Exercícios de Química Analítica

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ
QUÍMICA ANALÍTICA APLICADA
1. Calcular a concentração em g/L de uma solução de NaOH sabendo-se que 25mL de solução
consumiram 72mL de HCl 0,12 mol/L.
R –
1 mol de NaOH reage com 1 mol de HCl
Em 72ml de HCl 0,12 mol/L temos:
0,12 – 1000ml
X – 72ml } x = 8,64 * 10-3 mol
Então há 8,64 * 10-3 mol em 25ml
8,64 * 10-3 mol - 25ml
Y - 1000ml } y = 0,3456
mol/L
1 mol – 40g – 1L
0,3456 mol – Z g – 1L
Z = 40 * 0,3456 } Z = 13,824g/L
2. De uma solução de KOH retirou-se uma alíquota de 25mL. Juntou-se fenolftaleína e, em
seguida, titulou-se com solução de HCl 0,10 mol/L, gastando-se 22,5 mL. Calcular a
concentração em g/L daquele reagente, na alíquota analisada. R.5,04g/L
I. Mols de HCl consumidos:
nHCl = 0,10 mol/L ∙ 0,0225 L = 2,25 ∙ 10 -3 = número de mols de KOH (reação 1:1)
II. KOH → 56 g/mol;
mKOH = 56 g/mol ∙ 2,25 ∙ 10-3 = 0,126 g
III. Concentração: C = 0,126 g / 0,025 L = 5,04 g/L
3. Considere o seguinte sistema: 20mL de ácido nítrico 0,15 mol/L sendo titulado com hidróxido
de potássio 0,10 mol/L. Calcular o erro de titulação em percentagem, considerando como
29,5mL o volume do ponto de equivalência. R. 1,69%
C1 = 0,15 mol/L
V1 = 20 mL
C2 = 0,10 mol/L
V2 = ?
VPE = 29,5 mL
C1 . V1 = C2 . V2 ➜ 0,15 . 20 = 0,10 . V2
V2 = 30 mL
Erro da titulação:
(VPF - VPE) / VPE = (30 - 29,5) / 29,5 = 0,0169
ou seja, 1,69 %
4. Calcular a concentração de H + e o pH da solução obtida pela adição de 15mL de solução
0,20 mol/L em ácido clorídrico a 20mL de solução 0,15 mol/L em hidróxido de sódio.
15 ml de HCl 0,20 mol/L => 0,015 L x 0,20 = 0,003
20 ml de NaOH 0,15 mol/L => 0,020 L x 0,15 = 0,003 = n mols de HCl que reagiu
Não há mols excedentes, sendo assim se encontra no ponto de equivalência entre base forte e ácido
forte, tendo H+=10^-7 e pH= -log[10^-7] = 7,0
5. Que faixa de massa de biftalato ácido de potássio deve ser usado na padronização de NaOH
0,1 mol/L de modo que o volume de base gasto na titulação esteja compreendido entre 40,0 e
45,0mL?
R –
40ml*0,1mol/L= 4 mmols
45ml*0,1mol/L= 4,5 mmols
A reação é de 1:1 mol
204,22 g = 1 mol de biftalato em 1L
4mmols e 4,5mmols * 204,22 g
Entre 0,81688g e 0,91899g em 1L
6. Considere o seguinte sistema: 25mL de solução de NH4OH 0,10 mol/L sendo titulados com
solução de HNO3 0,20 mol/L. Calcule o volume do ponto de equivalência (P.E.). R. 12,5mL
I. nNH4OH = 0,10 mol/L ∙ 25 mL = 2,5 mmol = nHNO3 (Reação 1:1)
II. 2,5 mmol = 0,20 mol/L ∙ VHNO3
VHNO3 = 12,5 mL no P.E.
7. Considere o seguinte sistema: 30 mL de ácido nítrico 0,10 mol/L sendo titulados com solução
de hidróxido de potássio 0,20 mol/L. Calcule o volume do P.E. e os valores de pH nas
proximidades do P.E., para os valores: VKOH =14,6 e VKOH =14,8. R.=VP.E.=15mL; pH=2,74;
pH =3,04
C1 = 0,10 mol/L
V1 = 30 mL
C2 = 0,20 mol/L
VPE = ?
Nº de mols KOH = Nº de mols de HNO3
Nº de mols de HNO3 = 0,030 . 0,10 = 0,003
C = Nº de mols / VPE
0,20 = 0,003 / VPE
VPE = 0,015 L = 15 mL
Para V = 14,6 mL
Nº de mols de KOH = 0,0146 . 0,20 = 0,00292 mols
0,003 - 0,00292 = 0,00008 mols de H+ livres em 30 mL + 14,6 mL, então:
[H+] = 0,00008 / 0,0446 = 0,00179
pH = -log[H+] = -log 0,00179
pH = 2,75
Para V = 14,8 mL
Nº de mols de KOH = 0,0148 . 0,20 = 0,00296 mols
0,003 - 0,00296 = 0,00004 mols de H+ livres em 30 mL + 14,8 mL, então:
[H+] = 0,00004 / 0,0448 = 0,00089
pH = -log[H+] = -log 0,00089
pH = 3,05
8. Considere o seguinte sistema: 25mL de solução de NH4OH 0,10 mol/L sendo titulados com
solução de HNO3 0,20 mol/L. Calcule o volume do P.E. e elabore a curva de titulação (pH x
Vtitulante), considerando os seguintes pontos:
C1= 0,1 mol/L Nº de mols NH4OH = Nº de mols de HN03
V1= 25ml Nº de mols de NH4OH = 0,025 . 0,10 = 0,0025
C2= 0,2 mol/L C = Nº de mols / VPE
VPE= ? 0,20 = 0,0025 / VPE VPE = 0,0125L = 12,5 mL
a) Antes de iniciar a titulação
CNH4OH=0,1 mol/L
kb= [NH4+][OH-]/CNH4OH => kb= [OH-]^2/CNH4OH
[OH-]^2= 1,81.10^-5 x 0,1
[OH-]= √1,81.10^-5 x 0,1 = 1,35 x 10^-3
pOH= -log[1,35 x 10^-3] = 2,87
pH= 14-2,87 pH= 11,13
b) Adição de 10,8mL de HNO3
nNH4OH = 0,1mol/L x 0,025L= 0,0025 mol
nHNO3 = 0,2mol/L x 0,0108L= 0,00216 mol
V= 25ml+10,8ml = 35,8ml
[NH4OH exced.]= 0,0025-0,00216/0,0358L = 0,009497 ou 9,497×10^-3
[NH4+]= 0,00216mol/0,0358L = 0,0603mol/L
[OH-]=kb.(9,497×10^-3 mol/L /0,0603 mol/L)= 1,81×10^-5×0,157= 2,849×10^-6 mol/L
pOH= -log(2,849×10^-6)= 5,54
pH= 14-5,54 = 8,46
c) Adição de 12,5mL de HNO3
NH4OH + HNO3 → NH4NO3 + H2O
25ml NH4Oh a 0,10mol/L => 0,10×0,025L= 0,0025mol
12,5ml HNO a 0,20mol/L => 0,20×0,0125 = 0,0025 mol
Ponto de equivalência
NH4+ + H2O ↔ NH4OH + H
[NH4+] = 0,0025mol/0,0375L= 0,0667 ou 6,67x10^-2 mol/L
Kh/Kb= [NH4OH].[H+/NH4+]
10-14/1,81×10^-5= [H+]2/ 6,67×10^-2
5,53×10^-10=[H+]2/ 6,67×10^-2
[H+]2= 3,68×10^-11 => [H+]≈ 6,07×10^-6
pH= -log(6,07×10^-6) ≈5,2168
pH=5,21
d) Adição de 12,9mL de HNO3
Vtotal= 25ml + 12,9 ml= 37,9ml
[HNO3 exced.]=(0,0,0258-0,0025)mol/0,0379L= 0,00211 ou 2,11×10^-3mol/L = [H+]
pH= -log[H+]
pH= 2,67
9. O volume de 99,99mL de HCl 0,10 mol/L foram adicionados a 50mL de KOH 0,2 mol/L.
Calcule o pH da solução e considerando que a fenolftaleína possui:
Cor na forma alcalina (vermelha)
Cor na forma ácida (incolor)
Qual a cor do indicador nessa solução?
R –
Mols de HCl: 99,99ml * 0,1 mol/L =
9,999 * 10-3 mols de HCl
Mols de KOH: 50ml * 0,2mol/L =
10 * 10-3mols de KOH
Sobra 0,001*10-3mols de KOH em 149,99ml:
concentração de: 0,006667 * 10-3 mols/L
pOH = -log[OH-] = -log [0,006667 * 10-3] =
2,176
pH + pOH = 14 => pH = 14-2,176 => pH =
11,8
Cor vermelha
10. Calcular o produto de solubilidade (Kps) da espécie química A3B, sabendo-se que sua
solubilidade é de 0,0002 g / 500 mL e que sua massa molar é 85 g/mol. R. 1,31x10-20
I. nA3B = 0,0002 g / 85 g/mol = 2,353 ∙ 10-6 mol
II. A3B(s) → 3 A+(aq) + B3-(aq)
[A+] = 3 ∙ 2,353 ∙ 10-6 mol / 0,5 L = 1,412 ∙ 10-5 mol/L
[B3-] = 2,353 ∙ 10-6 mol / 0,5 L = 4,706 ∙ 10-6 mol/L
III. Kps = [A+]3 ∙ [B3-]
Kps = (1,412 ∙ 10-5 mol/L)3 ∙ (4,706 ∙ 10-6 mol/L)
Kps = 1,32 ∙ 10-20
11. Calcular o pAg e pCl quando misturamos 25 mL de solução 0,10 mol/L em cloreto (Cl-1) e
12mL de solução 0,20 mol/L de nitrato de prata (AgNO3), sabendo que o valor do Kps do AgCl
é 1,80 x 10-10. R. pCl =5,56; pAg = 4,18
C1 = 0,10 mol/L
V1 = 25 mL
C2 = 0,20 mol/L
V2 = 12 mL
Nº de mols Cl = C1 . V1 = 0,10 . 0,025 = 0,0025
Nº de mols Ag = C2 . V2 = 0,20 . 0,012 = 0,0024
0,0025 - 0,0024 = 0,0001 mols de Cl
[Cl] = 0,0001 / 0,037 = 0,0027
pCL = -log[Cl] = 2,56
pAg + pCl = -log (Kps)
pAg + pCl = -log (1,8 ∙ 10-10)
pAg + 2,56 = 9,74
pAg = 7,18
12. Qual o produto de solubilidade (Kps) do sulfato de prata (Ag2SO4) se sua solubilidade é
2,6.10 -2 mol/L?
Kps = [2 Ag+1]^2 [SO4-2]^1
Kps = [2 x 2,6x10^-2]^2 [2,6x10^-2]
Kps = [5,2x10^-2]^2 [2,6x10^-2]
Kps = 27,04x10^-4 x 2,6x10^-2
Kps = 70,304 x 10^-6
Kps = 7,03 x 10^-5
13. Calcular o produto de solubilidade (Kps) de cada espécie química abaixo, sabendo-se que as
soluções são:
a) 3,17. 10-2 g/L em carbonato de prata (Ag2CO3; MM=275,74g/mol)
b) 6,93. 10-2 g/L em carbonato de cálcio (CaCO3; MM= g/100,08mol)
c) 3,17. 10-3 g/L em fosfato de prata (Ag3PO4; MM=418,58g/mol)
R –
a) 275,74 g – 1 mol
3,17 * 10-2g– x mol } x = 1,15 *10-4
Kps = [2 * Ag+1]2 * [CO3-2]1
Kps = [2*1,15*10-4]2 * [1,15*10-4]
Kps = [2,3*10-4]2 * [1,15*10-4]
Kps = 5,29*10-8 * 1,15*10-4
Kps = 6,08 * 10-12
b) 100,08g – 1 mol
6,93* 10-2g– x mol } x = 6,92446*10-4
Kps = [Ca+2]1 * [CO3-2]1
Kps = [6,9*10-4] * [6,9*10-4]
Kps = 47,9481 * 10-8
Kps = 4,8 * 10-7
c) 418,58g – 1 mol
3,17 * 10-3g– x mol } x = 7,57 *10-6
Kps = [3 * Ag+1]3 * [PO4-3]1
Kps = [3*7,57 *10-6]3 * [7,57 *10-6]
Kps = [22,71*10-6]3 * [7,57 *10-6]
Kps = 11.712,54*10-18 * 7,57 *10-6
Kps = 1,171*10-14 * 7,57 *10-6
Kps = 8,86 * 10-20
14. Uma amostra de NaCl pesando 0,30g foi dissolvida em água e o volume da solução elevado a
250mL. Uma alíquota de 25 mL de solução foi adicionada de 5,0mL de AgNO3 0,1 mol/L e o
precipitadoformado foi protegido com nitrobenzeno. Em seguida, a mistura foi titulada com
solução de KSCN 0,01 mol/L em presença de Fe3+ e de ácido nítrico, consumindo-se 1,6mL.
Calcular o teor do sal na amostra em %p/p. R.58,3%
I. Titulação com 1,6 mL KSCN 0,01 mol/L → nKSCN = 1,6 ∙ 10-5 mol = nAgNO3 excesso
II. 5 mL AgNO 3 0,1 mol/L → nAgNO3 total = 0,1 mol/L ∙ 0,005 mL = 5 ∙ 10-4 mol
III. AgNO3 reagiu com cloreto: 50 ∙ 10-5 mol - 1,6 ∙ 10-5 mol = 48,4 ∙ 10-5 mol
IV. Massa real de NaCl: mNaCl = 48,4 ∙ 10-5 mol ∙ 58,44 g/mol = 0,02828 g
V. 0,02828 ------------ 25 mL
x ------------- 250 mL → x = 0,2828 gramas
VI. Teor de sal na amostra em %p/p: (0,2828g/0,30g) ∙ 100 =
= 0,94267 ∙ 100 =
= 94,267 %p/p
15. Uma amostra de 100mL de água de torneira é analisada segundo o método de Mohr, sendo
gastos 8,6mL de AgNO3 0,0495 mol/L. Calcule em ppm o teor de cloreto dessa amostra, no teste
em branco foram consumidos 0,15 mL de titulante. R -149 ppm
VCl,Cr = 8,6 ml
VCr = 0,15ml
[AgNO3] = 0,0495 mol/L
MMCl = 35,5
VCl = VCl,Cr - VCr
VCl = 8,60 – 0,15 = 8,45ml
nCl = nAg, então:
C1 . V1 = C2 . V2 ➜ C1 . 100 = 0,0495 . 8,45
C1 = 0,00418275mol/L
C = m / (MM . 1000)
0,00418275 = m / (35,5 . 1000)
m = 148,48 mg/L, sendo assim 148,5 ppm
16. 500mg de uma amostra impura de NaBr necessitaram de 42,4mL de uma solução 0,1000
mol/L de AgNO3 para precipitação completa dos íons cloreto sob a forma de AgBr, usando
K2CrO4 como indicador. Forneça as reações do problema e calcule a pureza da amostra em
termos de %p/p de NaBr.
NaBr + AgNO3 → AgBr + NaNO3
2AgBr + K2CrO4 → 2KBr + Ag2CrO4
NaBr=500mg
AgNO3= 0,0424L x 0,10mol/L => 0,00424mol
n=m/M => 0,00424x102,89= 0,43627g= 436,27 mg de NaBr
500mg =100%
436,27mg=x
x= 87,25%p/p
17. 20mL de uma solução de cloreto de sódio exigiram 15mL de uma solução 0,10 mol/L de
nitrato de prata para completa precipitação. Qual a concentração original da solução de NaCl
em g/L?
R –
20ml * [NaCl] = 15ml * 0,1mol/L de AgNO3
[NaCl]= 1,5/20
[NaCl]= 0,75mol/L
0,75mol – 1000ml
X mols – 20ml } 1,5 *10-3mols em 20ml
1mol de NaCl – 58,44g
1,5 *10-3mols – x g } x = 0,08775g em 20ml
0,08775g – 20ml
X g – 1000ml } x = 4,38g/L
18. Uma solução de cloreto de potássio foi preparada dissolvendo-se 8,0 g do sal para um litro de
solução. 25mL dessa solução exigiram 23,25 mL de uma solução de AgNO3 para precipitar todo
o cloreto na forma de cloreto de prata. Calcule a concentração em mol/L e em g/L da solução de
AgNO3. R - 0,1153 mol/L; 19,6 g/L
I. Solução de KCl: 8 g/L → 0,2 g em 25 mL
II. nKCl = 0,2 g / 74,5 g/mol = 0,00268 mols = nAgNO3 (Reação 1:1)
III. Molaridade de AgNO3:
M = 0,00268 mols / 0,02325 L
M = 0,1154 mol/L
IV. Concentração de AgNO3 em g/L:
C = 0,1155 mol/L ∙ 169,87 g/mol
C = 19,61 g/L