Lista de exercícios Cap 01 12

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Universidade Tecnológica Federal do Paraná 
Campus Francisco Beltrão 
Departamento Acadêmico de Química e Biologia 
Coordenação de Engenharia Química 
Professora Doutora Silvane Morés 
 
 
LISTA DE EXERCÍCIOS 
CAPÍTULO 01 – Conceitos Básicos 
 
01) A concentração de glicose (C6H12O6) no sangue humano varia de aproximadamente 80 
mg/dL, antes das refeições, até 120 mg/dL, após comermos. Determine a molaridade de glicose 
no sangue antes e após as refeições. (4,4 mmol/L e 6,7 mmol/L) 
 
02) Descreva como você prepararia uma solução de dois litros de 0,0500 mol/L de ácido bórico, 
H3BO3. (6,18 g de ácido bórico em 2,00L de água) 
 
03) A quantidade de 40,0 g de KNO3 foi dissolvida em 190 mL de água, fornecendo 200 mL de 
solução. Calcule a concentração simples e a densidade dessa solução. Considere a densidade da 
água com 1,00 g/mL. (200 g/L e 1,15 g/mL) 
 
04) 3,30 g de etanol, C2H5OH, são dissolvidos em água suficiente para preparar um volume total 
0,150 L. Qual é a molaridade do etanol? (0,478 mol/L) 
 
05) Exatamente 10,6 g de cloreto de amônio estão dissolvidos em 152,4 g de água. Se a 
densidade da solução é 1,02 g/mL, qual é a concentração molar de NH4Cl? (1,24 mol/L) 
 
06) Calcule a molaridade do soluto em cada uma das seguintes soluções: (a) 2,00 g de NaCl 
dissolvidos em 1,00 L de solução, (b) 4,00 g de H2SO4 dissolvidos em 4,00 L de solução, (c) 8,00 
g de NaOH dissolvidos em 55,0 mL de solução. ((a) 3,42 x10-2 mol/L; (b) 1,02 x 10-2 mol/L; (c) 3,64 mol/L) 
 
07) Quantos gramas de metanol (CH3OH) estão contidos em 0,100 L de uma solução aquosa de 
metanol 1,71 mol/L? (5,48 g) 
 
08) Uma solução 95,0% (m/m) de etanol (CH3CH2OH) em água tem densidade igual a 0,804 
g/mL. (a) Encontre a massa de 1,00 L dessa solução e a massa em gramas de etanol por litro. (b) 
Qual a concentração molar de etanol nessa solução? ((a) 804 g de solução, 764 g de etanol; (b) 16,6 mol/L) 
 
09) Descreva exatamente como preparar 100 mL de HCl 1,00 mol/L a partir de uma solução de 
HCl 12,1 mol/L. (Diluir 8,26 mL de HCl 12,1 mol/L até 100,0 mL) 
 
10) Calcule o volume de água que se deve adicionar a 200 mL de solução 0,75 mol/L de 
Ca(NO3)2 para transformá-la em 1,2 N. (50 mL de água) 
 
11) Encontre a molaridade e a normalidade de uma solução de HCl a 37% (m/m). Dado: d = 1,19 
g/mL (HCl concentrado, comercial). (12 mol/L; 12 N) 
 
12) Diluem-se 20 mL de H2SO4 em água suficiente para 500 mL de solução. Qual a molaridade e 
a normalidade desta solução? (H2SO4 concentrado: 98% (m/m); d = 1,84 g/mL). (0,74 mol/L; 1,5 N) 
 
 
 
 
LISTA DE EXERCÍCIOS 
CAPÍTULO 02 – Erros e tratamento de dados analíticos 
 
01) Explique a diferença entre: (a) erro aleatório, erro sistemático e grosseiro e (b) precisão e 
exatidão. 
 
02) Calcule o erro absoluto e o erro relativo das seguintes medidas, sabendo que o valor 
verdadeiro é 10,08. Valores medidos: 10,12; 9,98; 10,05; 10,11. (Erro absoluto em módulo: 0,04; 0,10; 0,03; 
0,03. Erro relativo: 0,40%; 0,99%; 0.30%; 0,30%) 
 
03) A banana contém 396 mg/100g de potássio. Um analista efetuou a análise desse alimento por 
três métodos diferentes e obteve os seguintes resultados, em mg/100g: 
 
Método 1: 399; 398; 401; 399; 400. 
Método 2: 394; 396; 399; 394; 393. 
Método 3: 392; 393; 400; 397; 398. 
 
Calcule a média e o desvio-padrão e compare os métodos utilizados. Classifique-os quanto 
à exatidão e precisão. (399 ± 1 mg/100g; 395 ± 2 mg/100g; 396 ± 3 mg/100g – Mais exato: método 3 e mais preciso: 
método 1) 
 
04) Três amostras foram enviadas ao laboratório para análise. O analista realizou 5 
determinações em cada uma delas e encontrou os seguintes resultados: 
 
Amostras Determinações 
A (g/L) 6,1; 6,3; 6,2; 6,5; 5,9 
B (g/L) 36,5; 37,3; 36,9; 38,4; 35,4 
C (g/L) 241,5; 244,7; 237,5; 252,9; 242,9 
 
Calcule a média e o desvio-padrão de cada amostra. (6,2 ± 0,2; 36,9 ± 1,1; 243,9 ± 5,7) 
 
05) Um analista preparou um material de referência para controle de qualidade. Após preparação 
adequada do material, tomou 8 porções da amostra e encontrou as seguintes concentrações de 
níquel: 525, 530, 490, 550, 480, 510, 515 e 505 ppm. Calcule o intervalo de confiança a 95% e a 
99% para o teor de níquel no material de referência preparado. (513 ± 19; 513 ± 28) 
 
06) A média de quatro determinações do conteúdo de cobre de uma amostra de suplemento 
mineral foi 8,27% com desvio padrão s = 0,17%. Calcular o limite de confiança a 95%. Se o 
número de determinações fosse onze (n = 11), qual seria o valor do limite de confiança a 95%? O 
que se pode concluir ao comparar os dois valores? (8,27 ± 0,27 e 8,27 ± 0,11) 
 
07) Usando o teste Q (90% de confiança), decida se há algum valor dos conjuntos de dados a ser 
rejeitado. (a) 192, 216, 202, 195 e 204 e (b) 4,9, 5,1, 5,6, 4,3, 4,7, 4,9, 4,5 e 5,1. (Nenhum dado é 
rejeitado em (a) e (b)) 
 
08) Aplique o teste Q aos conjuntos de dados que seguem para determinar se resultados 
anômalos devem ser mantidos ou rejeitados a um nível de confiança de 95%. (a) 41,27; 41,61; 
41,84; 41,70 e (b) 7,295; 7,284; 7,388; 7,292. ((a) nenhum dado é rejeitado; (b) 7,388 é rejeitado) 
 
09) A polícia tem um caso de fuga após colisão e precisa identificar a marca da tinta vermelha 
automotiva. As percentagens de óxido de ferro (que atribui cor à tinta vermelha) encontradas na 
amostra de tinta transferida para o carro da vítima são: 43,15; 43,81; 45,71; 43,23; 41,99 e 43,56 
%. (a) Pode-se incluir todos os valores no cálculo da percentagem de óxido de ferro média a um 
nível de 90% de confiança? (Faça o teste Q) (b) Qual a média e desvio-padrão para os dados de 
percentagem de óxido de ferro? (c) A polícia encontrou um carro vermelho suspeito e coletou 
amostra da tinta. A amostra foi então analisada cinco vezes e a percentagem de óxido de ferro 
encontrada foi de (42,60 ± 0,44) % (média ± desvio-padrão). A polícia prendeu a pessoa certa? 
(todos os valores são válidos; (43,58 ± 1,22) %; provavelmente sim) 
 
 
 
 
LISTA DE EXERCÍCIOS 
CAPÍTULO 03 – Equilíbrio químico 
 
01) Formule expressões para as constantes de equilíbrio para as seguintes equações (em 
velocidade direta e indireta): 
(a) CH3COOH(aq) + H2O(l) ⇆ H3O+(aq) + CH3COO-(aq) 
(b) NH3(aq) + H2O(l) ⇆ NH4+(aq) + OH-(aq) 
(c) AgCl(s) ⇆ Ag+(aq) + Cl-(aq) 
(d) H3PO4(aq) + H2O(l) ⇆ H3O+(aq) + H2PO4-(aq) 
(e) Al2(SO4)3(aq) ⇆ 2 Al3+(aq) + 3 SO42-(aq) 
 
02) O sulfeto de hidrogênio, 𝐻2𝑆, dissocia-se em duas etapas, com constantes de dissociação 9,1 
x 10-8 e 1,2 x 10-15, respectivamente. Escreva as equações químicas da dissociação e as 
expressões das constantes de equilíbrio. 
 
03) Dada a equação 𝐴 + 2𝐵 ⇄ 3𝐶 + 𝐷, formule a expressão para a constante de equilíbrio e 
calcule o valor de 𝐾𝑒𝑞 considerando as concentrações de A, B, C e D como 5,00; 10,00; 15,00 e 
5,00 mol/L, respectivamente. (𝐾𝑒𝑞 = 33,8) 
 
04) A constante de equilíbrio da reação 𝐶𝑙2(𝑔) + 𝐵𝑟2(𝑔) ⇄ 2𝐵𝑟𝐶𝑙(𝑔), à temperatura de 500 K, é 
𝐾𝑒𝑞 = 0,031. Se a composição no equilíbrio é 0,495 mol/L de Cl2 e 0,145 mol/L de BrCl, qual é a 
concentração de Br2 no equilíbrio? (1,4 mol/L) 
 
05) Calcule as concentrações no equilíbrio de A e B numa solução 0,10 mol/L de um eletrólito 
fraco AB com constante de equilíbrio 3,0 x 10-6. (5,5 x 10-4 mol/L) 
 
06) Considere a equação 𝐵𝑟𝑂3
− + 2𝐶𝑟3+ + 4𝐻2𝑂 ⇄ 𝐵𝑟
− + 𝐶𝑟2𝑂7
2− + 8𝐻+. A constante de equilíbrio 
para essa reação é 1 x 1011. E num equilíbrio particular desse sistema, as concentrações são: 
[𝐻+] = 5,0 𝑚𝑜𝑙/𝐿, [𝐶𝑟2𝑂7
2−] = 0,10 𝑚𝑜𝑙/𝐿, [𝐶𝑟3+] = 0,003 𝑚𝑜𝑙/𝐿, [𝐵𝑟−] = 1,0 𝑚𝑜𝑙/𝐿 e [𝐵𝑟𝑂3
−] =
0,043 𝑚𝑜𝑙/𝐿.Suponha que o equilíbrio seja perturbado pelo aumento da concentração de 
dicromato de 0,10 mol/L para 0,18 mol/L. Calcule o quociente da reação, Q. O equilíbrio se 
desloca em que direção? (Q = 1,8 x 1011) 
 
07) Para a reação H2(g) + I2(g) ⇔ 2HI(g), a 𝐾𝑒𝑞 é igual a 160. A análise da mistura de reação 
mostrou que sua composição é pH2 = 0,2 bar, pI2 = 0,1 bar e pHI = 0,1 bar. (a) Calcule o 
quociente da reação, (b) será que a mistura de reação está em equilíbrio? (c) caso negativo, a 
tendência é formar mais reagentes ou mais produtos? ((a) 0,5) 
08) Admitindo a dissolução completa dos sais, calcule a força iônica de (a) KNO3 0,2 mmol/L e (b) 
MgCl2 0,2 mmol/L mais AlCl3 0,3 mmol/L. (0,2 mmol/L e 2,4 mmol/L) 
 
09) Encontre o coeficiente de atividade de cada íon na força iônica indicada: 
(a) SO4-2 (µ = 0,01 mol/L, α = 0,4 nm) 
(b) Sc3+ (µ = 0,005 mol/L, α = 0,9 nm) 
(c) Eu3+ (µ = 0,1 mol/L, α = 0,9 nm) 
(d) (CH3CH2)3NH+ (µ = 0,05 mol/L, α = 0,4 nm) 
(0,660; 0,54; 0,18 e 0,82) 
 
10) Calcule a força iônica das seguintes soluções: (a) 0,30 mol/L 𝑁𝑎𝐶𝑙; (b) 0,30 mol/L 𝑁𝑎2𝑆𝑂4; (c) 
0,30 mol/L 𝑁𝑎𝐶𝑙 mais 0,20 mol/L 𝐾2𝑆𝑂4; (d) 0,20 mol/L 𝐴𝑙2(𝑆𝑂4)3 mais 0,10 mol/L 𝑁𝑎2𝑆𝑂4. ((a) 0,30; 
(b) 0,90; (c) 0,90; (d) 3,3) 
 
11) Calcule os coeficientes de atividade e a atividade dos íons sódio e cloreto na solução 0,00100 
mol/L NaCl. (0,96; 0,00096 mol/L) 
 
12) Calcule a atividade do íon 𝑁𝑂3
− na solução 0,0020 mol/L de 𝐾𝑁𝑂3. (0,0019 mol/L) 
 
13) O que deve acontecer com o equilíbrio químico se, em uma solução saturada de CaSO4, for 
adicionado (a) Ca(NO3)2; (b) H2SO4; (c) NaOH. (esquerda, esquerda, direita) 
 
14) Para a reação: 
𝑁𝐻3(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂 ⇄ 𝑁𝐻4(𝑎𝑞)
+ + 𝑂𝐻(𝑎𝑞)
− 
Em qual direção (esquerda ou direita) o equilíbrio se desloca se: 
(a) NaOH for adicionado; 
(b) HCl for adicionado; 
(c) NH3 for retirado da solução. 
(esquerda, direita, esquerda) 
 
15) Para a reação: 
𝑁2 + 𝑂2 ⇄ 2 𝑁𝑂 + 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟 
O que acontece com a concentração de NO, no equilíbrio, se: 
(a) O2 for adicionado; 
(b) N2 for removido; 
(c) A pressão do sistema for aumentada; 
(d) A temperatura do sistema é aumentada. 
(aumenta, diminui, nada ocorre, diminui) 
16) Refrigerantes possuem grandes quantidades de gás carbônico dissolvido em água. A 
equação abaixo representa, simplificadamente, o equilíbrio envolvendo esse gás em solução 
aquosa. 
CO2 (g) + 2H2O(l) ⇆ HCO3-(aq) + H3O+(aq) 
A dissolução de gases em líquidos é favorecida pelo aumento da pressão e diminuição da 
temperatura. Por outro lado, a concentração de íons H3O+ no estômago é elevada. À luz desses 
fatos explique a eructação (arroto) provocada pela ingestão do refrigerante. (Explique os efeitos 
da alteração da concentração, da temperatura e da pressão no equilíbrio químico) 
 
 
 
 
LISTA DE EXERCÍCIOS 
CAPÍTULO 04 – Ácidos e bases 
 
01) Resuma as definições para ÁCIDO segundo Brönsted-Lowry, Lewis e Arrhenius. 
 
02) Resuma as definições para BASE segundo Brönsted-Lowry, Lewis e Arrhenius. 
 
03) Identifique os pares ácido-base conjugados nas seguintes reações: 
(a) CN- + HCO2H ⇆ HCN + HCO2- 
(b) PO43-(aq) + H2O(l) ⇆ HPO42- (aq) + OH- 
(c) HSO3- + OH- ⇆ SO3-2 + H2O 
 
04) Escreva os equilíbrios de transferência de prótons em água que demonstram o caráter 
anfiprótico de (a) HCO3- e (b) HPO42-. 
 
05) Escreva a equação que represente a dissociação para os ácidos e bases em solução aquosa: 
(a) CH3COOH 
(b) HCN 
(c) NH3 
(d) KOH 
 
06) Calcule a concentração de H+ e o pH das seguintes soluções: 
(a) 0,010 mol/L HNO3 
(b) 0,035 mol/L KOH 
(c) 0,030 mol/L HCl 
(0,010 mol/L e pH = 2,0; 2,8 x 10-13 mol/L e pH = 12,54; 0,030 mol/L e pH 1,52) 
 
07) Calcule o pH de uma solução de Mg(OH)2 3,0 x 10-5 mol/L que se dissocia completamente 
formando Mg+2 e OH-. (9,78) 
 
08) Escreva as expressões de dissociação para ácido poliprótico hipotético H5A e as suas 
respectivas constantes 𝐾𝑎. 
 
09) Calcule o pH e a concentração do íon hidroxila de uma solução de um ácido forte 1,0 mmol/L. 
(pH = 3,0; [𝑂𝐻−] = 1,0 𝑥 10−11 𝑚𝑜𝑙/𝐿) 
 
10) Calcule pH, pOH e a concentração dos íons hidrônio e hidroxila das seguintes soluções: 
(a) NaOH 1,0 𝑥 10−3 mol/L (b) HCl 8,0 𝑥 10−5 mol/L 
(c) HNO3 0,075 mol/L (d) KOH 0,237 mol/L 
((a) [𝑂𝐻−] = 1,0 𝑥 10−3𝑚𝑜𝑙/𝐿; 𝑝𝑂𝐻 = 3,00, [𝐻3𝑂
+] = 1,0 𝑥 10−11 𝑚𝑜𝑙/𝐿; 𝑝𝐻 = 11,00. (b) [𝐻3𝑂
+] = 8,0 𝑥 10−5𝑚𝑜𝑙/𝐿; 𝑝𝐻 = 4,00; 
𝑝𝑂𝐻 = 9,90; [𝑂𝐻−] = 1,26 𝑥 10−10 𝑚𝑜𝑙/𝐿. (c) [𝐻3𝑂
+] = 0,075 𝑚𝑜𝑙/𝐿; 𝑝𝐻 = 1,12; 𝑝𝑂𝐻 = 12,88; [𝑂𝐻−] = 1,33 𝑥 10−13 𝑚𝑜𝑙/𝐿. (d) 
[𝑂𝐻−] = 0,237 𝑚𝑜𝑙/𝐿; 𝑝𝑂𝐻 = 0,63; [𝐻3𝑂
+] = 4,22 𝑥 10−14 𝑚𝑜𝑙/𝐿; 𝑝𝐻 = 13,37) 
 
 
 
 
LISTA DE EXERCÍCIOS 
CAPÍTULO 05 – Ácidos e bases fracos 
 
01) Calcule a concentração de íon hidrônio, o pH e o pOH de uma solução de ácido nitroso 0,120 
mol/L. O equilíbrio principal é 𝐻𝑁𝑂2 + 𝐻2𝑂 ⇄ 𝐻3𝑂
+ + 𝑁𝑂2
−. O valor da constante de acidez para o 
ácido nitroso é 𝐾𝑎 = 7,1 𝑥 10
−4. ([𝐻3𝑂+] = 9,23 𝑥 10−3 𝑚𝑜𝑙/𝐿; 𝑝𝐻 = 2,03; 𝑝𝑂𝐻 = 11,97) 
 
02) O cianeto de hidrogênio é um ácido fraco e possui 𝐾𝑎 = 6,2 𝑥 10
−10. Calcule a concentração 
de 𝐻3𝑂
+, o pH e o pOH de uma solução desse ácido à 5 𝑥 10−4 mol/L. O equilíbrio principal é 
𝐻𝐶𝑁 + 𝐻2𝑂 ⇄ 𝐻3𝑂
+ + 𝐶𝑁−. ([𝐻3𝑂+] = 5,6 𝑥 10−7 𝑚𝑜𝑙/𝐿; 𝑝𝐻 = 6,25; 𝑝𝑂𝐻 = 7,75) 
 
03) Calcule a concentração de íon hidroxila, o pH e o pOH de uma solução da base fraca 𝐹− 
0,634 mol/L. O equilíbrio principal é 𝐹− + 𝐻2𝑂 ⇄ 𝐻𝐹 + 𝑂𝐻
−. O valor da constante de basicidade 
para o íon fluoreto é 𝐾𝑏 = 1,4 𝑥 10
−11. ([𝑂𝐻−] = 3,0 𝑥 10−6 𝑚𝑜𝑙/𝐿; 𝑝𝑂𝐻 = 5,53; 𝑝𝐻 = 8,47) 
 
04) Calcule o pH de uma solução da base fraca de concentração 2,5 mmol/L e 𝐾𝑎 = 2,8 𝑥 10
−8 . 
(𝑝𝐻 = 9,48) 
 
05) O ácido hipocloroso possui a estrutura H–O–Cl. Escreva a reação em água da base do 
hipoclorito, OCl-. Sabendo que o 𝐾𝑎 para o HOCl é 3,0 x 10
-8, determine o 𝐾𝑏 para o hipoclorito. 
(3,3 x 10-7) 
 
06) Determine o pH da solução 0,010 mol/L de nitrato de dimetilamônio, (CH3)2NH2+NO3-. O 𝑝𝐾𝑎 
para o íon dimetilamina (ácido) é 10,774. (6,39) 
 
07) Uma solução 0,063 mol/L de hidroxibenzeno, C6H5OH, tem pH = 5,60. Determine o 𝑝𝐾𝑎 para 
esse ácido. (10,00) 
 
08) Determine o pH de uma solução 0,010 mol/L de morfina, uma base fraca com 𝐾𝑏 = 1,6 𝑥 10
−6. 
(10,10) 
 
09) Determine o pH de uma solução da base fraca dietilamina 5,0 mmol/L e 𝐾𝑎 = 1,0 𝑥 10
−11. 
(11,25) 
 
10) Hipoclorito de sódio, NaOCl, foi dissolvido numa solução tamponada em pH 7,20. Encontre a 
razão [OCl-]/[HOCl] nesta solução. Para o HOCl, o pKa = 7,53. (0,47) 
 
11) Determine o pH de 1,00 L de uma solução aquosa preparada pela dissolução de 4,67 g de tris 
(Tris(hidroximetil)aminometano) (MM = 121,135 g/mol) mais 12,43 g de tris cloridrato (MM = 
157,596 g/mol). pKa = 8,072. (7,76) 
 
 
12) Calcule o pH quando uma porção de 100 mL de (a) NaOH 0,02 mol/L e (b) HCl 0,02 mol/L é 
adicionada a 500 mL da solução tampão que foi descrita no exercício anterior. (7,83 e 7,70) 
 
13) Calcule o pH de uma solução 0,100 mol/L em NH3 e 0,200 mol/L em NH4Cl. A constante de 
dissociação ácida Ka para NH4+ é 5,70 x 10-10. (8,94) 
 
14) Calcule o pH quando uma porção de 100 mL de (a) NaOH 0,0500 mol/L e (b) HCl 0,0500 
mol/L é adicionada a 400 mL da solução tampão que foi descrita no exercício anterior. (9,02 e 8,85) 
 
 
 
 
LISTA DE EXERCÍCIOS 
CAPÍTULO 06 – Princípios de volumetria 
 
01) Como você prepararia porções de 50,0 mL de soluções padrão que sejam 0,00500 mol/L, 
0,00200 mol/L,e 0,00100 mol/L em Na+ a partir da solução do solução padrão 0,0100 mol/L de 
Na+? Uma relação algébrica útil é 𝑛1 = 𝑛2 ou 𝑉1 𝑥 𝑀1 = 𝑉2 𝑥 𝑀2. (25,00 mL, 10,00 mL e 5,00 mL) 
 
02) Calcule a massa de padrão primário apresentado entre parênteses necessária para preparar 
cada uma das seguintes soluções: (a) 500 mL de Ca2+ 0,100 mol/L (CaCO3). (b) 1000 mL de 
H2C2O4 0,200 mol/L (Na2C2O4). (c) 500 mL de Ag+ 0,200 mol/L (AgNO3). (5,00g; 26,80 g; 16,99 g) 
 
03) (a) Uma solução padrão de Ag+ foi preparada pela dissolução de 1,2243 g de AgNO3, seco 
(MM = 169,87) em água em um balão volumétrico de 500,0 mL. Uma diluição foi feita pela 
transferência por pipeta de 25,00 mL de solução para um segundo balão volumétrico de 500,0 mL 
e diluída até a marca. Encontre a concentração de Ag+ na solução diluída. (b) Uma alíquota de 
25,00 mL de uma amostra contento Cl- foi titulada com a solução diluída de Ag+, e o ponto de 
equivalência foi atingido quando 37,38 mL de solução de Ag+ foram transferidos. Encontre a 
concentração de Cl- na amostra. (7,207 x 10-4 mol/L e 1,078 x 10-3 mol/L) 
 
04) 200 mL de uma solução aquosa de HCl 0,20 mol/L neutralizaram completamente 50 mL de 
uma solução aquosa de Ca(OH)2. Determine a molaridade da solução básica. (0,4 mol/L) 
 
05) Calcule o volume, em litros, de uma solução aquosa de ácido clorídrico de concentração 1,0 
mol/L necessária para neutralizar 20 mL de uma solução aquosa de hidróxido de sódio de 
concentração 3,0 mol/L. (0,06 L) 
 
06) Em um Erlenmeyer foram colocados 20,0 cm3 de solução aquosa de ácido sulfúrico 0,1 mol/L, 
mais gotas de fenolftaleína (indicador, que é incolor em meio ácido e róseo em meio alcalino). Em 
seguida, com auxilio de uma bureta, foi transferida para o Erlenmeyer solução aquosa de 
hidróxido de sódio 0,1 mol/L gota a gota, agitando constantemente para homogeneização. A 
solução do Erlenmeyer terá a cor rósea persistente quando a solução de hidróxido de sódio 
transferido for de qual volume? (40 cm3) 
07) Um estudante, ao fazer uma titulação de 25 mL de uma solução de hidróxido de sódio 
(NaOH), gastou 30 mL de uma solução de ácido sulfúrico (H2SO4) 0,2 mol/L a concentração da 
solução de hidróxido de sódio em mol/L. (0,48 mol/L) 
 
08) Considere que seja adicionada uma solução de NaOH, de concentração 0,5 mol/L, a 100 mL 
de solução de HCl, de concentração 0,1 mol/L. Calcule o volume da solução de NaOH necessário 
para reagir completamente com todo o HCl. (20 mL) 
 
09) O carbonato de sódio, Na2CO3, é um padrão primário utilizado na padronização de soluções 
de HCl, empregando-se alaranjado de metila para sinalizar o ponto final da titulação. Para titular 
2,050 g de carbonato de sódio foram utilizados 32,45 mL de solução de HCl. Calcule a 
concentração da solução de HCl. (1,192 mol/L) 
 
10) O ácido benzoico (C6H5COOH, massa molar = 122,1 g/mol) é considerado um padrão 
primário podendo, ser utilizado, na padronização de soluções alcalinas. A fim de estabelecer a 
concentração exata de uma solução de NaOH, 0,4215 g de ácido benzoico, adequadamente 
dissolvido em etanol, foi titulado com 24,70 mL de solução de NaOH, utilizando fenolftaleína como 
indicador. 
𝐶6𝐻5𝐶𝑂𝑂𝐻 + 𝑁𝑎𝑂𝐻 → 𝑁𝑎𝐶6𝐻5𝐶𝑂𝑂 + 𝐻2𝑂 
Calcule a concentração da solução de NaOH. (0,1398 mol/L) 
 
11) Considere que a solução de HCl (ver exercício 09) foi preparada a fim de se chegar no valor 
de concentração teórico de 1,000 mol/L e calcule o fator de correção. (1,192) 
 
12) Calcule o fator de correção da solução de NaOH (ver exercício 10) considerando que esta foi 
preparada a fim de se chegar no valor de concentração teórico de 0,1500 mol/L. (0,932) 
 
13) Uma amostra de 0,8040 g de uma liga de ferro é dissolvida em ácido. O ferro é então 
reduzido a Fe2+ e titulado com 47,22 mL de uma solução de KMnO4 0,02242 mol/L. Calcular o 
resultado dessa análise em termos de % de Fe (55,847 g/mol). A reação do analito com o 
reagente é descrita pela equação: (36,77%) 
MnO4- + 5Fe2+ + 8H+ → Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O 
 
14) Uma amostra com 0,4000 g de Na2SO4 (MM = 142,04 g/mol) de alta pureza requereu 41,25 
mL de uma solução de cloreto de bário: Ba2+ + SO42- → BaSO4(s). Calcular a concentração 
analítica molar do BaCl2 na solução. (0,06827 mol/L) 
 
15) A titulação de 50,00 mL de Na2C2O4 0,05251 mol/L requereu 36,75 mL de uma solução de 
permanganato de potássio. 
2MnO4- + 5C2O4-2 + 16H+ → 2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O 
Calcular a concentração molar da solução de KMnO4. (0,02858 mol/L) 
 
16) A vitamina C (ácido ascórbico, MM = 176,126 g/mol) dos alimentos pode ser medida pela 
titulação com 𝐼3
−: 
𝐶6𝐻8𝑂6 + 𝐼3
− + 𝐻2𝑂 → 𝐶6𝐻8𝑂7 + 3𝐼
− + 2𝐻+ 
(a) Se 29,41 mL de solução de 𝐼3
− são necessários para reagir com 0,1970 g de ácido ascórbico 
puro, qual é a molaridade da solução de 𝐼3
−? (0,03803 mol/L) 
(b) Uma pastilha de vitamina C foi moída até virar pó e 0,4242 g da amostra foram titulados com 
31,63 mL de 𝐼3
−. Quantos mols de ácido ascórbico estão presentes na amostra? (1,203 mmol) 
 
17) A titulação do I2 produzido de 0,1045 g de KIO3 (MM = 214,00 g/mol) padrão primário 
requereu 30,72 mL de tiossulfato de sódio. 
IO3- + 5I- + 6H+ → 3I2 + 3H2O 
I2 + 2S2O32- → 2I- + S4O6-2 
Calcular a concentração do Na2S2O3. (0,09537 mol/L) 
 
18) O formaldeído em 5,00 g de uma amostra de um desinfetante de sementes foi destilado por 
arraste com vapor, e o destilado aquoso foi coletado em um balão volumétrico de 500,0 mL. Após 
a diluição, uma alíquota de 25,0 mL foi tratada com 30,0 mL de solução KCN 0,121 mol/L para 
converter o formaldeído em cianohidrino de potássio. 
K+ + CH2O + CN- → KOCH2CN 
O excesso de KCN foi então removido pela adição de 40,0 mL de AgNO3 0,100 mol/L. 
2CN- + 2Ag+ → Ag2(CN)2(s) 
O excesso de Ag+ no filtrado e nas lavagens requereu uma titulação com 16,1 mL de NH4SCN 
0,134 mol/L. Calcular a porcentagem de CH2O (MM = 30,03 g/mol) na amostra. (21,5%) 
 
19) O CO em uma amostra de 20,3 L de gás foi convertido para CO2 pela passagem do gás por 
pentóxido de iodo aquecido a 150 °C: 
I2O5(s) + 5CO(g) → 5CO2(g) + I2(g) 
O iodo foi destilado nessa temperatura e coletado em um absorvente que contém 8,25 mL de 
Na2S2O3 0,01101 mol/L. 
I2(g) + 2S2O32-(aq) → 2I-(aq) + S4O62-(aq) 
O excesso de Na2S2O3 foi retrotitulado com 2,16 mL de solução de I2 0,00947 mol/L. Calcular a 
concentração em miligramas de CO (28,01 g/mol) por litro de amostra. (0,172 mg CO/L da amostra) 
 
20) A ação de uma solução alcalina de I2 sobre o raticida warfarine, C19H16O4 (308,34 g/mol), 
resulta na formação de 1 mol de iodofórmio, CHI3 (393,73 g/mol), para cada mol do composto 
precursor reagido. A análise do warfarine pode então ser baseada na reação entre CHI3 e Ag+. 
CHI3 + 3Ag+ + H2O → 3AgI(s) + 3H+ + CO(g) 
O CHI3 produzido a partir de 13,96 g da amostra foi tratado com 25,00 mL de AgNO3 0,02979 
mol/L e o excesso de Ag+ foi então titulado com 2,85 mL de KSCN 0,05411 mol/L. Calcular a 
porcentagem de warfarine na amostra. (0,43% de warfarine) 
 
21) O processo Kjeldahl foi usado para analisar 256 µL de uma solução contendo 37,9 mg de 
proteína/mL. A amônia liberada foi coletada em 5,00 mL de HCl 0,0336 mol/L e o ácido 
remanescente requereu 6,34 mL de 0,010 mol/L de NaOH para a titulação completa. Qual é o 
percentual (m/m) de nitrogênio na proteína? (15,1%) 
 
22) Para a padronização de soluções de NaOH, normalmente usa-se biftalato de potássio 
(C8H5O4K) sólido, que é um padrão primário. Na padronização da solução de NaOH ~0,100 mol/L, 
obtiveram-se os resultados apresentados no quadro a seguir. Calcule a concentração exata e o 
fator de correção da solução de NaOH. (0,1032 mol/L)Repetição Massa de biftalato de potássio Volume gasto de NaOH 
1 0,5006 g 23,80 mL 
2 0,4533 g 21,20 mL 
3 0,5790 g 27,80 mL 
 
23) Na padronização de uma solução de HCl ~0,30 mol/L, utilizou-se como padrão primário o 
Na2CO3 e os seguintes resultados foram obtidos: 
 
Repetição Massa de carbonato de sódio Volume gasto de HCl 
1 0,2694 g 16,31 mL 
2 0,2234 g 13,70 mL 
3 0,2298 g 11,41 mL 
 
Calcule a concentração exata da solução de HCl e o fator de correção da concentração da 
solução. (0,3296 mol/L) 
 
 
 
 
LISTA DE EXERCÍCIOS 
CAPÍTULO 07 – Volumetria ácido-base 
 
01) Considerar as curvas de titulação de NaOH 0,10 mol/L e NH3 0,10 mol/L com HCl 0,10 mol/L. 
Aponte sucintamente as diferenças entre as curvas para as duas titulações. Sob que aspecto as 
duas curvas serão indistinguíveis? 
 
02) Calcular o pH de uma solução que resulta quando 20,0 mL de ácido fórmico 0,200 mol/L são 
(𝐾𝑎 = 1,80 𝑥 10
−4): 
(a) diluídos a 45,0 mL com água destilada. (2,40) 
(b) misturados com 25,0 mL de solução de NaOH 0,160 mol/L. (8,35) 
(c) misturados com 25,0 mL de solução de NaOH 0,200 mol/L. (12,35) 
(d) misturados com 25,0 mL de solução de formiato de sódio 0,200 mol/L. (3,84) 
 
03) Qual é o pH de uma solução que 
(a) foi preparada pela dissolução de 9,20 g de ácido lático (90,08 g/mol) e 11,15 g de lactato de 
sódio (112,06 g/mol) em água destilada e diluindo-se a 1,00 L. (3,85) 
(b) contém ácido acético 0,0550 mol/L e acetato de sódio 0,0110 mol/L? (4,06) 
 
04) Uma alíquota de 50,00 mL de NaOH 0,1000 mol/L foi titulada com o HCl 0,1000 mol/L. 
Calcular o pH da solução após a adição de 0,00; 10,00; 25,00; 40,00; 45,00; 49,00; 50,00; 51,00; 
55,00; e 60,00 mL de ácido e elaborar uma curva de titulação a partir desses dados. (13,00; 12,82; 
12,52; 12,05; 11,72; 11,00; 7,00; 3,00; 2,32 e 2,04) 
 
05) Complete o quadro a seguir, calculando os valores de pH no decorrer da titulação de 50,00 
mL de NaOH 0,200 mol/L com HCl 0,200 mol/L. Após completá-lo, esboce a curva de titulação 
correspondente. 
 
 
Volume de HCl, mL [H+], mol/L pH 
0,00 
10,00 7,50 x 10-14 13,12 
20,00 1,17 x 10-13 12,93 
30,00 
45,00 9,50 x 10-13 12,02 
49,00 4,95 x 10-12 11,30 
49,50 
49,90 
50,00 
50,10 
50,50 9,95 x 10-4 3,00 
51,00 1,98 x 10-3 2,70 
55,00 
60,00 1,82 x 10-2 1,74 
70,00 3,33 x 10-2 1,48 
80,00 4,62 x 10-2 1,34 
 
06) Gerar uma curva para a titulação de 50,00 mL de ácido acético 0,20 mol/L com hidróxido de 
sódio 0,20 mol/L. Calcular o pH após a adição de (a) 0,00; (b) 10,00; (c) 25,00; (d) 50,00; (e) 
60,00 mL da base. Dado o 𝐾𝑎 = 1,75 𝑥 10
−5. (2,73; 4,15; 4,76; 8,88 e 12,26) 
 
07) Complete o quadro calculando os valores de pH no decorrer da titulação de 50,00 mL de 
CH3COOH 0,100 mol/L com NaOH 0,100 mol/L. Após completá-lo, esboce a curva de titulação. 
Dado: Ka = 1,8 x 10-5. 
Volume de NaOH, mL [H+], mol/L pH 
0,00 
10,00 7,20 x 10-5 4,14 
20,00 
30,00 1,20 x 10-5 4,92 
45,00 2,00 x 10-6 5,70 
49,00 
49,50 1,82 x 10-7 6,74 
49,90 
50,00 
50,10 
50,50 2,01 x 10-11 10,70 
51,00 1,01 x 10-11 11,00 
55,00 2,10 x 10-12 11,68 
60,00 
70,00 6,00 x 10-13 12,22 
80,00 4,33 x 10-13 12,36 
08) Uma alíquota de 50,00 mL de NaCN 0,10 mol/L é titulada com o HCl 0,20 mol/L. A reação é: 
CN- + H3O+ → HCN + H2O 
Calcular o pH após a adição de (a) 0,00; (b) 10,00; (c) 25,00; e (d) 26,00 mL de ácido. Dado o 
𝐾𝑎 = 6,2 𝑥 10
−10 para o HCN. (11,10; 9,39; 5,19 e 2,58) 
09) A figura a seguir ilustra a curva de titulação de 50,0 mL de uma solução de HCl 0,10 mol/L por 
uma solução de NaOH 0,10 mol/L e também a neutralização de 50 mL de solução 0,10 mol/L de 
CH3COOH com a mesma solução de NaOH 0,10 mol/L. 
 
(a) A partir do gráfico, estime o pH do titulado após a adição de 40 mL de NaOH à solução de 
HCl. Calcule o pH e cheque a sua estimativa. 
(b) Dos indicadores mostrados no gráfico, qual seria o mais apropriado para determinar o ponto 
final da titulação do HCl? Justifique. 
(c) A partir do gráfico, estime o pH da solução de ácido acético após a adição de 40 mL da 
solução de NaOH 0,1 mol/l. Calcule o pH e cheque sua resposta. 
(d) O indicador vermelho de metila seria adequado para a determinação do ponto final da 
titulação do ácido acético? Justifique. 
 
10) Através do método das tangentes paralelas, estime o volume de titulante gasto para que se 
atingisse o ponto final dos gráficos a seguir: 
 
Figura 1: Titulação potenciométrica de H3PO4 por NaOH 0,1 mol/L. 
 
 
Figura 2: Titulação potenciométrica de fertilizante por KMnO4 0,02 mol/L. 
 
 
Figura 3: Titulação potenciométrica de cola com NaOH 0,06 mol/L. 
 
11) Esboce os gráficos de primeira e segunda derivadas para as curvas de titulação dos 
exercícios 05 e 07 e estime os valores do ponto de equivalência. 
 
12) O amarelo de alizarina é um ácido cuja constante de dissociação é 𝐾𝑎 = 1𝑥10
−11. A sua 
forma ácida tem uma cor amarela e a forma básica azul. (a) Calcular a sua posição na escala de 
pH. (b) Calcular a relação de concentração da forma ácida e da forma básica nos seguintes 
valores de pH: 2; 7; 10; 11; 12; 14 e indicar a cor da solução. (ΔpH: 10-12; [HIn]/[In-] = 109 ; 104 ; 10; 1; 1/10; 
1/103) 
 
 
 
 
LISTA DE EXERCÍCIOS 
CAPÍTULO 08 – Equilíbrio de precipitação 
 
01) Qual a solubilidade e a concentração dos íons em solução proveniente dos sais pouco 
solúveis abaixo: (em parênteses o valor de Kps). Desconsidere os equilíbrios ácido-base. 
(a) AgBr (5,3 x 10-13) (b) Ag2CO3 (8,2 x 10-12) 
14 
 
(c) Ag2CrO4 (1,1 x 10-12) 
(d) Ba(OH)2 (5,0 x 10-3) 
(e) Bi(OH)3 (3,2 x 10-32) 
(f) Pb3(PO4)2 (7,9 x 10-43) 
(a) s = [Ag+] = [Br-] = 7,28 x 10-7 mol/L; b) s = [CO32-] = 2*[Ag+] = 1,27 x 10-4 mol/L; c) s = [CrO42-] = 2*[Ag+] = 6,50 x 10-5 mol/L; d) s 
= [Ba2+] = 2*[OH-] = 0,11 mol/L; e) s = [Bi3+] = 3*[OH-] = 5,87 x 10-9 mol/L; f) s = 3*[Pb2+] = 2*[PO43-] = 1,49 x 10-9 mol/L) 
 
02) Em uma mistura dos íons Bi3+, Ba2+, Pb2+, OH- e PO43-, quais sais iriam precipitar primeiro? 
Utilize os dados do exercício 01. (O Bi(OH)3 e o Pb3(PO4)2 serão os primeiros a precipitarem, simultaneamente, pois 
não existe íon comum ao dois sais, após precipitar todo o Bi(OH)3 que irá começar a precipitar o Ba(OH)2 por causa da constante 
de estabilidade menor.) 
 
03) Quantos gramas de Ba(IO3)2 (487 g/mol) podem ser dissolvidos em 300,0 mL de água a 25 
°C? A constante do produto de solubilidade para o Ba(IO3)2 é 1,57 x 10-9. O equilíbrio entre o 
sólido e seus íons presentes na solução é descrito pela equação: (0,107g) 
Ba(IO3)2(s) ⇆ Ba2+(aq) + 2IO3- (aq) 
 
04) Qual contém mais íons Ag+, uma solução saturada de AgCl ou de Ag2Cr2O7? 
 
05) Haverá formação de precipitado se forem misturados 20,0 mL de NaI 1,5 x 10-8 mol/L e 30,0 
mL de AgNO3 8,0 x 10-6 mol/L? (𝐾𝑝𝑠 de AgI = 8,5 x 10
-17 a 25°C) Assuma que não haja 
supersaturação. (Haverá ppt, S=2,88 x 10-14) 
 
06) Calcule a solubilidade molar do AgCl em uma solução de NaCl 0,025 mol/L. 𝐾𝑝𝑠 = 1,6 𝑥 10
−10. 
(6,4 x 10-9) 
 
07) Calcule a solubilidade molar do Ag2CrO4 em (a) água pura, (b) uma solução de K2CrO4 0,20 
mol/L e (c) de AgNO3 0,20 mol/L. 𝐾𝑝𝑠 = 1,1 𝑥 10
−12. (6,5 x 10-5 mol/L; 1,17 x 10-6 mol/L; 2,75 x 10-11 mol/L) 
 
09) Calcule a solubilidade do hidróxido de cálcio num meio tamponado cujo pH é 13,20. Dado: 𝐾𝑝𝑠 
= 5,5 𝑥 10−6. (2,2 x10-4 mol/L) 
 
10) Calcule a solubilidade de (a) V(𝑂𝐻)3 (Kps = 4,0 𝑥 10−35) em pH neutro e (b) 𝑀𝑔(𝑂𝐻)2 (Kps = 7,1 
𝑥 10−12) em pH = 12,00. (4,0 x10-41 mol/L; 7,1 𝑥 10−8 mol/L) 
 
11) Qual deve ser o pH para que se precipite (a) hidróxidode ferro III a partir de uma solução 𝐹𝑒3+ 
0,15 mol/L (𝐾𝑝𝑠 = 2,0 𝑥 10−39) e (b) hidróxido de ferro II a partir de uma solução 𝐹𝑒2+ 0,15 mol/L 
(𝐾𝑝𝑠 = 4,1 𝑥 10−15). (1,37; 7,22) 
 
 
 
 
LISTA DE EXERCÍCIOS 
CAPÍTULO 09 – Volumetria de precipitação 
 
01) Calcular a percentagem de prata numa amostra de 0,2025 g que foi titulada com solução 
padrão de KSCN 0,1000 mol/L. Foram gastos 15,25 mL do titulante para atingir o ponto final. 
(81,26%) 
15 
 
02) Uma alíquota de 20,00 ml de uma solução de cloreto de sódio foi titulada com 9,50 mL de 
AgNO3 0,075 mol/L até o ponto de viragem, usando-se cromato de potássio como indicador. 
Calcular a concentração molar de cloreto de sódio nesta solução. (0,036 mol/L) 
 
03) Determine a concentração comum de cloreto (35,45 g/mol) de uma mistura preparada com 
10,00 mL de cloreto de sódio mais 10,00 mL de AgNO3 0,20 mol/L que foi titulada com 8,50 mL 
de KSCN 0,15 mol/L. (2,57 g/L) 
 
04) Deseja-se titular o íon iodeto pelo método de Mohr. Calcule a concentração do íon cromato 
que deve estar presente para que a precipitação do cromato de prata comece exatamente no PE. 
DADOS: KpsAgI = 3,1 x 10-8; KpsAg2CrO4 = 1,1 x 10-12. (3,55 x 10-5 mol/L) 
 
05) 0,50 g de sal de cozinha são dissolvidos em 100,0 mL de água destilada. Uma alíquota de 
25,0 mL é transferida para erlenmeyer e titulado com solução padrão de nitrato de prata 0,100 
mol/L, pelo método de Mohr. Calcule o teor de NaCl em % m/m no produto comercial, sabendo 
que 20,00 mL de solução padrão foram consumidos durante a titulação. MMNaCl = 58,4 g/mol. 
(93,4% m/m) 
 
06) A quantidade de cloreto em uma solução foi determinada pelo Método de Volhard. Uma 
alíquota de 10,00 mL da solução foi tratada com 15,00 mL de solução padrão de AgNO3 0,1182 
mol/L. A prata excedente foi titulada com solução padrão de KSCN 0,101 mol/L, requerendo-se 
2,38 mL do titulante para alcançar o ponto final. Calcule a concentração de cloreto na solução, em 
g/L. (5,43 g/L) 
 
07) Exatamente 25,0 mL de uma solução 0,1306 mol/L de nitrato de prata foi titulada com 0,1194 
mol/L de tiocianato de potássio. Calcule pAg e pSCN nos seguintes pontos: DADOS: Kps = 1,1 x 
10-12 . 
(a) Antes da adição de KSCN; (pAg = 0,88 e pSCN = indeterminado) 
(b) Após adição de 10,0 mL de KSCN; (pAg = 1,23 e pSCN = 10,73) 
(c) Após adição de 15,0 mL de KSCN; (pAg = 1,43 e pSCN = 10,52) 
(d) No PE; (pAg = pSCN = 5,98) 
(e) Após adição de 40,0 mL de KSCN (pAg = 10,32 e pSCN = 1,63) 
 
08) Calcule o pAg 2% antes do PE, no PE e 2% após o ponto de equivalência na titulação de 10,0 
mL de solução 0,05 mol/L de NaBr com uma solução 0,0250 mol/L de nitrato de prata. DADOS: 
Kps = 3,9 x 10-13. (2% antes do PE: V = 19,60 mL ; pAg = 8,94. No PE: V = 20,0 mL ; pAg = 6,20. 2% após o PE: V = 20,40 
mL ; pAg = 3,48) 
 
 
 
 
LISTA DE EXERCÍCIOS 
CAPÍTULO 10 – Análise gravimétrica 
 
01) O reagente precipitante deve provocar uma reação com o analito para formar um precipitado 
ideal. Quais são as características de um precipitado ideal? 
 
16 
 
02) Defina: (a) nucleação; (b) crescimento da partícula e (c) solução supersaturada. 
 
03) Defina: inclusões e oclusões. 
 
04) O cálcio presente em uma amostra de 500,0 mL de uma água natural foi determinado pela 
precipitação do cátion como CaC2O4. O precipitado foi filtrado, lavado e calcinado em um cadinho 
com uma massa de 57,008 g quando vazio. A massa do cadinho mais CaO (56,077 g/mol) foi de 
58,130 g. Calcule a concentração de Ca (40,078 g/mol) em água em unidades de gramas por 100 
mL de água. (0,1604g/100mL) 
 
05) Um minério de ferro foi analisado pela dissolução de uma amostra de 0,8567 g em HCl 
concentrado. A solução resultante foi diluída em água e o ferro(III) foi precipitado na forma do 
óxido de ferro hidratado Fe2O3.xH2O pela adição de NH3. Após a filtração e a lavagem, o resíduo 
foi calcinado a alta temperatura para gerar 0,3465 g de Fe2O3 puro (159,69 g/mol). Calcule a % 
de Fe (55,847 g/mol). (28,29%) 
 
06) Uma amostra de 0,388 g contendo apenas NaCl (58,44 g/mol) e BaCl2 (208,23 g/mol) gerou 
0,624 g de AgCl seco (143,32 g/mol). Calcule o porcentual de cada composto de halogênio 
presente na amostra. (21,54% de NaCl e 78,46% de BaCl2) 
 
07) Um sólido residual oriundo de um processo de refino de alumínio pesando 10,825 g foi 
dissolvido em ácido, produzindo Al(III) em solução. A solução foi tratada com 8-hidroxiquinolina, 
precipitando (8-hidroxiquinolina)3Al, que foi levado à ignição, produzindo Al2O3 (101,961 g/mol), 
cuja massa pesada é 1,754 g. Encontre a percentagem em massa de Al (26,982 g/mol) na 
mistura original. (8,58%) 
 
08) Um resíduo pesando 10,232 g produziu 1,023 g de Al2O3 (101,961 g/mol) após calcinação. 
Encontre o percentual em massa de Al (26,982 g/mol) no resíduo original. (5,29%) 
 
09) O tratamento de uma amostra de 0,250 g de cloreto de potássio impuro com um excesso de 
nitrato de prata resultou na formação de 0,2912 g de AgCl, 143,32 g/mol. Calcule a percentagem 
de KCl na amostra. Massa molar do K = 39,098 g/mol, Ag = 107,867 g/mol e Cl = 35,453 g/mol. 
(60,6%) 
 
 
 
 
LISTA DE EXERCÍCIOS 
CAPÍTULO 11 – Reações e titulações de complexação 
 
01) Complexos metálicos são compostos formados através de interações ácido-base de Lewis. 
Explique. 
 
02) Escreva todas as equação de dissociação do EDTA (H4Y) e as respectivas expressões das 
constantes de dissociação. 
 
17 
 
03) Calcular a concentração de Ni2+ em uma solução que foi preparada pela mistura de 50,0 mL 
de Ni2+ 0,015 mol/L com 50,0 mL de EDTA 0,030 mol/L. (4,0 x 10-19 mol/L) 
 
04) Calcular as concentrações de equilíbrio das soluções: 0,050 mol/L de BaY2-, 0,050 mol/L de 
LaY-, 0,050 mol/L de EuY-. (2,6 x 10-5 mol/L, 4,7 x 10-9 mol/L, 5,3 x 10-10 mol/L) 
 
05) Calcular as concentrações de equilíbrio em uma solução 0,020 mol/L de SrY2- em pH = 9,00 
e em pH = 8,00. (3,0 x 10-5 mol/L, 9,5 x 10-5 mol/L) 
 
06) Calcular a concentração de Mg2+ em uma solução que contém 0,030 mol/L de Mg2+ e 0,050 
mol/L de EDTA em pH = 10,00. (8,1 x 10-9 mol/L) 
 
07) Calcular a concentração de Cr3+ em uma solução que contém 0,015 mol/L de Cr3+ e 0,030 
mol/L de EDTA em pH = 4,00. (1,3 x 10-15 mol/L) 
 
08) Uma solução de 25,00 mL de níquel foi tratada com 25,00 mL de uma solução de EDTA 0,040 
mol/L (titulação de retorno). O excesso de EDTA consumiu 15,00 mL de solução de Zn2+ 
0,002299 mol/L. Encontre a concentração de Ni2+. (0,039 mol/L) 
 
09) Considere a titulação de 25,00 mL de MnSO4 0,020 mol/L com EDTA 0,010 mol/L em uma 
solução tamponada em pH = 6,00. Calcule o pMn2+ nos seguintes volumes de EDTA: 0,0; 20,0; 
40,0; 49,0; 49,9; 50,0; 50,1; 55,0 e 60,0 mL. (1,70; 2,18; 2,81; 3,87; 4,87; 5,66; 6,46; 8,15 e 8,45) 
 
10) Considere a titulação de 25,00 mL de EDTA 0,020 mol/L com CaSO4 0,010 mol/L em uma 
solução tamponada em pH = 10,00. Esboce a curva de titulação considerando os volumes de 
CaSO4: 0,0; 20,0; 40,0; 49,0; 49,9; 50,0; 50,1; 55,0 e 60,0 mL. (∞; 10,30; 9,52; 8,44; 7,43; 6,15; 4,88; 3,20 e 
2,93) 
 
 
 
 
LISTA DE EXERCÍCIOS 
CAPÍTULO 12 – Equilíbrio REDOX 
 
01) Determine o número de oxidação (NOX) para todos os átomos dos compostos a seguir: 
(a) O2 
(b) NaCl 
(c) CaF2 
(d) Cl2 
(e) Na2S 
(f) H2SO4 
(g) Fe(s) 
(h) CH3COOH 
(i) HBr 
(j) MnO4- 
(k) H2O2 
(l) MnBr2 
(m) Na2S2O3 
(n) H2SO3 
(o) SO3 
(p) Al2(SO4)3 
(q) SO42- 
(r) I2 
 
02) Calcule a tensão, ξ°, produzida a 25°C pelas células e diga se as reações ocorrem 
espontaneamente: 
(a) Ag+(aq) + Cr2+(aq) ⇆ Ag(s) + Cr3+(aq) 
(b) Fe2+(aq), Fe3+(aq) || Cl–(aq) |Cl2(g) 
(c) Sn2+(aq) + 2I–(aq) ⇆ Sn(s) + I2(aq) 
18 
 
(d) Cd(s) + 2Ag+(aq) ⇆ Cd2+(aq) + 2Ag(s) 
(e) F2(g) | H+(aq) | F-(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s) 
(+1,207 V; +0,558 V; -0,751 V; +1,202 V; -2,723 V) 
 
03) Calcule ξ° e K para cada uma das seguintes reações: 
(lembre que no equilíbrio, ξ = 0 e portanto 𝜉° = 
0,0592
𝑛
 𝑙𝑜𝑔 𝐾) 
(a) I2(s) + 5Br2 + 6H2O ⇆ 2IO3- + 10Br- + 12H+ 
(b) Co2+ + Fe(s) ⇆ Fe2+ + Co(s) 
(c) Mg(s) + Cl2 ⇆ Mg2+ + 2Cl- 
(d) CuI(s) ⇆ Cu+ + I- 
(-0,131 V, K=7,44 x 10-23; +0,163V, K=3,2 x 105; +3,722 V, K=10125,74; -0,707 V, K=1,14 x 10-12) 
 
04) Calcule a tensão produzida a 25°C pela célula abaixo. Considere [Sn2+] = 0,20 mol/L, e [Ag+]= 
1,5 mol/L. (+0,966 V) 
Sn(s) | Sn2+(aq) || Ag+(aq) | Ag(s) 
 
05) Calcule o potencial da seguinte célula e indique a reação que ocorreria espontaneamente se 
a célula estivesse em curto-circuito. (+0,694 V) 
U4+(0,100 mol/L), UO22+(0,005 mol/L), H+(0,020 mol/L)||Fe2+(0,005 mol/L), Fe3+(0,010 mol/L) 
 
06) Calcule o potencial, ξ, para cada célula descrita abaixo. 
(a) Fe(s), FeBr2 (0,010 mol/L) || NaBr (0,050 mol/L), Br2(l) 
(b) Cu(s), Cu(NO3)2 (0,020 mol/L) || Fe(NO3)2 (0,050 mol/L), Fe(s) 
(c) Hg(l), Hg2Cl2(s) || KCl, Cl2 (0,010 mol/L) 
(+1,641 V; -0,765 V; +1,032 V) 
 
07) Calcule ξ°, ΔG° e K para as seguintes reações: 
(a) 4Co+3 + 2H2O ⇆ 4Co2+ + O2(g) + 4H+ 
(b) Ag(S2O3)23- + Fe(CN)64- ⇆ Ag(s) + 2S2O32- + Fe(CN)63- 
(+0,579 V, -223,5 x 103 J, 1,3 x 1039; -0,343 V, +33,1 x 103 J, 1,6 x 10-6) 
 
08) Uma quantidade de um minério de ferro igual a 0,7120 g foi dissolvida e passada por um 
redutor. A titulação do Fe(II) produzido necessitou de 39,21 mL de KMnO4 0,02086 mol/L. 
Expresse os resultados dessa análise em termos de (a) porcentual de Fe e (b) porcentual de 
Fe2O3. ((a) 32,08 %; (b) 45,86 %) 
 
09) A titulação de 0,1756 g do padrão primário Na2C2O4 necessitou de 32,04 mL de uma solução 
de permanganato de potássio. Calcule a concentração em mol por litro de KMnO4 nessa solução. 
(0,01636 mol/L) 
 
10) Uma amostra de 7,41 g de um formicida foi decomposta através de uma digestão com H2SO4 
e HNO3. O As presente no resíduo foi reduzido ao estado trivalente com hidraniza. Após a 
remoção do excesso do agente redutor, o As(III) consumiu 24,56 mL na titulação com I2 0,01985 
mol/L em um meio fracamente alcalino. Expresse os resultados em termos da porcentagem de 
As2O3 existente na amostra original. (0,651 %) 
 
19 
 
11) Considere a titulação de 100,0 mL de solução de Ce4+ 0,010 mol/L em HClO4 1 mol/L, por 
uma solução de Cu+ 0,040 mol/L, formando Ce3+ e Cu2+. 
(a) Escreva a equação balanceada da titulação. 
(b) Escreva as duas equações de Nernst para a reação global da célula eletroquímica. 
(c) Calcule ξ para os seguintes volumes de Cu+ adicionados: 1,0; 12,5; 24,5; 25,0; 30,0 e 50,0 
mL. 
(d) Faça o esboço da curva de titulação. 
((c) 1,58; 1,50; 1,40; 0,733; 0,065; 0,005; -0,036 V) 
 
12) Considere a titulação de 25,0 mL de solução de Sn2+ 0,010 mol/L por uma solução de Tl3+ 
0,050 mol/L, em HCl 1,0 mol/L. 
(a) Escreva a equação balanceada da titulação. 
(b) Escreva as duas equações de Nernst para a reação global da célula eletroquímica. 
(c) Calcule ξ para os seguintes volumes de Tl3+ adicionados: 1,0; 2,5; 4,9; 5,0; 5,1 e 10,0 mL. 
(d) Faça o esboço da curva de titulação. 
((c) -0,120; -0,102; -0,052; 0,21; 0,48; 0,53 V)