3ª lista de exercicios (IC 608)

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IC608 – Química Analítica I 
 
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3ª LISTA DE EXERCÍCIOS 
 
EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE 
 
*Os valores das constantes de equilíbrio e massas molares estão listados nas tabelas 
ao final da lista. 
 
1. Em qual dos casos a seguir deverá ocorrer precipitação? 
a. mistura de 10,0 mL de NaCl 0,20 mol L-1 com 30,0 mL de Pb(NO3)2 0,010 mol L
-1. 
b. adição de 12 mg de Ca(NO3)2 em 500,0 mL de Mg3(PO4)2 1%m/v. 
c. mistura de 15,0 mL de MgCl2 2 ppm com 100,0 mL de solução tamponada em pH 
9,3. 
2. Determine a solubilidade dos sólidos formados no exercício 1 fazendo o cálculo 
aproximado e, a seguir, determine o erro relativo (%) esperado ao se fazer esta 
aproximação. 
3. De que forma os seguintes fatores afetam a solubilidade de um composto: a) a 
presença de um íon comum; b) o pH; c) a formação de complexos metálicos; d) a 
presença de eletrólitos (que não contenham íons comuns); e) o aumento da 
quantidade do sólido no equilíbrio. Justifique cada caso. 
4. Determine a solubilidade, em mol L-1, dos sais abaixo e coloque-os em ordem 
crescente de solubilidade. 
AgBr, Hg2Cl2, Ba(IO3)2, AgSCN (em pH = 0) e AgSCN (em pH = 8) 
5. Qual a solubilidade do sulfato de chumbo (II) em uma solução preparada pelo 
mistura de 100,0 mL de sulfato de sódio 1,0 g L-1 e 200,0 mL de nitrato de chumbo (II) 
1,0 g L-1? 
6. Uma solução foi preparada pela mistura de 100,0 mL de nitrato de cádmio (II) 1,0 
%m/v e 100,0 mL de sulfato de ferro (III) 1500 ppm de modo a não ocorrer 
precipitação das espécies presentes. A seguir, foi adicionado NaOH 5,0 mol L-1, gota a 
gota, para a precipitação quantitativa de uma destas espécies. a) Qual espécie vai 
precipitar primeiro? Em qual pH? b) Qual a faixa de pH necessária para ocorrer a 
separação quantitativa dos íons metálicos envolvidos? 
7. Para o tratamento de um 1,0 L de rejeito de laboratório contendo íons prata e 
cromo (III) nas concentrações de 1,5 mol L-1 e 2,0 mol L-1, respectivamente, foi feita a 
precipitação destas espécies como hidróxidos pela adição de NaOH 6 mol L-1 gota a 
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gota. Sabendo que o limite máximo estabelecido pela legislação do Conama para estes 
íons no efluente é de 0,1 ppm e de 2,0 ppm, respectivamente, qual o pH mínimo 
necessário para que o rejeito atenda a esta exigência? 
8. À uma solução preparada pela mistura de 50,0 mL de AgNO3 1,0x10
-5 mol L-1 com 
150,0 mL de Pb(NO3)2 2 %m/v será adicionada uma solução concentrada de HCl (gota 
a gota) para separação destes cátions. Seria possível a separação quantitativa destes 
cátions, ou seja, seria possível remover um dos cátions quantitativamente sem que 
inicie a precipitação do outro? Justifique. 
9. A separação do mercúrio (II) e do bismuto (III) presentes em uma solução aquosa 
pode ser realiza pela precipitação destas espécies como sulfetos metálicos. Dentre os 
procedimentos adotados, poderia adicionar a esta solução algumas gotas de solução 
de tioacetamida, seguida de aquecimento. A hidrólise da tioacetamida garantiria uma 
solução saturada de H2S (0,10 mol L
-1) durante a precipitação. Qual a faixa de pH seria 
necessária para a separação destes íons pela precipitação quantitativa de uma destas 
espécies? Considere a concentração destes íons na solução seja de 0,10 mol L-1. 
10. A determinação da eulitita (2Bi2O3.3SiO2; 1112 g mol
-1) pode ser feita titulando-se 
o Bi, liberado após a fusão alcalina do mineral, com uma solução de NaH2PO4. A reação 
de titulação é 
Bi3+ + PO4
3- == BiPO4(s) 
(considerando que o pH no sistema seja alto o suficiente para que todo o H2PO4
- esteja 
na forma de PO4
3-). A massa fundida obtida a partir de 2,5692 g de mineral foi 
dissolvida com ácido nítrico e diluída, de modo a preparar 100,00 mL de solução. A 
seguir, uma alíquota de 25,00 mL desta solução foi titulada com 27,36 mL de NaH2PO4 
0,03500 mol L-1. 
a. Calcular a %m/m da eulitita na amostra. 
b. Supondo que o volume do PEQ seja de 27,36 mL, calcule o pBi após a adição dos 
seguintes volumes de titulante: i) 0 mL; ii) 15,00 mL; iii) 27,36 mL; iv) 30,00 mL. 
c. Qual o valor da constante de equilíbrio da reação representada acima? 
11. Qual o erro relativo percentual ocasionado devido ao indicador quando se utiliza 
1,0 mL de solução de cromato de potássio 3 %m/v na titulação de 10,00 mL de cloreto 
de magnésio 0,100 mol L-1 com solução de nitrato de prata 0,200 mol L-1? 
 
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Gabarito 
1) a. [Pb2+][Cl-]2 = 1,85x10-5>Kps, logo há precipitação; b. [Ca2+]3[PO4
3-]2 = 1,81x10-
14>Kps, logo há precipitação; c. [Mg2+][HO-]2 = 1,09x10-15<Kps, logo não ocorre 
precipitação 
2) a. S = 0,01388 mol L-1; erro = 212,4 %; b. S = 4,13x10-11 mol L-1; erro: 
aproximadamente 0%; c. Não precipita, então não precisa fazer. 
3) a. diminui; b. se o pH aumenta, S diminui (nos casos em que ânion do composto 
hidrolisa); c. aumenta; d. aumenta; e. não influencia. A justificativa para cada caso foi 
dado em aula. 
4) Hg2Cl2 (6,7x10
-7 mol L-1)<AgBr (7,1x10-7 mol L-1)< AgSCN em pH=8 (1,04x10-6 mol L-1) 
< AgSCN em pH=0 (3,09x10-6 mol L-1)< Ba(IO3)2 (7,32x10
-4 mol L-1). Pesquise o 
equilíbrio de solubilidade do Hg2Cl2! 
5) 4,8x10-5 mol L-1 (fazendo a aproximação: [SO4
=] = S + 3,33x10-4 = 3,33x10-4). 
6) a. Fe(OH)3; pH = 1,91. b. 2,91 ≤ pH <7,66 
7) 12,33 
8) Não, pois a concentração de cloreto para a separação quantitativa do primeiro 
cátion que irá precipitar (Ag+) será suficiente para iniciar a precipitação do segundo 
(Pb2+). *Para a separação quantitativa da prata  [Cl-] = 0,0728 mol L-1. E para iniciar a 
precipitação do chumbo (II)  [Cl-] = 0,0194 mol L-1* 
9) -13,4 ≤ pH <-4,88 
10) a. 41,45 g/100g; b. i) 1,42; ii) 1,97; iii) 11,44; iv) 20,11; c. 7,69x1022. 
11) -0,016 %. 
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Elemento 
Massa molar 
(g mol-1) 
Na 22,990 
C 12,011 
O 15,999 
Pb 207,190 
S 32,065 
N 14,007 
Fe 55,845 
Cd 112,411 
Cl 35,453 
K 39,098 
Cr 51,996 
Ag 107,87 
P 30,97 
Ca 40,08 
Mg 24,305 
 
Ácido pKa1 pKa2 
tiociânico 0,886 - 
sulfídrico 7,02 13,89 
Sal Kps Sal Kps 
AgBr 5,0x10-13 AgSCN 1,1X10-12 
Hg2Cl2 1,2x10
-18 PbSO4 1,6x10
-8 
Ba(IO3)2 1,57x10
-9 Cd(OH)2 4,5x10
-15 
Bi2S3 1,0x10
-97 Fe(OH)3 2,0x10
-39 
HgS 2,0x10-53 BiPO4 1,3x10
-23 
Ag2CrO4 1,2x10
-12 AgCl 1,82x10-10 
PbCl2 1,7x10
-5 Ag(OH) 2,0x10-8 
Cr(OH)3 2,0x10
-30 Ca3(PO4)2 1,1x10
-32 
Mg(OH)2 7,1x10
-12 
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EQUILÍBRIO DE COMPLEXAÇÃO 
 
Os dados necessários para a resolução estão no final da lista. 
1. O cloreto pode atuar como ligante de Sn2+ para formar complexos de 1:1 a 1:4. 
Pede-se: (a) Escrever a reação de formação de cada complexo; (b) Escrever as 
expressões de equilíbrio para Kf; (c) Calcular as constantes de formação global para 
estas reações; (d) Diga qual dos complexos é o mais estável. Dados: log Kf1 = 1.51, log 
Kf2 = 0.74, log Kf3 = - 0.3, log Kf4 = - 0.5. 
 
2. Determine a concentração de íons Fe3+ e do complexo mais estável formado após a 
mistura de 50.0 mL de uma solução de nitrato de férrico 0.01 mol L-1 com 150.0 mL de 
ácido clorídrico 6 mol L-1. Dados: log 1 = 1.45, log 2 = 2.10, log 3 = 1.10, log 4 = -
0.85. 
 
3. Uma solução de cobre foi preparada pela adição de sulfato de cobre penta-
hidratado em soluçãotampão amoniacal pH 9.5. Como o pH influenciaria na 
concentração dos amin-complexos? 
Dados: Kf1 = 1.35x10
4, Kf2 = 3.02x10
3, Kf3 = 7.41x10
2, Kf4 = 1.29x10
2, Kf5 = 8.91x10
1, Kf6 = 
1.0x10-2, pKb NH3 = 4.75. 
 
4. Qual a concentração de íons prata nas soluções preparadas a seguir: 
(a) 30.0 mL de AgNO3 0.20 mol L
-1 + 150.0 mL de Na2H2Y 0,100 mol L
-1, em pH=8.0; 
(b) 12.0 g de AgNO3 + 150.0 mL de Na2H2Y 0,100 mol L
-1, em pH=6.0; 
(c) Dissolução de 12.0 g de Na2HAgY em 200.0 mL de solução tampão pH=7.0; 
 
5. Calcule a solubilidade, em mol L-1 dos sais a seguir em uma solução de EDTA 
0.50 mol L-1 tamponada em pH 7.0. (a) BaSO4; (b) PbCl2 
 
6. Qual o volume de solução de EDTA 1.00 mol L-1, em pH 6.0, necessário para dissolver 
200 mg de AgBr. 
 
7. Determine a concentração, no equilíbrio, do íon metálico livre e da espécie Y4- na 
questão anterior (6). 
 
8. Uma alíquota de 20.00 mL de uma solução de concentração analítica de íons 
alumínio 0.1550 mol L-1, tamponada em pH 4, foi titulada com uma solução de Na2H2Y 
(EDTA dissódico) 0.2000 mol L-1. Pede-se: 
a) Determinar as concentrações de alumínio nas seguintes situações: i) após a adição 
de 10.00 mL de titulante; ii) no PEQ; iii) após a adição de 25.00 mL de titulante. 
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b) Representar o esquema do perfil da curva de titulação do alumínio com EDTA (pAl 
versus VEDTA) no pH utilizado comparando com o perfil esperado caso o pH do sistema 
titulado fosse igual a 2. Justifique os perfis representados. 
 
Dados: 
4 (pH 2)= 2,6 x 10
-14; 4 (pH 4) = 3.0 x 10
-9; 4 (pH 6) = 2.25x10
-5;4 (pH 7) = 4.80x10
-4; 
4 (pH 8) = 5.39x10
-3; 4 (pH 9) = 5.21x10
-2;4 (pH 10) = 0.35. 
Kf AgY
3- = 2.1 x 107; Kf BaY
= = 5.8 x 107; Kf PbY
= = 1.0 x 1018; Kf CaY
= = 5,0x1010; 
logKf do AlY
- = 16,13 
Kps BaSO4 = 1.1 x 10
-10; Kps PbCl2 = 1.7 x 10
-5; Kps AgBr = 5.0 x 10-13; 
MM AgNO3 = 169.87 g mol
-1; MM Na2HAgY = 443.21 g mol
-1; MM AgBr= 187.77 g mol-1; 
 
Gabarito: 1. c. 1= 3.24x10
1; 2= 1.78x10
2; 1= 8.91x10
1; 1= 2.82x10
1; d. SnCl2, pois 
apresenta a maior ; 2. [Fe3+] = 6.44x10-7 mol L-1; [FeCl2
+] = 1.64x10-3 mol L-1; 3. Pelo 
equilíbrio de hidrólise da amônia (NH3 + H2O == NH4
+ + HO-), pode-se notar que o 
aumento do pH (i.e. [-OH]) favorece o aumento da concentração da amônia. 
Consequentemente, a concentração dos complexos na solução é maior em pHs mais 
altos em relação aos pHs mais baixos; 4. a. 5.83x10-6 mol L-1; b. 0.371 mol L-1; c. 
3.66x10-3 mol L-1; 5.a. 1.23x10-3 mol L-1; b. 1.0x103 mol L-1; 6. 69.33 L; 7. [Ag+] = 
3.26x10-8 mol L-1; [Y4-] = 2.25x10-5 mol L-1; 8. a. [Al3+] = 0.0367 mol L-1; 4.65x10-5 mol L-1; 
4.03x10-8 mol L-1.