Exercícios de Química Analítica Quantitativa

1. 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 mME 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 C2O4

2- titulam 48,35 mL de KMnO4, 16,17 mL de KMnOn C2O4

2- = 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

amostra, pelo 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

pH no ponto de equivalência =7,0, uma vez que na titulação de ácido forte com base forte não se produz nenhuma partícula ácido/base com características diferentes do solvente, e portanto o pH é o pH do solvente puro,

Nota: Rigorosamente, o catião Na+ em solução aquosa é um ácido fraco, mas dado o seu elevado pKa (≈14,5) e baixa concentração (0,100 M) em relação à água (55,5 M), não afectará o pH da solução.

11.2 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% 0,100 M 25,00 mL = 25 mmol

Volume da solução = vH+ + vHO- = 25,00 mL + 99 % 25,00 mL= 49,75 mL

[H+] = 25 mmol / 49,75 mL = 5,025 * 10-4 M

pH = -log [H+] = 3,3

1% depois do volume equivalente:

n HO- restante= 1% n H+ inicial = 1% 0,100 M 25,00 mL = 25 mmol

Volume da solução = vH+ + vHO- = 25,00 mL + 101 % 25,00 mL= 50,25 mL

[HO-] = 25 mmol / 50,25 mL = 4,975 * 10-4 M

pHO = -log [HO-] = 3,3

pH =14 – pOH = 10,7

12.Titularam-se 20,00 mL de uma solução de ácido acético 0,1000 M com NaOH 5,000 * 10-2 M. Calcule:

12.1 o volume equivalente de NaOH

No ponto de equivalência,

nHO- adicionado = nCH3COOH presente inicialmente

[HO-] vHO- = [CH3COOH] vCH3COOH

0,05000 M vHO- = 0,1000 M * 20,00 mL

vHO- = 40,00 mL

12.2 o pH no início da titulação, no ponto de equivalência, 1% antes e 1% depois do ponto de equivalência e após a adição de 50,00 mL de NaOH.

No início da titulação, temos uma solução de ácido fraco

pH = 1/2 pKa -1/2 log [CH3COOH]

pH = 1/2 *4,76 -1/2 (-1)

pH =2,88

No ponto de equivalência, temos uma solução de base fraca:

pH = 7,00 +1/2 pKa +1/2 log [CH3COO-]

pH = 7,00 + 2,38 +1/2 log (0,0333)

pH = 8,64

1% antes ponto de equivalência:

pH = pKa + log ([CH3COO-]/[CH3COOH]

pH= 4,76 + log 99

pH = 6,76

1% depois do ponto de equivalência, o excesso de NaHO equivale a 0,02 mmol, num volume de 60,40 mL,

[HO-]= 0,02 mmol/60,40 mL = 3,31 * 10-4 M

pH = 14 - pOH =10,52

Após grande excesso (50,00 mL) de titulante, o excesso de NaOH é:

(50,00-40,00) *5,000* 10-2 M = 5,000 * 10-4 mol, num volume de 50,00+20,00 = 70,00 mL,

[HO-]= 0,5000 mmol / 70,00 mL = 7,14 * 10-3 M

pH = 14 - pOH =11,85

Os exercícios 13. a 16. resolvem-se de forma idêntica:

13.Titularam-se 25,00 mL de uma solução de ácido fórmico 0,1200 M com NaOH 0,1000 M. Calcule:

13.1 o volume equivalente de NaOH

13.2 o pH no início da titulação, no ponto de equivalência, 1% antes e 1% depois do ponto de equivalência e após a adição de 50,00 mL de NaOH.

14.Titularam-se 50,00 mL de NaCN 0,0500 M com HCl 0,1000 M. Calcule o pH depois da adição de 0.00 , 10.00, 25.00 e 26.00 mL de ácido.

15.Trace a curva de titulação de 10,00 mL de uma solução aquosa de ácido sulfúrico 0,1500 M com uma solução de NaOH 0,3000 M.

16. Esboce as seguintes curvas de titulação:

16.1 20,00 mL de amoníaco 0,1000 M com ácido clorídrico 0,1000 M.

16.2 25,00 mL de ácido maleico 0,1000 M com hidróxido de sódio 0,1000 M.

16.3 20,00 mL de fosfato de sódio 0,1000 M com ácido clorídrico 0,1000 M.

17.Analisou-se uma amostra de 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- ---> 2 NH3 + SO42-

NH3 + HCl --> NH4Cl + HClexcesso

HClexcesso + NaOH -->H2O + NaCl

O amoníaco formado por adição de uma base concentrada após digestão com H2SO4 foi destilado sobre 25,00 mL de HCl 0,04977 M. O excesso de HCl foi depois titulado por retorno com 3,97 mL de NaOH 0,04012 M. Calcule a percentagem de proteína na farinha.

Dados: 17,5% de N na proteína da farinha.

nHCl total = [HCl] vHCl = 0,04977 M * 25,00 mL = 1,244 mmol = nHCl gasto na reacção com o NH3  + nHClexcesso

nHClexcesso= nNaOH necessário para o titular = 3,97 mL * 0,04012 M = 0,1593 mmol

nNproteína = nNH3 formado = nHCl total – nHClexcesso = 1,244 mmol – 0,1593 mmol =1,085 mmol

mNproteína = 15,20 mg

mproteína = 15,20 mg/0,175 = 86,9 mg

A percentagem de proteína na farinha é portanto = 0,0869 g/ 0,7121 g = 12,2 %

18. Determine o título rigoroso de uma solução aquosa de HCl 0,04 M, sabendo que quando se titulam 50,00 mL do ácido se gastam 50,00 mL de uma solução preparada a partir de 0,3850 g de bórax (381,37 g/mol).

Na2[B4O5(HO)4]. 8H2O <-> 2 H3BO3 + 2 [B(HO)4]- + 2 Na+ + 3 H2O

[B(HO)4]- + H+ <-> H3BO3 + H2O

nbórax= mbórax/MM(bórax) = 0,3850 g / 381,37 g/mol = 1,0095 mmol

nHCl = 2* nbórax= 20,19 mmol

[HCl] = nHCl / vHCl =2,019 mmol / 50,00 mL = 0,04038 M

19. Uma solução de NaOH isenata de carbonatos tinha uma concentração 0,05118 M imediatamente depois de preparada. Exactamente 1,000 L desta solução foi exposto ao ar durante algum tempo e absorveu 0,1962 g de CO2. Calcule o erro relativo que terá lugar ao titular uma solução de ácido acético com esta solução contaminada,utilizando a fenolftaleína como indicador.

nCO2 = 0,1962 g / 44,010 g/mol = 4,458 mmol

nNaOHinicial= 1,000 L* 0,05118 M = 51,18 mmol

O ácido carbónico é diprótico, e reage por isso com o dobro da sua quantidade de NaOH,

[NaOH]final= nNaOHfinal / vNaOH = 51,18mmol – 2* 4,458 mmol /1,000 L = 0,04226 M,

O erro na titulação será 0,05118 / 0,04226 = 21,11%,

Exercícios sobre titulações de precipitação

20. Calcula a variação de pAg, entre 1% antes e 1% depois do ponto de equivalência, na titulação de 25,00 mL de uma solução de nitrato de prata 0,1000 M com uma solução equimolar de cloreto de sódio.

nAgNO3= [AgNO3] * vAgNO3

nAgNO3= 0,1000 M* 25,00 mL = 2,500 mmol

No ponto de equivalência, nNaCladicionado= nAgNO3inicial=2,500 mmol :

vNaCl=nNaCl/[NaCl]= 2,500 mmol/ 0,1000 M = 25,00 mL

1% antes ponto de equivalência:

nAg+= 1 % nAgNO3 inicial = 0,02500 mmol

v= 25,00 mL + 99% 25,00 mL = 49,75 mL

[Ag+]=0,02500 mmol/ 49,75 mL = 5,02 * 10-4 M

pAg = -log [Ag+]= -log 5,02 * 10-4 = 3,30

1% depois do ponto de equivalência, o excesso de NaCl equivale a 0,02500 mmol, num volume de 50,25 mL,

[Cl-]= 0,02500 mmol/50,25 mL = 4,98 * 10-4 M

Dado que o Kps(AgCl)= 1,8*10 -10, a concentração máxima de Ag+ possível na solução é:

[Ag+]= Kps(AgCl)/ [Cl-]= 1,8*10 -10/4,98 * 10-4 = 3,64* 10-7 M

pAg= 6,44

21. Determinou-se o teor em cloreto numa solução salina pelo método de Volhard. Uma alíquota de 10,00 mL foi tratada com 15,00 mL de uma solução padrão de AgNO3 0,1182 M. O excesso de prata foi titulado com uma solução padrão de KSCN 0,101 M, sendo necessário 2,38 mL para atingir o ponto de equivalência de Fe(SCN)2+. Calcule a concentração de cloreto na solução salina, em g/L.

nAg+excesso = nSCN-

adicionda= vSCN- *[SCN-] = 2,38 mL *0,101 M = 0,2404 mmol

nAg+inicial = vAgNO3 *[ AgNO3] = 15,00 mL * 0,1182 M = 1,773 mmol

nCl-= nAg+gasto = nAg+

inicial - nAg+excesso =1,773 mmol - 0,2404 mmol =

1,533 mmol

[Cl-] = 1,533 mmol / 10,00 mL = 0,1533 M

22. Titulou-se 25,00 mL de uma solução contendo 0,0311 M de Na2C2O4 com La(ClO4)3 0,0257 M, havendo a precipitação de oxalato de lantânio:

2 La3+ + 3 C2O42- -> La2(C2O4)3

22.1 Qual o volume de perclorato de lantânio necessário para atingir o ponto de equivalência?

nLa3+ = 2/3 nC2O42- = 2/3 [C2O4

2-] vC2O42- = 2/3 * 25,00 mL * 0,0311 M

= 0,5183 mmol

vLa3+ = nLa3+ / [La3+] = 0,5183 mmol / 0,0257 M = 20,17 mL

22.2 Qual o pLa3+ quando se adicionaram 10,00 mL de La(ClO4)3 ?

Em qualquer momento da titulação antes do ponto de equivalência,

nC2O42- = nC2O4

2-inicial - nC2O4

2-precipitado = nC2O4

2-inicial - 3/2 n La3+

adicionado

Após a adição de 10,00 mL de La(ClO4)3

nC2O42- = 25,00 mL * 0,0311 M  - 3/2 10,00 mL * 0,0257 M = 0,7775

mmol – 0,3855 mmol = 0,392 mmol

Como v=25,00 mL + 10,00 mL =35,00 mL , [C2O42-] = 0,392

mmol/35,00 mL =0,0112 M.

A quantidade de La3+ em solução é obtida através do produto de solubilidade do La2(C2O4)3:

Kps= [La3+] 2 [C2O42-]3

1,03 * 10-25 = [La3+] 2 (0,0112)3

[La3+]= 2.71 * 10-10 M

pLa3+ = -log [La3+] = 9.567

22.3 Determine o pLa3+ no ponto de equivalência.

No ponto de equivalência, a precipitação é quantitativa. Pode-se considerar que o La2(C2O4)3 em solução é o proveniente da dissolução do precipitado formado.

Kps= [La3+] 2 [C2O42-]3

Como C2O42-= 3/2 nLa3+, a expressão acima pode ser escrita :

1,03 * 10-25 = [La3+] 2  [3/2 La3+] 3

1,03 * 10-25 = [La3+] 2  [3/2 La3+] 3

1,03 * 10-25 = [La3+] 2  (3/2)3 [La3+] 3

[La3+]5=1,03 * 10-25 / (3/2)3

[La3+]5= 3,052 *10-26

[La3+]= 7,89 *10-6  M

pLa3+ = -log [La3+] = 5.103

 

22.4 Calcule o pLa3+ após a adição de 25,00 mL de La(ClO4)3

Após a adição de 25,00 mL de La(ClO4)3 já foi ultrapassado o ponto de equivalência. Portanto

nLa3+livre= nLa3+

adicionado –nLa3+precipitado= nLa3+

adicionado – 2/3 nC2O42- inicial

nLa3+livre= 25,00 mL * 0,0257 M – 2/3 0,7775 mmol = 0,1242 mmol

[La3+] = nLa3+livre /vtotal = 0,1242 mmol / (25,00 mL+25,00 mL) = 2,483

*10-3 M

pLa3+ = -log [La3+] = 2.605

 

23. 40,00 mL de uma mistura contendo 0,0502 KI e 0,0500 M de KCl foram titulados com AgNO3 0,0845 M.

23.1  Calcule a concentração de Ag+ no ponto de equivalência correspondente à titulação do iodeto em separado.

O AgI em solução no ponto de equivalência é o proveniente da dissolução do precipitado formado. Se a nossa solução não contiver o AgCl, e devido à estequiometria do sal, nAg+=nI- Portanto:

Kps= [Ag+][I-] =[Ag+][Ag+]

1,5* 10-16= [Ag+]2

[Ag+]=1,2*10-8 M

 

23.2 Demonstre que para a concentração de Ag+calculada no ponto anterior ocorre precipitação de Cl-.

Kps(AgCl)= 1,8 *10-10

Se o quociente da reacção for superior ao Kps, observar-se-á precipitação. È portanto conhecer a concentração de Cl-, que é diferente da inicial ( 0,0500 M) devido à variação de volume provocada pela adição de AgNO3 até à completa precipitação do I- : Este volume é calculado da seguinte forma.

No ponto de equivalência,

nAg+=nI-

vAg+ [Ag+] = vI- [I-]

vAg+ 0,0845 M = 40,00 mL 0,0502 M

vAg+ = 40,00 mL 0,0502 M = 23,76 mL

vtotal= 40,00 mL + 23,76 mL = 63,76 mL

e a concentração de Cl- será dada por:

civi=cfvf

0,0500 M * 40,00 mL= cf 63,76 mL

cf = 0,0314 M

Neste momento o quociente da reacção será [Ag+][Cl-] = 1,2*10-8 *0,0314 = 3,76*10-10 > Kps(AgCl). Logo ocorre precipitação de Cl-.

 

24 Qual o volume mínimo de nitrato de prata 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 0,2513 g?

A quantidade máxima de Cl- possivelmente presente na amostra é:

nCl-= nNaCl= mNaCl/MM(NaCl) =0,2513g/58,443= 4,300 mmol

E o volume necessário para a titular é:

vAgNO3 = nAgNO3 / [AgNO3] = 4,300 *10-3 / 0,09621 M = 44,69 mL

24.2 uma amostra de 0,3462 g que contém 74,52 % (p/p) de ZnCl2?

A quantidade de Cl- presente na amostra é:

nCl-= 2*nZnCl2=2*  mZnCl2/MM(ZnCl2) =2* 0,7452 * 0,3462/136,29= 3,786 mmol

Eo o volume necessário para a titular é:

vAgNO3 = nAgNO3 / [AgNO3] = 3,786 *10-3 / 0,09621 M = 39,35 mL

24.3 25,00 mL de AlCl3 0,01907 M?

A quantidade de Cl- presente na amostra é:

nCl-= 3*nAlCl3= 3* vAlCl3 [AlCl3] =3* 25,00 mL * 0,01907 M= 1,430 mmol

Eo o volume necessário para a titular é:

vAgNO3 = nAgNO3 / [AgNO3] = 1,430*10-3 / 0,09621 M = 14,87 mL

25. Na titulação, pelo método de Fajans, de uma amostra de 0,7908 g gastaram-se 45,32 mL de nitrato de prata 0,1046 M.

nCl-= nAg+ = nAgNO3 = [AgNO3] vAgNO3 = 0,1046 M * 45,32 mL = 4,740 mmol

25.1 Expresse os resultados como percentagem de Cl-

mCl- =  4,740 mmol * MM(Cl-) = 4,740 mmol *  35,453 =0,1681 g

A amostra tem 0,1681/0,7908 = 21,25 % Cl-

25.2 Expresse os resultados como percentagem de BaCl2∙2H2O

mBaCl2∙2H2O= nBaCl2∙2H2O * MM(BaCl2∙2H2O) = ½ * nCl-* MM(BaCl2∙2H2O) = ½ * 4,740 mmol * 244,27 = 0,5789 g

A amostra seria 0,5789 g/ 0,7908 g = 73,21 % BaCl2∙2H2O

25.3 Expresse os resultados como percentagem de ZnCl2∙2NH4Cl

mZnCl2∙2NH4Cl= nZnCl2∙2NH4Cl * MM(ZnCl2∙2NH4Cl) = 1/4 * nCl-* MM(ZnCl2∙2NH4Cl) = 1/4 * 4,740 mmol * 243,28 = 0,2883 g

A amostra seria 0,2883 g/ 0,7908 g = 36,46 % ZnCl2∙2NH4Cl

Exercícios resolvidos Exemplo 1: Determinação de ferro em solo 0,485g de uma amostra de solo contendo ferro (II) e (III), foi oxidada e o ferro (III) precipitado como óxido de ferro hidratado (Fe2O3

. xH2O). O precipitado depois de filtrado, lavado e calcinado pesou 0,248g, com o ferro na forma de óxido (Fe2O3). Qual o conteúdo de ferro(III) na amostra?

 Passo 1: Cálculo da massa de Fe+3 Dados do problema: m amostra = 0,485g m Fe2O3 = 0,248g PM Fe = 55,847g PM Fe2O3= 159,690g Reações: Amostra contendo

Fe+2 e Fe+3 + H+  Fe+3 + NH4OH   Fe2O3. 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 2 x PM Fe+3  1x PM Fe2O3 m Fe+3  m Fe2O3

mFe+3 =2x55,847x0,248                      159,690 mFe+3 = 0,173   Passo 2: Cálculo da % de Fe+3 na amostra. m amostra  100% m Fe+3  % Fe+3 0,485  100% 0,173  % Fe+3   % Fe+3=0,173x100         % Fe+3 = 35,67 %                    0,485  Exemplo 2: Cálculo da % de ferro pelo fator gravimétrico(F.G.) Tomando como base de cálculo os dados do Exemplo 1, calcule a % de ferro(III) na amostra de solo. Passo 1: Cálculo do fator gravimétrico F.G. = 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  ; b=1               Fe2O3  ; a=2 F.G = 55,847 x 2                    F.G.= 0,699           159,69    1 Passo 2: Cálculo da % de ferro (III) na amostra           % de analito ou seja a % Fe3+= massa do precipitado x F.G.x100                                                              massa da amostra % Fe3+ = 0,248 x 0,699 x 100                           0,485 % Fe3+ = 35,74%  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. O precipitado CaC2O4 é coletado em papel de filtro (este será convertido em CO2(gás) e H2O(vapor) pela ação oxidante do O2 atmosférico, sendo estes então eliminados), seco e aquecido até o rubro (calcinação). O processo converte o precipitado quantitativamente para óxido de cálcio (cal). O precipitado depois de calcinado é resfriado em dessecador e pesado. Usa-se um cadinho previamente aquecido, 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 . O precipitado foi filtrado, lavado e calcinado em cadinho com massa de 26,600g. A massa do cadinho, mais o precipitado calcinado (CaO PM=56,08g/mol) foi de 26,713g. Calcule a massa de cálcio (PM=40.08g/mol) por 100mL de amostra de água.

Passo 1: Cálculo da massa de CaO   (massa cadinho + massa precipitado) - massa do cadinho = massa de CaO                     26,713                          -          26,600        = 0,113g                                                                               mCaO = 0,113g             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 = 40,08x0,113    mCa = 0,081 g (massa do Ca em 200 mL de amostra)       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 = 0,081x100       x g = 0,041 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 0,99g/mL, pureza 2,3%) que é requerido para precipitação o ferro como Fe(OH)3 em 0,70g de amostra que contém 25% de Fe2O3. Dados do problema. m amostra = 0,70g % Fe2O3 amostra = 25% d NH3 = 0,99g/mL PNH3 = 2,3% Reação:

             Passo 2: Cálculo da massa Fe(OH)3

            Passo 3: Cálculo da massa de NH3.

            Passo 4: Cálculo do volume de NH3: 1 mL  dxP  g                100 volume de NH3 mL massa de NH3 1 mL  0,99x2,3                    100 volume de NH3 mL  0,112 volume de NH3 mL = 0,112x100                                              0,99x2,3             volume de NH3 mL = 4,92 mL

2 - O conteúdo de alumínio em uma liga é determinado gravimetricamente pela precipitação com 8-hidroxiquinolina para dar Al(C9H6ON)3. Se uma amostra de 1,021g fornece 0,1862g de precipitado, qual a percentagem de alumínio na liga? R=1,08%3 - Uma amostra de KBr impuro pesando 523,1mg é tratada com um excesso de AgNO3 e obtêm-se 814,5mg de AgBr. Qual a pureza do KBr? R=98,68%4 - O cloreto em 0,12g de amostra 95% pura de MgCl2 foi precipitado como AgCl. Calcule o volume de uma solução de AgNO3 0,100M requerida para precipitar o cloreto e dar um excesso de 10%. R=26,35mL 5 - O conteúdo de cloreto em uma amostra foi analisado pela precipitação e pesagem do cloreto de prata. Qual a massa da amostra que deve ser pesada para que a massa do precipitado seja igual a percentagem de cloreto na amostra? R=24,73g6 - Uma mistura contendo somente AgCl e AgBr pesa 2,000g. Ela é quantitativamente reduzida para prata metálica que pesa 1,300g. Calcule a massa de AgCl e AgBr na mistura original. R=1,134g p/ AgBr e 0,866g p/ AgCl. 7 - 0,3516g de amostra de um detergente fosfatado comercial foi calcinado para destruir a matéria orgânica. O resíduo foi tratado com HCl a quente, o P foi convertido para H3PO4. O fosfato foi precipitado como MgNH4PO4

.6H2O pela adição de Mg+2 seguido da adição de NH3. Depois de filtrado e lavado, o precipitado foi convertido para Mg2P2O7(P.M.=222,57) pela calcinação a 1000oC. Este resíduo pesou 0,2161g. Calcule a percentagem de P(P.M.=30,974) na amostra. R=17,11%.8 - 0,2795g de amostra de uma mistura orgânica contendo C6H6Cl6 (P.M.=290,83) e C14H9Cl5 (P.M.= 354,49) foi calcinada em um tubo de quatzo com fluxo de oxigênio. Os produtos (CO2, H2O e HCl) foram coletados através de uma solução de NaHCO3. Depois da acidificação o cloreto da solução na forma de AgCl (P.M.=143,32) pesou 0,7161g. Calcule a percentagem de cada composto halogênico na amostra. R= %C6H6Cl6 = 57,80%  e  %C14H9Cl5=42,20% 9 - Para determinar o conteúdo de enxofre (S) no ferro fundido, pesou-se 5,904g de amostra e tratou-se da seguinte maneira. Dissolveu-se em HCl e o H2S desprendido do sulfeto de ferro destilou-se e absorveu-se em uma solução de sal de cádmio, a CdS formado foi tratado com solução de CuSO4 em excesso e o precipitado de CuS obtido foi calcinado, obtendo-se 0,0732g de CuO. Calcular a percentagem de enxofre no ferro fundido. R=0,50% de S. 10 - Para analisar a antimonita (Sb2S3) pesou-se uma porção de 0,1872g. Depois do tratamento adequado todo o enxofre foi transformado em SO4

2-, que determinou-se como BaSO4, cujo peso foi de 0,3243g. Calcular a percentagem de Sb2S3 na amostra de antimonita analisada. R=84,04% de Sb2S3

2 - Em uma solução que contém íons cloreto, por exemplo em uma solução de cloreto de potássio, o cloreto foi precipitado na forma de cloreto de prata, cuja massa depois de seca foi de 0,1562 g. Escreva a reação de precipitação do cloreto de prata, calcule a massa de cloreto  e a %o (partes por mil) em 100 mL de solução. 3 - Em uma solução de sulfato de ferro (III) o ferro foi precipitado com amônia na forma de hidróxido de ferro (III) e calcinado. A massa do precipitado calcinado (óxido de ferro (III)) foi de 0,3288g. 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. 4 - 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. A massa deste último foi de 0,2640g. Calcular : a) a massa de sulfato b) a massa de sulfato de alumínio com 18 moléculas de água, ambas em um litro de solução. 5 - Um  precipitado que contém SiO2, Al2O3 e Fe2O3, foi tratado com uma mistura de ácidos fluorídrico e sulfúrico para eliminar o SiO2. Após a digestão o precipitado teve sua massa diminuída em 0,2607g. Calcule o conteúdo de silício no precipitado inicial. 6 - 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). O precipitado depois de seco pesou 0,2136g. Calcule a % de níquel no aço analisado. 7 - Ao analisar uma porção pesada de apatita de 0,1112g obteve-se 0,9926g de precipitado [(NH4)3PO4.12MoO3]. Calcule a % de fósforo e de P2O5

nesta amostra. 8 - Que massa de  nitrato de prata é necessária  para converter 2,3300g de carbonato de sódio em carbonato de prata? Que massa de carbonato de prata é formada? 9 - A elevadas temperaturas o NaHCO3 é convertido  quantitativamente a carbonato de sódio segundo a reação: 2NaHCO3(s)  Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g), se 0,3592g de uma amostra que contenha NaHCO3 e impurezas não voláteis é calcinada produzindo um resíduo de massa igual a 0,2362g, qual a percentagem de pureza da amostra? 10 - 0,8378g de amostra de oxalato de cálcio é aquecido a 1000oC segundo a reação CaC2O4(s)  CaO(s) + CO(g) + CO2(g), 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 - Que massa de cloreto de bário dihidratado é necessário para reagir com 0,1503g 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 - Calcule a massa de cloreto de prata produzido quando um fluxo de cloro (gás) é passado através de 0,3640g de iodeto de prata, reação: 2AgI(s) + Cl2(g)  2AgCl(s) + I2(g)

13 - O alumínio em 1200g de amostra impura de sulfato de amônio e alumínio foi precipitado com amônia aquosa na forma de Al2O3.xH2O. O precipitado foi filtrado e aquecido a 10000C para dar Al2O3 que pesou 0,1798g. Expresse o resultado em termos de % NH4Al(SO4)2. 14 - O mercúrio em 0,7152g de amostra foi precipitado com um excesso de ácido paraperiódico (H5IO6): 5Hg+2+2H5IO6  Hg5(IO6)2(s) + 10H+ . O precipitado foi filtrado, lavado para eliminar o agente precipitante livre e calcinado até massa constante de 0,3408g. Calcule a % de  cloreto de mercúrio (I) na amostra. 15 - Uma série de amostras de sulfato foram analisadas pela precipitação como sulfato de bário. Se o conteúdo de sulfato nessas amostras é de 20 a 55%, qual a mínima massa de amostra que deve ser pesada para produzir um precipitado com massa não inferior a 0,3000g? 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 mistura de HCl e H3PO4 é titulada com NaOH 0,1 M. O primeiro ponto final (vermelho de metila) ocorre em 35,00 mL e o segundo ponto final (azul de bromotimol) ocorre em 50 mL (15,00 mL depois do primeiro ponto final). Calcule o número de moles do HCl e H3PO4 presente na solução. R = HCl = 2,0 mmol  e H3PO4 = 1,5 mmol 2 - Qual o volume de H2SO4  0,155 M que é necessário para titular 0,293g de LiOH 90% puro? R = 35.52 mL 3 - Qual deve ser a massa de HCl em miligrama contida em uma solução, se para sua neutralização se utiliza de 22,00 mL de solução de Na2CO3 0,1140M. R = 183,084 mg 4 - Uma solução de H2SO4 foi preparada da seguinte maneira: mediu-se 5,7mL do ácido concentrado (d=1,831Kg/L e pureza = 94%) e diluiu-se para 1000 mL com água. Uma alíquota desta solução foi titulada com NaOH 0,1M e gastou-se na titulação 20 mL da base. Qual o volume da alíquota usada e a concentração do ácido? R = V = 40 mL; Concentração = 0,1 M 5 - Qual a normalidade de uma solução de HCl se para a titulação de 0,1946g de Na2CO3 quimicamente puro se utilizam 20,45 mL desta solução? R=0,18N

6 - Calcule o pH de 0; 5; 10; 20; 30 e 40 mL do titrante na titulação de 10mL de NH3 0,2 N com HCl 0,1 N? R =0mL-11,28; 5mL-9,74; 10mL-9,26; 20mL-5,22; 30mL-1,6; 40mL-1,4 7 - Calcular o pH de uma solução obtida durante a titulação, se a 20 mL de solução de HCl 0,2 N se adicionou as seguintes quantidades de solução de NaOH 0,2 N: a) 17 mL   R=  1,79 b) 20 mL   R=  7,00 c) 21 mL  R=11,69 8 - Qual a concentração real de uma solução de HCl 0,1 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. Uma solução de Na2CO3 0,200N foi preparada e usada para titulação com o HCl, obtendo-se os seguintes volumes em três determinações: 20,6; 20,9 e 20,3mL no ponto de equivalência. R=0,103 N 9 - Que porção de mineral, com um conteúdo de 70% de Fe2O3, se deve pesar para a análise, afim de depois de seu tratamento correspondente, para a titulação do Fe(II) se utilize de 20 a 30 mL de solução de KMnO4 0,1N? R = de 228,14 a 342,21 mg

LISTA DE EXERCÍCIOS SOBRE TITRIMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO – SEM RESPOSTA – 7 0 LISTA

 10 – Uma solução de NaOH 0,1 M foi padronizada pela titulação com solução padrão de ácido sulfâmico (NH2SO3H). 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; 20; 40; 45; 49,9; 50; 50,1; 55; 60 e 70 mL de NaOH 0,1 M.30 – Calcule o pH e construa a curva de neutralização da titulação de 10 mL de tris(hidroximetil)aminometano 0,2N com 0; 5; 10; 15; 19,9; 20; 20,1; 21; 30 e 40 mL de HCl 0,1 N. Cite o nome de 3 indicadores que poderiam ser usados nesta titulação.40 – Compare os gráficos das questões 2 e 3 e cite as principais diferenças entre os mesmos.50 – Qual é o pH de uma solução contendo 0,400 M em ácido fórmico e 1,00 M em formiato de sódio?60 – Uma solução de HCl foi preparado da seguinte maneira: tomou-se 8,59 mL do ácido concentrado (d=1,18 g/mL; P=36%) e diluiu-se para um litro com água destilada. Desta solução retirou-se uma alíquota de 20 mL que foi colocada em um erlenmeyer e padronizada com carbonato de sódio 0,20 N e algumas gotas de diclorofenosulfonftaleína como indicador gastando-se 20,8; 20,4 e 20,7 mL do carbonato no ponto de viragem. Qual a concentração corrigida de HCl em normalidade?70 – O ácido sulfúrico 0,237 M foi titulado com 0,187 g de hidróxido de alumínio 85% puro. Qual o volume em mL gasto na titulação?

80 – 50,0 mL de uma solução 0,1 M de um ácido fraco HB cujo Ka = 1.10-5, é titulado com NaOH 0,1 M. Calcule o pH:a) a)      antes de iniciar a titulaçãob) b)      depois da adição de 20 mL do titrantec) c)      no ponto de equivalênciad) d)      após a adição de 60 mL do titrante90 – 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 = 10.100 – Quantos mL de solução de HCl 0,10 N se utilizam para neutralizar a amônia preparada a partir de 0,5000 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 0,11 N?