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 titulam n C2O42- = 16,17 / 48,35 * 1,063* 10-4 = 3,556 *10 -5 mol, 00 mL vHO. . Portanto: 2* [Ba(OH)2] * vBa(OH)2 + [NaOH] * vNaOH / (vBa(OH)2 + vNaOH) =0.50 M Supondo que os volumes são aditivos. Calcule 11. e portanto o pH é o pH do solvente puro.00 mL da amostra.é equivalente à quantidade de Ca2+ presente em 5. não afectará o pH da solução.00 mL de uma solução de HCl 0.80 M * vBa(OH) 2 + 15 mmol =0. No ponto de equivalência.30 M para obter uma solução 0. vtotal = vBa(OH)2 + vNaOH.00 *10-3 L = 7. e o pH da solução no ponto de equivalência.112 * 10 -3 M Exercícios sobre titulações de ácido-base 10. uma vez que na titulação de ácido forte com base forte não se produz nenhuma partícula ácido/base com características diferentes do solvente.1000 M * 25. mas dado o seu elevado pKa (≈14.1000 M com uma solução de NaOH 0.1 o volume equivalente. Nota: Rigorosamente. nHO.5 M).50 M 0.100 M) em relação à água (55.= 0.30 M * 50 mL / (vBa(OH)2 + 50 mL) =0.30 M * vBa(OH) 2 = 10 mmol vBa(OH) 2 = 33 mL 11 Titularam-se 20.? 2* nBa(OH)2 + nNaOH / vtotal = 0.556 *10 -5 / 5.50 M * vBa(OH)2 + 25 mmol 0.0.1000 M.= [H+] vH+ 0.1000 M vHO.adicionado = nH+ presente inicialmente [HO-] vHO.Esta quantidade de C2O42.= 25.5) e baixa concentração (0. o catião Na+ em solução aquosa é um ácido fraco. pelo que a concentração de Ca2+ nesta é: [Ca2+] = 3.00 mL pH no ponto de equivalência =7.80 M * vBa(OH) 2 + 0.50 M em HO. Que volume de Ba(OH)2 é necessário adicionar a 50 mL de NaOH 0.50 M 0. 00 mL vHO.1000 M * 20.= 0.25 mL [HO-] = 25 mmol / 50. No início da titulação.975 * 10-4 M pHO = -log [HO-] = 3.00 mL= 50.1 o volume equivalente de NaOH No ponto de equivalência.75 mL [H+] = 25 mmol / 49.100 M 25.00 mL 12. Calcule: 12.Titularam-se 20.= [CH3COOH] vCH3COOH 0. temos uma solução de ácido fraco pH = 1/2 pKa -1/2 log [CH3COOH] pH = 1/2 *4.2 o pH no início da titulação.00 mL = 25 mmol Volume da solução = vH+ + vHO.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% 0.00 mL = 25 mmol Volume da solução = vH+ + vHO.100 M 25.1000 M com NaOH 5.00 mL de uma solução de ácido acético 0. 1% antes e 1% depois do ponto de equivalência e após a adição de 50.3 pH =14 – pOH = 10.76 -1/2 (-1) .= 40.00 mL= 49.adicionado = nCH3COOH presente inicialmente [HO-] vHO.11.= 25.restante= 1% n H+ inicial = 1% 0.00 mL + 101 % 25.3 1% depois do volume equivalente: n HO.00 mL + 99 % 25. no ponto de equivalência.025 * 10-4 M pH = -log [H+] = 3.7 12.000 * 10-2 M.05000 M vHO.00 mL de NaOH.25 mL = 4. nHO.= 25.75 mL = 5. resolvem-se de forma idêntica: 13.Titularam-se 25.14 * 10-3 M pH = 14 .1200 M com NaOH 0. o excesso de NaHO equivale a 0. temos uma solução de base fraca: pH = 7.40 mL.00 mL = 7.00 mL.02 mmol/60.2 o pH no início da titulação.00 mL de uma solução de ácido fórmico 0.pOH =11.00) *5.31 * 10-4 M pH = 14 .38 +1/2 log (0.1000 M. [HO-]= 0. Calcule: 13. o excesso de NaOH é: (50.76 1% depois do ponto de equivalência.pH =2.52 Após grande excesso (50.0333) pH = 8.00 +1/2 pKa +1/2 log [CH3COO-] pH = 7. num volume de 50.000 * 10-4 mol. no ponto de equivalência.00 mL de NaOH.85 Os exercícios 13.88 No ponto de equivalência.76 + log 99 pH = 6.00+20.5000 mmol / 70.000* 10-2 M = 5.64 1% antes ponto de equivalência: pH = pKa + log ([CH3COO-]/[CH3COOH] pH= 4.1 o volume equivalente de NaOH 13.00 mL) de titulante. num volume de 60.00-40.40 mL = 3.00 + 2. . [HO-]= 0. a 16.pOH =10. 1% antes e 1% depois do ponto de equivalência e após a adição de 50.00 = 70.02 mmol. 1000 M.2 % .1000 M com ácido clorídrico 0.04012 M.1593 mmol nNproteína = nNH3 formado = nHCl total – nHClexcesso = 1.97 mL de NaOH 0.Analisou-se uma amostra de 0.0869 g/ 0. nHCl total = [HCl] vHCl = 0.1000 M.00 mL de NaCN 0.20 mg/0.00 mL de fosfato de sódio 0.00 mL de ácido.1000 M com ácido clorídrico 0. 16.085 mmol mNproteína = 15.00 .175 = 86.00 mL de HCl 0. 15.0500 M com HCl 0.9 mg A percentagem de proteína na farinha é portanto = 0.Trace a curva de titulação de 10.244 mmol = nHCl gasto na reacção com o NH3 + nHClexcesso nHClexcesso= nNaOH necessário para o titular = 3. Esboce as seguintes curvas de titulação: 16.5% de N na proteína da farinha. 16.1000 M.1000 M.2 25. 10.1 20.00 e 26. Calcule a percentagem de proteína na farinha.04977 M. O excesso de HCl foi depois titulado por retorno com 3.00 mL de ácido maleico 0.00 mL = 1.3000 M.20 mg mproteína = 15.7121 g = 12.1500 M com uma solução de NaOH 0.97 mL * 0.00 mL de uma solução aquosa de ácido sulfúrico 0.1593 mmol =1. Calcule o pH depois da adição de 0. 25. 17.14.04012 M = 0.Titularam-se 50.00 mL de amoníaco 0.04977 M * 25. Dados: 17.00.---> 2 NH3 + SO42NH3 + HCl --> NH4Cl + HClexcesso HClexcesso + NaOH -->H2O + NaCl O amoníaco formado por adição de uma base concentrada após digestão com H2SO4 foi destilado sobre 25. 16.1000 M com hidróxido de sódio 0.7121 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.3 20.244 mmol – 0. 05118 M = 51.458 mmol nNaOHinicial= 1.18 mmol O ácido carbónico é diprótico. entre 1% antes e 1% depois do ponto de equivalência.utilizando a fenolftaleína como indicador.458 mmol /1.010 g/mol = 4.019 mmol / 50.04226 M.1000 M com uma solução equimolar de cloreto de sódio.05118 / 0. Na2[B4O5(HO)4]. 8H2O <-> 2 H3BO3 + 2 [B(HO)4]. Exactamente 1.0095 mmol nHCl = 2* nbórax= 20. nNaCladicionado= nAgNO3inicial=2. nCO2 = 0.37 g/mol = 1.500 mmol : . nAgNO3= [AgNO3] * vAgNO3 nAgNO3= 0. sabendo que quando se titulam 50. Exercícios sobre titulações de precipitação 20.19 mmol [HCl] = nHCl / vHCl =2. Calcule o erro relativo que terá lugar ao titular uma solução de ácido acético com esta solução contaminada.11%.500 mmol No ponto de equivalência. e reage por isso com o dobro da sua quantidade de NaOH. Determine o título rigoroso de uma solução aquosa de HCl 0. [NaOH]final= nNaOHfinal / vNaOH = 51.00 mL = 2.1000 M* 25.000 L = 0.00 mL de uma solução de nitrato de prata 0.3850 g de bórax (381.1962 g de CO2.000 L* 0.00 mL do ácido se gastam 50.00 mL = 0.18mmol – 2* 4.+ H+ <-> H3BO3 + H2O nbórax= mbórax/MM(bórax) = 0.3850 g / 381.37 g/mol).04 M. Calcula a variação de pAg.18. O erro na titulação será 0. Uma solução de NaOH isenata de carbonatos tinha uma concentração 0. na titulação de 25.04038 M 19.1962 g / 44.+ 2 Na+ + 3 H2O [B(HO)4].04226 = 21.05118 M imediatamente depois de preparada.00 mL de uma solução preparada a partir de 0.000 L desta solução foi exposto ao ar durante algum tempo e absorveu 0. 02 * 10-4 M pAg = -log [Ag+]= -log 5.38 mL *0. Determinou-se o teor em cloreto numa solução salina pelo método de Volhard.02500 mmol.*[SCN-] = 2.00 mL foi tratada com 15.1182 M = 1. Uma alíquota de 10.98 * 10-4 = 3.02500 mmol/50. sendo necessário 2. nAg+excesso = nSCN-adicionda= vSCN.533 mmol [Cl-] = 1.00 mL + 99% 25.8*10 -10.1533 M 22. o excesso de NaCl equivale a 0.2404 mmol = 1.75 mL [Ag+]=0.00 mL de uma solução contendo 0.101 M = 0.75 mL = 5.44 21.500 mmol/ 0.vNaCl=nNaCl/[NaCl]= 2.nAg+excesso =1.02 * 10-4 = 3.00 mL = 49. O excesso de prata foi titulado com uma solução padrão de KSCN 0.0.00 mL de uma solução padrão de AgNO3 0. a concentração máxima de Ag+ possível na solução é: [Ag+]= Kps(AgCl)/ [Cl-]= 1.0311 M de Na2C2O4 com La(ClO4)3 0.02500 mmol v= 25.773 mmol nCl-= nAg+gasto = nAg+inicial .1 Qual o volume de perclorato de lantânio necessário para atingir o ponto de equivalência? . em g/L. [Cl-]= 0.38 mL para atingir o ponto de equivalência de Fe(SCN)2+.2404 mmol nAg+inicial = vAgNO3 *[ AgNO3] = 15.00 mL * 0. Calcule a concentração de cloreto na solução salina.-> La2(C2O4)3 22. Titulou-se 25. havendo a precipitação de oxalato de lantânio: 2 La3+ + 3 C2O42.8*10 -10/4.0257 M.101 M.00 mL 1% antes ponto de equivalência: nAg+= 1 % nAgNO3 inicial = 0. num volume de 50.1182 M.25 mL.30 1% depois do ponto de equivalência.1000 M = 25.02500 mmol/ 49.64* 10-7 M pAg= 6.773 mmol .25 mL = 4.00 mL = 0.533 mmol / 10.98 * 10-4 M Dado que o Kps(AgCl)= 1. 00 mL .2 Qual o pLa3+ quando se adicionaram 10.052 *10-26 [La3+]= 7.= nC2O42-inicial .03 * 10-25 = [La3+] 2 (3/2)3 [La3+] 3 [La3+]5=1.0311 M .5183 mmol vLa3+ = nLa3+ / [La3+] = 0.3855 mmol = 0. nC2O42.567 22.= 2/3 * 25.0257 M = 0.03 * 10-25 = [La3+] 2 (0. a expressão acima pode ser escrita : 1.= 25.5183 mmol / 0.17 mL 22. Pode-se considerar que o La2(C2O4)3 em solução é o proveniente da dissolução do precipitado formado.0311 M = 0. [C2O42-] = 0.00 mL =0.392 mmol Como v=25. Kps= [La3+] 2 [C2O42-]3 Como C2O42-= 3/2 nLa3+.71 * 10-10 M pLa3+ = -log [La3+] = 9.nLa3+ = 2/3 nC2O42. A quantidade de La3+ em solução é obtida através do produto de solubilidade do La2(C2O4)3: Kps= [La3+] 2 [C2O42-]3 1.0112 M.0257 M = 20.3/2 n La3+ adicionado Após a adição de 10.00 mL de La(ClO4)3 nC2O42.00 mL * 0.00 mL * 0.7775 mmol – 0.00 mL =35.00 mL de La(ClO4)3 ? Em qualquer momento da titulação antes do ponto de equivalência.03 * 10-25 / (3/2)3 [La3+]5= 3. No ponto de equivalência.3/2 10.03 * 10-25 = [La3+] 2 [3/2 La3+] 3 1.00 mL + 10.00 mL * 0.= 2/3 [C2O42-] vC2O42.nC2O42-precipitado = nC2O42-inicial .0112)3 [La3+]= 2.3 Determine o pLa3+ no ponto de equivalência. a precipitação é quantitativa.03 * 10-25 = [La3+] 2 [3/2 La3+] 3 1.392 mmol/35.89 *10-6 M . 605 23.inicial nLa3+livre= 25.0502 KI e 0.: Este volume é calculado da seguinte forma.0845 M = 40.00 mL) = 2.00 mL 0.00 mL * 0.00 mL de La(ClO4)3 Após a adição de 25.2*10-8 M 23. Se a nossa solução não contiver o AgCl.0500 M) devido à variação de volume provocada pela adição de AgNO3 até à completa precipitação do I.0502 M .4 Calcule o pLa3+ após a adição de 25.2 Demonstre que para a concentração de Ag+calculada no ponto anterior ocorre precipitação de Cl-.103 22.pLa3+ = -log [La3+] = 5.1 Calcule a concentração de Ag+ no ponto de equivalência correspondente à titulação do iodeto em separado. que é diferente da inicial ( 0. nAg+=nIPortanto: Kps= [Ag+][I-] =[Ag+][Ag+] 1.00 mL de uma mistura contendo 0.8 *10-10 Se o quociente da reacção for superior ao Kps.0500 M de KCl foram titulados com AgNO3 0.1242 mmol [La3+] = nLa3+livre /vtotal = 0.0257 M – 2/3 0. Portanto nLa3+livre= nLa3+adicionado –nLa3+precipitado= nLa3+adicionado – 2/3 nC2O42.00 mL de La(ClO4)3 já foi ultrapassado o ponto de equivalência.00 mL+25.7775 mmol = 0. Kps(AgCl)= 1. 40.5* 10-16= [Ag+]2 [Ag+]=1. e devido à estequiometria do sal.[I-] vAg+ 0. È portanto conhecer a concentração de Cl-. No ponto de equivalência. 23. observar-se-á precipitação.483 *10-3 M pLa3+ = -log [La3+] = 2. nAg+=nIvAg+ [Ag+] = vI. O AgI em solução no ponto de equivalência é o proveniente da dissolução do precipitado formado.1242 mmol / (25.0845 M. 00 mL * 0.possivelmente presente na amostra é: nCl-= nNaCl= mNaCl/MM(NaCl) =0.00 mL= cf 63.740 mmol .76 mL = 63.2513g/58.09621 M = 44.300 *10-3 / 0.76 mL vtotal= 40.00 mL 0.0502 M = 23.786 mmol Eo o volume necessário para a titular é: vAgNO3 = nAgNO3 / [AgNO3] = 3. de uma amostra de 0.presente na amostra é: nCl-= 2*nZnCl2=2* mZnCl2/MM(ZnCl2) =2* 0.0314 = 3.52 % (p/p) de ZnCl2? A quantidade de Cl.09621 M = 39.32 mL = 4.430 mmol Eo o volume necessário para a titular é: vAgNO3 = nAgNO3 / [AgNO3] = 1.3 25.00 mL + 23.09621 M necessário para assegurar que haja um excesso de iões prata na titulação de 24.2*10-8 *0.1 uma amostra impura de NaCl com uma massa de 0.00 mL de AlCl3 0.35 mL 24.69 mL 24.76*10-10 > Kps(AgCl).1046 M.300 mmol E o volume necessário para a titular é: vAgNO3 = nAgNO3 / [AgNO3] = 4.0314 M Neste momento o quociente da reacção será [Ag+][Cl-] = 1.29= 3.vAg+ = 40.443= 4.7908 g gastaram-se 45.7452 * 0.430*10-3 / 0.01907 M? A quantidade de Cl. nCl-= nAg+ = nAgNO3 = [AgNO3] vAgNO3 = 0.2 uma amostra de 0.87 mL 25.3462/136. 24 Qual o volume mínimo de nitrato de prata 0. Logo ocorre precipitação de Cl-.76 mL e a concentração de Cl.1046 M * 45.786 *10-3 / 0.09621 M = 14.0500 M * 40.3462 g que contém 74.presente na amostra é: nCl-= 3*nAlCl3= 3* vAlCl3 [AlCl3] =3* 25.01907 M= 1.será dada por: civi=cfvf 0. pelo método de Fajans. Na titulação.76 mL cf = 0.2513 g? A quantidade máxima de Cl.32 mL de nitrato de prata 0. 2 Expresse os resultados como percentagem de BaCl2∙2H2O mBaCl2∙2H2O= nBaCl2∙2H2O * MM(BaCl2∙2H2O) = ½ * nCl-* MM(BaCl2∙2H2O) = ½ * 4.1 Expresse os resultados como percentagem de ClmCl.1681 g A amostra tem 0. xH2O Fe2O3 (HNO3) (agente precipitante) (precipitado já calcinado) digestão oxidação Fe+2 a Fe+3 Cálculo da massa de Fe+3 2Fe+3 Fe2O3 2moles de Fe+3 1mol Fe2O3 +3 2 x PM Fe 1x PM Fe2O3 m Fe+3 m Fe2O3 mFe+3 =2x55.= 4.3 Expresse os resultados como percentagem de ZnCl2∙2NH4Cl mZnCl2∙2NH4Cl= nZnCl2∙2NH4Cl * MM(ZnCl2∙2NH4Cl) = 1/4 * nCl-* MM(ZnCl2∙2NH4Cl) = 1/4 * 4.485g de uma amostra de solo contendo ferro (II) e (III).1681/0.27 = 0.25 % Cl- 25.740 mmol * 35.740 mmol * 244. Qual o conteúdo de ferro(III) na amostra? Passo 1: Cálculo da massa de Fe+3 Dados do problema: m amostra = 0.740 mmol * 243.485g m Fe2O3 = 0.21 % BaCl2∙2H2O 25.248 mFe+3 159.5789 g A amostra seria 0.7908 = 21.690 = 0. xH2O).7908 g = 36. O precipitado depois de filtrado.248g PM Fe = 55.690g Reações: Amostra contendo Fe+2 e Fe+3 + H+ Fe+3 + NH4OH Fe2O3.2883 g A amostra seria 0. lavado e calcinado pesou 0. com o ferro na forma de óxido (Fe2O3).25.28 = 0.46 % ZnCl2∙2NH4Cl Exercícios resolvidos Exemplo 1: Determinação de ferro em solo 0.740 mmol * MM(Cl-) = 4. foi oxidada e o ferro (III) precipitado como óxido de ferro hidratado (Fe2O3.2883 g/ 0.847x0.5789 g/ 0.7908 g = 73.847g PM Fe2O3= 159.453 =0.248g.173 . 847 x 2 F. O processo converte o precipitado quantitativamente para óxido de cálcio (cal).G. Passo 1: Cálculo do fator gravimétrico F. Passo 1: Cálculo da massa de CaO (massa cadinho + massa precipitado) . mais o precipitado calcinado (CaO PM=56. calcule a % de ferro(III) na amostra de solo. = PM substância pretendida x a (No mol do elemento na substância pesada) PM substância pesada b (No mol do elemento na substância pretendida) a e b são índices que tornam o peso molecular (PM) do numerador e do denominador quimicamente equivalentes Fe+3 .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. a=2 F. O precipitado foi filtrado.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 = 40.08x0.248 x 0. m amostra 100% m Fe+3 % Fe+3 0.713 26.G.) Tomando como base de cálculo os dados do Exemplo 1. Calcule a massa de cálcio (PM=40.699 x 100 0.485 % Fe3+ = 35.Passo 2: Cálculo da % de Fe+3 na amostra. O precipitado CaC2O4 é coletado em papel de filtro (este será convertido em CO2(gás) e H2O(vapor) pela ação oxidante do O2 atmosférico.G.x100 massa da amostra 3+ % Fe = 0.= 0.G.713g. b=1 Fe2O3 . resfriado e pesado para a ignição do precipitado.08g/mol) por 100mL de amostra de água.08g/mol) foi de 26. lavado e calcinado em cadinho com massa de 26.600g.600 = 0.113 mCa = 0. O precipitado depois de calcinado é resfriado em dessecador e pesado.485 100% 0.massa do cadinho = massa de CaO 26. O cálcio em 200mL de amostra de água natural foi determinado pela precipitação do cátion como CaC2O4 . Usa-se um cadinho previamente aquecido.485 Exemplo 2: Cálculo da % de ferro pelo fator gravimétrico(F. A massa do cadinho. sendo estes então eliminados).G = 55.699 159.69 1 Passo 2: Cálculo da % de ferro (III) na amostra % de analito ou seja a % Fe3+= massa do precipitado x F.173 % Fe+3 +3 % Fe =0.113g mCaO = 0.67 % 0. seco e aquecido até o rubro (calcinação).081 g (massa do Ca em 200 mL de amostra) .173x100 % Fe+3 = 35. Passo 4: Cálculo do volume de NH3: . pureza 2.3%) que é requerido para precipitação o ferro como Fe(OH)3 em 0.99g/mL PNH3 = 2.041 g (massa de Ca em 100 mL de amostra) 200 Exemplo 4: Determinação do volume de precipitante requerido para a precipitação de determinado elemento. Calcule o volume (mL) de NH3 (densidade 0.56.08 Passo 3: Cálculo da massa de Ca em 100 mL de amostra mCa g 200 mL x g 100 mL x g = mCa x100mL 200 mL x g = 0.70g de amostra que contém 25% de Fe2O3. Dados do problema.70g % Fe2O3 amostra = 25% d NH3 = 0.081x100 x g = 0. m amostra = 0.3% Reação: Passo 2: Cálculo da massa Fe(OH)3 Passo 3: Cálculo da massa de NH3.99g/mL. 10 . Calcule o volume de uma solução de AgNO3 0. Calcular a percentagem de Sb2S3 na amostra de antimonita analisada.20% 9 .O conteúdo de cloreto em uma amostra foi analisado pela precipitação e pesagem do cloreto de prata. obtendo-se 0. Os produtos (CO2. 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.O conteúdo de alumínio em uma liga é determinado gravimetricamente pela precipitação com 8hidroxiquinolina para dar Al(C9H6ON)3.12g de amostra 95% pura de MgCl2 foi precipitado como AgCl. R=17.3 volume de NH3 mL = 4. Calcular a percentagem de enxofre no ferro fundido. o P foi convertido para H3PO4.112 volume de NH3 mL = 0. Depois de filtrado e lavado. Calcule a percentagem de P(P. O resíduo foi tratado com HCl a quente.6H2O pela adição de Mg+2 seguido da adição de NH3. R=84.866g p/ AgCl.32) pesou 0.2795g de amostra de uma mistura orgânica contendo C6H6Cl6 (P. pesou-se 5. Se uma amostra de 1.021g fornece 0.35mL 5 .73g 6 . Dissolveu-se em HCl e o H2S desprendido do sulfeto de ferro destilou-se e absorveu-se em uma solução de sal de cádmio.3516g de amostra de um detergente fosfatado comercial foi calcinado para destruir a matéria orgânica.100M requerida para precipitar o cloreto e dar um excesso de 10%. R=1.0.Uma amostra de KBr impuro pesando 523.Para analisar a antimonita (Sb2S3) pesou-se uma porção de 0. que determinou-se como BaSO4.M. Qual a pureza do KBr? R=98.99x2.5mg de AgBr.08% 3 .80% e %C14H9Cl5=42. R=0.92 mL 2 .Uma mistura contendo somente AgCl e AgBr pesa 2.57) pela calcinação a 1000oC.1 mL dxP g 100 volume de NH3 mL massa de NH3 1 mL 0.49) foi calcinada em um tubo de quatzo com fluxo de oxigênio.0. cujo peso foi de 0. o precipitado foi convertido para Mg2P2O7(P. R=26.000g.M. Depois da acidificação o cloreto da solução na forma de AgCl (P.1872g.3 100 volume de NH3 mL 0.974) na amostra.=222.83) e C14H9Cl5 (P.99x2. 8 . Este resíduo pesou 0.112x100 0.M.300g. H2O e HCl) foram coletados através de uma solução de NaHCO3. Calcule a percentagem de cada composto halogênico na amostra.= 354.=290.M.=30. R= %C6H6Cl6 = 57. O fosfato foi precipitado como MgNH4PO4.50% de S. Depois do tratamento adequado todo o enxofre foi transformado em SO42-. 7 .1862g de precipitado.O cloreto em 0. Calcule a massa de AgCl e AgBr na mistura original.134g p/ AgBr e 0. a CdS formado foi tratado com solução de CuSO4 em excesso e o precipitado de CuS obtido foi calcinado.Para determinar o conteúdo de enxofre (S) no ferro fundido. qual a percentagem de alumínio na liga? R=1.1mg é tratada com um excesso de AgNO3 e obtêm-se 814.11%.=143.904g de amostra e tratou-se da seguinte maneira.7161g.0732g de CuO. Ela é quantitativamente reduzida para prata metálica que pesa 1.M.04% de Sb2S3 .68% 4 .2161g.3243g. 2 .Ao analisar uma porção pesada de apatita de 0. cuja massa depois de seca foi de 0. Escreva a reação de precipitação do cloreto de prata.Que massa de cloreto de bário dihidratado é necessário para reagir com 0.8378g de amostra de oxalato de cálcio é aquecido a 1000oC segundo a reação CaC2O4(s) CaO(s) + CO(g) + CO2(g). Após a digestão o precipitado teve sua massa diminuída em 0.Que massa de nitrato de prata é necessária para converter 2. Calcule a % de fósforo e de P2O5 nesta amostra.3288g. por exemplo em uma solução de cloreto de potássio. lavado para eliminar o agente precipitante livre e calcinado até massa constante de 0. Expresse o resultado em termos de % NH4Al(SO4)2. calcule a massa de cloreto e a %o (partes por mil) em 100 mL de solução. 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. qual a percentagem de pureza da amostra? 10 . ambas em um litro de solução.Em uma solução que contém íons cloreto. 6 . Calcule o conteúdo de silício no precipitado inicial. 3 .9926g de precipitado [(NH4)3PO4.2607g.O alumínio em 1200g de amostra impura de sulfato de amônio e alumínio foi precipitado com amônia aquosa na forma de Al2O3.3592g de uma amostra que contenha NaHCO3 e impurezas não voláteis é calcinada produzindo um resíduo de massa igual a 0.2640g. foi tratado com uma mistura de ácidos fluorídrico e sulfúrico para eliminar o SiO2.0.12MoO3]. qual a mínima massa de amostra que deve ser pesada para produzir um precipitado com massa não inferior a 0. Calcule a % de cloreto de mercúrio (I) na amostra. se 0. 5 . 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 11 . reação: 2AgI(s) + Cl2(g) 2AgCl(s) + I2(g) 13 .Um precipitado que contém SiO2.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.1798g.3640g de iodeto de prata.O mercúrio em 0. 14 . O precipitado depois de seco pesou 0. 4 . o cloreto foi precipitado na forma de cloreto de prata. 8 .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 . Al2O3 e Fe2O3. Calcule a % de níquel no aço analisado.Calcule a massa de cloreto de prata produzido quando um fluxo de cloro (gás) é passado através de 0. O precipitado foi filtrado.Em uma solução de sulfato de ferro (III) o ferro foi precipitado com amônia na forma de hidróxido de ferro (III) e calcinado. Calcular : a) a massa de sulfato b) a massa de sulfato de alumínio com 18 moléculas de água.Uma série de amostras de sulfato foram analisadas pela precipitação como sulfato de bário.7152g de amostra foi precipitado com um excesso de ácido paraperiódico (H 5IO6): 5Hg+2+2H5IO6 Hg5(IO6)2(s) + 10H+ .A partir de uma porção pesada de aço especial com 1.086g de massa e após sua solubilização e tratamento correspondente com dimetilglioxima (reagente de CHUGAEV) o níquel foi precipitado na forma de níquel-dimetilglioxima (NiC8H14O4N4).3408g. 7 .3000g? Qual o máximo de massa de precipitado quando esta massa de amostra for considerada e quando o máximo de sulfato for obtido? . A massa deste último foi de 0. A massa do precipitado calcinado (óxido de ferro (III)) foi de 0. 15 .2136g.1562 g.1112g obteve-se 0.A elevadas temperaturas o NaHCO3 é convertido quantitativamente a carbonato de sódio segundo a reação: 2NaHCO3(s) Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g).3300g de carbonato de sódio em carbonato de prata? Que massa de carbonato de prata é formada? 9 .2362g. Se o conteúdo de sulfato nessas amostras é de 20 a 55%.xH2O. O precipitado foi filtrado e aquecido a 10000C para dar Al2O3 que pesou 0. Uma mistura de HCl e H3PO4 é titulada com NaOH 0. 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 0.00 mL de solução de Na2CO3 0. 30 – Calcule o pH e construa a curva de neutralização da titulação de 10 mL de tris(hidroximetil)aminometano 0.1 M foi padronizada pela titulação com solução padrão de ácido sulfâmico (NH2SO3H).Uma solução de H2SO4 foi preparada da seguinte maneira: mediu-se 5.155 M que é necessário para titular 0.14 a 342. 20. 15.293g de LiOH 90% puro? R = 35.6. se a 20 mL de solução de HCl 0.7mL do ácido concentrado (d=1.Que porção de mineral. 20.Qual a concentração real de uma solução de HCl 0. R = 183. 49. Qual o volume da alíquota usada e a concentração do ácido? R = V = 40 mL.831Kg/L e pureza = 94%) e diluiu-se para 1000 mL com água. .00 mL depois do primeiro ponto final).1 M. 20. 30 e 40 mL de HCl 0.26. 30mL-1.4 7 . 50. 19. 10.1N? R = de 228.103 N 9 . afim de depois de seu tratamento correspondente.00 c) 21 mL R=11. 20mL-5.18N 6 . se para sua neutralização se utiliza de 22.74.084 mg 4 .3mL no ponto de equivalência. Cite o nome de 3 indicadores que poderiam ser usados nesta titulação. 10. R = HCl = 2. 40.1 M. 55.9. 40 – Compare os gráficos das questões 2 e 3 e cite as principais diferenças entre os mesmos.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. O primeiro ponto final (vermelho de metila) ocorre em 35. 40mL-1.52 mL 3 .28.Calcule o pH de 0.2 N se adicionou as seguintes quantidades de solução de NaOH 0. Calcule o número de moles do HCl e H3PO4 presente na solução.Qual a normalidade de uma solução de HCl se para a titulação de 0.69 8 . obtendo-se os seguintes volumes em três determinações: 20. para a titulação do Fe(II) se utilize de 20 a 30 mL de solução de KMnO4 0. 5. 5.1 N? R =0mL-11. R=0.9. Concentração = 0.9 e 20.1 M 5 . 5mL-9. com um conteúdo de 70% de Fe2O3.2N com 0.79 b) 20 mL R= 7.Qual deve ser a massa de HCl em miligrama contida em uma solução.22.Calcular o pH de uma solução obtida durante a titulação. 10mL-9.CÁLCULOS SOBRE CONCEITOS BÁSICOS E TITRIMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO Exercícios propostos com respostas 1 . 50.1. Uma solução de Na2CO3 0. 20.6.0 mmol e H3PO4 = 1.2 N com HCl 0.21 mg LISTA DE EXERCÍCIOS SOBRE TITRIMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO – SEM RESPOSTA – 70 LISTA 10 – Uma solução de NaOH 0.00 mL e o segundo ponto final (azul de bromotimol) ocorre em 50 mL (15.45 mL desta solução? R=0.1M e gastou-se na titulação 20 mL da base.1140M. 20.200N foi preparada e usada para titulação com o HCl. 30 e 40 mL do titrante na titulação de 10mL de NH3 0. Uma alíquota desta solução foi titulada com NaOH 0. 21.Qual o volume de H2SO4 0.1.1946g de Na 2CO3 quimicamente puro se utilizam 20. se deve pesar para a análise.1 N. 45.5 mmol 2 . 60 e 70 mL de NaOH 0.2 N: a) 17 mL R= 1. 1 M de um ácido fraco HB cujo Ka = 1.10 -5. 20. 100 – Quantos mL de solução de HCl 0. Desta solução retirou-se uma alíquota de 20 mL que foi colocada em um erlenmeyer e padronizada com carbonato de sódio 0.10 N se utilizam para neutralizar a amônia preparada a partir de 0. é titulado com NaOH 0. de modo que para a titulação do excesso de HCl se utilizam 5 mL de uma solução de NaOH 0.187 g de hidróxido de alumínio 85% puro.8.18 g/mL.11 N? . P=36%) e diluiu-se para um litro com água destilada. Qual a concentração corrigida de HCl em normalidade? 70 – O ácido sulfúrico 0.4 e 20.00 M em formiato de sódio? 60 – Uma solução de HCl foi preparado da seguinte maneira: tomou-se 8.59 mL do ácido concentrado (d=1.237 M foi titulado com 0. Qual o volume em mL gasto na titulação? 80 – 50.0 mL de uma solução 0.7 mL do carbonato no ponto de viragem. Calcule o pH: a) a) antes de iniciar a titulação 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 90 – Calcule o pH de uma solução preparada pela mistura de 2 mL de uma solução de uma ácido forte a pH = 3 e 3 Ml de uma base forte a pH = 10.1 M.5000 g de uma substância que contém 4% de nitrogênio.400 M em ácido fórmico e 1.50 – Qual é o pH de uma solução contendo 0.20 N e algumas gotas de diclorofenosulfonftaleína como indicador gastando-se 20.
Report "Exercícios de Química Analítica Quantitativa"