Question

Com o intuito de conhecer a concentração de uma solução de ácido sulfúrico, um aluno transferiu 20,00 mL da

solução deste ácido para um erlenmeyer, adicionou duas gotas de fenolftaleína e titulou-a com uma solução de

hidróxido de potássio 0,315 mol/L. Nesta titulação foram utilizados 18,35 mL da base. Determine a concentração em

mol por litro da solução de ácido sulfúrico. Justifique o resultado obtido com os cálculos.

2. Para sua completa neutralização, uma amostra contendo 10,00 mL de vinagre foram utilizados durante a titulação

23,40 mL de uma solução que contém 0,225 mol/L de hidróxido de sódio. Supondo que o único componente ácido

do vinagre seja o ácido acético (CH3COOH), calcule a concentração em mol por litro e em gramas por litro do ácido

acético no vinagre. Sabendo que a densidade da solução de vinagre é 1,015 g/mL, determine a porcentagem de

ácido acético no vinagre. Justifique o resultado obtido com os cálculos.

3. Um laboratório recebeu uma amostra com 250,0 mL de solução aquosa de ácido fosfórico. Para determinar a

concentração do ácido titulou-se uma alíquota de 25,00 mL desta solução com solução padronizada de hidróxido de

sódio 0,1015 mol/L, utilizando fenolftaleína como indicador. Foram consumidos na titulação 22,40 mL da solução da

base. (a) Calcule a concentração em mol por litro da amostra de ácido. (b) Calcule a massa de ácido fosfórico

presente nos 250,0 mL de solução. Justifique o resultado obtido com os cálculos.

4. Para realizar a padronização de uma solução de hidróxido de potássio com concentração aproximadamente 0,1

mol/L, foram transferidos para um erlenmeyer 0,3200 g de biftalato de potássio dissolvidos em água e, a seguir,

adicionadas duas gotas de fenolfitaleína. Na titulação da solução obtida com a dissolução do padrão primário foram

consumidos 15,10 mL de solução titulante. Qual a concentração real da solução de hidróxido de potássio? Justifique

o resultado obtido com os cálculos.

5. (a) O ácido acético para uso em laboratórios é comercializado na forma de ácido acético glacial (~99,50%), assim

chamado porque em dias frios se solidifica com aspecto de gelo (ponto de fusão 17 ºC). Considerando o ácido

ácetico glacial 99,50% em peso, com densidade de 1,050 g/mL, qual a concentração em mol por litro e em grama

por litro do ácido acético na solução?

(b) Qual o volume de ácido acético glacial necessário para preparar 500,0 mL de solução aquosa com concentração

0,10 mol/L?

6. Com o intuito de preparar uma solução de cloreto de amônio 0,15 mol/L, um farmacêutico pesou uma

determinada massa do sal em balança analítica, transferiu para um balão volumétrico de 2000 mL de capacidade e

completou-o com água pura até atingir a marca do menisco.

a) Calcule a massa (com quatro casas decimais) de cloreto de amônio que o aluno pesou na balança analítica.

b) Transferindo-se 100 mL da solução preparada para um balão volumétrico com 500 mL de

Answer 1

Olá.

Vamos analisar as questões separadamente.

1) Com o intuito de conhecer a concentração de uma solução de ácido sulfúrico, um aluno transferiu 20,00 mL da solução deste ácido para um erlenmeyer, adicionou duas gotas de fenolftaleína e titulou-a com uma solução de hidróxido de potássio 0,315 mol/L. Nesta titulação foram utilizados 18,35 mL da base. Determine a concentração em mol por litro da solução de ácido sulfúrico. Justifique o resultado obtido com os cálculos.

Vamos primeiramente demonstrar a reação química que ocorre:

H₂SO₄    +    2 KOH    -->    K₂SO₄   +    2 H₂O

98 g               112 g

Através da reação balanceada, vemos que precisamos de 112 g de hidróxido de potássio para neutralizar 98 g de ácido sulfúrico. Foram utilizados 18,35 ml de solução de hidróxido de potássio 0,315 mol/L, que é equivalente a 35,28 g/L.

Assim, sabemos que em 1000 ml temos 35,28 g de hidróxido de potássio. Então, quando pegamos 18,35 ml da solução, teremos uma massa de 0,65 g.

Por regra de três, vamos calcular a quantidade de ácido neutralizada:

112    g KOH    ---    98 g H₂SO₄

0,65 g KOH    ---      X g H₂SO₄

112 X = 63,7

X = 0,57 g de H₂SO₄

Sabemos que essa massa estava contida em 20 ml da solução do ácido e sabemos também que 0,57 g de ácido sulfúrico é equivalente a 0,006 mol.

Assim, a concentração molar do ácido será: 0,006 / 0,002 = 3 mol/L

2) Para sua completa neutralização, uma amostra contendo 10,00 mL de vinagre foram utilizados durante a titulação 23,40 mL de uma solução que contém 0,225 mol/L de hidróxido de sódio. Supondo que o único componente ácido do vinagre seja o ácido acético (CH3COOH), calcule a concentração em mol por litro e em gramas por litro do ácido acético no vinagre. Sabendo que a densidade da solução de vinagre é 1,015 g/mL, determine a porcentagem de ácido acético no vinagre.

Vamos primeiramente demonstrar a reação química que ocorre:

CH₃COOH   +   NaOH    -->    CH₃COONa   +   H₂O

  60 g                  40 g

Através da reação balanceada, vemos que precisamos de 40 g de hidróxido de sódio para neutralizar 60 g de ácido acético. Foram utilizados 23,40 ml de solução de hidróxido de sódio 0,225 mol/L, que é equivalente a 9 g/L.

Assim, sabemos que em 1000 ml temos 9 g de hidróxido de sódio. Então, quando pegamos 23,40 ml da solução, teremos uma massa de 0,21 g.

Por regra de três, vamos calcular a quantidade de ácido neutralizada:

40    g NaOH    ---    60 g CH₃COOH

0,21  g NaOH    ---      X g CH₃COOH

40 X = 12,6

X = 0,32 g de CH₃COOH

Sabemos que essa massa estava contida em 10 ml da solução do ácido e sabemos também que 0,32 g de ácido acético é equivalente a 0,005 mol.

Assim, a concentração molar do ácido será: 0,005 / 0,001 =  5 mol/L

Agora, precisamos encontrar a % de ácido acético no vinagre. Sabemos que a densidade do vinagre é 1,015 g/ml, e utilizamos 10 ml do vinagre. Portanto, esse volume pesa 10,15 g. Sabemos ainda pelos dados acima que a massa de ácido acético presente no vinagre era de 0,32 g.

Assim:

%ácido = (0,32 / 10,15) * 100

%ácido = 3,15 % de ácido acético no vinagre

3)Um laboratório recebeu uma amostra com 250,0 mL de solução aquosa de ácido fosfórico. Para determinar a  concentração do ácido titulou-se uma alíquota de 25,00 mL desta solução com solução padronizada de hidróxido de  sódio 0,1015 mol/L, utilizando fenolftaleína como indicador. Foram consumidos na titulação 22,40 mL da solução da  base.

(a) Calcule a concentração em mol por litro da amostra de ácido.

Vamos primeiramente demonstrar a reação química que ocorre:

H₃PO₄  +   3 NaOH    -->    Na₃PO₄   +  3 H₂O

98 g           120 g

Através da reação balanceada, vemos que precisamos de 120 g de hidróxido de sódio para neutralizar 98 g de ácido fosfórico. Foram utilizados 22,40 ml de solução de hidróxido de sódio 0,1015 mol/L, que é equivalente a 4,06 g/L.

Assim, sabemos que em 1000 ml temos 4,06 g de hidróxido de sódio. Então, quando pegamos 22,40 ml da solução, teremos uma massa de 0,09 g.

Por regra de três, vamos calcular a quantidade de ácido neutralizada:

120    g NaOH    ---    98 g H₃PO₄

0,09  g NaOH    ---      X g H₃PO₄

120 X = 8,82

X = 0,0735 g de H₃PO₄

Sabemos que essa massa estava contida em 25 ml da solução do ácido e sabemos também que 0,0735 g de ácido fosfórico é equivalente a 0,00075 mol.

Assim, a concentração molar do ácido será: 0,00075 / 0,025 =  0,03 mol/L

(b) Calcule a massa de ácido fosfórico  presente nos 250,0 mL de solução. Justifique o resultado obtido com os cálculos.

Como vimos no item anterior, a concentração do ácido é 0,03 mol/L, que é equivalente a 2,94 g/L. Assim, sabemos que em 1000 ml temos 2,94 g de ácido fosfórico.

Por regra de três, temos que:

2,94 g H₃PO₄   ---   1000 ml

X     g H₃PO₄   ---     250 ml

1000 X = 735

X = 0,735 g de ácido presente nesse volume de 250 ml

Espero ter ajudado ;)