.
(b) Fazer.
(c) Resposta: Linha-base: LogC=-3,5	C=10-3,5mol/L=3,1x10-4mol/L
(d) Resposta: Ponto do sistema: pH=pKa=10,0
Log[HA]=Log[A-]=LogC-0,3=-3,5-0,3=-3,8
(e) Resposta: Uma solução tampão equimolar de CS=CA=C/2=1,6x10-4mol/L tem pH=pKa=10
[H3O+]=1,0x10-10mol/L
[-OH]=1,0x10-4mol/L
[HA]=[A-]=10-3,8=1,6x10-4mol/L
(f) Resposta: HA 0,00031mol/L
pH=6,7
Log[A-]=Log[H3O+]=-6,7
[H3O+]=[A-]=2,0x10-4mol/L
Log[HA]=-3,5
[HA]= 10-3,5mol/L=3,1x10-4mol/L
Log[-OH]=-7,3
[-OH]=10-7,3=5,0x10-8mol/L
(g)Erro
C=(2,0x10-7)2/1,0x10-10+2,0x10-7-1,0x10-14/1,0x10-10-1,0x10-14/2,0x10-7
C=4,0x10-4+2,0x10-7-1,0x10-4-1,0x10-9
C=3,0x10-4mol/L	(ER=4,5%)
IC 610 – 2014/II – Prova T2 – Turma T01	Página 6

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