QUÍMICA ANALÍTICA


Vamos supor que você deseja estimar o pH da água de seu aquário, utilizando alguns indicadores ácido-base. Ao realizar o teste, obtêm-se os seguintes resultados: Indicador Faixa de transição (pH) Cor Cor Observada Azul de bromotimol 6,0 - 7,6 Amarelo --> Azul Amarelo Vermelho de metila 4,8 - 6,0 Vermelho --> Amarelo Vermenlho Fenolftaleína incolor 8,0 - 10,0 Incolor --> Vermelho Incolor Alaranjado de Metila 3,2 - 4,4 Vermelho --> Amarelo Amarelo   Qual o pH estimado da amostra?

pH de 4,4 a 6,0.
pH de 6,0 a 10,0.
pH de 4,4 a 4,8.
pH de 3,2 a 4,8.
pH de 3,2 a 4,4.

Com o objetivo de determinar a concentração molar de uma solução aquosa de NaOH, um analista químico procedeu a titulação de 50 mL dessa solução com solução aquosa de H2SO4 0,10 molar, consumindo na equivalência, 25 mL do titulante. A concentração molar solução analisada, é:


0,20


0,05


0,25


0,10


0,15

A aspirina (ácido acetilsalicílico, massa molar = 180,16 g/mol), pode ser determinada analiticamente em um laboratório, mediante sua hidrólise com uma quantidade conhecida de um excesso de uma base forte, tal como o NaOH, fervendo-se por 10 minutos e depois titule a base remanescente com um ácido padrão.  (1 mol AAS – 2 mol NaOH)

Considerando que uma amostra de 0,2775 g foi originalmente pesada, e que 50,0 mL de uma solução aquosa de NaOH 0,100 mol/L foram usados no procedimento de hidrólise, e que 12,05 mL de uma solução de HCl 0,2000 mol/L foram necessários para titular o excesso de base, usando-se o vermelho de fenol como indicador, qual é a porcentagem aproximada de pureza da amostra?


84 %


75 %


99 %


62 %


50 %

Para se determinar a concentração de níquel bivalente em amostras ambientais podemos utilizar a volumetria de complexiométrica. Uma amostra de 100 mL que contém Ni2+ foi tratada com 50 mL de solução de EDTA 0,02 mol/L complexando todo Ni2+ da solução e deixando um excesso de EDTA na solução para posterior retrotitulação com um padrão de Zn2+ 0,05 mol/L. Na retrotitulação foram gastos 10 mL de solução padrão de Zn2+ até o ponto final da titulação. Determine a concentração de níquel na amostra e marque a alternativa correta.


[Ni2+]= 3,4 . 10-2 mol/L


[Ni2+]= 5,0 . 10-3 mol/L


[Ni2+]= 5,0 . 10-4 mol/L


[Ni2+]= 1,0 . 10-3 mol/L


[Ni2+]= 2,5 . 10-3 mol/L

As soluções de tiossulfato de sódio são padronizadas pesando-se e dissolvendo-se 250,0 mg de cobre metálico puro. Se a solução de cobre é tratada com excesso de KI e o iodo liberado requer 44,90 mL do titulante tiossulfato para atingir o ponto final, qual é a molaridade do tiossulfato de sódio? (Dado: Cu = 63,546 g/mol; I = 127 g/mol)

2 Cu2+ + 4I-  2 CuI(s) + I2

I2 + 2 S2O32-  2 I- + S4O62-


0,07691 mol/L


0,09353 mol/L


0,50432 mol/L


1,54278 mol/L


0,08764 mol/L

A titulação de 50mL de uma base forte com ácido forte 0,1mol/L, que reagem com estequiometria 1:1, pode ser representada através do gráfico, onde P.E. = ponto de equivalência.

 
 
 
Considerando a informação dada, assinale a alternativa correta.

A concentração da base é 1,0 mol/L.


A concentração da base é 0,05 mol/L.


A concentração da base é 0,01 mol/L.


O pH no P.E. é 12,0.


O pH da base é 12,7.

A análise volumétrica em meio aquoso se baseia, de maneira simplificada, na medição do volume de solução padrão (concentração conhecida) que reage estequiometricamente com uma espécie dissolvida em água, com o ponto final da titulação podendo ser identificado com o auxílio de um indicador que muda de cor no ponto final. Na análise de cloretos numa amostra de água, 50,0 mL de amostra necessitaram de 20,00 mL de solução 0,1000 mol/L de nitrato de prata, usando cromato como indicador do ponto final.

 

Ag+(aq) + Cl(aq)  →  AgCl(s)

Hidrólise salina é o processo em que íons provenientes de um sal reagem com a água. A palavra Hidrólise significa reação de decomposição de uma substância pela água. Calcule o pH de uma solução 0,2 mol/L de KBr Dados: Kw = 1x10-14.


14,0


10,5


7,0


9,8


2,85

Podem ocorrer situações de tamponamento de pH, desde valores mais baixos, de grande acidez com elevada concentração hidrogeniónica, [H3O+], até valores mais altos, de elevada alcalinidade com altas concentrações de íons hidroxilo, [OH-], passando por situações de acidez intermédia. Calcule o pH de uma solução tampão formada por metanoato de sódio 0,3 mol/L com ácido metanoico 0,3 mol/L. Dados: Ka = 1,8x10-4


2,35


10,25


3,74


11,25


8,40

Quando temos sais que ambos os íons hidrolisam, o pH depende do íon que hidrolisa em maior extensão. Sabemos isto olhando o Ka e Kb dos íons. Calcule o pH de uma solução 0,1 mol/L de cianeto de amônio (NH4CN. Dados: Ka HCN = 4,9x10-10, Kb NH3 = 1,8x10-5 e Kw = 1x10-14.


11,15


2,85


9,8


10,5


3,85

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