Exercícios Resolvidos envolvendo Volumetria de Precipitacao

Prévia do material em texto

EXERCÍCIOS DE QUÍMICA ANALÍTICA 
QUANTITATIVA II: 
VOLUMETRIA DE PRECIPITAÇÃO. 
 
 
 
 
 
Natal – RN 
2017 
INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E 
TECNOLOGIA DO RIO GRANDE DO NORTE. 
IFRN – CAMPUS CENTRAL 
CURSO DE PETRÓLEO E GÁS 
ALUNA: LISIANE DA SILVA LIMA 
Uma moeda de prata pesando 0,5000g é dissolvida com acido 
nítrico e a prata é titulada com 38,22ml de uma solução de KSCN 
que contém 4,5000 g/L de solução. Calcular a porcentagem de 
prata na moeda analisada. 
Ag° HNO3 Ag+(aq) + SCN
-
(aq) AgSCN(aq) KSCN ---- 4,5 g/L 
 
97 ----------1,0L -------1,0mol 
4,5000----1,0L --------X 
 X= 0,046 mol/L Nº de mmols de Ag
+= Nº de mmols de SCN-(aq) 
 = V(ml)x[SCN-] 
 = 38,22 x 0,046mol/L 
Nº de mmols de Ag+= 1,758 mmols 1,0 mmol de Ag+----108/1000 
 1,758 ------------------y 
 y = 0,1869 g de prata 
0,1869g-----K 
0,5000g-----100% 
K=38% de prata 
Qual deve ser a molaridade de uma solução de AgNO3 para que 
sendo usada na determinação do grau de pureza de amostras de 
NaCl, tornando-se massas de amostras de 0,5000g, cada 1,00ml de 
solução corresponda a 1,0% de NaCl na amostra analisada? 
1,0% -----X 
100%----0,5 
 X=0,005g de NaCl 
1 mmol de NaCl ------ 58,45/1000 
 Y------0,005g 
 Y=0,0855 mmols de NaCl 
Nº de mmols de AgNO3 = Nº de mols de NaCl 
 V(mL) x[AgNO3] = 0,0855 
 1,0mLx[AgNO3] = 0,0855mol/L 
 [AgNO3] = 0,0855mol/L 
Amostra de 20 tabletes de sacarina solúvel foi tratada com 20,0mL 
de solução 0,08181mol/L de AgNO3. Após remoção do sólido, a 
titulação do filtrado necessitou de 2,81 mL de solução 
0,04124mol/L de KSCN. Determine a massa em mg de sacarina em 
cada tablete. Segundo a Reação: 
NaC6H6CONSO2(aq) + Ag+(aq) AgC6H6CONSO2(s) + Na+(aq) 
Nº de mmols de Sacarina = Nº de mmols de Ag+(adc) – Nº de mmols de Ag+(exc) 
 = 20 ml x 0,08181mol/L - 0,1159 
 =1,6362 – 0,1159 
Nº de mmols de Sacarina= 1,503 mmols de Sacarina 
Nº de mmols de Ag+(exc)= Nº de mmols de KSCN 
 = 2,81x0,04124mol/L 
 = 0,1159 mmols de Ag+(exc) 
1,503/20 = 
0,0760mmols/tablete 
1,0mmol sacarina—207/1000 
 0,0760----Y 
 Y= 0,0157g 
 15,7mg 
 
Uma solução de FeCl3 . 6H2O contem em cada mL, uma massa de 
ferro que produziria através de um processo químico adequado 
0,300 mg de Fe2O3. Quantos mL de AgNO3 0,050 N serão necessários 
para titular 50,0 mL da solução de FeCl3 . 6H2O? 
C = 1,015 g/L de FeCl3 . 6H2O 
N = m . = 1,015 . N = 0,0112 N 
 eq g . V(L) 90,06 . 1,0 L PF 
 3 
FeCl3 . 6H2O Fe2O3 
 540,40g 159,70g 
 X 0,300 g 
 X= 1,015mg ou 1,015 . 10-3 = 1,015g/L 
Nº de meq FeCl3 = Nº de meq de AgNO3 
 N x V(mL) = 0,050N x V(mL) 
0,0112N x 50,00 = 0,050 N x V(ml) 
 V AgNO3 = 11,2 mL 
O cloreto contido em uma amostra de salmoura foi determinado 
pelo Método de Volhard. Uma alíquota de 10,00 mL da salmoura 
foi tratada com 15,00 mL de solução 0,1182 mol/L de AgNO3 
padronizada. O excesso de prata foi titulada com solução 0,101 
mol/L de KSCN padronizada, requerendo 2,35 mL até a formação 
do complexo vermelho Fe(SCN)2+. Calcule a concentração de NaCl 
na salmoura, expressando o resultado em g/L. 
Nº de mmols de NaCl = Nº de mmols de Ag+ adic – Nº de mmols de Ag
+ exc 
 = 15,00 x 0,1182 molL-1 - 0,2374 mmols 
 = 1,773 – 0,2374 
Nº de mmols de NaCl = 1,5356 mmols 
Nº de mmols de Ag+ exc = Nº de mmols de KSCN 
 = 2,35 mL x 0,101 mol L-1 
 = 0,2374 mmols 
1,0 mmols NaCl ------ 58,45 / 1000 
1,5356mmol NaCl----W 
W= 0,0897 g ou 85,7 mg 
0,0897g ------ 10,00 mL 
X ----------------1000 ml 
X = 8,97 g/L de NaCl na amostra de salmora 
O método de Fajans usa um indicador fluorescente, que se adsorve 
eletrostaticamente sobre a superfície de um precipitado coloidal 
imediatamente após o ponto estequiométrico. Tais indicadores possuem cores 
diferentes nos estados livre (em solução) e adsorvido. O indicador mais 
comumente usado é a eosina (tetrabromofluoresceína). O diretor de um 
laboratório de análises químicas fecha acordo com um cliente para 
determinação de brometo num grande número de amostras. Para evitar 
perda de tempo calculando o resultado final, o químico responsável pelas 
análises quer que o volume de AgNO3 usado na titulação de Fajans seja 
igual, numericamente, à percentagem de bromo na amostra. Se de cada 
amostra serão pesados 500,0 mg, qual a concentração molar de AgNO3 que 
deverá ser usada? 
V AgNO3 = % Br 
– 
1,0 mL = 1% de Br- 
Ag + + Br- AgBr(s) 
Nº de mmols de Br - = Nº de mmols de Ag + 
0,062257 mmol = 1,0 ml x [AgNO3] 
[AgNO3]= 6,26 x10 
-2 mol L -1 
500,0 mg ---- 100% 
 Y ---------1% 
 Y= 5,00 mg 
1,0mmol de Br - --------0,0799g 
 X ------------5,00 mg 
X = 62,57 / 1000 
X = 0,062257 mmol 
Se 25,0 mL de uma solução de NaCl foi requerido para 
precipitar quantitativamente a prata de uma solução obtida pela 
solubilização de 0,2365 g de prata metálica com pureza de 98%. 
Qual a concentração da solução de NaCl em g/mL e 
normalidade. 
Pureza do Ag ----- 0,2365 g----100% 
 X ------98% 
 X= 0,23177 de Ag 
NaCl + Ag° AgCl (s) + Na
+ 
58,443 ------------ 107,8682 
 Y -----------0,23177 
 Y = 0,12557 g 
C=m = 0,12557 = 5,0228x10-3 g/mL M = m . = 0,12557 . = 0,0859 mol/L 
 V 25 MM . V(L) 58,443 x 0,025 
N = 0,0859 = 0,0859 N 
 1 
Uma solução de AgNO3 0,1000 mol L-1 foi padronizada com o 
sal KCl de 99,60% de pureza. Uma amostra de 0,3254g do sal é 
titulada de acordo com o método Mohr gastando 44,20mL da 
solução de AgNO3. Calcule o fator de correção da solução de 
AgNO3. M.M =KCl 75,436 
1,0 mmol de KCl ----- 0,07543g 0,3254 -----100% 
 X ------0,3241 g Y-----99,60% 
X = 4,2964 mmol Y= 0,3241 
Nº de mmols de KCl = Nº de mmols de AgNO3 
 M . V . f = M . V . f 
 4,2964mmols = 0,100 x 44,20 x f 
 f = 0,9720 
Uma amostra impura de KI pesando 2,145g foi dissolvida em 
agua, acidificada e tratada com 50,0 mL de AgNO3 0,0243mol/L. 
Após a precipitação do AgI, a mistura resultante foi titulada com 
KCSN 0,121 mol/L , observando-se um consumo de 3,32 mL para 
titular o excesso de AgNO3 . Calcular a porcentagem de KI na 
amostra. 
K+ + I - KI Nº de mmols de K+ = Nº de mmols de I - = Nº de mmols de KI 
I - + Ag+ AgI (s) Nº de mmols de I 
- = Nº de mmols de Ag+ = Nº de mmols de AgI 
Ag+ + SCN- AgSCN(s) Nº de mmols de Ag
+ = Nº de mmols de SCN- 
 
Nº de mmols total de AgNO3 Excessode AgNO3 
0,0243x50 = 1,215 mmols 0,121x3,32 = 0,40172 mmols 
 
Nº de mmols consumidos de AgNO3 
1,215-0,40172 = 0,8132mmols 
Nº de mmols de KI = Nº de mmols de AgNO3 MF KI= 166 g/mol 
1 mmol ------------0,166g %= 0,1349 x 100 = 6,28% de KI 
0,8132mmol-----X 2,145 
X=0,1349g 
No método de Liebig, o cianeto é determinado por titulação com 
AgNO3 padrão, quando as seguintes reações acontecem: 
2CN- + Ag+ [Ag(CN)2]
- 
[Ag(CN)2]
- + Ag+ Ag[Ag(CN)2] 
A segunda reação indica o ponto final da titulação. Uma 
amostra de NaCN, pesando 0,4029 g, é dissolvida em água e 
titulada com 40,25 mL de AgNO3 0,1012 mol L
-1. Calcule o grau 
de pureza do sal (NaCN). 
Nº de mmols de Ag[Ag(CN)2] = 40,25x0,1012= 4,0733 mmols 
MF Ag[Ag(CN)2]=267,776g/mol 
1,0 mmol-------0,2677g 
4,0733mmol—X 
X=1,0907 g 
2CN- + Ag+ [Ag(CN)2]
- 
52,037 ------------- 267,776 
 Y-------------1,0907 
Y= 0,2119g 
CN- + Na + NaCN 
26,018 -----------49,008 
0,2119 ------------Z 
Z=0,3992 
% = 0,3992 x 100 %= 99,09% de NaCN 
 0,4029 
Em uma titulação de 50,0 mL de NaCl 0,1000 mol L-1 com AgNO3 
0,1000 mol L-1, determinar as concentrações dos íons cloreto e íons 
prata na solução, em cada uma das seguintes situações: 
Kps AgCl= 1,56x10 
-10 
Após a adição de 20,0 mL de AgNO3; 
[Cl-] = (VCl- x CCl-) – (VAg+ x CAg+) = (0,05 x 0,1000) – (0,02 x 0,1000) = 4,28 x 10 
-2 mol /L 
 (VCl- +VAg+) 0,05 +0,02 
Kps =[Ag+] x[Cl-] = [Ag+] = Kps = 1,56 x10-10 = 3,64x10-9 mol/L 
 [Cl-] 4,28x10-2 
Após a adição de 50,0 mL de AgNO3; 
[Ag+] =[Cl-] Kps =[Ag+] x[Cl-] [Ag+]2= Kps = [Ag+] = √ Kps = √ 1,56 x 10-10 
[Ag+] = 1,25 x 10 -5 [Cl-] = 1,25 x 10 -5 
Após a adição de 55,0 mL de AgNO3; 
[Cl-] = (VAg+ x CAg+) - (VCl- x CCl-) = (0,055 x 0,1000) – (0,05x 0,1000) = 4,76 x 10 
-3 mol /L 
 (VAg+ + VCl-) 0,055 +0,05 
Kps =[Ag+] x[Cl-] = [Cl-] = Kps = 1,56 x10-10 = 3,28x10-8 mol/L 
 [Ag+] 4,74x10-3 
 
Uma amostra de NaCl e NaI pesando 0,4000 g produziu através de 
um tratamento químico adequado um precipitado de AgCl e AgI 
pesando 0,8980 g. Calcular as percentagens de cloreto e iodeto na 
mistura. 
NaCl Ag + AgCl 
NaI Ag + AgI 
NaCl = X, AgCl= V, NaI =Y, AgI=Z 
a= X+Y a=0,4000g 
b= V+Z b=0,8980g 
PF de NaCl ---- PF de AgCl 
58,442 g ------ 143,321g 
Xg NaCl---------Vg AgCl 
X= 58,442V 
 143,321 
X= 0,4078V = 0,4078x0,7516 
X= 0,3065 g de NACl 
PF de NaI ------- PF de AgI 
149,893 g ------ 234,772g 
Yg NaI ---------Zg AgI 
Y= 149,893Z 
 234,772 
Y= 0,6385Z = 0,6385x0,1465 
Y= 0,0935 g de NAI 
 X+Y=a 
 V+Z=b 
0,4078V + 0,6385Z= 0,4000 
 V + Z= 0,8980 (-0,4078) 
0,4078V+0,6385Z=0,4000 
-0,4078V-0,4078Z= -0,3662 
 0,2307=0,0338 
Z=0,1465g de AgI 
0,4078V + 0,6385Z=0,4000 0,4000g------- 100% 0,4000g -----100% 
0,4078V+ 0,6385 x 0,1465 = 0,4000 0,3065g Nacl-- W 0,0935g NaI—S 
0,4078V = 0,4000 – 0,0935 W=76,62% NaCl S= 23,38% NaI 
V=0,3065 = 0,7516 g de AgCl 
 0,4078 
Uma amostra impura de KBr pesando 0,4100 g foi dissolvida em 
25,00 mL de água destilada. A esta solução foram adicionados 
50,00 mL de uma solução padrão de AgNO3 0,0492 mol L
-1 para 
que todo o brometo precipitasse na forma de AgBr. A seguir, o 
excesso de prata foi titulado com solução 0,0600 mol L-1 de KSCN. 
De acordo com o método de Volhard, foram gastos 7,50 mL da 
solução de KSCN para determinar o excesso de prata. Calcule a 
porcentagem de KBr na amostra original. Dado:MM(KBr)= 
119,01 g mol-1. 
Nº de mmols de KBr= Nº de mmols de AgNO3 (adc) – Nº de mmols de AgNO3 (exc) 
 = 50,00x 0,0492 – 7,50 x 0,0600 
 = 2,46 – 0,45 
Nº de mmols de KBr= 2,01 mmols 
1,0 mmol de KBr -------- 119,01/ 1000 
2,01 mmols ---------------X 
X = 0,2392g 
0,4100g ------------- 100% 
0,2392g -------------Y 
Y= 58,34 % de KBr 
25,00 mL de água potável foram diluídos para 250,0 mL. Uma 
alíquota de 50,00 mL consome 5,20 mL de AgNO3 0,0102 mol L
-1. 
Calcular o teor de NaCl na água potável e expressar em ppm. 
Nº de mmols de NaCl = Nº de mmols de AgNO3 M = m . 
M x 50 ml = 0,0102 mol L-1 x 5,20ml PM x V(L) 
M = 0,00106 mol L-1 m= 0,00106x58,443x0,05 
 m= 0,00309 g 
0,00309 g ------------- 50mL 
 X g ------------- 1000mL 
X = 0,0618 g/L ou 61,8 ppm 
É sabido que o método de Volhard pode ser empregado para a 
determinação de haletos. Considere uma amostra cuja massa em 
gramas de um haleto X é mx. Sendo MAx a massa atômica do 
haleto X, Vad, o volume em mL da solução padrão de AgNO3 cuja 
concentração molar é CAg, Vt o volume em mL da solução 
padrão de KSCN cuja concentração é CSCN, o qual foi gasto até a 
viragem do indicador, deduza uma expressão geral na qual a 
percentagem de haleto seja uma função dos parâmetros acima. 
Dê as reações envolvidas ao longo do processo. 
Nº de mols X=Nº de mols AgNO3(adc) – nº de mols de AgNO3(exc)* 
Nº de mols X = [AgNO3] x V (ml) – [SCN-] x V(ml) 
Nº de mols X = CAg x Vad – CSCN- x Vt 
* Nº de mols de AgNo3(exc) = Nº de mols de SCN- 
1,0 mol X ----------------------- MAx % X = Xg x 100 
CAg x Vad – CSCN- xVt------Xg mx 
Xg = (CAg x Vad – CSCN- xVt) x MAx 
 1 
% X = (CAg x Vad – CSCN- xVt) x MAx x100 
 mx 
X - + Ag+ AgX (s) + Ag+ (exc) 
Ag+(exc) + SCN- AgSCN + SCN- Reações 
SCN- + Fe3+ FeSCN2+ 
0,2142 g do sal MCl2 são dissolvidos em água destilada e titulados 
com 36,00 mL de uma solução padrão de AgNO3 cuja 
concentração é 0,1250 mol L-1.Calcule a massa atômica do metal 
M. 
MCl2 + 2AgNO3 2AgCl + M 
2+ + 2NO3
- 
Nº de mmols de MCl2 = nº de mmols deAgNO3 = 36,00ml x 0,1250mol L
-1 = 2,25mmols 
 2 2 
M= 2,25 = 0,0625 mol L-1 
 36,00 
 
 
M = m = 0,0625 = 0,2142 = MM = 0,0547 = 24,3 g/mol 
 PF x V(L) (MM+70,8064) x 0,036 0,00225 
A uma solução que contém 0,10 mol L-1 de Ca2+ e 0,10 mol L-1 
de Ba2+, adiciona-se lentamente, sulfato de sódio. Os produtos 
de solubilidade do CaSO4 e BaSO4 são respectivamente 
2,4 x 10-5 e 1,1 x 10-10. Qual é a concentração do íon sulfato no 
instante em que o primeiro sólido precipitar? Qual é este 
sólido. Desprezando a diluição. Calcular a concentração do íon 
bário presente quando ocorre a primeira precipitação de 
CaSO4. É possível separar Ca
2+e Ba2+ por precipitação seletiva 
dos sulfatos? 
Kps BaSO4 = 1,1 x 10
-10 1º solido a precipitar 
Kps CaSO4 = 2,4 x 10
-5 
BaSO4 Ba
2+ + SO2- Kps = [Ba 2+] x [SO2-] = [SO2-]= Kps = 1,1x10-10 = 1,1 x10-9 
 [Ba 2+] 1,0x10-1 molL-1 
No intante que o BaSO4 começar 
a ppt 
CaSO4 Ca
2+ + SO2- Kps = [Ca 2+] x [SO2-] = [SO2-]= Kps = 2,4x10-5 = 2,4x10-4 
 [Ca 2+] 1,0x10-1 molL-1 
 
Kps = [Ba 2+] x [SO2-] = [Ba2-]= 1,1x10-10 = 4,58 x10-5 molL-1 
 2,4x10-4 
Quando o CaSO4 começar a ppt 
0,7900 g de um desinfetante são dissolvidos em etanol e o iodofórmio (CHI3) é 
decomposto com ácido nítrico concentrado e 8,40 mL de AgNO3 0,1690 mol L-
1, de acordo com a reação: 
CHI3 + 3Ag
+ + H2O 3AgI + 3H
+ + CO(g) 
Após a reação estar completa, o excesso de AgI não reagido é titulado com 1,79 
mL de KSCN 0,0950 mol L-1. Calcule a percentagem de iodofórmio no 
desinfetante. 
n(AgNO3) = 0,1690mol/L x 0,00840L = 1,42.10
-3 mol de AgNO3 
n(KSCN) = 0,0950mol/L x 0,00179L = 1,70.10
-4 mol 
AgI + KSCN → AgSCN + KI 
1 mol de KSCN ---------------- 1 mol de AgI 
1,70.10-4 mol de KSCN ----------- X 
X = 1,70.10-4 mol de AgI(excesso) 
CHI3 + 3Ag
+ + H2O → 3AgI + 3H
+ + CO(g) 
3mol de Ag ---------- 3mol de AgI 
Xmol de Ag ---------- 1,70.10-4mol 
X = 1,70.10-4 mol de Ag 
1 mol de Ag ------- 1 mol de AgNO3 
1,70.10-4 mol de Ag -- X 
X = 1,70.10-3mol de AgNO3(excesso) 
n AgNO3(reagiu) = n(inicial) - n(excesso) 
n AgNO3(reagiu) = 1,42.10
-3mol - 1,70.10-4mol = 
1,25.10-3mol de AgNO3 
m AgNO3 = 1,25.10
-3mol x 169,87g/mol = 0,212g de AgNO3 
1 mol de CHI3 ------------- 3 mol de AgNO3 
393,72g/mol de CHI3 ----- 509,61de AgNO3 
Xg de CHI3 ---------------- 0,212g de AgNO3 
 X = 0,164g de CHI3 
% CHI3 = (0,164g / 
0,7900g) x 100 
% CHI3 = 20,76% 
CHI3 + 3AgNO3 + H2O → 3AgI + 3H
+ + CO(g) + 3NO3
- 
O arsênio contido em 1,0100 g de amostra de pesticida foi convertido a H3AsO4 
por tratamento adequado. O ácido foi então neutralizado, e exatamente 40,00 
mL de AgNO3 0,06222 mol L
-1 foram adicionados para precipitar 
quantitativamente o arsênio como Ag3AsO4. O excesso de Ag
+ no filtrado e nas 
lavagens do precipitado foi titulado com 10,76 mL de KSCN 0,100 mol L-1; a 
reação foi: 
Ag+(aq.) + SCN-(aq.) ↔ AgSCN(s) 
3AgNO3(aq.) + H3AsO4(aq.) ↔ 3HNO3(aq.) + Ag3AsO4(s) 
Calcular a porcentagem de As2O3 na amostra. 
AsO4³+ + 3Ag+ ↔ Ag3SO4(s) 
n = 0,0622mol/L x 0,040L = 
2,4888.10-3 mol 
Ag+(aq) + SCN-(aq) ↔ AgSCN(s) 
n = 0,1000 mol/L x 0,01076L = 
1,076.10-3 mol 
n(AgNO3) = 2,4888.10
-3 mol - 1,076.10-3 mol = 1,4128.10-3 mol (Reagiu) 
m = 1,4128.10-3mol x 169,87g/mol = 0,240g de AgNO3 
H3AsO4 + 3AgNO3 → Ag3SO4(s) + 3HNO3 
509,64g de AgNO3 ---- 141,95g/mol de 
H3AsO4 
0,240g de AgNO3 -------- X 
X = 0,0668g de H3AsO4 
141,95g/mol de H3AsO4 --74,92 
0,068g de H3AsO4 --------------- X 
X = 0,03528g de As 
197,84g/mol de As2O3 ---- 149,84g de As 
Xg de As2O3 ---------------- 0,03528g de As 
X = 0,04658g de As2O3 % As2O3 = (0,04658g / 1,010g) x 100 
% As2O3 = 4,61% 
Os grupos nitro (NO2) da nitroglicerina, C3H5O3(NO2)3, são reduzidos 
quantitativamente em meio alcalino com solução padrão de Ti(III), dando 
como produto C3H5O3(NH2)3. Uma amostra de 1,0000 g de nitroglicerina foi 
dissolvida em metanol até um volume de 100,00 mL. Uma alíquota de 10,00 mL 
dessa solução foi tratada com 25,00 mL de uma solução 0,0509 N de Ti(III). O 
excesso de Ti(III) foi titulado (titulação de retorno) com 10,60 mL de uma 
solução 0,0906 N de Fe(III). Calcule o percentual em massa de nitroglicerina na 
amostra original. Nesta reação, o íon Ti(III) se oxida a Ti(IV). Dado: P.M. 
(C3H5O3(NO2)3) = 227,082 g mol
-1. 
(C3H5O3(NO2)3) + 18 Ti
3+ + 18H+ → C3H5O3(NH2)3 + 18Ti
4+ + 6H2O 
Nº de meq total= 25,0 x 0,0509 = 1,2725 
Nº de meq em excesso = 10,6x0,0906= 0,96036 
Nº de meq que reagiu= 1,2725 – 0,96036 = 0,31214 = 1,734x10-2 
 18 
1,0 meq (C3H5O3(NO2)3) ----- 227,082 = 2,27082x10
-1 
 1000 
1,734x10-2 ------------------------------------- X 
 X=3,9376x10-3 
10,0 ml ----3,9376x10-3 
100,0 ml ---Y 
Y=0,03937 
1g ------------100% 
0,03937----Z Z=3,94% 
Numa indústria de sucos deseja-se conhecer a concentração de glicose de uma 
alíquota de 50,00 mL. A análise dessa amostra (que contem outros açúcares 
redutores) foi executada por meio de uma titulação de retorno com triiodeto. À 
solução contendo glicose foi adicionado um excesso de 75,00 mL de padrão de 
triiodeto 0,328 mol L-1 em meio alcalino. A solução resultante foi acidificada e o 
excesso de triiodeto foi titulado com 18,27 mL de uma solução padrão de 
tiosulfato 0,528 mol L-1. Calcule a molaridade da solução original. 
Dados: Em meio alcalino: Glicose (C6H12O6)/Gluconato (C6H11O7
-), Triiodeto 
(I3
-)/Iodeto (I-) 
Em meio ácido: Tiosulfato (S2O3
2-)/Tetrationato (S4O6
2-),Triiodeto (I3
-)/Iodeto (I-) 
C6H12O6 + I3
- ↔ C6H11O7
- +3I- + 2H2O 
 2S2O3
2- + I3
- ↔ S4O6
2- +3I- 
Nº de mmol I3
- = nº de mmol S2O3
2- = 18,27x0,528 
 2 2 
Nº de mmol I3
- = 4,82328 mmols 
Nº de mmol I3
- reugiu = nº de mmols total – nº de mmol em excesso 
Nº de mmol I3
- reugiu = 75 x0,328 – 4,82328 = 19,77672 mmols 
Nº de mmol C6H12O6 = Nº de mmol I3
- reugiu 
50 x [C6H12O6 ] = 19,77672 
 [C6H12O6 ] = 19,77672 = 0,3955344 mol/L ou 3,96 x 10
-1 mol/L 
 50 
Uma solução aquosa de glicerol (C3H8O3) de 100,00 mg se fez reagir com 50,00 
mL de ion cério (IV) 0,0837 mol L-1 em ácido perclórico 4,0 mol L-1 a 60°C 
durante 15 minutos para oxidar o glicerol a ácido fórmico (HCOOH). Para 
alcançar o ponto final indicado por ferroína a titulação do excesso de titulante 
requereu 12,11 mL de solução de Fe(II) 0,0448 mol L-1. Determine a 
percentagem em massa de glicerol na amostra problema. P.M. (C3H8O3) = 
92,093 g mol-1. 
Em meio ácido: C3H8O3 + Ce
4+ ↔ HCOOH + Ce3+ 
C3H8O3 + Ce
4+ ↔ HCOOH + Ce3+ 
 C3H8O3 + 3H2O ↔ 3HOOH + 8H
+ + 8e 
Ce4+ + e ↔ Ce3+ (x8) 
C3H8O3 + 3H2O+ 8 Ce
4+ ↔ 3HOOH + 8H+ + 8 Ce3+ 
Nº mmols de C3H8O3= nº de mmols de Ce
4+ = 50 ml x0,0837 mol/L = 0,5231 mmols 
 8 8 
Nº de mmols de Ce4+ = Nº de mmols de Fe2+ 
Nº de mmols de Ce4+ = 12,11 x 0,0448 = 0,5425 mmols 
1mmol --------0,092093g 0,1g ---------------100% 
0,4504---------X 0,04147g-------Y 
X=0,04147g Y=41,47% 
Uma amostra de 0,1462 g de um fio de ferro puro foi dissolvida 
em ácido de modo que todo ferro foi convertido em Fe(II). Uma 
titulação da solução resultante de Fe(II) requereu 30,62 mL de 
solução de dicromato de potássio. Calcule a molaridade da 
solução de dicromato de potássio. 
Em meio ácido: Cr2O7
2- + Fe2+ ↔ Cr3+ + Fe3+ 
Reação global: Cr2O7
2- + 6Fe2+ 14H+↔ 2Cr3+ + 6Fe3++ 7H2O 
1,0 mmol de Fe2+ ------- 0,0558g Nº de mmol de Cr2O72- =nº de mmol de Fe2+ 
X ---------------------------- 0,1462g30,62. [K2Cr2O7]= 0,4363 
X=2,618mmols [K2Cr2O7]= 0,4363 [K2Cr2O7]= 0,0142mol/L 
 30,62 1,42x10-2mol/L 
Uma alíquota de 25,0 mL de Fe2+ 0,112 mol L-1 é titulada com K2Cr2O7 0,0187 
mol L-1. Assumindo que a [H+] = 1,0 mol L-1 durante toda a titulação, calcule o 
volume do ponto estequiométrico e calcule o potencial de eletrodo da solução 
após a adição de 10,0 mL de titulante, no PE, e após a adição de 30,0 mL de 
titulante. Escreva as semi-reações envolvidas e a reação global. 
Dados: Eo (Fe3+/Fe2+) = +0,771 V; Eo (Cr2O7
2-/Cr3+) = +1,33 V 
Cr2O7
2- + 6Fe2++14H+ ↔ 6Fe 3++ Cr3+ +7H2O 
Nº mmol Cr2O7
2- =nº de mmol de Fe2+ =25,0x0,112= 0,4666 
 6 6 
Vx0,0187=0,4666 V= 0,466 = 24,95ml 
 0,0187 
Após 10 ml do titulante [Fe2+ ]=15x0,112/35 = 0,048 [Fe 3+]=10x0,112/35=0,032 
E=E° Fe3+ /Fe2+ + 0,06x log [Fe3+ ] E=+0,771+0,06 log 0,032 = E=0,76v 
 1 [Fe2+ ] 0,048 
No P.E E=E° Fe3+ /Fe2+ + 0,06x log [Fe3+ ]x1e E=E° Cr2O7
2-/ Cr3++0,06log [Cr2O7
2-][H+]14 x6e 
 1 [Fe2+ ] [Cr3+]2 
7E= 6E° Cr2O7
2-/ Cr3++ E° Fe3+ /Fe2+ + 0,06log [Cr2O7
2-][H+]14 /[Cr3+]2 
 [Fe3+ ] / [Fe2+ ] 
E= 6E° Cr2O7
2-/ Cr3++ E° Fe3+ /Fe2+ + 0,06log [H+]14 E=6x133+0,771+0,06log1,014 E=1,25v 
 7 7 
Após adição de 30ml [Cr2O7
2-]=5x0,0187 =1,7x10-3 [Cr3+]=25x0,0187=8,5x10-3 
 55 55 
E=E° Cr2O7
2-/ Cr3++0,06log [Cr2O7
2-][H+]14 E=+1,33+0,01 log 1,7x10-3x1,014 
 6 [Cr3+]2 (8,5x10-3)2 
E=+1,33+0,01 x1,3716 E=1,34v 
5,00 mL de conhaque são diluídos em água até 500,0 mL (solução A). Uma 
alíquota de 10,00 mL da solução A é destilada e o etanol é coletado em 50,00 mL 
de uma solução ácida (H2SO4) de K2Cr2O7 0,01667 mol L
-1, onde é oxidado à 
ácido acético. O excesso de K2Cr2O7 não reagido é titulado com 16,24 mL de 
Fe2+ 0,1006 mol L-1. Calcule a porcentagem (m/v) de etanol na amostra. 
2Cr2O7
2- + 3C2H5OH + 16H
+ ↔ 4Cr3+ + 3CH3COOH + 11H2O 
Cr2O7
2- + 6Fe2+ + 14H+ ↔ 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O 
3Cr2O7
2- + 6Fe2+ + 3C2H5OH +30H
+ ↔ 6Cr3+ + 6Fe3+ + 3CH3COOH + 18H2O 
Nº de mmols de K2Cr2O7 = nº de mmols de Fe
2+ =16,24x0,1006 = 0,8169 mmols(excesso) 
 2 2 
Nº de mmols de K2Cr2O7 =50,00x0,01667= 0,8335 mmols(adicionado) 
Nº de mmols de Cr2O7 
2-= nº de mmols adc - nºde mols exc = 0,8335 – 0,8169 = 0,0166 mmols 
 = qntidade de etanol 
0,0166 mmols de etanol ----X 
1,0 mmol de etanol -------46,00/1000 
X= 7,647 x10-4 g  diluida 5 vezes 
 
3,824x10-3 ----10,0ml 
X------------------500ml 
X= 0,1912g  diluido 100 vezes 
19,12g/5,0ml 
 
 19,12g -----5,0ml 
 Y-------------100ml 
 Y = 382,4g 
Uma amostra de 1,200 g de uma pomada cicatrizante contendo zinco quelado 
como um dos princípios ativos, foi cuidadosamente calcinada para decompor 
toda matéria orgânica e a cinza remanescente de ZnO foi dissolvida em ácido. À 
solução devidamente preparada foi adicionada uma solução de oxalato de 
amônio [(NH4)2C2O4] e o precipitado de ZnC2O4 formado foi filtrado, lavado, 
e a seguir, dissolvido em ácido diluído. O ácido oxálico liberado foi titulado com 
32,95 mL de KMnO4 0,02040 mol L-1. Calcular a porcentagem de ZnO na 
pomada analisada. Resposta: 11,398% de ZnO. 
5H2C2O4 + 2MnO4
- + 6H+ 10CO2(g) + 8H2O + 2Mn
2+ 
Nº de mmols de ac. Oxalico= (nº de mmols de KMnO4)x5 = 32,55 x 0,02040 x5= 1,680mmols 
 2 2 de ac. oxalico 
H2C2O4 ------ ZnC2O4 
0,0900g----- 0,1490g 
1,680 --------X 
X=2,781 mmols de ZnC2O4 
Exatamente 600,0 mg de oxalato de sódio, Na2C2O4, foi dissolvido em ácido e 
titulado com uma solução de permanganato de potássio, de acordo com a 
reação: 
2MnO4
- + 5C2O4
2- + 16H+ ↔ 2Mn2+ + 10CO2(g) + 8H2O 
O PF foi atingido com a adição de 34,00 mL de titulante. Calcule a [KMnO4]. 
Nº de mmols de KMnO4= nº de mmols de Na2C2O4 
5 (34x[KMnO4] = 2x 4,45 
[KMnO4] = 8,9 = 0,05235mol/L 
 170 
1,0mmol Na2C2O4 ---- 0,132g 
X --------------------------- 0,600g 
X= 4,45 mmol de Na2C2O4 
Calcular a porcentagem de pirolusita (MnO2 = 86,9368 g/mol) num mineral, 
sabendo-se que uma amostra de 0,1225 g do mineral após correto tratamento, 
gastou 25,30 mL de uma solução de tiossulfato de sódio 0,1005 mol L-1. As 
reações que ocorrem são as seguintes: 
MnO2(s) + 4H
+ + 2I- ↔ Mn2+ + I2 + 2H2O 
I2 + 2S2O3
2- ↔ 2I- + S4O6
2- 
MnO2+ 2S2O3
2- + 4H+ ↔ Mn2++ S4O6
2- + 2H2O 
Nº de mmols de MnO2= nº de mmols de S2O3
2- = 25,30 x0,1005 = 1,2713 mmols 
 2 2 
1,00mmol de MnO2----0,08693 0,1225 ----100% 
1,2713mmols-------------X 0,1105----Y 
X=0,1105g Y= 90,22% 
Calcular a massa em gramas de H2O2 contida numa solução que 
requer 14,1 mL de KMnO4 0,150 N para sua titulação. Calcular 
a massa e o volume (C.N.T.P.) de O2 que esta solução pode 
liberar por decomposição do H2O2. 
2MnO4
- 
+ 5H2O2 + 6H
+ ↔2Mn 2+ +8H2 +5O2 
Nº de meq de H2O2 = Nº de meq de KMnO4 
 = 14,1ml x 0,15N 
 = 2,115 meq 
1,0meq de H2O2 ----34/2000 
2,115meq-------------X 
X= 0,03596g 
2 H2O2 ↔ 2H2O + O2 
2mol H2O2 ----- 1,0 mol O2----- 22,400ml 
68g ---------------32g 
0,03596-----------X 
 X=0,01692g -----Y 
 Y=11,81ml de O2 
Uma amostra pesando 0,2500 g e contendo cobre foi dissolvida em água. A 
solução resultante, após ser acidificada, foi tratada com excesso de KI e o I2 
liberado foi titulado com uma solução de Na2S2O3 0,03 N, observando-se um 
consumo de 13,50 mL. Calcular a porcentagem de cobre na amostra. 
2Cu2+ + 4I- ↔ Cu2I2 +I2 
I2 + 2S2O3
2- ↔ 2I- + S4O6
2- 
2Cu2+ + 2I 
-
 + 2S2O3
2- ↔ Cu2I2 + S4O6
2- 
Nº de meq de Cu2+ = Nº de meq de 4I- = Nº de meq deS4O6
2- 
 13,50ml x 0,03 
 0,405meq de Cu2+ 
1,0 meq Cu2+ --------63,5/1000 0,02572g --------Y 
0,405 -------------------X 0,2500g---------100% 
X=0,02572g Y= 10,29% 
Um químico deseja determinar o grau de pureza de um lote de ferrocianeto 
de potássio, cujo rótulo diz estar trihidratado {K4[Fe(CN)6] . 3H2O}.Ele 
pesa, então, 1,6801 g do sal como amostra, transfere para um erlenmeyer, 
dissolve em água e titula com uma solução de Ce(IV) em H2SO4, gastando 
39,63 mL. Esta mesma solução gastou na padronização 49,06 mL para titular 
50,00 mL de uma solução contendo 4,848 g/L de As2O3. Qual é o grau de 
pureza do ferrocianeto de potássio? 
As2O3 + 6OH
- ↔ 2AsO3
3- + 3H2O 
AsO3
3- + 3H+ ↔ H3AsO3 
H3AsO3 + 2Ce
4+ + H2O ↔ HAsO4
2- + 2Ce3+ + 4H+ 
Ce4+ + Fe2+ ↔ Ce3+ + Fe3+ 
Nº de mmols de Ce4+ = (nº de mmols deH3AsO3 )x 2 
49,06[Ce4+] = (50ml x 0,0489)x2 
[Ce4+] =(50 x 0,0489)x2 = 0,0996mol/L 
 49,06 
As2O3 -------2 H3AsO3 
197,8g -------251,84g 
4,848---------W 
W= 6,170 g 
 
1mol de H3AsO3 ---- 125,42 
6,170g -------------------K 
K= 0,0489 mol/L 
Nº de mmols de Fe2+ = nº de mmols Ce4+ - 
 = 39,63x0,0996 
Nº de mmols de Fe2+ = 3,95mmols 
1,0 mol de{K4[Fe(CN)6] . 3H2O}---0,4219g 
3,95mmols -------------------------------X 
X= 1,6665 g de Fe2+ = 
1,6665g ----X 
1,6801g-----100% 
X= 99,19% 
Uma amostra de minério de ferro, pesando 750,0 mg, foi dissolvida em ácido e 
tratada para oxidar todo o ferro ao íon férrico. Após eliminar todo o excesso de 
agente oxidante, um excesso de KI foi adicionado. O I2 liberado requereu 18,50 
mL de Na2S2O3 0,0750 mol L-1 para titulação. Qual é a percentagem de ferro 
na amostra? 
Reações químicas: 2Fe3+ + 2I- ↔ 2Fe2+ + I2 
 I2 + 2S2O3
2- ↔ 2I- + S4O6
2- 
2Fe3+ + 2S2O3
2- ↔ 2Fe2+ + S4O6
2- 
Nº de mmols de Fe3+ = nº de mmo,s de S2O3
2- 
 = 18,50ml x 0,0750 mol/L 
Nº de mmols de Fe3+ =1,3875 mmols 
1,0 mmol de Fe3+ ------0,05585 g 
1,3875mmols-------------X 
X= 0,07749g 
750mg ------ 0,75g ------100% 
 0,0774-----Y 
 Y= 10,32% 
A prata contida em 24,00 mL de uma solução 0,1000 mol L-1 é precipitada 
completamente como Ag3AsO4. O precipitado isolado é dissolvido em ácido 
forte e o arseniato determinado iodometricamente com Na2S2O3 requerendo 
20,00 mL desta solução. Qual é a concentração da solução de tiossulfato em mol 
L-1? Resposta: 0,0800 mol L-1. 
As4O6(s) + 6H2O ↔ 4H3AsO3 
3Ag+ + AsO3
3- ↔ Ag3AsO3 
AsO3
3- + I3
-
 + H2O ↔ AsO4
3- + 3I
-
 + 2H+ 
IO3
-
 + 8I
-
 + 6H+ ↔ 3I3
-
 + 3H2O 
2S2O3
2- + I3
-
 ↔ S4O6
2- + 3I
-
 
AsO3
3- + IO3- + 2I- + 2S2O32- + 4H+ ↔ AsO43- + I3- + S4O62- +2H2O 
Nº de mmols de Ag+ = nº de mmols de AsO4
3- 
 3 
nº de mmols de AsO4
3- = 24,00x0,100 = 0,800mmols 
 3 
nº de mmols de AsO4
3- = nº de mmols de AsO3
3- 
2x nº de mmols de AsO3
3- = nº de mmols de S2O3
2- 
2x 0,800 = 20,00 x[Na2S2O3] 
[Na2S2O3] = 0,0800mol/L 
 
Uma amostra de minério de ferro, pesando 750,0 mg, foi dissolvida 
em ácido e tratada para oxidar todo o ferro ao íon férrico. Após 
eliminar todo o excesso de agente oxidante, um excesso de KI foi 
adicionado. O I2 liberado requereu 18,50 mL de Na2S2O3 0,0750 
mol L-1 para titulação. Qual é a percentagem de ferro na amostra? 
Reações químicas: 2Fe3+ + 2I- ↔ 2Fe2+ + I2 
 I2 + 2S2O3
2- ↔ 2I- + S4O6
2- 
m= 750mg= 0,75g f= 0,0750x10= 0,75 
Fe3+ % = 100x0,75 x 0,005585 x 18,5 Fe3+ % = 1,7492 Fe3+ % = 10,33 
 0,75 0,75 
Nº de mmols de Ca2+ = Nº de mmols de Na2C2O4 
25,00 x [Ca2+]= 14,13 
[Ca2+]=0,96mol/L 
Com a finalidade de determinar o teor de cálcio numa solução, tomou-se uma alíquota 
de 25,02 mL de amostra à qual se adicionou solução contendo 3,5000 g de oxalato de 
sódio dessecado (padrão primário). Após a filtração do precipitado, o excesso de oxalato 
foi determinado por permanganometria e foram gastos 23,40 mL de solução de 
permanganato 0,2050 mol L-1. Quais as reações envolvidas? Qual a concentração de 
cálcio na amostra? Que massa de óxido de cálcio seria obtida caso se calcinasse o 
precipitado a 900°C? 
Ca2+ + C2O4
2- ↔CaC2O4(s) + C2O4
2- (exc) 
C2O4
2- + MnO4- ↔CO2 + Mn
2+ 
C2O4
2- ↔ 2CO2 + 2e (x5) 
MnO4
- + 8H+ + 5e ↔Mn2+ + 4H2O (x2) 
5 C2O4
2- + 2MnO4
- + 16H+ ↔ 10CO2 + 2Mn
2+ + 8H2O 
2 Nº de mmols de C2O4
2- = 5 nº de mmols de MnO4
- 
 = 5 x (23,40x0,2050) 
 2 
 = 11,99mmols de C2O4
2- 
1,0mmol Na2C2O4
2------0,1340g 
X---------------------------- 3,500g 
X= 26,12 mmols 
 
 
Nº de mmols C2O4
2-que reagiu 
26,12 – 11,99 = 14,13 mmols 
 
Suponha que titulamos 100,0 mL de uma solução de Fe2+ 0,0500 
mol L-1 com uma solução de Ce4+ 0,100 mol L-1. O ponto de 
equivalência ocorre quando VCe4+ = 50,0 mL, porque o Ce4+ tem 
o dobro da concentração do Fe2+. Calcule o potencial da pilha em 
36,0; 50,0 e 63,0 mL. 
Dez comprimidos de aspirina (AAS, HOOCC6H4OCOCH3), pesando juntos 
6,2550 g, são pulverizados. Uma amostra de 0,1251 g do pó resultante é 
brominada por tratamento com 20,00 mL de KBrO3 0,0400 mol L
-1, contendo 75 
g/L de KBr. Após a brominação se completar, a solução é tratada com um 
excesso de KI e o I2 liberado é titulado com 14,12 mL de Na2S2O3 0,1039 mol L
-1. 
Quantos gramas (em média) de aspirina existem em cada comprimido? 
BrO3
- + 5Br - + 6H+ ↔ 3Br2 + 3H2O 
HOOCC6H4OCOCH3 + 3Br2 ↔ HOOCC6HBr3OCOCH3 + 3H
+ + 3Br - 
Br2 + 2I
- ↔ 2Br - + I2 
I2 + 2S2O3
2- ↔ 2I - + S4O6
2- 
HOOCC6H4OCOCH3 + BrO
3- +Br2 + 2S2O3
2- ↔ HOOCC6HBr3OCOCH3 + S4O6
2- +3H2O