lista de química analítica com gabarito do professor

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Gabarito da atividade assíncrona 3 
 
 
 1) a) Na volumetria de precipitação indique 4 fatores que afetam o formato da curva de 
titulação. 
R: Dentre os fatores que afetam a curva de titulação estão a concentração dos reagentes e a 
solubilidade do precipitado. Quanto menor a concentração dos reagentes ou maior a 
solubilidade do precipitado, mais suave será a variação da espécie sob medida (p.ex., pCl, pAg, 
etc.) e, portanto, mais difícil a identificação do ponto final. Também a temperatura e força 
iônica do meio afetam o formato da curva de titulação (de fato afetam a própria constante 
de equilíbrio). 
 
b) Para a titulação de 50 mL de NaCl 0,05 mol/L com solução padrão de AgNO3 0,05 mol/L, 
calcule a concentração de cloreto para adição de 0, 20, 50 e 60 mL de titulante. Expresse 
pCl em função V AgNO3 e desenhe a curva obtida. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2) Descreva o método de Mohr apontando suas vantagens e desvantagens. O erro do 
ponto final é positivo ou negativo? Demonstre. 
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O método de Mohr é um processo de detecção por ponto de final em uma volumetria de 
precipitação, ocorrendo a formação de um segundo precipitado, sendo totalmente aplicável 
na titulação do cloreto, brometo e cianeto usando cromato de potássio como indicador 
químico. O ponto final é determinado pela formação do precipitado vermelho-tijolo de 
cromato de prata na região do ponto de equivalência. 
Esse precipitado deve obedecer às seguintes condições: a sua cor deve ser completamente 
diferente do primeiro precipitado formado, ajudando na visualização de sua formação; e deve 
começar a formar imediatamente a seguir à precipitação completa, sendo então necessário 
que a sua solubilidade seja superior à do precipitado formado na titulação, para que a sua 
precipitação não se dê antes de atingir o ponto de equivalência, nem muito após dele. O 
método de Mohr só pode ser aplicado na faixa de pH entre 6,5 e 10,0, o que acarreta numa 
menor abrangência analítica, comparado ao método de Volhard, sendo pois uma 
desvantagem. 
O erro do ponto final, pode ser demonstrado pelo cálculo da concentração de Ag+ no ponto 
de equivalência na titulação de cloreto com AgNO3, em que uma quantidade de CrO42- deve 
ser adicionada momentos antes do ponto de equivalência do AgCl, só que a solução de 
cromato produz uma cor amarela intensa, que mascara a formação do precipitado vermelho. 
Assim, ao adicionar concentrações menores de cromato, um excesso de AgNO3 é necessário 
antes que a precipitação de Ag2CrO4 ocorra, o que acaba gerando um erro positivo. 
 
 
3) Descreva o método de Fajans apontando vantagens e desvantagens, caso tenham. Cite 
três indicadores possíveis de serem utilizados, suas aplicações e faixas de trabalho. 
Consiste em um método relativamente simples, que se dá por envolver uma titulação de 
cloreto usando indicadores de adsorção, logo, o indicador é adsorvido na superfície do 
precipitado. Essa adsorção ocorre próximo do ponto de equivalência P.E. e resulta não 
somente na mudança de cor, mas também na transferência de cor da solução para o sólido. 
Sendo assim, ocorre o processo de adsorção e não a precipitação do indicador, pois o Kps não 
é excedido. 
Vantagens: Possível determinar iodeto 
Desvantagens: alto custo do indicador e em certos indicadores utilizados, o ponto de viragem 
não é perceptível, pois a coloração vai de amarelo limão a verde limão, e também por ser uma 
adsorção reversível deve ser feita rapidamente. 
Os indicadores que podem ser usados são: fluoresceína, diclorofluoresceína e eosina. 
Fluoresceína: utilizado para a titulação do íon cloreto com nitrato de prata, sendo um ácido 
fraco ele tem sua faixa em pH > 7, pois em valores de pH < 7, a concentração de fluoresceína 
é insuficiente para a visualização da mudança de cor. 
Diclorofluoresceína: também utilizado para titulação do íon cloreto com nitrato de prata, no 
entanto a sua faixa está em aproximadamente em pH 4 
Eosina: já se diferencia dos demais, pois, é usado para titulação de brometo, iodeto e 
tiocianato com nitrato de prata, sua faixa está aproximadamente em pH 2. 
 
 
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4) Descreva o método de Volhard apontando suas vantagens e desvantagens. Por que é 
preferível o uso deste método da determinação de haletos em amostras de solo? 
R: Este método se baseia na formação de um complexo solúvel. É um método indireto que 
determina íons que precipitam com a prata (Ag+) como os haletos (Cl-, Br-, I-) e SCN-. O método 
Volhard envolve a titulação do íon prata em meio ácido com solução padrão de tiocianato de 
de potássio KSCN. Inicialmente gotas do indicador íon Fe3+ (solução saturada de sulfato férrico 
amoniacal) é adicionada a amostra desconhecida do íon haleto, seguida da adição de excesso 
de solução padrão de AgNO3. A prata não precipitada é titulada com solução padrão de KSCN 
até p P.E., onde um pequeno excesso do titulante favorece a formação do íon complexo 
FeSCN+2 de cor avermelhada. 
A vantagem do método é o fato da titulação ser realizada em meio ácido para não haver a 
precipitação do ferro na forma de hidróxido, assegurando um amplo campo de aplicação, 
porque íons como carbonato, oxalato e arsenato, que formam sais de prata pouco solúveis, 
em meio ácido, não causam interferência. Além disso a visualização do ponto final é melhor. 
Como desvantagem a mudança de coloração aparece cerca de 1% antes do ponto de 
equivalência (erro negativo) devido à adsorção de íons prata pelo precipitado. Não há 
existência de indicadores gerais, por isso, os indicadores utilizados são específicos de cada 
titulação, dependendo da reação química que lhes serve de base. Na determinação de iodeto, 
o íon Fe (III) somente deve ser adicionado após a precipitação de AgI, para se evitar a oxidação 
dos íons iodeto pelo Fe (III). Na determinação de cloreto o precipitado de AgCl deve ser 
filtrado antes da retrotitulação do excesso de íon prata, pois o cloreto de prata (Kps=10-9,75) é 
mais solúvel que o tiocianato de prata (Kps=10-12). 
Este método pode também ser utilizado na titulação de todos os haletos, a exemplo de 
amostras de solo, onde invariavelmente utilizamos ácidos minerais para digestão (HNO3, 
H2SO4 e HClO4), e manutenção do meio ácido para se evitar a hidrólise de Fe, Al e Ti, e 
impossibilitando assim o uso do método de Mohr e Fajans. 
 
 
5) O iodofórmio presente em uma amostra de desinfetante (massa= 1,380 g) foi dissolvido 
em álcool e à mistura obtida foram adicionados 33,60 mL de solução de AgNO3 0,0845 M, 
ocorrendo precipitação de AgI de acordo com a seguinte equação global: 
CHI3 + 3Ag+ + H2O ⇄ 3AgI + 3H+ + CO 
O excesso de Ag+ foi titulado com 3,58 mL de solução de KSCN 0,095 M. Calcule a 
porcentagem de iodofórmio na amostra. 
R: Amostra de desinfetante = 1,380 g Massa molar CHI3 = 393,73 g/mol 
Mol de AgNO3 = 33,60 mL x 0,0845 mol/L = 2,8392 mmol de Ag 
Mol de KSCN = 3,58 mL x 0,095 mol/L = 0,3401 mmol de KSCN = mmol de Ag em excesso. 
Mol de Ag reagido = 2,8392 mmol - 0,3401 mmol = 2,4991 mmol de Ag 
3 mol de Ag 1 ≡ 1 mol de CHI3 
Massa de CHI3= 1/3 x 2,50 mmol x 393,73 g/mol = 328,1 mg de CHI3. 
% CHI3 = 0,328 g/ 1,380 g x 100 = 23,77% de iodofórmio na amostra. 
 
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6) 40 mL de uma mistura contendo KI 0,050 mol L-1 e KCl 0,050 mol L-1 foram titulados com 
solução de AgNO3 0,085 mol L-1. 
a) Calcule o volume gasto de solução de titulante para se atingir o ponto estequiométrico 
correspondente à titulação de iodeto. Calcule a concentração de Ag+ neste ponto de 
equivalência. 
b) Na situação acima a concentração de Ag+ é suficiente para atingir a precipitação de 
cloreto de prata? Explique. Dados: Kps AgI: 10-17 Kps AgCl: 10-9,8 
 
a) Como o Kps do AgI é bem menor do que o do AgCl, esse será titulado primeiro: 
VM I- = VM Ag+ então: 40 x 0,050 = V x 0,085  V AgNO3 = 23,5 mL 
No P.E. Kps = [Ag+].[I-] = [Ag+].[Ag+] 10-17 = [Ag+]2 ou [Ag+] = 10-8,5 M. 
 
b) Quando todo o KI precipitar, a [Ag+] = 10-8,5 M e a concentração de Cl- para início de 
ppt do AgCl seria: 
Kps = [Ag+].[Cl-]  10-9,8 = 10-8,5 x [Cl-]  [Cl-] = 10-1,3 = 0,0501 M 
Ou seja, a princípio poderíamos ter sim um início de ppt de AgCl, pois a conc. inicial 
do cloreto é 0,005 M, mas um cálculo mais rigoroso levando em conta a força iônica 
e atividades das espécies envolvidas deveria ser realizado. 
 
 
7) 2,000 g de amostra contendo Cl- e ClO4- foram dissolvidos em água para posterior diluição 
a 250 mL. Uma alíquota de 50 mL requereu 13,90 mL de solução de AgNO3 0,086 mol L-1 
para precipitar quantitativamente o cloreto. Uma outra alíquota de 50 mL foi tratada com 
V2(SO4)3 para reduzir o perclorato de acordo com a seguinte equação: 
ClO4- + 8V3+ + 4H2O ⇄ Cl- + 8VO2+ + 8H+ 
A titulação desta segunda alíquota consumiu 40,12 mL da solução de AgNO3. Calcule a 
porcentagem de cloreto e perclorato na amostra. 
 
 Na titulação temos nCl-= VM , e na amostra temos: % Cl- = VM x fator dil. / massa 
% Cl− = 13,90 mL 𝑥 0,086
mol
L
𝑥
250 𝑚𝐿
50 𝑚𝐿
𝑥 35,45
g
mol
𝑥
100
2000 𝑚𝑔
= 10,59% m/m 
 
No cálculo do ânion perclorato, temos que subtrair a contribuição do cloreto, pois ambos 
íons estão na mesma solução. Logo: 
% ClO4
− = (40,12 − 13,90) mL 𝑥 0,086
mol
L
𝑥
250 mL
50 mL
𝑥 99,45
g
mol
𝑥
100
2000 mg
= 56,1% m/m 
 
 
8) Quais são os métodos de titulação possíveis com EDTA? Dê um exemplo para cada um. 
R: Titulação direta: Íons metálicos são titulados diretamente com EDTA, sendo o ponto final 
visualizado com um indicador metalocrômico. Um exemplo seria a padronização da solução 
de EDTA com solução padrão de CaCO3 usando Erio-T em tampão pH=10. 
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Titulação por Deslocamento ou de Substituição: Adiciona-se um excesso de uma solução 
padrão do complexo Mg-EDTA a uma solução de íons metálicos capazes de formar um 
complexo mais estável do que o complexo Mg-EDTA. O íon Mg2+ é deslocado do complexo 
(MgEDTA) e posteriormente o íon Mg2+ liberado é titulado com uma solução padrão de EDTA: 
M+n + MgY2- ⇄ MY(n-4) + Mg2+. Esta titulação é realizada quando não se dispõe de um 
indicador adequado para a espécie que se deseja determinar. 
Titulação Indireta ou de retorno: Usada na quantificação de ânions que precipitam com certos 
íons metálicos. Adiciona-se um excesso de EDTA, tampona-se a solução e titula-se o excesso 
de EDTA com solução padrão de um íon metálico. Como exemplo, tem-se a determinação de 
SO42-, que pode ser precipitado com o íon bário, e depois separado da amostra original. Para 
solubilizar o BaSO4, o precipitado é levado a ebulição na presença de excesso de solução EDTA 
em pH 10, para formar o complexo [BaY]2-. Posteriormente, a fração residual de EDTA é 
titulada com Mg2+. Além disso, CO32-, CrO42-, S2- e SO42- podem ser determinados por titulação 
indireta com EDTA. 
Titulação alcalimétrica: titula-se o H+ liberado na reação entre o metal e o Na2H2Y (sal de EDTA 
mais usado devido sua alta solubilidade) que forma o complexo Metal-EDTA, com solução 
padrão de NaOH. P.ex. Mg2+ + H2Y2- ⇄ MgY2- + 2H+ 
 
 
9) Em que se baseia a volumetria de complexação? Por que se usam, geralmente, soluções 
de sais de EDTA, e não do próprio EDTA, como titulante em análise complexométrica? Qual 
é a influência do pH na titulação? 
Baseia-se em reações que envolvem um íon metálico M e um ligante L com formação de um 
complexo suficientemente estável. O caso mais simples é o de uma reação que origina um 
complexo do tipo 1:1, M + L, sendo o ácido etilenodiaminotetraacético (EDTA) o mais utilizado 
na titulometria de complexação. 
O uso do sal dissódico do EDTA (Na2H2Y) é preferível devido à alta solubilidade do sal. Caso se 
deseje usar o sal orgânico (H4Y), deve-se adicionar NaOH à solução para dissolvê-lo. 
A influência do pH na titulação é crucial, pois quanto mais espécies desprotonadas tivermos 
na solução, mais fácil fica a formação do complexo MY. Ou seja, demanda-se energia para 
deslocar os prótons de espécies protonadas (H4Y, H3Y-, H2Y2-, HY3-) durante a complexação do 
metal. Assim, quanto maior o pH, mais efetiva seria a complexação do metal, contudo a 
maioria dos metais sofrem hidrólise com o aumento do pH, de forma que existe um pH 
mínimo para cada metal que garanta uma alta constante de estabilidade condicional (K´= 
Kest.0, onde 0 é a fração da espécie Y4-), e um pH máximo que evita a hidrólise e ppt do 
metal, ou que o indicador seja eficiente (nítida mudança de cor). 
 
10) Que indicador deve ser usado quando se quer determinar apenas o teor de Ca2+ em 
amostra? 
O indicador usado para determinar apenas o teor de Ca2+ em amostra pode ser o Calcon ou 
Murexida. No ponto final, a coloração vermelho/rosa desaparece e surge a cor azul, 
característica do indicador livre. 
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Qual é o valor de pH apropriado para tal determinação? Explique. 
O valor de pH apropriado é de 12, por adição de NaOH, forçando a precipitação de Mg(OH)2 
e deixando o íon Ca2+ livre para titulação com EDTA. 
E qual indicador usamos na determinação simultânea de Ca2+ e Mg2+? 
Negro de eriocromo-T em tampão NH3/NH4Cl de pH=10. O ponto final acontece quando há o 
desaparecimento da cor púrpura e do aparecimento da coloração azul do indicador livre. 
Explique também a função da trietanolamina, do cloreto de hidroxilamônio e de tampão 
básico (NH3/NH4Cl) na titulação de Ca e Mg. 
 A trietanolamina é um agente mascarante, age como um agente complexante auxiliar para 
evitar a competição de outros íons mais polivalentes em relação ao analito de interesse. 
 O cloreto de hidroxilamônio é um agente redutor, diminuindo o estado de oxidação de íons 
interferentes (p.ex. Fe3+, Sn4+) e assim evitando a complexação desses e competição com o 
analito de interesse. 
 O tampão básico amônia/cloreto de amônio é uma mistura de base fraca (NH3) e de seu 
ácido conjugado (íon NH4+), necessário para garantir um pH adequado de trabalho, no caso 
10, para a quantitativa titulação de Ca2+ e Mg2+. 
 
11) a) Uma solução de Ca2+ foi preparada dissolvendo-se 0,5644 g de CaCO3 puro em HCl e 
diluindo-se para 1 litro. Uma alíquota de 50 mL foi titulada com solução de EDTA, dando 
30,40 mL. Calcular a molaridade (mol/L) da solução de EDTA. 
𝑛Na2CO3 = 𝑛EDTA ⇒ VMNa2CO3 = VMEDTA 
 50 mL 𝑥 
0,5644 g
100,09 g/mol 𝑥 1 L
 = 30,40 mL 𝑥 M ⇒ 𝑀𝐸𝐷𝑇𝐴= 0,00927 mol/L 
b) Agora com 2,500 g de uma amostra contendo Ca2+ preparou-se 250 mL de solução. 
Transferiu-se 10 mL desta solução para um balão volumétrico de 100 mL e completou-se o 
volume com água destilada. Deste balão pipetou-se 20 mL para erlenmeyer e titulou-se com 
o EDTA anteriormente titulado em pH = 10, usando-se como indicador a calceína, tendo sido 
gasto 15,10 mL da solução de EDTA. Qual a porcentagem de cálcio e de CaO na amostra 
analisada? 
% Ca2+ = 15,10 mL 𝑥
0,00927 mol
L
𝑥
100 mL
20 mL
𝑥
250 𝑚𝐿
10 𝑚𝐿
𝑥
40,08 𝑔
𝑚𝑜𝑙
𝑥
100
2500 𝑚𝑔
= 28,05% m/m 
% CaO = % Ca 𝑥
PMCaO
PMCa
= 28,05 𝑥
56,08
40,08
= 39,2% m/m 
 
12) Na determinação da dureza (teor de Ca e Mg) de uma amostra de água, obtiveram-se 
os seguintes dados: 
- A titulação de 50 mL da amostra, em presença de calceína e pH = 12, consumiu 3,00 mL de 
solução de EDTA 0,005 M. 
- A titulação de uma outra alíquota de 50 mL em presença de negro de eriocromo T, em pH= 
10, consumiu 13,5 mL da solução de EDTA 0,005 M. 
Calcular o teor de Ca2+ e Mg2+ na água em g/L. 
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13) 500 mg de um amalgama contendo Hg e Cd foram dissolvidos com HNO3 e diluídos para 
250 mL. Foram pipetados 20 mL da mistura para erlenmeyer de 250 mL, e acrescentados 25 
mL de EDTA 0,010 M. Numa primeira titulação foram consumidos 10,00 mL de ZnSO4 0,012 
M. Após adição de excesso de KI a titulação foi continuada consumindo mais 6,00 mL de 
ZnSO4. Calcule o teor % de Cd e Hg na amostra. 
 
 
 
814) A determinação de Ca2+ e Cu2+ em pH 10 por titulação complexométrica com EDTA não 
é possível, pois ambos íons metálicos formam complexos estáveis com o ligante. Sabendo-
se que o complexo de Cu2+ com CN- é muito mais estável do que o complexo formado com 
EDTA, como você procederia para determinar os 2 íons metálicos numa mistura? 
R: Sim, é possível ao se usar o íon cianeto como um agente mascarante para o íon cobre. O 
pH mínimo para titulação de Cu2+ é de aproximadamente 3, enquanto para Ca2+ é de 
aproximadamente 8. Considerando que a concentração de íons cobre é baixa, de forma a não 
atingir o Kps para precipitar Cu(OH)2, torna-se possível realizar a titulação complexométrica 
de ambos os íons em pH 10, utilizando-se o indicador Erio-T. Repetindo-se a titulação, agora 
adicionando-se o íon cianeto, este complexará e mascarará o íon cobre, deixando livre o íon 
cálcio para titulação com EDTA. 
Caso a concentração de cobre seja alta, a ponto de não se evitar a hidrólise em pH 10, 
podemos titulá-lo separadamente em pH 8 utilizando-se o indicador alaranjado de xilenol. 
Neste pH o íon cálcio não se complexa com EDTA. Também poderíamos deixar o íon Cu2+ se 
precipitar em pH 10 ou 12, filtrar e titular depois o sobrenadante contendo somente o Ca2+, 
com Erio-T ou calcon, respectivamente. 
 
 
15) 0,5000 g de uma amostra de bauxita (minério de alumínio) foram solubilizados e a 
solução resultante foi transferida para um balão volumétrico de 200 mL e completado para 
a marca com água destilada. Deste balão, tomou-se uma alíquota de 50 mL e transferiu-se 
para outro balão de 100 mL e novamente completou para a marca com água destilada. Do 
balão de 100 mL, tomou-se uma alíquota de 25 e transferiu-se para um erlenmeyer, 
adicionou-se 50 mL de solução 0,0200 M de EDTA e gotas de ditizona (indicador). Titulou-
se o excesso de EDTA com solução 0,019 M de ZnSO4 gastando-se 20,00 mL desta para 
alcançar o ponto de equivalência. Qual o teor % de alumínio na amostra? 
 
 
16) O pH mínimo no qual o Zn2+ pode ser titulado com EDTA é 4,5. Dos indicadores 
relacionados abaixo, quais são adequados e quais inadequados para essa titulação? 
Justifique sua resposta: 
Dados: Kf (Zn-EDTA) = 1016,7 [Zn2+] = 0,01 M 
 
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17) a) Seja uma solução ácida (pH 2) contendo Fe3+, Pb2+, Ca2+ e Mg2+. Baseando-se nas 
informações abaixo e em anexo, descreva um método experimental para titulação de cada 
metal com EDTA. 
DADOS: - Alaranjado de xilenol é usado nas titulações de Bi, Th, Pb, La, Cd e Hg (sol. ácidas 
amarelas; complexo metálico vermelho). 
- Azul de variamina é um indicador redox (mudança de azul p/ amarelo). 
- Azul de metiltimol pode ser empregado em sol. ácidas (mudança de azul p/ amarelo) ou 
sol. básicas (mudança de azul p/ incolor). 
- Hexamina tampona soluções em pH 5-6. 
- Trietanolamina complexa diversos metais, tais como Al3+, Mn2+ e Fe3+. 
- Log Kf Fe(CN)63- = 31 ; Log Kf Pb(CN)42- = 10 
 
Poder-se-ia elevar o pH com NaOH pra ficar mais alcalino próximo a 10, e adicionar o tampão 
NH3/NH4Cl para manter este pH. O hidróxido de ferro III e o hidróxido de chumbo II 
precipitarão, pois são polivalentes, e após filtração, os íons Ca2+ e Mg2+ no sobrenadante 
poderiam ser simultaneamente titulados com EDTA utilizando-se Erio-T. Em outra alíquota 
em pH= 12, poderíamos titular somente Ca2+ (os íons Mg2+, Fe3+ e Pb2+ estariam precipitados). 
Poderíamos ainda usar o agente complexante auxiliar trietanolamina para mascarar o ferro e 
chumbo. 
Para titulação de Pb2+ poderíamos ajustar o pH para 6 com hexamina, adicionar um pouco de 
KCN para mascarar o íon Fe3+ e titular o chumbo com EDTA e indicador alaranjado de xilenol. 
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O íon ferro poderia ser titulado diretamente na solução original (pH= 2) usando o indicador 
redox azul de variamina, pois a relação Fe3+/Fe2+ mudará durante a titulação, e portando o 
potencial redox dado pela equação de Nernst. Os outros íons não são passíveis de titulação 
nesta alta acidez, pois a constante K’ condicional será baixa (K’= Kest.0), devido a baixíssima 
fração de Y4- no sistema (0). 
 
18) Na titulação de 100 mL de uma solução de Ca2+ 0,0100 mol/L com solução de EDTA 
0,0100 mol/L, em pH = 10, calcule o pCa: a) Antes de iniciar a titulação, b) Após adição de 
50,00 mL de EDTA, c) no P.E. e d) após a adição de 110,00 mL. 
 
em pH = 10: K’ = Kest. 𝛼𝑜 = 10
10,70 𝑥 0,35 = 1010,24 
𝑎) VEDTA = 0 mL ⇒ 𝒑Ca = − log[Ca
2+] = − log 0,01 = 𝟐, 𝟎𝟎 
𝑏) VEDTA = 50 mL ⇒ excesso de Ca =
(100𝑥0,01 − 50𝑥0,01)
150
= 0,00333 M ⇒ 𝒑Ca = 𝟐, 𝟒𝟖 
𝑐) 𝑛𝑜 𝑃. 𝐸. VEDTA = 100 mL 
Ca2++Y4− ⇄ CaY2− ⇒ [Ca2+] = CT 𝑒 [CaY
2−] =
100𝑥0,01
200
= 0,005 M 
𝐾′ = 1010,24 =
[CaY2−]
[Ca2+]𝑥CT
=
0,005
[Ca2+]2
 ⇒ [𝐶𝑎2+] = 10−6,27M ⇒ 𝒑Ca= 6,27 
𝑑) VEDTA = 110 mL ⇒ 𝑒𝑥𝑐𝑒𝑠𝑠𝑜 𝑒𝑠𝑝é𝑐𝑖𝑒𝑠 𝐸𝐷𝑇𝐴,
CT =
(110 − 100)𝑥0,01
210
= 4,76.10−4 M 𝑒 [CaY2−] =
100𝑥0,01
210
= 4,76.10−3 M 
𝐾′ = 1010,24 =
4,76.10−3 
[Ca2+]𝑥4,76.10−4
 ⇒ [𝐶𝑎2+] = 10−9,24M ⇒ 𝒑Ca= 9,24