Exercícios de Química Analítica Quantitativa1. O teor em alumínio numa amostra pode ser determinado por precipitação como uma base e calcinação a Al2O3, que é pesado. Qual a massa de alumínio numa amostra com 0,2365 g de precipitado calcinado? n Al2O3= mAl2O3 / MM(Al2O3) Substituindo: n Al2O3= 0,2385 / 101,961 = 2,339 mmol nAl = 2 nAl2O3 = 4,678 mmol mAl = nAl * MA(Al) = 4,678 mmol * 26,9815 g/mol = 0,1262 g 2. O conteúdo em cálcio numa amostra de urina pode ser determinado pelo seguinte procedimento: 1º – Precipitação do Ca2+, em meio alcalino, sob a forma de oxalato de cálcio (CaC2O4) 2º – Após lavagem do precipitado com água fria para remoção do oxalato livre, o sólido é dissolvido em ácido, formando-se Ca2+ e H2C2O4. 3º – O ácido oxálico dissolvido é aquecido a 60 ºC e titulado com uma solução padrão de permanganato de potássio até viragem para cor violeta (ponto final). Supondo que na titulação de 5,00 mL de uma amostra de urina sujeita a este tratamento se gastou 16,17 mL da solução padrão de permanganato, calcule a concentração de cálcio na amostra de urina. Dados: Para determinar a concentração rigorosa de permanganato de potássio procedeu-se do seguinte modo: dissolveram-se 0,3562 g de Na2C2O4 num balão volumétrico de 250,00 mL, e titulou-se 10 mL desta solução com a solução de KMnO4, tendo-se gasto um volume de 48,36 mL. 48,36 mL de KMnO4 titulam 10,00 mL de Na2C2O4 c Na2C2O4 = n Na2C2O4 / v n Na2C2O4 = m Na2C2O4 / MM (Na2C2O4) Substituindo, vem: c Na2C2O4 = 0,3562 g /133,999 g/mol / 0,25000 L = 10,63 mM E a quantidade de Na2C2O4 presente em 10,00 mL desta solução é: 10,00 mL * 10,63 mM = 1,063 *10-4 mol, Portanto, se 1,063 *10-4 mol C2O42- titulam 48,35 mL de KMnO4, 16,17 mL de KMnO4 n C2O42- = 16,17 / 48,35 * 1,063* 10-4 = 3,556 *10 -5 mol, Esta quantidade de C2O42- é equivalente à quantidade de Ca2+ presente em 5,00 mL da que a concentração de Ca2+ nesta é: [Ca2+] = 3,556 *10 -5 / 5,00 *10-3 L = 7,112 * 10 -3 M Exercícios sobre titulações de ácido-base 10. Que volume de Ba(OH)2 é necessário adicionar a 50 mL de NaOH 0,30 M para obter uma solução 0,50 M em HO- ? 2* nBa(OH)2 + nNaOH / vtotal = 0,50 M Supondo que os volumes são aditivos, vtotal = vBa(OH)2 + vNaOH, Portanto: 2* [Ba(OH)2] * vBa(OH)2 + [NaOH] * vNaOH / (vBa(OH)2 + vNaOH) =0,50 M 0,80 M * vBa(OH) 2 + 0,30 M * 50 mL / (vBa(OH)2 + 50 mL) =0,50 M 0,80 M * vBa(OH) 2 + 15 mmol =0,50 M * vBa(OH)2 + 25 mmol 0,30 M * vBa(OH) 2 = 10 mmol vBa(OH) 2 = 33 mL 11 Titularam-se 20,00 mL de uma solução de HCl 0,1000 M com uma solução de NaOH 0,1000 M. Calcule 11.1 o volume equivalente, e o pH da solução no ponto de equivalência. No ponto de equivalência, nHO- adicionado = nH+ presente inicialmente [HO-] vHO- = [H+] vH+ 0,1000 M vHO- = 0,1000 M * 25,00 mL vHO- = 25,00 mL mas dado o seu elevado pKa (≈14.00 mL de uma solução de ácido acético 0. e portanto o pH é o pH do solvente puro.Titularam-se 20.975 * 10-4 M pHO = -log [HO-] = 3.restante= 1% n H+ inicial = 1% 0. nHO.75 mL [H+] = 25 mmol / 49. o catião Na+ em solução aquosa é um ácido fraco. Nota: Rigorosamente.75 mL = 5.0. uma vez que na titulação de ácido forte com base forte não se produz nenhuma partícula ácido/base com características diferentes do solvente.= 25.7 12.pH no ponto de equivalência =7.1000 M com NaOH 5.100 M 25.3 1% depois do volume equivalente: n HO.5) e baixa concentração (0.2 a variação de pH entre 1% antes e 1% depois do ponto de equivalência 1% antes do volume equivalente: n H+ restante= 1% n H+ inicial = 1% 0.25 mL = 4.00 mL= 50.25 mL [HO-] = 25 mmol / 50.00 mL + 99 % 25. Calcule: 12.000 * 10-2 M.5 M).025 * 10-4 M pH = -log [H+] = 3. não afectará o pH da solução.00 mL = 25 mmol Volume da solução = vH+ + vHO.100 M 25.adicionado = nCH3COOH presente inicialmente [HO-] vHO.00 mL = 25 mmol Volume da solução = vH+ + vHO.1 o volume equivalente de NaOH No ponto de equivalência.100 M) em relação à água (55.00 mL= 49.00 mL + 101 % 25. 11.= 25.= [CH3COOH] vCH3COOH .3 pH =14 – pOH = 10. 38 +1/2 log (0.02 mmol.76 1% depois do ponto de equivalência. o excesso de NaHO equivale a 0.76 -1/2 (-1) pH =2.00 mL 12.00 mL vHO.88 No ponto de equivalência. temos uma solução de base fraca: pH = 7.= 40.31 * 10-4 M pH = 14 .1000 M * 20.64 1% antes ponto de equivalência: pH = pKa + log ([CH3COO-]/[CH3COOH] pH= 4. [HO-]= 0. num volume de 60.00 mL de NaOH.pOH =10.02 mmol/60.52 Após grande excesso (50.40 mL = 3.05000 M vHO. No início da titulação. temos uma solução de ácido fraco pH = 1/2 pKa -1/2 log [CH3COOH] pH = 1/2 *4.40 mL. no ponto de equivalência. o excesso de NaOH é: .76 + log 99 pH = 6.= 0. 1% antes e 1% depois do ponto de equivalência e após a adição de 50.00 +1/2 pKa +1/2 log [CH3COO-] pH = 7.00 mL) de titulante.2 o pH no início da titulação.00 + 2.0333) pH = 8.0. 00 mL de uma solução aquosa de ácido sulfúrico 0.1000 M.1000 M.00 .1000 M com hidróxido de sódio 0.000* 10-2 M = 5.7121 g de farinha de trigo pelo método de Kjeldahl: CaHbNc -----> a CO2 + ½ b H2O + ½ c (NH4)2SO4 (reacção realizada na presença de H2SO4 como catalizador) (NH4)2SO4 + OH.3000 M. 16.00 mL de fosfato de sódio 0.1000 M com ácido clorídrico 0.00 mL de ácido maleico 0.85 Os exercícios 13. [HO-]= 0.1 20. num volume de 50. Calcule: 13.00.0500 M com HCl 0.00 mL de amoníaco 0. 1% antes e 1% depois do ponto de equivalência e após a adição de 50.2 25.00 mL de ácido. 10.pOH =11.00+20. 25. 14.1 o volume equivalente de NaOH 13. resolvem-se de forma idêntica: 13.00 mL = 7.1500 M com uma solução de NaOH 0.Titularam-se 25.1200 M com NaOH 0.00 mL de NaOH. Esboce as seguintes curvas de titulação: 16.2 o pH no início da titulação.5000 mmol / 70.3 20. a 16.1000 M com ácido clorídrico 0.00) *5. 16.14 * 10-3 M pH = 14 . 15.00 mL.(50.000 * 10-4 mol. Calcule o pH depois da adição de 0.Trace a curva de titulação de 10.00 e 26. 17.00 = 70.00 mL de NaCN 0.Analisou-se uma amostra de 0.1000 M.00-40. 16.00 mL de uma solução de ácido fórmico 0. no ponto de equivalência.1000 M.Titularam-se 50.1000 M.---> 2 NH3 + SO42- . 8H2O <-> 2 H3BO3 + 2 [B(HO)4].04012 M = 0.3850 g / 381.3850 g de bórax (381.1593 mmol nNproteína = nNH3 formado = nHCl total – nHClexcesso = 1.97 mL de NaOH 0.19 mmol [HCl] = nHCl / vHCl =2.00 mL do ácido se gastam 50.04 M.20 mg/0.244 mmol = nHCl gasto na reacção com o NH3 + nHClexcesso nHClexcesso= nNaOH necessário para o titular = 3.+ 2 Na+ + 3 H2O [B(HO)4].244 mmol – 0.37 g/mol = 1.00 mL de uma solução preparada a partir de 0. Determine o título rigoroso de uma solução aquosa de HCl 0.04038 M .37 g/mol).2 % 18.0095 mmol nHCl = 2* nbórax= 20. Dados: 17.04012 M.04977 M.5% de N na proteína da farinha. O excesso de HCl foi depois titulado por retorno com 3.00 mL = 0.NH3 + HCl --> NH4Cl + HClexcesso HClexcesso + NaOH -->H2O + NaCl O amoníaco formado por adição de uma base concentrada após digestão com H2SO4 foi destilado sobre 25. sabendo que quando se titulam 50.97 mL * 0.019 mmol / 50.7121 g = 12.20 mg mproteína = 15.9 mg A percentagem de proteína na farinha é portanto = 0.00 mL de HCl 0. Na2[B4O5(HO)4]. Calcule a percentagem de proteína na farinha.+ H+ <-> H3BO3 + H2O nbórax= mbórax/MM(bórax) = 0. nHCl total = [HCl] vHCl = 0.1593 mmol =1.0869 g/ 0.085 mmol mNproteína = 15.175 = 86.04977 M * 25.00 mL = 1. 11%.19. O erro na titulação será 0.458 mmol /1.500 mmol/ 0.18mmol – 2* 4.000 L* 0. nNaCladicionado= nAgNO3inicial=2.1000 M* 25.010 g/mol = 4.04226 = 21.500 mmol : vNaCl=nNaCl/[NaCl]= 2.1000 M = 25.000 L desta solução foi exposto ao ar durante algum tempo e absorveu 0.04226 M. na titulação de 25. nAgNO3= [AgNO3] * vAgNO3 nAgNO3= 0.00 mL = 2.00 mL 1% antes ponto de equivalência: nAg+= 1 % nAgNO3 inicial = 0.000 L = 0.05118 M imediatamente depois de preparada.18 mmol O ácido carbónico é diprótico.utilizando a fenolftaleína como indicador.00 mL = 49. nCO2 = 0.00 mL de uma solução de nitrato de prata 0.1962 g de CO2.75 mL .1962 g / 44.458 mmol nNaOHinicial= 1. Calcula a variação de pAg. entre 1% antes e 1% depois do ponto de equivalência.05118 M = 51. e reage por isso com o dobro da sua quantidade de NaOH.500 mmol No ponto de equivalência.00 mL + 99% 25. Uma solução de NaOH isenata de carbonatos tinha uma concentração 0. Exercícios sobre titulações de precipitação 20.05118 / 0.02500 mmol v= 25. Calcule o erro relativo que terá lugar ao titular uma solução de ácido acético com esta solução contaminada. [NaOH]final= nNaOHfinal / vNaOH = 51.1000 M com uma solução equimolar de cloreto de sódio. Exactamente 1. 02 * 10-4 = 3.02500 mmol/50.101 M.-> La2(C2O4)3 22. Determinou-se o teor em cloreto numa solução salina pelo método de Volhard. O excesso de prata foi titulado com uma solução padrão de KSCN 0.00 mL * 0. nAg+excesso = nSCN-adicionda= vSCN.75 mL = 5.1182 M.00 mL de uma solução padrão de AgNO3 0.8*10 -10.0257 M.25 mL.0311 M de Na2C2O4 com La(ClO4)3 0.38 mL para atingir o ponto de equivalência de Fe(SCN)2+. [Cl-]= 0.44 21.533 mmol [Cl-] = 1.[Ag+]=0.773 mmol nCl-= nAg+gasto = nAg+inicial . em g/L. a concentração máxima de Ag+ possível na solução é: [Ag+]= Kps(AgCl)/ [Cl-]= 1.64* 10-7 M pAg= 6.98 * 10-4 = 3.00 mL de uma solução contendo 0. Titulou-se 25. havendo a precipitação de oxalato de lantânio: 2 La3+ + 3 C2O42.38 mL *0.25 mL = 4.8*10 -10/4.30 1% depois do ponto de equivalência.1 Qual o volume de perclorato de lantânio necessário para atingir o ponto de equivalência? .00 mL foi tratada com 15.2404 mmol nAg+inicial = vAgNO3 *[ AgNO3] = 15.2404 mmol = 1.02 * 10-4 M pAg = -log [Ag+]= -log 5.1533 M 22. sendo necessário 2.773 mmol .*[SCN-] = 2.02500 mmol. Calcule a concentração de cloreto na solução salina.1182 M = 1. num volume de 50.00 mL = 0.0. Uma alíquota de 10.533 mmol / 10.nAg+excesso =1.98 * 10-4 M Dado que o Kps(AgCl)= 1.02500 mmol/ 49.101 M = 0. o excesso de NaCl equivale a 0. 5183 mmol / 0. a precipitação é quantitativa. [C2O42-] = 0.17 mL 22.00 mL =0.00 mL * 0.00 mL de La(ClO4)3 ? Em qualquer momento da titulação antes do ponto de equivalência. nC2O42.7775 mmol – 0. a expressão acima pode ser escrita : 1. No ponto de equivalência.00 mL de La(ClO4)3 nC2O42.00 mL * 0.567 22.= nC2O42-inicial .0311 M .00 mL .= 25. A quantidade de La3+ em solução é obtida através do produto de solubilidade do La2(C2O4)3: Kps= [La3+] 2 [C2O42-]3 1.= 2/3 [C2O42-] vC2O42.0311 M = 0.0112)3 [La3+]= 2.03 * 10-25 = [La3+] 2 (0.00 mL * 0. Pode-se considerar que o La2(C2O4)3 em solução é o proveniente da dissolução do precipitado formado.00 mL =35.0257 M = 20.3 Determine o pLa3+ no ponto de equivalência.0112 M.3/2 10.03 * 10-25 = [La3+] 2 [3/2 La3+] 3 . Kps= [La3+] 2 [C2O42-]3 Como C2O42-= 3/2 nLa3+.3/2 n La3+ adicionado Após a adição de 10.nLa3+ = 2/3 nC2O42.71 * 10-10 M pLa3+ = -log [La3+] = 9.3855 mmol = 0.0257 M = 0.392 mmol/35.03 * 10-25 = [La3+] 2 [3/2 La3+] 3 1.392 mmol Como v=25.5183 mmol vLa3+ = nLa3+ / [La3+] = 0.2 Qual o pLa3+ quando se adicionaram 10.00 mL + 10.nC2O42-precipitado = nC2O42-inicial .= 2/3 * 25. 7775 mmol = 0.4 Calcule o pLa3+ após a adição de 25.1.5* 10-16= [Ag+]2 [Ag+]=1.00 mL de La(ClO4)3 Após a adição de 25.1 Calcule a concentração de Ag+ no ponto de equivalência correspondente à titulação do iodeto em separado.00 mL+25.103 22.00 mL de uma mistura contendo 0.2*10-8 M 23.00 mL) = 2.605 23. 40.1242 mmol / (25.2 Demonstre que para a concentração de Ag+calculada no ponto anterior ocorre precipitação de Cl-.00 mL * 0. O AgI em solução no ponto de equivalência é o proveniente da dissolução do precipitado formado.0257 M – 2/3 0. Portanto nLa3+livre= nLa3+adicionado –nLa3+precipitado= nLa3+adicionado – 2/3 nC2O42.03 * 10-25 = [La3+] 2 (3/2)3 [La3+] 3 [La3+]5=1. . e devido à estequiometria do sal.Portanto: Kps= [Ag+][I-] =[Ag+][Ag+] 1. 23.inicial nLa3+livre= 25. Se a nossa solução não contiver o AgCl.03 * 10-25 / (3/2)3 [La3+]5= 3.052 *10-26 [La3+]= 7.0845 M.0502 KI e 0.0500 M de KCl foram titulados com AgNO3 0.1242 mmol [La3+] = nLa3+livre /vtotal = 0. nAg+=nI.483 *10 -3 M pLa3+ = -log [La3+] = 2.89 *10-6 M pLa3+ = -log [La3+] = 5.00 mL de La(ClO4)3 já foi ultrapassado o ponto de equivalência. 0502 M = 23.76 mL cf = 0.2*10-8 *0.76 mL e a concentração de Cl.Kps(AgCl)= 1.0314 M Neste momento o quociente da reacção será [Ag+][Cl-] = 1. È portanto conhecer a concentração de Cl-.[I-] vAg+ 0.00 mL 0. No ponto de equivalência. observar-se-á precipitação.00 mL 0.52 % (p/p) de ZnCl2? A quantidade de Cl.00 mL= cf 63.2 uma amostra de 0.09621 M = 44.0845 M = 40.76 mL = 63. nAg+=nIvAg+ [Ag+] = vI.0500 M) devido à variação de volume provocada pela adição de AgNO3 até à completa precipitação do I.69 mL 24.0502 M vAg+ = 40.76 mL vtotal= 40.300 *10-3 / 0. 24 Qual o volume mínimo de nitrato de prata 0.76*10-10 > Kps(AgCl).443= 4.: Este volume é calculado da seguinte forma.será dada por: civi=cfvf 0.2513g/58.0314 = 3.300 mmol E o volume necessário para a titular é: vAgNO3 = nAgNO3 / [AgNO3] = 4.possivelmente presente na amostra é: nCl-= nNaCl= mNaCl/MM(NaCl) =0.09621 M necessário para assegurar que haja um excesso de iões prata na titulação de 24.1 uma amostra impura de NaCl com uma massa de 0.3462 g que contém 74.0500 M * 40. que é diferente da inicial ( 0.8 *10-10 Se o quociente da reacção for superior ao Kps.2513 g? A quantidade máxima de Cl. Logo ocorre precipitação de Cl-.00 mL + 23.presente na amostra é: . 453 =0.3 25.1046 M.21 % BaCl2∙2H2O 25.00 mL * 0.740 mmol * MM(Cl-) = 4.2 Expresse os resultados como percentagem de BaCl2∙2H2O mBaCl2∙2H2O= nBaCl2∙2H2O * MM(BaCl2∙2H2O) = ½ * nCl-* MM(BaCl2∙2H2O) = ½ * 4.786 *10-3 / 0.32 mL de nitrato de prata 0.430*10-3 / 0.5789 g A amostra seria 0.7908 g gastaram-se 45.1 Expresse os resultados como percentagem de ClmCl. pelo método de Fajans.7452 * 0.nCl-= 2*nZnCl2=2* mZnCl2/MM(ZnCl2) =2* 0.25 % Cl- 25.740 mmol * 243.7908 g = 73.3462/136. nCl-= nAg+ = nAgNO3 = [AgNO3] vAgNO3 = 0.786 mmol Eo o volume necessário para a titular é: vAgNO3 = nAgNO3 / [AgNO3] = 3.00 mL de AlCl3 0.46 % ZnCl2∙2NH4Cl Exercícios resolvidos Exemplo 1: Determinação de ferro em solo . Na titulação.27 = 0.87 mL 25.7908 g = 36.32 mL = 4.29= 3.2883 g A amostra seria 0.740 mmol 25.= 4.09621 M = 39.presente na amostra é: nCl-= 3*nAlCl3= 3* vAlCl3 [AlCl3] =3* 25.1681/0. de uma amostra de 0.35 mL 24.2883 g/ 0.28 = 0.430 mmol Eo o volume necessário para a titular é: vAgNO3 = nAgNO3 / [AgNO3] = 1.7908 = 21.740 mmol * 244.1046 M * 45.3 Expresse os resultados como percentagem de ZnCl2∙2NH4Cl mZnCl2∙2NH4Cl= nZnCl2∙2NH4Cl * MM(ZnCl2∙2NH4Cl) = 1/4 * nCl-* MM(ZnCl2∙2NH4Cl) = 1/4 * 4.09621 M = 14.740 mmol * 35.01907 M? A quantidade de Cl.5789 g/ 0.01907 M= 1.1681 g A amostra tem 0. G. Passo 1: Cálculo do fator gravimétrico F. m amostra 100% +3 m Fe % Fe+3 0.173x100 % Fe+3 = 35. com o ferro na forma de óxido (Fe2O3).173 159. xH2O). foi oxidada e o ferro (III) precipitado como óxido de ferro hidratado (Fe2O3.173 % Fe+3 % Fe+3=0.67 % 0. O precipitado depois de filtrado.248g PM Fe = 55.847x0.) Tomando como base de cálculo os dados do Exemplo 1.690 Passo 2: Cálculo da % de Fe+3 na amostra.485g m Fe2O3 = 0. = PM substância pretendida x a (No mol do elemento na substância pesada) PM substância pesada b (No mol do elemento na substância pretendida) . lavado e calcinado pesou 0.690g Reações: Amostra contendo Fe+2 e Fe+3 + H+ Fe+3 + NH4OH Fe2O3.847g PM Fe2O3= 159. Qual o conteúdo de ferro(III) na amostra? Passo 1: Cálculo da massa de Fe+3 Dados do problema: m amostra = 0.248 mFe+3 = 0.485g de uma amostra de solo contendo ferro (II) e (III).485 100% 0.0. xH2O Fe2O3 (HNO3) (agente precipitante) (precipitado já calcinado) +2 a Fe+3 digestão oxidação Fe Cálculo da massa de Fe+3 2Fe+3 Fe2O3 2moles de Fe+3 1mol Fe2O3 +3 2 x PM Fe 1x PM Fe2O3 +3 m Fe m Fe2O3 mFe+3 =2x55.G.248g. calcule a % de ferro(III) na amostra de solo.485 Exemplo 2: Cálculo da % de ferro pelo fator gravimétrico(F. 08g/mol) por 100mL de amostra de água. O precipitado foi filtrado. a=2 F. resfriado e pesado para a ignição do precipitado. O cálcio em 200mL de amostra de água natural foi determinado pela precipitação do cátion como CaC2O4 . sendo estes então eliminados). Usa-se um cadinho previamente aquecido.713g. mais o precipitado calcinado (CaO PM=56.= 0.113g mCaO = 0. b=1 Fe2O3 . lavado e calcinado em cadinho com massa de 26.485 % Fe3+ = 35.699 x 100 0.74% Exemplo 3:Determinação de cálcio em águas naturais O íon cálcio é precipitado na forma do sal orgânico oxalato de cálcio (pouco solúvel) com ácido oxálico H2C2O4.600g.248 x 0.081 g (massa do Ca em 200 mL de amostra) 56.600 = 0. Calcule a massa de cálcio (PM=40. O processo converte o precipitado quantitativamente para óxido de cálcio (cal). O precipitado depois de calcinado é resfriado em dessecador e pesado.x100 massa da amostra % Fe3+ = 0.113 mCa = 0.G = 55.113g Passo 2: Cálculo da massa de Ca presente no material calcinado: CaO Ca+2 1mol de CaO 1mol Ca+2 1 x PM CaO 1x PM Ca+2 mCaO mCa mCa = mCaOxPMCa+2 PMCaO mCa = 40.69 1 Passo 2: Cálculo da % de ferro (III) na amostra % de analito ou seja a % Fe3+= massa do precipitado x F.08g/mol) foi de 26.699 159. A massa do cadinho.G.08x0.847 x 2 F.massa do cadinho = massa de CaO 26.a e b são índices que tornam o peso molecular (PM) do numerador e do denominador quimicamente equivalentes Fe+3 . Passo 1: Cálculo da massa de CaO (massa cadinho + massa precipitado) .08 Passo 3: Cálculo da massa de Ca em 100 mL de amostra mCa g 200 mL x g 100 mL x g = mCa x100mL .G.713 26. seco e aquecido até o rubro (calcinação). O precipitado CaC2O4 é coletado em papel de filtro (este será convertido em CO2(gás) e H2O(vapor) pela ação oxidante do O2 atmosférico. 3% Reação: Passo 2: Cálculo da massa Fe(OH)3 Passo 3: Cálculo da massa de NH3.70g de amostra que contém 25% de Fe2O3.041 g (massa de Ca em 100 mL de amostra) 200 Exemplo 4: Determinação do volume de precipitante requerido para a precipitação de determinado elemento.70g % Fe2O3 amostra = 25% d NH3 = 0.081x100 x g = 0. .3%) que é requerido para precipitação o ferro como Fe(OH)3 em 0. Dados do problema. Calcule o volume (mL) de NH3 (densidade 0. pureza 2.200 mL x g = 0.99g/mL.99g/mL PNH3 = 2. m amostra = 0. Uma amostra de KBr impuro pesando 523.100M requerida para precipitar o cloreto e dar um excesso de 10%.M.0.M.68% 4 . o P foi convertido para H3PO4.=290.O conteúdo de alumínio em uma liga é determinado gravimetricamente pela precipitação com 8-hidroxiquinolina para dar Al(C9H6ON)3.M.000g.35mL 5 .974) na amostra. pesou-se 5.Passo 4: Cálculo do volume de NH3: dxP g 100 volume de NH3 mL massa de NH3 1 mL 0.M.021g fornece 0. o precipitado foi convertido para Mg2P2O7(P. 8 .5mg de AgBr. Calcule a percentagem de cada composto halogênico na amostra. Calcule a percentagem de P(P. Os produtos (CO2.M.11%.2161g. Dissolveu-se em HCl e o H2S desprendido do sulfeto de ferro destilou-se e absorveu-se em uma solução de sal de cádmio.O cloreto em 0. Qual a pureza do KBr? R=98.904g de amostra e tratou-se da seguinte maneira.0.12g de amostra 95% pura de MgCl2 foi precipitado como AgCl. R= %C6H6Cl6 = 57. O resíduo foi tratado com HCl a quente.83) e C14H9Cl5 (P.=143.1mg é tratada com um excesso de AgNO3 e obtêm-se 814. R=1.99x2.73g 6 .3 1 mL volume de NH3 mL = 4. Ela é quantitativamente reduzida para prata metálica que pesa 1.112 volume de NH3 mL = 0. 7 . a .=30.7161g.=222. H2O e HCl) foram coletados através de uma solução de NaHCO3.3516g de amostra de um detergente fosfatado comercial foi calcinado para destruir a matéria orgânica.6H2O pela adição de Mg+2 seguido da adição de NH3. R=26.134g p/ AgBr e 0.92 mL 2 . Calcule o volume de uma solução de AgNO3 0.866g p/ AgCl.300g. qual a percentagem de alumínio na liga? R=1. Se uma amostra de 1. R=17.80% e %C14H9Cl5=42.Para determinar o conteúdo de enxofre (S) no ferro fundido. Calcule a massa de AgCl e AgBr na mistura original.49) foi calcinada em um tubo de quatzo com fluxo de oxigênio.3 100 volume de NH3 mL 0. Depois da acidificação o cloreto da solução na forma de AgCl (P.= 354. O fosfato foi precipitado como MgNH4PO4. Este resíduo pesou 0.99x2.32) pesou 0.57) pela calcinação a 1000oC.08% 3 .2795g de amostra de uma mistura orgânica contendo C6H6Cl6 (P.20% 9 .1862g de precipitado. Qual a massa da amostra que deve ser pesada para que a massa do precipitado seja igual a percentagem de cloreto na amostra? R=24.112x100 0.Uma mistura contendo somente AgCl e AgBr pesa 2. Depois de filtrado e lavado.O conteúdo de cloreto em uma amostra foi analisado pela precipitação e pesagem do cloreto de prata. Escreva a reação de precipitação do cloreto de prata. 10 .3243g.Em uma solução de sulfato de ferro (III) o ferro foi precipitado com amônia na forma de hidróxido de ferro (III) e calcinado.086g de massa e após sua solubilização e tratamento correspondente com dimetilglioxima (reagente de CHUGAEV) o níquel foi precipitado na forma de níquel-dimetilglioxima (NiC8H14O4N4).Para analisar uma solução de sulfato de alumínio tomou-se uma alíquota de 50 mL desta solução e se precipitou o sulfato na forma de sulfato de bário. Al2O3 e Fe2O3. Calcule o conteúdo de silício no precipitado inicial.1112g obteve-se 0. calcule a massa de cloreto e a %o (partes por mil) em 100 mL de solução.8378g de amostra de oxalato de cálcio é aquecido a 1000oC segundo a reação CaC2O4(s) CaO(s) + CO(g) + CO2(g).50% de S. foi tratado com uma mistura de ácidos fluorídrico e sulfúrico para eliminar o SiO2. R=0.2607g. O precipitado depois de seco pesou 0.Ao analisar uma porção pesada de apatita de 0. 5 . 7 . que determinou-se como BaSO4.0732g de CuO.CdS formado foi tratado com solução de CuSO4 em excesso e o precipitado de CuS obtido foi calcinado. Escreva as equações do processo e calcule: a) a massa de sulfato de Fe(III) na solução b) a massa de Fe(III) na solução. 8 .Em uma solução que contém íons cloreto. o cloreto foi precipitado na forma de cloreto de prata.3592g de uma amostra que contenha NaHCO3 e impurezas não voláteis é calcinada produzindo um resíduo de massa igual a 0.2136g.0.04% de Sb2S3 2 . A massa deste último foi de 0. 3 .2362g.9926g de precipitado [(NH4)3PO4.Que massa de nitrato de prata é necessária para converter 2. obtendo-se 0.A partir de uma porção pesada de aço especial com 1. ambas em um litro de solução. qual a percentagem de pureza da amostra? 10 . Depois do tratamento adequado todo o enxofre foi transformado em SO42-. calcule: a) O no de moles de óxido de cálcio remanescente depois da calcinação b) O no de milimoles de monóxido de carbono envolvido c) A massa de dióxido de carbono produzido . A massa do precipitado calcinado (óxido de ferro (III)) foi de 0.A elevadas temperaturas o NaHCO3 é convertido quantitativamente a carbonato de sódio segundo a reação: 2NaHCO3(s) Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g). Após a digestão o precipitado teve sua massa diminuída em 0.2640g. se 0. 4 . cujo peso foi de 0.3288g. R=84. Calcular a percentagem de Sb2S3 na amostra de antimonita analisada. Calcular : a) a massa de sulfato b) a massa de sulfato de alumínio com 18 moléculas de água.3300g de carbonato de sódio em carbonato de prata? Que massa de carbonato de prata é formada? 9 .Para analisar a antimonita (Sb2S3) pesou-se uma porção de 0. Calcule a % de níquel no aço analisado. Calcule a % de fósforo e de P2O5 nesta amostra.12MoO3].Um precipitado que contém SiO2.1562 g. por exemplo em uma solução de cloreto de potássio. cuja massa depois de seca foi de 0.1872g. 6 . Calcular a percentagem de enxofre no ferro fundido. 1798g. Uma alíquota desta solução foi titulada com NaOH 0.Calcule a massa de cloreto de prata produzido quando um fluxo de cloro (gás) é passado através de 0. 14 .293g de LiOH 90% puro? R = 35.Que massa de cloreto de bário dihidratado é necessário para reagir com 0.00 mL e o segundo ponto final (azul de bromotimol) ocorre em 50 mL (15.084 mg 4 .00 mL de solução de Na2CO3 0. Concentração = 0.0 mmol e H3PO4 = 1. R = HCl = 2.52 mL 3 . O precipitado foi filtrado e aquecido a 10000C para dar Al2O3 que pesou 0.1M e gastou-se na titulação 20 mL da base.Qual a normalidade de uma solução de HCl se para a titulação de 0.00 mL depois do primeiro ponto final). se para sua neutralização se utiliza de 22. Expresse o resultado em termos de % NH4Al(SO4)2. Se o conteúdo de sulfato nessas amostras é de 20 a 55%. lavado para eliminar o agente precipitante livre e calcinado até massa constante de 0. O precipitado foi filtrado.5 mmol 2 .O alumínio em 1200g de amostra impura de sulfato de amônio e alumínio foi precipitado com amônia aquosa na forma de Al2O3.831Kg/L e pureza = 94%) e diluiu-se para 1000 mL com água. Calcule a % de cloreto de mercúrio (I) na amostra. O primeiro ponto final (vermelho de metila) ocorre em 35.1946g de Na2CO3 quimicamente puro se utilizam 20.3408g.Qual o volume de H2SO4 0. Calcule o número de moles do HCl e H3PO4 presente na solução. R = 183.O mercúrio em 0.155 M que é necessário para titular 0.7152g de amostra foi precipitado com um excesso de ácido paraperiódico (H5IO6): 5Hg+2+2H5IO6 Hg5(IO6)2(s) + 10H+ .Uma mistura de HCl e H3PO4 é titulada com NaOH 0.11 . qual a mínima massa de amostra que deve ser pesada para produzir um precipitado com massa não inferior a 0.45 mL desta solução? .Qual deve ser a massa de HCl em miligrama contida em uma solução.Uma solução de H2SO4 foi preparada da seguinte maneira: mediu-se 5.1503g de: a) nitrato de prata (produzindo cloreto de prata)? b) sulfato de magnésio (produzindo sulfato de bário)? c) ácido fosfórico (produzindo fosfato de bário)? 12 .xH2O. reação: 2AgI(s) + Cl2(g) 2AgCl(s) + I2(g) 13 .1140M.3640g de iodeto de prata.3000g? Qual o máximo de massa de precipitado quando esta massa de amostra for considerada e quando o máximo de sulfato for obtido? CÁLCULOS SOBRE CONCEITOS BÁSICOS E TITRIMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO Exercícios propostos com respostas 1 .Uma série de amostras de sulfato foram analisadas pela precipitação como sulfato de bário.1 M. 15 .7mL do ácido concentrado (d=1. Qual o volume da alíquota usada e a concentração do ácido? R = V = 40 mL.1 M 5 . 49. Qual o volume em mL gasto na titulação? 80 – 50. 30 e 40 mL de HCl 0.4 e 20. 40. 60 e 70 mL de NaOH 0.0 mL de uma solução 0. 10.18N 6 . com um conteúdo de 70% de Fe2O3.Que porção de mineral.00 c) 21 mL R=11. 45.2N com 0. 55. 50 – Qual é o pH de uma solução contendo 0. 40mL-1.1 M de um ácido fraco HB cujo Ka = 1. 10.1 N. 5. 15.59 mL do ácido concentrado (d=1. Qual a concentração corrigida de HCl em normalidade? 70 – O ácido sulfúrico 0. 20.8. 10mL-9. 30 e 40 mL do titrante na titulação de 10mL de NH3 0. 20.103 N 9 .Calcule o pH de 0. 20mL-5.2 N com HCl 0. 20.1N? R = de 228. 20.9. Cite o nome de 3 indicadores que poderiam ser usados nesta titulação.187 g de hidróxido de alumínio 85% puro. se a 20 mL de solução de HCl 0.10 -5.2 N se adicionou as seguintes quantidades de solução de NaOH 0. 5mL-9. Uma solução de Na2CO3 0.1 N? R =0mL-11.00 M em formiato de sódio? 60 – Uma solução de HCl foi preparado da seguinte maneira: tomou-se 8.1 M. 20. Calcule o pH: a) a) antes de iniciar a titulação .6. Desta solução retirou-se uma alíquota de 20 mL que foi colocada em um erlenmeyer e padronizada com carbonato de sódio 0. 30mL-1. 30 – Calcule o pH e construa a curva de neutralização da titulação de 10 mL de tris(hidroximetil)aminometano 0.400 M em ácido fórmico e 1.9 e 20. 20.200N foi preparada e usada para titulação com o HCl.Qual a concentração real de uma solução de HCl 0.7 mL do carbonato no ponto de viragem. afim de depois de seu tratamento correspondente. é titulado com NaOH 0.2 N: a) 17 mL R= 1. P=36%) e diluiu-se para um litro com água destilada.20 N e algumas gotas de diclorofenosulfonftaleína como indicador gastando-se 20.1 M.1 M foi padronizada pela titulação com solução padrão de ácido sulfâmico (NH2SO3H).Calcular o pH de uma solução obtida durante a titulação.74.26.6. 50. se deve pesar para a análise.28.18 g/mL.79 b) 20 mL R= 7. Qual a massa em mg do ácido sulfâmico que deve ser adicionada para que se gaste um volume de 40 mL de NaOH? 20 – Calcule o pH e construa a curva de neutralização da titulação de 25 mL de ácido benzóico (C6H5COOH) com 0. 21.3mL no ponto de equivalência.21 mg LISTA DE EXERCÍCIOS SOBRE TITRIMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO – SEM RESPOSTA – 70 LISTA 10 – Uma solução de NaOH 0.9. para a titulação do Fe(II) se utilize de 20 a 30 mL de solução de KMnO4 0.69 8 . obtendo-se os seguintes volumes em três determinações: 20. 5.237 M foi titulado com 0.4 7 .22.1. R=0. 40 – Compare os gráficos das questões 2 e 3 e cite as principais diferenças entre os mesmos.R=0.14 a 342.1 N que foi padronizada da seguinte maneira: uma alíquota de 20 mL do ácido foi adicionada em um erlenmeyer e algumas gotas de indicador vermelho de clorofenol foi acrescentado. 19.1. 50. b) b) depois da adição de 20 mL do titrante c) c) no ponto de equivalência d) d) após a adição de 60 mL do titrante 0 – Calcule o pH de uma solução preparada pela mistura de 2 mL de uma 9 solução de uma ácido forte a pH = 3 e 3 Ml de uma base forte a pH = 10.10 N se utilizam para neutralizar a amônia preparada a partir de 0. 100 – Quantos mL de solução de HCl 0.11 N? .5000 g de uma substância que contém 4% de nitrogênio. de modo que para a titulação do excesso de HCl se utilizam 5 mL de uma solução de NaOH 0.
Report "Exercícios de Química Analítica Quantitativa (2)"