Química Analitica - exercícios-convertido

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UBM- CENTRO UNIVERSITÁRIO DE BARRA 
MANSA PRÓ-REITORIA ACADÊMICA 
CURSO DE GRADUAÇÃO FARMÁCIA– 4º PERÍODO/C 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
RESOLUÇÃO QUÍMICA ANALÍTICA 
 
 
 
 
 
 
 
Catia Helena de Souza - 2019000005 
Daivid Wellerson Moreira da Silva - 20191001074 
Gislaine Oliveira da Silva Galdino - 20191001285 
Pâmela Cristina Ribeiro de Souza - 20191000995 
Silvio Vicente Galdino -20191001286 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Barra Mansa 
2020
 
 
 
UBM- CENTRO UNIVERSITÁRIO DE BARRA 
MANSA PRÓ-REITORIA ACADÊMICA 
CURSO DE GRADUAÇÃO FARMÁCIA– 4º PERÍODO/C 
 
 
 
 
 
 
 
RESOLUÇÃO QUÍMICA ANALÍTICA 
 
 
 
 
Catia Helena de Souza - 2019000005 
Daivid Wellerson Moreira da Silva - 20191001074 
Gislaine Oliveira da Silva Galdino - 20191001285 
Pâmela Cristina Ribeiro de Souza - 20191000995 
Silvio Vicente Galdino -20191001286 
 
 
 
 
 
Trabalho do Curso de Graduação em 
FARMÁCIA, como requisito para 
cumprimento da Nota I da Disciplina 
Química Analíticado professor Igor. 
 
 
 
 
 
Barra Mansa 
2020
 
 
 
QUÍMICA ANALÍTICA I 
LISTA DE EXERCÍCIOS - MODULO I – EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE 
 
1. Dê um exemplo de: 
a) Base conjugada de um ácido fraco 
HF + H2O⇌ H30+ +𝐹− 
b) Ácido conjugado de uma base fraca 
NH3 + H2O ⇌ N𝐻4
++O𝐻− 
c) Um solvente anfiprótico 
𝐻2O 
d) Autoprotólise 
H2O + H20 ⇌H3𝑂+ + O𝐻− 
e) Um ácido forte 
HCL 
f) Um ácido fraco 
HF 
g) Uma base forte 
Na OH 
h) Uma base fraca 
NH3 
 
2. Nas seguintes equações, identifique o ácido e a base do lado esquerdo, sua respectiva base conjugada e seu 
respectivo ácido conjugado do lado direito. 
a)HOCl + H2O H3O+ + OCl- Base Conjugada 
 Ácido Base Ácido Conjugado 
b) HONH2 + H2O HONH3+ + OH- Base Conjugada 
 Base Ácido Ácido Conjugado 
c) NH4+ + H2O NH3 + H3O+ Ácido conjugado 
Ácido Base Base conjugado 
d) HCO3- +HCO3- H2CO3 + CO32-Base Conjugada 
Ácido Base Ácido Conjugado 
e) PO43- + H2PO4- 2HPO42- 
P𝑂4
3−+ 𝐻2 P𝑂4
− ⇌ HP𝑂4 
2− + HP𝑂4
2− Base conjugada 
Base Ácido Ácido conjugado 
 
3. Escreva as expressões de autoprotólise de: 
a) H2O 
𝐻2O + 𝐻2 O ⇋ 𝐻3𝑂
+ + O𝐻− 
b) CH3COOH 
C𝐻3 COOH + C𝐻3COOH ⇌C𝐻3 COO𝐻2
++C𝐻3 CO𝑂
− 
c) CH3CH2OH 
C𝐻3C𝐻2OH ⇌ C𝐻3C𝐻2O𝐻2
+ + C𝐻3C𝐻2𝑂
− 
 
 
d) CH3NH2 
C𝐻3N𝐻2 ⇌ C𝐻3 𝑁𝐻3
+ + C𝐻3N𝐻
− 
 
 
4. Escreva as reações dos seguintes ácidos com a água e apresente as expressões da constante de equilíbrio de 
dissociação de um ácido (Ka): 
 a)HCN 
HCN + 𝐻2O ⇌ 𝐻3𝑂
+ + 𝐶𝑁− 
𝐾𝑎= 
[𝐻3𝑂
+][𝐶𝑁−]
𝐻𝐶𝑁
 
b) HCOOH 
HCOOH +𝐻2O⇌ 𝐻3𝑂
+ +HCO𝑂− 
 𝐾𝑎= 
[𝐻3𝑂
+][𝐻𝐶𝑂𝑂−]
𝐻𝐶𝑂𝑂𝐻
 
c) HF 
HF + 𝐻2O ⇌ 𝐻3𝑂
+ + 𝐹− 
𝐾𝑎= 
[𝐻3𝑂
+][𝐹−]
𝐻𝐹
 
d) CF3COOH 
C𝐹3COOH +𝐻2O ⇌ 𝐻3𝑂
+ + C𝐹3CO𝑂
− 
𝐾𝑎= 
[𝐶𝐹3𝐶𝑂𝑂
−][𝐻3𝑂
+]
𝐶𝐹3 𝐶𝑂𝑂𝐻
 
 
5. Escreva as reações dos seguintes bases com a água e apresente as expressões da constante de equilíbrio de 
dissociação de uma base (Kb): 
a)C2H5NH2 
𝐶2𝐻5𝑁𝐻2 + 𝐻2 O ⇌ 𝑂𝐻
− + 𝐶2𝐻5𝑁𝐻3 
𝐾𝑏=
[𝐶2𝐻5𝑁𝐻3][𝑂𝐻
−]
𝐶2𝐻5𝑁𝐻2
 
 
b) C5H5NHCl 
𝐶5𝐻5NHCL +𝐻2O ⇌ 𝐶5𝐻5N𝐻2CL + O𝐻
− 
𝐾𝑏=
[𝐶5𝐻5𝑁𝐻2 𝐶𝐿][𝑂𝐻
−]
𝐶5𝐻5𝑁𝐻𝐶𝐿
 
c) NaCN 
NaCN + 𝐻2O ⇌NaCNH + 𝑂𝐻
− 𝐾𝑏= 
[𝑁𝑎𝐶𝑁𝐻][𝑂𝐻−]
𝑁𝑎𝐶𝑁
 
d) HCOONa 
HCOONa + 𝐻2O ⇌ 𝐻2COONa + 𝑂𝐻
− 
𝐾𝑏=
[𝐻2𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎][𝑂𝐻
−]
𝐻𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎
 
 
6. Qual o valor de Kb para o equilíbrio: CN- + H2O HCN + OH- (Ka=6,2x10-10). 
𝐾𝑊 =𝐾𝑎𝑥 𝐾𝑏 
10−14=6,2 X 10−10.𝐾𝑏 
𝐾𝑏= 
10−14
6,20 𝑋 10−10
 = 1,61 X 10−5 
 
 
 
 
 
7. Calcule o valor do pH das seguintes soluções: 
a) HCl 0,04 mol/L 
[𝐻3𝑂
+] = 0,04 
pH 1,39 
b) 𝑁𝑎𝑂𝐻 0,02 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
[OH]= 0,02 
pOH=1.69 
pH +pOH=14 
pH+1,69 =14 
pH = 12,30 
 
c) CH3COOH (0,01 mol/L; Ka = 1,75x10-5) 
𝐶𝐻3COOH + 𝐻2O ⇌ 𝐻3𝑂
+ + 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
− 
𝐾𝑎=
[𝐻3𝑂
+][𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
−]
[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻]
 
[𝐻3𝑂
+]= √𝐾𝑎𝐶𝑎 
[𝐻3𝑂
+]=√(1,75𝑋10−5𝑋0,01) 
[𝐻3𝑂
+] = 4,18 10−4 
pH= 3,38 
 
d) HNO2 (0,05 mol/L; Ka = 7,1x10-4) 
𝐻𝑁𝑂2+𝐻2𝑂 ⇌ 𝐻3𝑂
++ 𝑁𝑂2
− 
[𝐻3𝑂
+]=√𝐾𝑎 𝐶𝑎 
[𝐻3𝑂
+]=√(7,1𝑋10−4𝑋0, 𝑂5) = 5,96𝑋10−3 
pH= 2,22 
 
e) NH3 (0,1 mol/L; Kb = 1,8x10-5) 
𝑁𝐻3+ 𝐻2𝑂 ⇌ 𝑁𝐻4
++𝑂𝐻− 
𝐾𝑏=
[𝑁𝐻4 ][𝑂𝐻
−]
[𝑁𝐻3]
 
[𝑂𝐻−]=√𝐾𝑏. 𝐶𝑎 
[𝑂𝐻−]=√(1,8𝑋10−5𝑋𝑂, 1)=1,34X10−3 
 
𝑝𝑂𝐻=LOG.[𝑂𝐻−] 
POH= 1LOG 1,34X10−3= pOH=2,87 
 
𝑝𝐻 + 𝑝𝑂𝐻=14 
PH+2,87=14 
pH=11,13 
 
f) NaSCN (0,01 mol/L; Ka = 9,2x10-4) 
 
 
Na SCN + 𝐻2𝑂 ⇌ NaSCN𝑁
+𝐻 +𝑂𝐻− 
Kb =
[𝑁𝑎𝑆𝐶𝑁+𝐻]+[𝑂𝐻−]
[𝑁𝑎𝑆𝐶𝑁]
 
[𝐻3𝑂
+]=√𝐾𝑎𝐶𝑎 
 [𝐻3𝑂
+]=√(9,2𝑋10−4𝑋𝑂, 𝑂1) = 3,03X10−3 
pH= 2,52 
 
8. Calcule as concentrações de íons hidrônio (H3O+), íons hidróxido (OH-), íons formiato (HCOO-), ácido fórmico 
(HCOOH), pH e pOH de uma solução 0,02 mol/L de ácido fórmico (Ka=1,8x10-4). 
HCOOH + 𝐻2𝑂 ⇌ 𝐻3 𝑂
+ + 𝐻𝐶𝑂𝑂− 
[𝐻𝐶𝑂𝑂−]𝐻𝐶𝑂𝑂− +𝐻2𝑂 ⇌ 𝐻𝐶𝑂𝑂
−+0𝐻− 
 
[HCOOH]= 
[𝐻3][𝐻𝐶𝑂𝑂
−]
𝐾𝑎
→ 
(1,9 𝑋10−3)2
1,8 𝑋10−4
= 2,0X10−2 Mol/l 
HCOOH = Ca = 0,02 mol/L 
[𝐻3𝑂
+] = [𝐻𝐶𝑂𝑂−] 
 [𝐻3𝑂
+] = = √𝐾𝑎. 𝐶𝑎 → √(1,8𝑋10−14). (0,02) → 1,9X10−3 [𝐻𝐶𝑂𝑂−] = 1,9 X 10−3 
Kw= [𝐻3 𝑂
+][𝑂𝐻−] → [𝑂𝐻−]= 
𝐾𝑊
[𝐻3]
→
10−14
1,9 𝑋 10−3
 = [𝑂𝐻−] = 5,26X10−12 
pH = - log [𝐻3𝑂
+] = -log 1,9 X 10−3 = 2,72 poH= 14 – 2,72 = poH = 11,28 
 
 
9. Calcule a concentração do íon hidrônio em uma solução de cloreto de anilina, C6H5NH3Cl, 0,002 mol/L 
(Kb=3,9x10-10). 
𝐶6𝐻5𝑁𝐻3𝐶𝑙 ⟶ 𝐶6𝐻5𝑁𝐻3
++𝐶𝑙− 
𝐶6𝐻5𝑁𝐻3
++𝐻2𝑂 ⇌ 𝐻30
++ 𝐶6𝐻5𝑁𝐻2
− 
𝐶𝑎=0,002 Mol/L 
𝐾𝑏=3,9X10−10 
[𝐻3𝑂
+]=? 
 
Kw= Ka x Kb 
10−14= Ka.3,9X10−10 
𝐾𝑎=2,56X10−5 
 
[𝐻3𝑂
+]=√𝐾𝑎𝐶𝑎 
[𝐻3𝑂
+]=√(2,56𝑋10−5𝑋0,002) 
[𝐻3𝑂
+]=2,26 X 10−4 
 
 
 
10. Calcule a concentração de íons hidróxido em uma solução de hipoclorito de sódio (NaOCl) 0,01 mol/L 
(Kb=3,3x10-7). 
[𝑂𝐻−]=? 
Ca=0,01 
Kb=3,3X10−7 
 
 
NaOCl ⟶ 𝑁𝑎++ 𝐶𝑙𝑂− 
𝐶𝑙𝑂− + 𝐻2𝑂 ⇌ 𝐻𝐶𝑙𝑂 + 𝑂𝐻
−. 
[𝑂𝐻−]=√𝐾𝑏. 𝐶𝑎 
[𝑂𝐻−] = √(3,3𝑋10 −7. 0,01)= 5,74X10−5 
 
11. Para uma análise por cromatografia líquida foi preparada uma solução aquosa de ácido acético (CH3COOH), 
adicionando-se 0,5 g do ácido em 100 mL de água. Sabendo que a constante de dissociação ácida do 
CH3COOH é 1,75x10-5 calcule: (a massa molar do HCOOH é 46 g/mol). 
 
Ka=1,75𝑋10−5 1MoL -----46g/Mol 
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻. X ------0,5G X= 0,01 
𝐶𝑎=0,1 MOL/L C=
𝑁
𝑉
→
0,01𝑀𝑜𝑙
0,1𝐿
 = 0,1 MoL/L 
𝑉=100ML 
𝑀𝑀=? 
𝑀𝑀𝐻𝐶𝑂𝑂𝐻= 46g/Mol 
 
a)O pH e o pOH da solução. 
[𝐻3𝑂
+]=√𝐾𝑎𝐶𝑎 
√(1,75𝑋10−5. 0,1)= 1,32X10−3 
pH=2,88 pOH= 11,12 
 
b) A concentração de acetato (CH3COO-) e ácido acético (CH3COOH) na solução. 
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 + 𝐻2𝑂 ⇌ 𝐻3𝑂
++𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
− 
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻= 0,1 𝐻3𝑂
+ =1,32X10−3 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
−= 1,32X10−3 
 
c) O pH da solução após adicionar 100 mL de uma solução 0,001 mol/L de NaOH. 
 
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 +𝑁𝑎𝑂𝐻 ⇌ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎
−+𝐻2𝑂 
 0,01 0,0001 0,0001 0,0001 
 0,0099 0 
 
𝑁𝑚𝑜𝑙𝑠 = c x v 
𝑁𝐶𝐻₃𝑂𝑂𝐻 = 0,1 x 0,1 = 0,01 mol 
𝑁𝐶𝐻₃𝑂𝑂⁻ = 0,001 x 0,1 = 0,0001 
 
𝐶𝐶𝐻₃𝑂𝑂𝐻 = 
𝑁
𝑉
 = 
0,0099
0,2
 = 0,05 
𝐶𝐶𝐻₃𝑂𝑂⁻ = 
𝑁
𝑉
 = 
0,0001
0,2
 = 0,0005 
 
Ka = 
[𝐻₃𝑂+]𝑥 [𝐶𝐻₃𝐶𝑂𝑂−]
[𝐶𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐻]
 = [H₃O⁺] = 
𝐾𝑎 𝑥 [𝐶𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐻]
[𝐶𝐻₃𝐶𝑂𝑂−]
 = 
1,75 𝑥 10−5 𝑥 0,05 
0,0005
 = 1,75 x 10⁻³ 
pH = -log 1,75 x 10⁻³ 
pH = 2,7612. Uma solução salina de cloreto de amônio (NH4Cl, massa molar de 53 g/mol) foi preparada pesando-se 1 g do 
sal e solubilizando em 2,5 litros de água. Calcule o pH da solução (Ka=5,7x10-10). 
𝑁𝐻4CL 
𝑀𝑀=53G/Mol 
𝑉=2,5 Litros 
1𝑔 𝑁𝑎𝐶𝑙. 
𝐾𝑎=5,7X10−10 
 
13. Dois ácidos foram misturados em água, ácido clorídrico (HCl) na concentração de 0,01 mol/L e ácido fórmico 
na concentração de 0,5 mol/L (Ka=1,8x10-4). Calcule o pH da solução. 
[HCl]= 0,01Mol/L ⟹ 𝐻3𝑂
+=0,01 Mol/L pH= 2 
[HCOOH]=0,5 Mol/L Ka= 1,8 X 10−4 
 
[𝐻3𝑂
+]= √𝐾𝑎. 𝐶𝑎 ⇒ √(1,8𝑋10−4. 0,5) ⇒ 9,48X10−3 
pH = -log 9,48 x 10⁻³ = 2,02 
pH=2+2,02 
pH= 4,02 
 
14. Qual é o pH de uma solução 0,6 mol/L de ácido iódico (HIO3), Ka=1,7x10-1? Determine o pH após a adição de 
100 mL de NaOH 0,1 mol/L em 100 mL desta solução de HIO3. Apresente a reação entre NaOH e HIO3. 
𝐻𝐼𝑂3+ 𝐻2𝑂 ⇌ 𝐻3𝑂
++ 𝐼𝑂3
− 
 [𝐻3𝑂
+] =√(𝐾𝑎). (𝐶𝑎) √(1,7𝑋10−1). (0,6)= 3,19 X10−1 Mol/L 
pH = -log [𝐻3𝑂
+] pH = - log 3,19 X10−1 𝑝𝐻 = 0,5 
 
𝐻𝐼𝑂3+NaOH → 𝑁𝑎𝐼𝑂3+𝐻2𝑂 
N=C.V 
N𝐻𝐼𝑂3=0,5 Mol/L . 0,1L= 0,05 MoL 
𝑁𝑁𝑎𝑂𝐻=0,1 Mol/L . 0,1L = 0,01 MoL 
 
C = 
𝑁 𝑚𝑜𝑙𝑠
𝑉 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙
 
𝐶𝐻𝐼𝑂₃ = 
0,05
0,2
 = 0,25 mol/L 
𝐶𝐶𝐻₃𝑂𝑂⁻ = 
0,01
0,2
 = 0,05 mol/L 
 
Ka = 
[𝐻3𝑂+].[𝐻𝐼𝑂₃]
[𝐼𝑂₃⁻]
 
[𝐻3𝑂
+] = 
𝐾𝑎[𝐻𝐼𝑂3]
𝐼𝑂3
− =
1,7𝑋10−1𝑋0,25
0,05
 
[𝐻3𝑂
+] = 0,85 mol/L 
pH = 0,07 
 
15. 400 mL de uma solução tampão foi preparada na concentração de 0,4 mol/L de ácido fórmico (HCOOH) e 0,4 
mol/L de formiato (HCOO-). Responda: 
[HCOOH]= 0,4 Mol/L 
[𝐻𝐶𝑂𝑂−]= 0,4 Mol/L 
1𝑀𝑜𝑙 − 53𝑔/𝑀𝑜𝑙 
 X __ 1g 
 X= 0,02 
C=
𝑁
𝑉
 =
0,02
2,5
 = 0,008g/Mol. Ca 
[𝐻3𝑂
+]=√𝐾𝑎. 𝐶𝑎 
√(5,7𝑋10−10𝑋0,008)= 2,13X10−6 
𝑝𝐻=5,67 
 
 
a) Qual é a reação entre ácido fórmico e o formiato com a água e suas respectivas equações de equilíbrio 
de neutralização? 
HCOOH+𝐻2𝑂 ⇋ 𝐻3𝑂
++𝐻𝐶𝑂𝑂− 
Ka= 
[𝐻3𝑂
+][𝐻𝐶𝑂𝑂−]
[𝐻𝐶𝑂𝑂𝐻]
 
𝐻𝐶𝑂𝑂−+𝐻2𝑂 ⇌ 𝐻𝐶𝑂𝑂𝐻
+ + 𝑂𝐻− 
𝐾𝑏=
[𝐻𝐶𝑂𝑂𝐻+][𝑂𝐻
−]
[𝐻𝐶𝑂𝑂−]
 
b) Considerando que o Ka do ácido fórmico é igual a 1,8x10-4, a solução tampão será ácida ou básica? 
Ka= 1,8 X 10−4 
Ka=
[𝐻3𝑂
+][𝐻𝐶𝑂𝑂−]
[𝐻𝐶𝑂𝑂𝐻]
 
[𝐻3𝑂
+]=
𝐾𝑎 [𝐻𝐶𝑂𝑂𝐻]
[𝐻𝐶𝑂𝑂−]
 
1,8 𝑋 10−4.0,4
0,4
= [𝐻3𝑂
+]=1,8 X10−4 
PH=3,74 POH=10,26 
REAÇÃO ÁCIDA 
c) Calcule o pH após a adição de 100 mL de NaOH 0,05 mol/L nesta solução tampão. 
 
HCOOH+ NaOH ⇌ 𝐻𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎−+𝐻2𝑂
+ 
0,16 0,005 0,16 O,OO5 
0,155 0 0.005 
 0,165 
 
 
 
 
 
C HCOOH= 
𝑁
𝑉
0,155
0,5
= 0,31 mol/l 
C𝐻𝐶𝑂𝑂−= 
𝑁
𝑉
= 
0,165
0,5
 = 0,33mol/L 
 
Ka=
[𝐻3𝑂
+][𝐻𝐶𝑂𝑂−]
𝐻𝐶𝑂𝑂𝐻
 [ 𝐻3𝑂
+]= 
𝐾𝑎.[𝐻𝐶𝑂𝑂𝐻]
[𝐻𝐶𝑂𝑂−]
 = 
1,86 𝑋10−4.0,31
0,33
 = 1,7X10−4 
pH= -log 1,7 X 10−4 pH = 3,77 
 
d) Calcule o pH após a adição de 100 mL de HCl 0,05 mol/L nesta solução tampão. 
 
𝐻𝐶𝑂𝑂−+HCl ⇋ 𝐻𝐶𝑂𝑂𝐻++𝐶𝑙− 
0,16 0,005 0,16 0,05 
 0,155 0 0,005 
 0,165 
 
𝑁𝐻𝐶𝑙 = 0,05 . 0,1=0,005 
𝑁𝐻𝐶𝑂𝑂⁻ = 0,16 
 
 
N=C.V 
N HCOOH= 0,4.O,4= 0,16 
N 𝑁𝑎𝑂𝐻−= 0,005.O.1=0.005 
 
 
𝐶𝐻𝐶𝑂𝑂⁻ =
𝑁
𝐶
 
0,155
0,5
= 0,31 
 
 𝐶𝐻𝐶𝑂𝑂𝐻⁺ = 
0,16
0,5
= 0,33 
 
Ka= 
[𝐻30
+][𝐻𝐶𝑂𝑂−]
[𝐻𝐶𝑂𝐻]
 [𝐻3𝑂
+]=
1,8𝑋10−4.0,31
0,33
= 1,7 X 10−4 
pH= -log 1,7 X 10−4 pH = 3,77