LISTA 2 Química Analítica

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LISTA 2 
GRAVIMETRIA E VOLUMETRIA DE PRECIPITAÇÃO 
Por Igor Rabello 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXERCÍCIOS DA LISTA 2 – Professora Anna 
 
1) Qual é a massa de uma amostra contendo 8,00% de Fe3O4 que deve ser tomada 
para obter um precipitado de Fe(OH)3 que, ao ser calcinado a Fe2O3, pese 
0,150g? 
 
2) Uma amostra pesando 0,640g é composta de 12,0% KCl, 8,71% de CaCl2 e 
material inerte. Qual é a massa de AgCl que pode ser precipitada a partir dessa 
amostra? 
 
3) Uma mistura contendo apenas FeCl3 e AlCl3 pesa 5,95g. Os cloretos são 
convertidos nos hidróxidos e calcinados a Fe2O3 e Al2O3. A mistura dos óxidos 
pesa 2,62g. Calcular a porcentagem de Fe e Al na amostra. 
 
4) A temperaturas elevadas, o bicarbonato é convertido em Na2CO3. 
2NaHCO3(s) ⇌ 2Na2CO3(s) + CO2 + H2O 
A calcinação de uma amostra pesando 0,3592g, contendo NaHCO3 e impurezas 
não voláteis, produziu um resíduo pesando 0,2362g. Calcular a porcentagem de 
pureza da amostra. 
5) Qual é o volume de solução 0,124M de (NH4)2HPO4 necessário para precipitar 
cálcio na forma de Ca3(PO4)2 a partir de 0,838g de amostra contendo 9,74% de 
cálcio? 
 
6) Que massa, em gramas, de uma amostra de FeS2 deve ser tomada para análise, 
de modo que a massa do precipitado de BaSO4 obtido seja a metade da 
porcentagem de enxofre contido na amostra. 
PM(FeS2) = 119,97 PM(BaSO4) = 233,4 PA(S) = 32,06 
 
7) Seja a titulação de 25,00mL de I- 0,100M com Ag+ 0,0500M. Calcular a 
concentração de Ag+ para as situações abaixo. 
a) VAg+ = 10,00mL b) VAg+ = 49,00mL c) no PE d) 52,00mL 
Kps = 8,30 x 10
-17 
 
8) Considere a titulação de 50,00mL de uma mistura de I- e SCN- com Ag+ 
0,0683M. O primeiro PE é observado em 12,60mL de Ag+ e o segundo em 
27,70mL. Calcular a concentração molar do SCN- na mistura original. 
Kps (AgI) = 8,30 x 10
-17 Kps (AgSCN) = 1,10 x 10
-12 
 
 
9) Uma alíquota de 30,0mL de uma solução contendo I- foi tratada com 50,0mL de 
AgNO3 0,3650M. Após a separação do precipitado de AgI formado, titulou-se o 
filtrado com KSCN 0,287M, usando Fe3+ como indicador. Calcular a massa em 
mg de I- presente na solução original sabendo-se que 37,60mL de KSCN foram 
gastos na titulação. 
 
10) Uma alíquota de 100mL de soro fisiológico foi transferida quantitativamente 
para balão de 250mL e o volume completado com água destilada. 25,0mL desta 
solução foram titulados com AgNO3 0,100M, gastando 15,0mL. Calcular a 
concentração de NaCl em g/1000mL (‰). 
 
11) Uma mistura de BaCl2 e material inerte foi analisada pelo método de Volhard 
para determinar o conteúdo de BaCl2. A solução titulante de AgNO3 foi 
preparada pela dissolução de 4,983g de Ag (99,10% de pureza) em HNO3 e 
diluição a 500,0mL com H2O. Na padronização do KSCN, um volume de 25,00mL 
da solução de prata gastou 22,00mL do tiocianato. Uma amostra de 0,500g foi 
dissolvida, e adicionaram-se 40,30mL da solução de AgNO3. O excesso de prata 
foi titulado com tiocianato, gastando 6,22mL. Calcule: 
 
a) a molaridade do AgNO3 
 
b) a molaridade do KSCN 
 
c) a porcentagem de BaCl2 na amostra 
 
 
 
QUESTÃO 1 
Começaremos pensando que em 0,150 g de Fe2O3 há 9,393199 x 10
-4 mol 
 
 
 
 . 
 
Agora faremos a relação da quantidade de Fe2O3 formada com a quantidade de F3O4 
presente na amostra. 
2 Fe3O4 ------------------ 6 Fe(OH)3 ------------------- 3 Fe2O3 
 
 
Conhecida a relação, se temos a quantidade molar de Fe2O3 formada, então 
descobrimos a quantidade de Fe3O4 consumida por regra de três: 
 
 3 mol de Fe2O3 ..................... 2 mol de Fe3O4 
9,393199 x 10-4 mol de Fe3 ...................... 
 = 6,262133x10-4 mol de Fe3O4 
Expressamos esse valor em termos de massa fazendo: 
massa de Fe3O4 = ( 6,262133x10
-4 mol) X (231,54 g.mol-1) 
massa de Fe3O4 = 1,4499 x 10
-1 g 
Para um teor de 8,00%, encontramos a massa de amostra fazendo: 
 8,00 g de Fe3O4 ................. 100 g de amostra 
1,4499 x 10-1 g de Fe3O4 ................. 
 = 1,81 g 
MASSA = 1,81g 
 
 
 
 
 
2 mol de Fe3O4 = 3 mol de Fe2O3 
 
 
QUESTÃO 2 
Nesse tipo de questão, começamos sempre determinando a composição mássica da 
amostra. Ou seja, calcularemos a massa de CaCl2 e KCl . 
 
 
 
A partir da massa de cloreto de cálcio e cloreto de potássio presentes na amostra, 
podemos calcular o número de móis de cada um deles e, em seguida, o número de 
móis de cloreto presente. 
 
 
 
 
 
CaCl2 ⇌ Ca
2+ + 2Cl- → Relação: 1 mol de CaCl2 = 2 mol de Cl
- 
 
 
 
 
 
 
KCl ⇌ K+ + Cl- → Relação: 1 mol de KCl = 1 mol de Cl- 
 
 
Agora, fazemos o número total de cloreto presente. 
 
 
Na precipitação total com Ag+ (Ag+ + Cl- ⇌ AgCl↓), número de móis de AgCl = número 
de móis de Cl- = 2,03610x10-3 mol. 
 
 
MASSA DE AgCl = 0,292g 
AMOSTRA 
0,640 g 
12,0% KCl 
0,0769 g 
 
8,71% CaCl2 
0,055744 g 
 
Massa molar 
 
 
QUESTÃO 3 
Esse exercício é um dos mais chatos, porém a idéia é simples. Esse tipo de questão não 
cai nas provas da Anna e também não é comum nas avaliações da Cora. 
Pensamos assim: no primeiro instante temos apenas a mistura dos cloretos, cuja 
composição molar é mol de FeCl3 e mol de AlCl3. Para encontrar a massa de 
cada espécie, fazemos: 
 
Logo, 
 
 
Sabemos que a mistura pesa 5,95g, ou seja, a soma das massas e é 5,95. 
Chegamos, então, à primeira relação: 
 
No passo seguinte, os cloretos são convertidos nos respectivos hidróxidos e depois 
calcinados. Entretanto, não nos interessa conhecer as reações envolvidas, apenas nos 
é importante a relação de ferro e alumínio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Nessa etapa, calculamos a massa de cada componente fazendo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
Se a mistura de óxidos pesa 2,62g, é válido o que chamaremos de segunda relação: 
 
 
 
 
 
 
 
Se juntarmos as duas relações, chegamos a um sistema com as incógnitas e que 
representam o número de móis de FeCl3 e AlCl3, respectivamente. Resolvemos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ao resolver o sistema (por ser muito cansativo não vamos colocar a resolução aqui), 
chegamos a: 
 
 
Por fim, temos 1,94x10-2 mol de FeCl3 e 2,12x10
-2 mol de AlCl3. Para determinar a 
porcentagem de Fe e Al, faremos:Al = 9,56% 
Fe = 18,2% 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUESTÃO 4 
Questão é fácil e leva em consideração a perda de massa no aquecimento da amostra. 
2NaHCO3(s) ⇌ NaCO3(s) + CO2↑ + H2O↑ 
Considerando que as impurezas da amostra não são voláteis, aceitamos que toda 
massa perdida está na forma de CO2 e H2O. 
Portanto, 
 
Pela estequiométrica da reação, número de móis de H2O = número de móis de CO2. 
 
 
 
 
Sabendo que 2 mol de Na2HCO3 = 2 x 84,01 g = 168,02 g, então: 
168,02 g de NaHCO3 ............... 62,025 g do conjunto (H2O + CO2) 
 ................ 0,123 g do conjunto (H2O + CO2) 
 =0,333196 g de NaHCO3 
Por fim, para determinar a pureza, fazemos: 
 
 
 
 
 
 
 
Pureza = 92,76% 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUESTÃO 5 
Começamos pela reação envolvida, para determinarmos a relação molar entre Ca2+ na 
amostra e o Ca3(PO4)2 precipitado. 
3 Ca2+ + 2PO4
3- ⇌ Ca3(PO4)2↓ 
 
3 mol de Ca2+ = 2 mol de PO4
3- 
Se 0,838 g de amostra contém 9,74% de Ca → 0,838g x 0,0974 = 8,1621 x 10-2 g de Ca 
 
Se temos massa molar Ca = 40,078 g.mol-1, é válido: 
 
 
 
 
Resolvemos determinando a quantidade de PO4
3-, com uma regra de três simples, 
considerando a relação que estabelecemos no começo da resolução do exercício: 
 3 mol de Ca2+ .................... 2 mol de PO4
3- 
2,036554 x 10-3 mol de Ca2+ .................... 
 = 1,35770 x 10-3 mol de PO4
3- 
 
Numero de móis de PO4
3- = número de móis de HPO4
2- = 1,35770 x 10-3 mol 
Logo, 
 
 
 
 
 
 
 
Volume = 6,34 mL 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUESTÃO 6 
Porcentagem de enxofre no FeS2 puro é: 
 
 
 
 
 
 
 
Massa de BaSO4 deve ser metade, ou seja, 
 
 
 
1 mol de FeS2 = 2 mol de BaSO4 (observando que todo S do sulfato tenha se originado 
do sulfeto). 
Se o PM do BaSO4 = 233,4, então 2 mol de BaSO4 = 466,8 g 
119,97g de FeS2 ............ 466,8g de BaSO4 
 ............ 26,72g de BaSO4 
 = 6,868 g 
MASSA DE FeS2 = 6,868g 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUESTÃO 7 
 
 25,00 mL de I- 0,100 M 
 Quantidade total de I- = 25 mL X 0,1M = 2,5 mmol 
 
A) Volume de Ag+ = 10,00 mL 
Quantidade de Ag+ = 0,05M X 10mL = 0,5 mmol 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Na precipitação: I- + Ag+ ⇌ AgI↓ 
 I- Ag+ AgI 
Inicial 0 
Reação - - + 
Final 5,71429 0 
 
No Equilíbrio: AgI ⇌ Ag+ + I- 
 AgI Ag+ I- 
Inicial 5,71429 
Reação -s +s +s 
Final 5,71429 
 
Kps = 8,3x10-17 
 
8,3x10-17 = 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
B) Volume de Ag+ = 49,00 mL 
Quantidade de Ag+ = 0,05M X 49mL = 2,45 mmol 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Na precipitação: I- + Ag+ ⇌ AgI↓ 
 I- Ag+ AgI 
Inicial 0 
Reação 
Final 0 
 
No Equilíbrio: AgI ⇌ Ag+ + I- 
 AgI Ag+ I- 
Inicial 
Reação -s’ +s’ +s’ 
Final 
 
Kps = 8,3x10-17 
8,3x10-17 = 
 
 
 
 
 
 
C) No PE, temos [Ag+] = [I-]. 
 
Como temos uma estequiometria de 1 pra 1, nessa condição é válida a relação: 
 
 
 
Com Kps = 8,30x10
-17, teremos: 
 
 
 
 
 
 
D) Volume de Ag+ = 52,00 mL 
Quantidade de Ag+ = 0,05M X 52mL = 2,6 mmol 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Na precipitação: I- + Ag+ ⇌ AgI↓ 
 I- Ag+ AgI 
Inicial 0 
Reação 
Final 0 1,298 
 
No Equilíbrio: AgI ⇌ Ag+ + I- 
 AgI Ag+ I- 
Inicial 1,298 
Reação -s’’ +s’’ +s’’ 
Final 1,298 
 
Kps = 8,3x10-17 
8,3x10-17 = 
 
Observe que agora, como Ag+ está em excesso, não é necessário encontrar s’’, pois: 
 
Logo, 
 
 
 
A) 
B) 
C) 
D) 
 
 
 
QUESTÃO 8 
Essa questão é bem simples. O primeiro ânion a precipitar é aquele com menor Kps, ou 
seja, AgI. Temos então, que todo volume de Ag+ até o primeiro PE é gasto com o 
iodeto. 
Portanto, o volume gasto com SCN- é a variação do primeiro ao segundo PE. 
Logo, 
VSCN
- = ∆V = 27,70mL – 12,60mL = 15,10mL 
Onde VSCN
- é o volume de prata gasto na titulação do tiocianato. 
 
No PE, temos a relação: 
 
Número de móis de SCN- = número de móis de Ag+ 
Onde no de móis de Ag+ = VSCN
- x [Ag+] = 15,10mL x 0,0683 mol.L-1 = 1,03133 mmol 
 
Logo, 
Número de móis de SCN- =1,03133 mmol 
 
Em um volume total de 50,00mL de solução, teremos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUESTÃO 9 
Nesse problema, começamos determinando a quantidade de prata gasta na primeira 
etapa. Para isso, fazemos: 
 
Agora teremos parte da prata reagindo com o iodeto, formando precipitado AgI. 
Ag+(excesso) + I
- ⇌ AgI↓ 
 Ag+ I- AgI 
Inicial 0 
Reação 
Final 0 
 
 Note que: 
Número de móis de I- na amostra = número de móis de AgI formado = 
 
Vamos para etapa seguinte, na qual a Ag+ remanescente (18,25mmol – ) é titulado 
com tiocianato. 
Observe que, nesse caso, a titulação do Ag+ gastou 37,60mL de KSCN 0,287 mol.L-1. 
Isso significa: 
 
Se observarmos a reação: 
Ag+ + SCN- ⇌ AgSCN↓ 
Teremos no PE, 
 
Acabamos de determinar a quantidade de prata não reagida na primeira etapa. 
Portanto, fazemos a relação: 
18,25mmol – = 10,7912mmol 
Portanto, = 7,4588 mmol 
 
 
MASSA = 947 mg 
 
 
QUESTÃO 10 
Partindo de que o soro fisiológico consiste em solução aquosa de NaCl, etamos aqui 
titulando íons cloreto. 
Ag+ + Cl- ⇌ AgCl↓ 
No PE, número de móis de Ag+ = númerode móis de Cl- 
Se na titulação, gastamos 1,5 mmol de Ag+, então tínhamos 1,5 mmol de Cl- na 
alíquota. 
Temos que atentar que essa alíquota de 25 mL representa 10% do balão na qual a 
solução foi diluída. Portanto, no balão temos 15 mmol de Cl-. 
Lembrando que TODO o NaCl veio de 100 mL de soro, temos a concentração: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Veja que, convenientemente, já expressamos acima o número de móis presentes por 
10000mL de solução. Vamos expressar esse número em massa: 
 
Nesse caso, o resultado sai direto, concentração = 8,77‰. 
TEOR DE NaCl = 8,77‰ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUESTÃO 11 
Essa questão é típica de titulação comum em provas da Anna e da Cora. O segredo é 
sempre partir da espécie cuja concentração ou a quantidade absoluta possa ser 
determinada logo no início. Entender Volhard é importante pra Analítica (IQA121) e 
Analexp 2 (IQA243). 
Nesse caso, vamos começar calculando a concentração do titulante AgNO3 preparado. 
A) 
 
 
 
 
Essa quantidade será dissolvida e avolumada a 500mL, ou seja, 0,5L. Portanto, 
 
 
 
 
Temos aí a resposta do item A. 
B) Na padronização do KSCN, temos a reação: 
SCN- + Ag+ ⇌ AgSCN↓ 
No PE, 
 
Como foram usados 25mL de prata (determinado no item A), 
 
Logo, 
 
Para chegar a esse número de móis, foram usados 22mL, então para encontrar [SCN-] 
fazemos: 
 
 
 
 
Temos aí a resposta ao item B. 
 
Ag0 
99,10% 
4,983g 
4,983g x 99,10% = 4,938153g de Ag 
 107,87g.mol-1 
0,045778742 mol 
 
 
C) Em 40,30mL de AgNO3, há: 
 
Ao adicionar essa quantidade à solução contendo BaCl2, o Ag
+, que está em excesso, 
consome todo cloreto presente, precipitando na forma de AgCl. 
Ag+ + Cl- ⇌ AgCl↓ 
Se há mmol de Cl- na solução, então mmol de Ag+ reagem para formar o 
precipitado. 
Na solução, sobram ( ) de Ag+, que serão titulado a 
seguir. 
 
Novamente temos a reação SCN- + Ag+(em excesso) ⇌ AgSCN↓ onde a relação do PE é: 
 
 
Nessa etapa foram gastos 6,22mL de tiocianato (cuja concentração foi determinada no 
item B), ou seja, 0,64688 mmol. Portanto, 
 
 
Agora, finalmente fazemos: 
 
 
Portanto, temos que a quantidade de cloreto presente na solução analisada é 
3,042988 mmol. 
Pela relação 
BaCl2 ⇌ Ba
2+ + 2Cl- 
Temos que cada 2 mol de Cl- provém de 1 mol de BaCl2. Logo, temos 1,521494 mmol 
de BaCl2. Para expressar a massa, fazemos: 
 
O teor de BaCl2 na amostra é 
 
 
 
 
 
 
 
A) [AgNO3] = 0,09156 mol.L
-1 B) [KSCN] = 0,1040 mol.L-1 C) 63,4%