Exercícios para P1 e P2

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QFL230 Noturno

- Das questões propostas: Escolha 15 conforme os assuntos ministrados e entregue (com os enunciados copiados a lápis ou a caneta) devidamente respondidas a lápis ou a caneta, nos dias de cada uma das provas (P1 e P2). Use folha de papel almaço. Exercícios entregues fora dos padrões recomendados não serão considerados. É imprescindível usar o seguinte cabeçalho: Aluno:___________________________________________________________ Laboratório:_____ Bancada ______ Armário _________ Número das Questões respondidas: ____;____; ____; ____; ____; ____; _____; ____; ____; _____; _____; _____;_____; ____; _____;. QFL230 - Lista de Exercícios Parte -1– Farmácia Noturno OBS.: Leia com atenção cada questão, em alguns casos será necessário procurar em livros os dados para a resolução. 01. Uma solução aquosa do ácido X apresenta os valores de densidade (d) e percentagem em peso (%p) conforme listado da tabela ao lado. Considerando: a) um litro de solução desse ácido calcule a sua concentração molar. b) o volume de 0,5 mL dessa solução do ácido X adicionado a 999,5 mL de água, calcule a concentração molar e o pH da solução obtida. c) que foram misturados 100 mL de solução aquosa de NaOH 0,1 mol/L à solução do item b, calcule a concentração molar e o pH da solução obtida.

3

Ácido X HCl HNO3

d (g/cm ) 1,19 1,4

%p 36,5 62

H2SO4 HAc

1,84 1,05

98 5

02. Qual a razão para certos cátions apresentarem coloração quando submetidos à chama? Qual a função do vidro de cobalto nesses testes? Considerando o espectro da luz visível como você explica esse fato? 03. Escreva as equações das reações envolvidas na obtenção do (Na+)3[Co(NO2)6]3- e a equação da reação deste com K+ ou NH4+ Explique porque meio não pode ser ácido ou alcalino. Há interferência por agentes redutores ou oxidantes? Explique como funciona o tampão HAc/Ac- nessas reações. 04. Responda equacionando: a) Uma amostra branca ao ser tratada com H2SO4 conc. não libera gases coloridos, mesmo sob aquecimento. Qual (is) ânion(s) pode(m) estar presente(s) nessa amostra? b) Uma amostra branca ao ser tratada com H2SO4 conc., após aquecimento, liberou vapores violáceos. Qual (is) ânion(s) pode(m) estar presente(s) nessa amostra? Equacione. 05. Calcule o Kps das espécies : a) CuCO3 sabendo que a solução saturada tem [Cu 2+] = 1,58x10-5 mol/L; b) Ag2S sabendo que a solução saturada tem [S2-] = 2,92x10-17 mol/L; c) Ca3(PO4)2 sabendo que a solução saturada tem [Ca2+] = 2,14x10-6 mol/L. 06. A partir dos valores de Kps determine a solubilidade molar das espécies: AgBr (3,2x10 -13); PbI2 (8,7x10-9); -36 Cu3(AsO4)2 (7,6x10 ). Para uma mesma concentração do cátion, qual deles precipita primeiro quando da adição do ânion? Porque? 07. Num laboratório foram encontrados cinco frascos sem rótulos dos seguintes sais na forma sólida: Na2CO3; BaSO4, Na2SO4, BaCO3 e (NH4)2CO3. Como rotulá-los corretamente? Quando possível equacione. 08. Explique o que se entende por solução tampão. Qual o meio e por que ele é importante no andamento da análise do grupo do carbonato de amônio quando se pretende: a) isolar o Mg 2+ dos outros cátions (porque ele não precipita como MgCO3 neste meio); b) precipitar o Ba2+ como BaCrO4. Em ambos os casos, forneça todas as equações de reação e o meio em que se trabalha. -

-

09. É possível identificar Br e I juntos num mesmo tubo de ensaio, sem fazer qualquer tipo de separação? Procure as explicações com base nos potenciais de redução dos pares X 2/2X-. 10. Calcule a [H+], [H2PO4-], [HPO42-] e [PO43-] em uma solução que é 0,0100 mol/L de H 3PO4. Os valores das constantes K1, K2 e K3 são, respectivamente, 7,52x10-3 , 6,23x10-8 e 4,5x10-13.

1

11. Por que na identificação de íons Cl- (com íons Ag+), deve-se acidular o meio antes de adicionar a solução de nitrato de prata? Por que o complexo [Ag(NH 3)2+] é destruído pelo HNO3? Justifique utilizando os equilíbrios envolvidos. Equacione. 12.

A partir dos valores de Kps, qual é a espécie mais solúvel? a) AgCl (1,8x10-10) ou AgI (1,5x10-16); b) AgCl (1,8x10-10) ou Ag2CrO4 ( 9,0x10-12). Justifique.

13. A partir dos valores de Kps, coloque em ordem crescente de insolubilidade os seguintes conjuntos de espécies (Justifique): a) BaCO3 (5x10-9); CdS (8x10-28); PbSO4 (6,3x10-7); AgCl (1,8x10-10); b) Cu(OH)2 (4,8x10-20); Ag2S (6x10-51); BaF2 (1,7x10-6); Ag2SO4 (1,5x10-5); c) CaF2 (3,9x10-11); CuBr (5.3x10-9); La(IO3)3 (7,4x10-14). 14. a) Equacione a reação do HCl com cada uma das seguintes espécies: a.1) Na2CO3; a.2) NaOH; a.3) NH3; a.4) PO43-; a.5) NaHCO3. b) Qual das soluções a seguir será mais ácida, ou seja, qual terá o menor valor de pH? Justifique . b.1) CH3COOH(aq) 0,10 mol L-1 ou HCl(aq) 0,10 mol L-1? b.2) NaCl(aq) 0,10 mol L-1 ou NH4Cl(aq) 0,10 mol L-1? b.3) ácido acetilsalicílico (pKa = 3,47) 0,10 mol L-1 ou ácido acético 0,10 mol L-1? 15. a) As reações de identificação de íons NO2- e NO3- com sulfato ferroso amoniacal podem ser efetuadas na presença de Ba2+ ou Sr2+ ou de íons CO32-? Equacione. b) Como identificar NO3- e/ou NO2- em soluções coloridas? c) Como diferenciar os sólidos brancos: NaNO3 e NaNO2? 16. a) Qual a prova específica para o íon SO42-? Como é possível diferenciá-lo do SO32-? b) Como separar Pb2+ de Ba2+ em uma mistura que os contem? Esboce um esquema de separação. E se nessa mistura também existir o Sr2+, é possível a separação de todos os íons? c) Como diferenciar os sólidos brancos: BaCl2, BaSO4, BaCO3, e PbSO4? 17. A massa de 9,9x10-3 g de CuCl2 é adicionada a 500 mL de uma solução de HCl 0,03 mol/L. Em seguida esta solução foi saturada com H2S. Pergunta-se: a) Qual a [Cu2+] na solução antes de se borbulhar o H 2S? b) Considerando apenas a solução clorídrica, qual a [S2-] na solução saturada com H2S? c) Haverá precipitação do CuS nessas condições? Dados: Uma solução saturada com H2S contém 0,1 mol/L dessa espécie; Massas molares: Cu...63,5; S...32; KpsCuS= 8x10-37; H2S (K1 = 1,0x10-7 ; K2 = 1,3x10-14) 18. a) A Ka do ácido fórmico, HCO2H, é igual a 1,77x10-4 a 25oC. Qual a % de ionização deste ácido para uma solução 0,1 mol/L. b)Calcule o grau de ionização () do HA (pKa = 3) numa solução aquosa 0,01 mol/L. Qual o pH da solução? c) Ao volume de 100 mL de HAc (Ka = 1,75x10 -5) 0,1 mol/L foram adicionados 10 mL de HCl 0,1 mol/L. Qual o pH da solução de HAc antes e após a adição do HCl? d) Ao volume de 100 mL de -5 NH4OH (Kb = 1,75x10 ) 0,1 mol/L foram adicionados 20 mL de NH4Cl 0,2 mol/L. Qual o pH da solução de NH4OH antes e após a adição do NH4Cl? 19. A 25°C, uma solução 0,0100 mol/L de amônia apresenta 4,1% de ionização. Calcule (a) a concentração dos -

-

íons OH e NH4+; (b) a concentração de amônia molecular; (c) a constante de ionização da amônia; (d) [OH ] após a adição de 0,0090 mol de NH4Cl a 1 L da solução acima, (e) [OH-] de uma solução preparada dissolvendo-se 0,010 mol de NH3 e 0,0050 mol de HCl por litro. 20. Por que íons NO2- e NH4+ interferem na identificação de NO3-, por redução deste último com Zn0 ou Alo em pó em meio OH-? Nestas condições, é possível eliminar as interferências ou é mais viável identificar NO 3-com sulfato de Ferro (II)? Equacione. 21. Esquematize a separação dos cátions: Ba 2+, Cr3+, Fe3+, Al3+, Ni2+ e Cu2+, iniciando o tratamento com solução de NaOH em excesso e H2O2. Após aquecimento, complementar a separação usando HCl, NH 4OH e H2SO4 como reagentes. 22. Usando apenas um reagente, como diferenciar as espécies: a) K + e NH4+; b) NO2- e NO3-; c) CO32- e SO42-, d) SO42- e SO32-; e) Ag+ e Pb2+; f) Zn2+ e Al3+; g) I- e Br-; 23. Para cada par de substâncias, encontre um reagente que dissolva:a) apenas uma delas; b) ambas; I) AgCl/Ag2CO3; II) Al(OH)3/Fe(OH)3; III) PbCl2/Hg 2Br2; IV) AgI/AgBr ;V) Zn(OH)2/Cr(OH)3 24. a) Calcule a extensão da hidrólise e o pH de uma solução 0,0010 mol/L de NH 4C2H3O2. O Ka do HC2H3O2 é -5 -5 1,75x10 e o Kb do NH3 é 1,75x10 . b) Calcule o pH das seguintes soluções: b.1) dissolução de 2,05 g de NaAc em 250 mL de água; b.2) Mistura de 100 mL de NaCN 0,1 mol/L com 50 mL de HCN 0,2 mol/L; b.3) dissolução de 26,6 g de Na2CO3 em 500 mL de H2O. Dados: HAc (Ka = 1,8x10-5); HCN (Ka = 6,2x10-10); H2CO3 (K2 = 4,7x10-11); Massas Molares: H...1; C...12; N...14; O...16; Na...23 25. a) O produto de solubilidade do Bi 2S3 é 1x10-97 e do HgS é 4x10-53. Qual é o mais insolúvel? Justifique. b) O

2

BiI3 tem solubilidade igual a 7,76 mg/L. Qual é o seu produto de solubilidade? 26. a) Qual é o pH de uma solução 0,0050 mol/L de Na2S? As constantes de ionização do H2S sãoK1 = 1,0x10-7 e K2=1,2x10-13. b) Qual é o pH de uma solução 0,010 mol/L de NaHCO 3? Os valores das constantes de ionização do H2CO3 são K1 = 4,3x10-7 e K2 = 5,61x10-11. 27. a) Calcule a concentração de S2- em pH 5 necessária para iniciar a pptação do ZnS a partir de uma solução 0,1 mol/L em Zn2+. b) Calcule o pH da solução para iniciar a precipitação de MnS e NiS considerando a concentração de 0,01 mol/L do cátion e que na solução é mantida constante a [H 2S] em 0,1 mol/L. 28. a) Numa amostra, sabe-se que existe Cl- e MnO4-. O que ocorre se esta amostra for aquecida após adição de + 2+ H . Equacione. b) porque a reação do C O com adição, gota a gota, de MnO -, em meio H , deve ser 2

4

4

executada a quente? Porque a reação se torna mais rápida à medida que o MnO 4- é adicionado? Equacione. 29. a) Tem-se uma solução 0,01 mol/L de Mg2+ na presença de NH4+ 0,1 mol/L e NH4OH 0,1 mol/L. Haverá formação de precipitado? E se a concentração de NH 4+ for 0,01 mol/L? Justifique. b) Como provar, experimentalmente, que a precipitação do Mg(OH) 2 é parcial quando se mistura Mg2+ e NH4OH. Equacione. 30. Proponha um método de separação para uma amostra constituída por Al3+, Fe3+, Ni2+ e Zn2+ dispondo, apenas, de NaOH e NH4OH. Como identificar os produtos após separação? 31. Tem-se soluções 0,1 mol/L de Mg2+ às quais são adicionadas quantidades diferentes de NH4OH de modo que o pH final das soluções seja 8, 10 e 12. Em que soluções haverá formação de precipitado? Qual será o precipitado formado? Em alguma destas soluções a precipitação será quantitativa, ou seja, a [Mg 2+] equilíbrio = 0,1% da [Mg2+] presente inicialmente? 32. a) Por que na oxidação de manganês a permanganato com PbO2(S), executa-se a reação em meio de HNO3 e não de HCl? Escreva as equações das reações envolvidas; b) Como se pode evitar a interferência de íons Fe(III) na prova de identificação de cobalto com tiocianato? 33. i) Uma solução contém 0,056 mol/L de NH4OH e 0,1 mol/L de NH4Cl. Qual o pH desta solução e como este variará se adicionarmos 0,001 mol/L de: a) NaOH e b) HCl? ii) Baseado nos valores de potenciais de redução, explique porque Cl reage com MnO4 . O meio deve ser ácido ou alcalino? Uma solução de MnO 4pode ser armazenada num recipiente de Zn 0. Em ambos os casos, justifique equacionando. Dados: E 0(Cl2/Cl-) = 1,36V; E0(MnO4-/Mn2+) = 1,51V; E0(Zn2+/Zn0) = -0,76V. 34. a) A partir dos valores de Kps, quantos mg de íons Pb 2+ estão em 250 mL de uma solução saturada de PbCO3 (Kps = 7,4x10-14); b) Se 5 g de Ca(OH)2 (Kps = 6,5x10-6) estão em 2 L de água formando uma solução saturada, quantos gramas de hidróxido não se dissolveram? 35. Construa um gráfico que mostre como varia o pH de 50 mL de solução de HAc (0,1 mol/L) por adições sucessivas (5 em 5 mL) de solução de NaOH 0,1 mol/L, até se atingir 60 mL da base adicionada. Coloque os dados numa Tabela e indique em quais casos ocorre formação de solução tampão? 36. Dissolvendo-se um sal em água, a solução pode se apresentar com caráter ácido, básico ou neutro. O que ocorre quando os sais como: Na2S e AlCl3 formam soluções aquosas? Como a dissolução de cada um deles pode ser favorecida? Equacione o que se processa quando as soluções acima forem misturadas. 37.

Balancear pelo método do íon-elétron as seguintes equações de reação: a) Mn2+ + PbO2(s) + ... b) H2SO4 + I-+ ... c) Cr3++ PbO2(s) + ...

MnO4- + Pb2+ + ... ; I2 + H2S + …: CrO42- + Pb2+ + ...;

d) H2O2 + MnO4- +...

Mn2++ O2 + ...;

e) CuS + NO3- + H+

Cu2+ + NO + S + H2O; f) NO2- + I- + H+

I2 + NO + H2O

-8

38. Qual o pH de uma solução de: a) HCl 1,0x10 mol/L; b) NaOH 0,0001 mol/L; c) NH4OH 1 mol/L; d) CH3COOH 0,01 mol/L. 39. Um sal branco, solúvel em água, quando aquecido libera um gás que reacende a brasa e um resíduo branco. Este resíduo branco dissolve-se em água, e forma um precipitado amarelo com Co(NO 2)63- e uma solução acastanhada quando é adicionado à uma solução ácida de Fe 2+. Qual é o sal? Equacione, indicando as cores dos produtos formados e justifique.

3

40. Calcule a concentração molar em íons OH- e H+quando são misturados 200 mL de solução aquosa de HCl que apresenta pH 1,3 com 300 mL de solução aquosa de NaOH que apresenta pH 12. 41. Qual o pH da solução resultante da mistura de 100 mL de HCl 0,1 mol/L com 100 mL de NH 4OH 0,1 mol/L? O que ocorre se a essa solução resultante for misturada a 200 mL de NH 4OH 0,05 mol/L? 42. Complete o quadro abaixo (equacione, explicando, pelo menos, a identificação de 2 cátions): Pb H 2O (  )

2+

Cu

2+ Zn2+ Ca2+ K + Ag+

HCl dil. H 2S NH OH 4 Na 2C2O 4

42 a) Íons NO3- tratados com Al0, em pó e em meio adequado, são reduzidos a um gás de cheiro característico, que ao ser borbulhado numa solução de sulfato cúprico forma um composto de adição A. Escreva as equações das reações processadas, devidamente balanceadas, as cores das espécies envolvidas e diga qual o meio adequado referido. b) Cu0 tratado com HNO3dil. libera um gás G incolor, que colore de acastanhada 2+ uma solução de Fe . Escreva as equações das reações devidamente acertada. 43

Considere as seguintes situações: a) 50 mL de HCl 0,1 mol/L e adições sucessivas de 5 em 5 mL de NaOH 0,1 mol/L até completar o volume total de 105 mL. b) 50 mL de HAc 0,1 mol/L e adições sucessivas de 5 em 5 mL de NaOH 0,1 mol/L até completar o volume total de 105 mL. c) 50 mL de NaAc 0,1 mol/L e adições sucessivas de 5 em 5 mL de HCl 0,1 mol/L até completar o volume total de 105 mL. OBS.:Faça os cálculos de pH da solução inicial e após as adições sucessivas de cada 5 mL do reagente.

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Como obter NH3 a partir de uma solução de NO3- utilizando Zno ou Alo? Como identificar a formação do produto? Qual a massa de metal necessária para obter um litro de solução de NH 4OH 0,1 mol/L? Equacione as reações envolvidas.

45

Equacione as reações de hidrólise das espécies:a) CO 32-, b) NH4+; c) Fe3+; d) Ac-? Qual o valor Kh?

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a) A solubilidade molar do MgF 2 é 1,2x10-3 mol/L em água pura à 25oC. Calcule a solubilidade molar do MgF 2 em solução de fluoreto de sódio 0,10 mol/L à 25 oC. b) O volume de 10 mL de AgNO3 0,22 mol/L são misturados com 10 mL de KCl 0,1 mol/L. Calcule a [Cl-] remanescente na solução em equilíbrio e a solubilidade do AgCl. Dados: Ks AgCl a 25oC...1,0x10-10

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Nitrato de prata sólido foi adicionado lentamente a uma solução que é 0,0010 M em NaCl, NaBr e NaI. a) Calcule a[Ag+] necessária para iniciar a precipitação de cada haleto de prata. b) Calcule a % de I- precipitado ao se atingir o Ks do AgBr. c) Calcule a % de I -e de Br- precipitados ao se atingir o Ks do AgCl. Apresente pelo menos dois esquemas para a separação desses haletos a partir da mistura mencionada.

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Uma solução tem [AgNO3] = 1,0x10-3 mol/L, [Ba(NO3)2] = 4,0x10-5 mol/L e [Sr(NO3)2] = 3,5x10-2 mol/L. Uma solução concentrada de Na2CO3 é adicionada lentamente. Qual é a [CO 32-] quando cada cátion (Ag+, Ba2+ e Sr2+): a) Começa a precipitar? b) está completamente prcipitado? c) Qual dos cátions está completamente separado dos outros por precipitação fracionada e qual não está?

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a) MgF2 é pouco solúvel em água, mas completamente solúvel em solução aquosa de ácido forte. Escreva os equilíbrio envolvidos na dissolução desse sal. Determine a constante de equilíbrio da reação. (K aHF = 6,6x10-4); b) Uma solução tem [Cd2+] = 0,10 mol/L e [Zn2+] = 0,10 mol/L. Qual pH deve ser mantido na solução para pecipitar apenas o CdS quando essa solução é saturada com H 2S, [H2S] = 0,1 mol/L?

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i) Sabe-se que:a) Al3+ forma hidroxi complexo com número de coordenação (N.C.) 4; b) Ni 2+ forma complexo com NH3 na proporção molar 1:6; b) Zn2+ forma complexo com OH- (N.C. = 4) e com NH3 (N.C.= 6); d) Fe3+ não forma hidroxi complexo e nem amin complexo. Proponha um esquema de separação para uma mistura dos nitratos de Ba2+; Ag+;Al3+; Ni2+; Zn2+ e Fe3+ usando apenas NH4OH, OH-, HCl e H2SO4. ii)Determine a solubilidade molar do iodeto de chumbo em água e após a adição de uma solução de KI 0,50 mol/L. KPS -9 (PbI2) = 7,9 x 10

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O íon Ca2+ forma precipitados com CO32- e C2O42- com valores de Ks aproximadamente iguais. Considerando [Ca2+] = 0,01 mol/L e [H2CO3] = [H2C2O4] = 0,1 mol/L justifique as diferenças de pH das soluções no momento em que: a) se inicia a precipitação do CaCO3 e do CaC2O4 b) a precipitação de ambos pode ser considerada

4

completa. Como separar esses dois ânions numa mistura em solução? Como proceder se eles estiveremna 2+ forma dos respectivos precipitados com Ca ? 52

Qual é a concentração de Cd2+ livre em um litro de solução preparada pela dissolução de 0,001 mol/L de Cd(NO3)2 em 1,5 mol de NH3? ( Kformação[Cd(NH3)4]2+ = 1,8x107 ).

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Encontre o pH e as concentrações do íons sulfito (SO 32-) em cada uma das seguintes soluções:a) H2SO3 0,05 mol/L ; b) NaHSO3 0,05 mol/L ; c) Na2SO3 0,05 mol/L(H2SO3... k1 = 1,7X10-2; k1 = 6,2X10-8)

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Uma solução contem Zn e Cu , ambos 0,02 mol/L. Se esta solução contiver 1 mol/L de H e H2S for borbulhado até que a solução fique saturada, pergunta-se: Ocorrerá precipitação? Ambos os íons metálicos serão quantitativamente precipitados? Dados: Keq do H2S = 1 x 10-22 ;Kps de ZnS = 1 x 10-22; Kps de CuS = 8x10-37

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Uma amostra sólida branca contem um ou mais dos seguintes sais: KBr, Cu(NO 3)2, Mg(NO3)2, NH4NO3, NaNO2, Ca(NO3)2, NaNO3, Ba(NO3)2, SrCl2 e K2CO3. A amostra é insolúvel em água mas dissolve-se totalmente em H2SO4 dil. Adicionando-se uma gota de solução diluída de KMnO 4 à amostra acidificada, esta torna-se púrpura (rósea). Se uma outra porção da solução acidificada com HCl é neutralizada com NH 4OH e depois se adiciona solução de (NH4)2CO3, não se observa precipitação. Nada é observado quando se adiciona solução de AgNO3 à solução proveniente da dissolução da amostra com HNO 3. A amostra sólida tratada com excesso de OH-e sob aquecimento não libera gás, porém se, também, for adicionado Al o (em pó) ocorre a liberação de um gás que forma névoas brancas na presença de HCl conc. Com base no exposto acima, discuta quais dos sais acima devem estar PRESENTES, AUSENTES ou são INDETERMINADOS. Escreva as equações de reação quando possível. Para os íons presentes monte um esquema que permita a separação dos mesmos.

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Para separar os cátions do grupo do carbonato de amônio um aluno necessitava preparar uma solução tampão com objetivo de isolar o Mg 2+ dos outros cátions. Para essa preparação ele partiu de 100 mL de uma solução aquosa de NH4Cl 0,2 mol/L e fez adições sucessivas de 25 mL de solução aquosa 0,2 mol/L de NaOH. Pergunta-se: i) Qual o pH da solução inicial de NH4Cl e após as adições de NaOH, tal que o volume total da solução seja: 125, 150, 175, 200 e 225 mL. ii) Em qual condição o tampão tem maior capacidade tamponante? Por quê ?iii) Em qual(is) condição(ões) da mistura acima o Mg 2+ pode precipitar junto com os outros cátions? Por quê? Dados: Kw = 10-14; Kb= 10-5.

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Uma forma de testar Br- é utilizar-se de H2SO4 concentrado. O resultado deste teste é o desprendimento de gás bromo (Br2) que tem coloração marrom avermelhada. Um teste semelhante a este, mas utilizando outro agente oxidante pode ser feito por meio do HNO 3 moderadamente concentrado (1:1) a quente, com formação também de Br2. Sabendo que há também desprendimento do gás incolor NO, pede-se: a) escreva as semireações de redução dos pares Br 2/Br- e NO3-/NO, indicando o E0 destes pares. b) faça o balanceamento da reação redox por meio do método elétron-íon.

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Tem-se uma solução de CuSO4 de concentração 5,00 X 10 mol L . Uma alíquota de 4,00 mL dessa solução foi adicionada em um erlenmeyer de 50 mL e o volume foi completado com água destilada até 20,00 mL. Determine: a) a concentração desta solução de CuSO 4. b) caso seja adicionada uma solução de NaOH 0,1 mol L-1, em qual pH haverá a formação de Cu(OH) 2 (precipitado de cor azul). Dado: KPS = 1,6x10-19. c) adiconando excesso de NaOH haverá formação de algum complexo de Cu 2+? Se sim, que complexo é este? d) caso a solução contendo o precipitado Cu(OH) 2 seja aquecida, haverá desidratação e formação de óxido de cobre(II). Escreva a equação de reação envolvida nesse processo.

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Determine se haverá precipitação de BaSO 4 ao se misturar 200 mL de Ba(NO3)2 0,2 mol L-1 e 100 mL de K2SO4 0,2 mol L-1. Qual concentração molar de todas as espécies presentes em solução? Dados: K PS = 9,2x10-11 (T = 25ºC).

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Considere os seguintes ácidos: HClO (ácido hipocloroso), HBrO (ácido hipobromoso) e HIO (ácido hipoiodoso). Dados: pKa = 7,53 (HClO), pKa = 8,69 (HBrO) e pKa = 10,64 (HIO); eletronegatividade do átomo X: HClO=3,2; HBrO=3,0; HIO=2,7. Discuta a correlação existente entre acidez e eletronegatividade.

61

Discuta, em termos de força de ácidos e bases, o comportamento dos sais Na 2CO3, NH4Cl e KNO3 quando -1 são colocados em água. Estime o pH das soluções de 0,15 mol L de cada sal.

62

Responda as seguintes questões: a) Qual a massa de NaHCO3 (massa molar 84,007) deve ser adicionada a 4,00 g de K2CO3 (massa molar 138,206) para ter um pH igual a 10,8 em 500 mL de solução? b) Qual será o pH se 100 mL de solução de HCl 0,10 mol/L forem adicionados à solução do item anterior? c) Qual o volume,

2+

2+

+

-3

-1

5

em mL, de HNO3 0,32 mol/L deve ser adicionado a 4,00 g de K2CO3 para se obter um pH igual a 10,0 em 250 mL de solução? 63

a) Sabendo que o pH de uma solução de o-cresol 0,01 mol/L é 6,05. Encontre o pKa para este ácido. b) Qual o pH da solução formada pela mistura de 50 mL de o-cresol 0,1 mol/L com 25 mL de NaOH 0,1 mol/L?

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Deseja-se separar 99% do Ca2+ presente em uma solução contendo Ca 2+ e Ce3+ 0,01 mol/L pela precipitação com oxalato (C2O42-). Dadas as constantes de solubilidade a seguir, determine se essa separação é possível. CaC2O4Ks = 1,3 x 10-8 ; Ce2(C2O4) Ks = 3,0 x 10-29

65

a) Qual a massa se La(IO3)3 irão se dissolver em 250,0 mL de uma solução de LiIO 3 0,05 mol/L? [Dados: Ks La(IO3)3 = 1,0 x 10

-11

]; b) Os compostos MeA e MeA2 apresentam exatamente o mesmo valor de

-21

produto de solubilidade (4x10 ). Qual dos compostos é o mais insolúvel? Justifique. 66

Uma solução de NH4OH foi preparada a partir da diluição de 0,75 mL do hidróxido concentrado, em balão volumétrico de 100,0 mL com água destilada. Qual é o pH desta solução sabendo-se que o hidróxido de amônio concentrado é 28 % p/p e sua densidade 0,900 g/cm3.

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a) O íon benzoato é a base conjugada do ácido benzóico. Uma solução de benzoato de sódio 0,02 mol/L tem pH 8,25. Qual é o pKb e a fração dissociada da base conjugada? b) Qual é o pH e a fração dissociada de uma solução de ácido benzóico 0,02 mol/L.

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Ao preparar 1 litro de solução tampão com uma concentração total de hidrogenocarbonato de sódio de 0,050 mol/L, quantos gramas de cada um dos componentes deveriam ser misturados supondo que a solução teria pH 7,45?

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Uma solução contém Ca a 0,050 mol/L e Ag 0,030 mol/L. É possível a precipitação de 99 % de um dos 2íons pela adição de SO4 , sem que ocorra a precipitação do outro íon metálico? b) Qual será a concentração de cálcio livre quando iniciar a precipitação do Ag 2SO4?

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O Au forma um complexo bastante estável com íons cianeto que é o Au(CN)2 . Esta característica é utilizada para recuperar ouro através da complexação.a) Qual a concentração necessária de cianeto para recuperar 5,0 g de ouro em 100 mL de uma solução? (massa molar do Au 197g/mol)b) Supondo que o CN- está sendo adicionado a partir de uma solução de HCl 1,0x10 -3 mol/L, qual seria a [H3O+] necessária para evitar a complexação? Discuta o resultado encontrado em termos da eficiência do processo de extração.

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Tem-se uma mistura de Fe3+ e Mg2+na concentração 0,01 mol/L de cada espécie. a) Qual a concentração molar de OH- necessária para iniciar a precipitação cada cátion? b) Qual pH deve ser mantido para que a precipitação possa ser considerada total para cada íon? c) Qual a concentração molar do cátion que precipita primeiro quando a precipitação do segundo cátion for iniciada? É possível a separação quantitativa desses -11 -39 cátions? Dados:Ks (Mg(OH)2 = 10 ; Fe(OH)3 = 10 ).

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A dissolução de uma espécie em um dado solvente ocorre com liberação ou absorção de calor. Explique detalhadamente. Exemplifique.

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Explique porque na adição de Na2CO3 sobre o Mg2+ pode ocorrer à precipitação do Mg 2(OH)2CO3? A formação dessa espécie é estequiométrica? Quando se mistura soluções 0,1 mol/L das espécie, qual precipitação é favorecida: do MgCO3 ou do Mg(OH)2?

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Foram misturados 0,1 mol de AgCl com 1 mols de NH 3 em um litro de solução. a) Qual a % de AgCl que ainda permanece no precipitado? b) Qual a [NH 3] necessária para a dissolução completa. Dados:Kf [Ag(NH3)2+] = 107 ; Ks (AgCl) = 10-10

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Na identificação de íons Ca2+, sob a forma de CaC2O4, areação é positiva com 0,001 mL de solução 0,001 mol/L de CaCl2. Calcular: a) o limite de identificação; b) a diluição limite para essa reação.

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A diluição limite para a reação: K++ HC4H4O6- KHC4H4O6 é igual a 1:1000. Qual a molaridade mínima de KCl para identificar o íon K+ por meio desta reação?

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Sobre a bancada do Laboratório de Química Analítica foram encontrados cinco frascos incolores sem rótulos contendo sais na forma sólida. Sabe-se que cada um pode conter apenas um dos seguintes sais: CuSO4, + PbSO4, BaSO4, Na2SO4 e NaNO2. Empregando apenas como reagentes H , OH , H2O, aquecimento e o bom senso, como proceder para rotulá-los corretamente cada frasco? Quando possível, escreva as equações das reações empregadas para a identificação dos sais.

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O íon CrO42- pode ser utilizado para identificação de excesso de Ag + numa suspensão aquosa de AgCl? Justifique baseado nos valores de Kps.

2+

+

+

-

6

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O que ocorre se a uma suspensão aquosa de AgBr forem feitas adições sucessivas de KI? Explique utilizando os valores Kps do AgI e AgBr. É possível dissolver AgCl ou AgBr ou AgI por adição de excesso do respectivo haleto presente no precipitado. Justifique equacionando.

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Como separar e identificar as espécies numa mistura formada por: BaSO 4; FeCl3; Mg(NO3)2; KCl; Ni(NO3)2.Monte o esquema de separação e escreva as equações das reações envolvidas.Não descreva procedimentos.

81 Para determinar a sensibilidade da reação do Fe 3+ com SCN- foi preparada uma solução contendo 1,0 g/L de Fe3+. Verificou-se que o teste não dá bons resultados quando a diluição ultrapassa 1000 vezes. Sabendo-se que o teste foi executado com 2 mL da solução de Fe 3+ diluída. Calcular a diluição limite (DL) e o limite de identificação (LI). 82 Estão apresentados vários materiais biológicos e as respectivas as faixas de pH. A partir do pH do ponto médio de cada faixa, calcule para cada material: I) a [H3O+]; II) o pOH; III) a [OH-]. a) Leite, pH 6,6 – 7,6 ; b) Fluido espinhal, pH 7,3 – 7,5 ; c) Saliva, pH 6,5 – 7,5 ; d) Urina, pH 4,8 – 8,4 e) Bile, pH 6,8 – 7,0 ; f) Fezes, pH 4,6 – 8,4 ; g) Plasma sanguíneo, pH 7,35 – 7,45 83 a) Considere 10,60 g de Na2CO3 dissolvidos 1 L de H2O destilada. Calcule o pH e a extensão da hidrólise. Dados: H2CO3 (K1 =4,3x10-7; K2 = 5,6x10-11).; b) Tem-se uma solução 0,005 mol/L do sal Na2A. Calcule o pH da solução e o grau de hidrólise ou extensão da hidrólise. Dados: Kw =10-14 ; constantes de ionização -7 de H2A K1 = 0,3 e K2 = 3,6x10 . 84 Em um balão volumétrico de 250 mL são misturados 25 mL de HAC 0,25 mol/L e 50 mL de NaOH 0,09 mol/L e em seguida o volume foi completado com água destilada. Calcule: o pH de cada uma das soluções antes da mistura e, também, da mistura antes e após a adição da H2O. 85 Calcule o pH de 25 mL de uma solução de NH4OH 0,2 mol/L. A essa solução foram adicionados volumes iguais e sucessivos de 10 em 10 mL de HCl 0,1 molL até atingir o volume total de 80 mL, calcule o valor de pH após cada adição do ácido.

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