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LISTA 7 
VOLUMETRIA DE COMPLEXAÇÃO E REDOX 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXERCÍCIOS DA LISTA 7 – Professora Anna 
 
1) Sabendo que o valor da constante de formação efetiva do complexo Pb2+-EDTA em 
pH = 10,0 é 3,90 x 1017, calcule o valor de pPb em uma solução de Pb2+ 0,0250M 
(volume inicial = 20,0mL) após a adição de: a) 0,00mL b) 20,0mL c) 50,00mL 
d)60,0mL de uma solução 0,0100M de EDTA. 
 
2) Uma solução de EDTA é padronizada contra CaCO3 de alta pureza dissolvendo-se 
0,3982g do carbonato em HCl, ajustando-se o pH a 10 com um tampão e titulando 
com EDTA. Se 38,26mL da solução de EDTA foram gastos na titulação, qual será a 
molaridade do EDTA? 
 PM(CaCO3) = 100,09 
3) Determinou-se cálcio no leite em pó partindo de 1,50g da amostra e titulando-se 
com solução de EDTA, gastando-se 12,1mL. O EDTA foi padronizado titulando 
10,0mL de uma solução de Zn2+ preparada por dissolução de 0,632g de Zn em 
ácido e diluindo a 1 litro. Gastou-se 10,8mL de EDTA nesta titulação. Calcular a 
concentração de Ca2+ no leite em ppm. 
PA(Zn) = 65,37 PA(Ca) = 40,08 
 
4) Uma alíquota de 25,00mL de solução Ni2+ foi tratada com 25,00mL de EDTA 
0,0528M em pH = 5,5. O EDTA residual foi titulado com uma solução de Zn2+ 
0,0230M, usando-se laranja de xilenol como indicador, gastando-se 17,61mL. 
Calcular a concentração de Ni2+ em molaridade. 
 
5) Uma amostra de N2H4 pesando 1,4286g foi dissolvida em água e diluída a 1 litro 
em balão volumétrico. Uma alíquota de 50,00mL foi titulada com solução padrão 
de I2, gastando 42,41mL. A solução de I2 foi previamente padronizada usando-se 
como padrão primário, As2O3. Pesou-se 0,4123g de As2O3, dissolvendo-se em 
pequena quantidade de NaOH. A titulação consumiu 40,28mL da solução de I2. 
Calcular a pureza da amostra de N2H4 em %(p/p). 
DADOS: 
As2O3 + 6OH
- ⇌ 2AsO3
3- + 2H2O 
AsO3
3- + I2 + H2O ⇌ AsO4
3- + 2I- + 2H+ 
N2H4 + 2I2 ⇌ N2 + 4H
+ + 4I- 
PM(N2H4) = 32,045 PM(As2O3) = 197,85 
 
 
 
 
6) 0,2000g de uma mistura contendo cobre é analisada iodometricamente. 
Calcular a porcentagem de cobre na amostra sabendo que 20,00mL de S2O3
2- 
0,1000M são gastos na titulação do iodo liberado. 
Dados: 
2Cu2++ 4I- → 2CuI + I2 
I2 + 2S2O3
2- ⇌ 2I- + S4O6
2- 
PM(Cu) = 63,54 
 
7) Calcular o potencial da solução para a titulação de 25,00mL de Fe2+ 0,0200M 
com K2Cr2O7 0,0166M, para a adição de 0,10mL e 5,20mL de titulante. 
Dados: 
Fe3+ + e- ⇌ Fe2+ E0f = 0,68V ( H+ = 1,00M) 
Cr2O7
2- + 14H+ + 6e- ⇌ 2Cr3+ 7H2O E
0 = 1,33V 
 
8) Na determinação da concentração de uma amostra de água oxigenada 
comercial 10 volumes (rótulo), transferiram-se 25,00mL da amostra para balão 
volumétrico de 250mL. Uma alíquota de 25,00mL da amostra foi transferida 
para erlenmeyer, acidificada com H2SO4 20% e titulada com KMnO4 0,0260M, 
gastando 32,50mL. Calcular a concentração de H2O2 no produto comercial 
analisado em termos de: 
a) ‘volumes’ 
b) molaridade 
c) gramas/litro 
d) percentual (p/v) 
Dados: 
O2 + 2H
+ + 2e- ⇌ H2O2 E
0 = 0,682V 
MnO4
- + 8H+ + 5e- ⇌ Mn2+ 4H2O E
0 = 1,51V 
H2O2 ⇌ H2O2 
PM(H2O2) = 34,02 
9) Uma amostra da calcáreo pesando 400mg foi dissolvida em ácido e trtada com 
excesso de Na2C2O4. A solução foi alcalinizada e o precipitado de CaC2O4 foi 
filtrado, lavado e redissolvido em ácido diluído. A solução gastou 14,1mL de 
KMnO4 0,00865M para titulação. Qual é a porcentagem de cálcio no calcáreo? 
Dados: 
MnO4
- + 8H+ + 5e- ⇌ Mn2+ 4H2O 
2CO2(g) + 2H
+ + 2e- ⇌ H2C2O4 
PM(Ca) = 40,1 
 
 
 
10) O conteúdo de cromo numa amostra de minério pesando 0,2200g é oxidado a 
cromato com Na2O2. A solução é acidificada e tratada com 0,7642g de FeSO4. O 
excesso de Fe2+ requer 9,74mL de K2Cr2O7 1,67x10
-2M para titulação. Calcular a 
porcentagem do Cr2O3 na amostra. 
Dados: 
2CrO4
2- + 2H+ ⇌ Cr2O7
2- + H2O 
Fe3+ + e- ⇌ Fe2+ 
Cr2O7
2- + 14H+ + 6e- ⇌ 2Cr3+ 7H2O 
PA(Cr) = 51,996 
PM(Cr2O3) = 151,99 
PM(FeSO4) = 151,90 
11) O pó alvejante, Ca(ClO)Cl, reage com iodeto em meio ácido, liberando I2: 
ClO- + 2I- + 2H+ ⇌ I2 + Cl
- + H2O 
Quantos mL de Na2S2O3 0,060M são necessários para titular o I2 liberado por 
uma amostra de pó alvejante pesando 0,6620g que contém 10,72% de Cl? 
Dados: 
I2 + 2S2O3
2- ⇌ 2I- + S4O6
2- 
PM(Cl) = 35,45 
PM(Ca(ClO)Cl) = 126,98 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUESTÃO 1 
A) Nesse ponto, não há adição de EDTA e a concentração de Pb2+é 0,0250 mol.L-1. 
Portanto, 
6,10250,0log]log[ 2  PbpPb
 
pPb = 1,6 
B) Vamos calcular a nova concentração inicialmente de Pb2+ e EDTA. 
1
11
2 .0125,0
0,40
.0250,00,20
0,200,20
.0250,00,20
][ 

 




 Lmol
mL
LmolmL
mLmL
LmolmL
Pb
 
1
11
.0050,0
0,40
.0100,00,20
0,200,20
.0100,00,20
][ 






 Lmol
mL
LmolmL
mLmL
LmolmL
EDTA
 
Observamos, nos valores acima, que há excesso de Pb2+. Assim, pela reação: 
1 Pb2+ + 1 EDTA ⇌ 1 complexo(EDTA-Pb2+) 
A constante de formação é relativamente alta, então podemos dizer que todo EDTA 
adicionado consumiu a mesma quantidade de chumbo (reação completa). Portanto, 
11122 .0075,0.0050,0.0125,0][][][   LmolLmolLmolPbEDTAPb Efetiva
12,20075,0log]log[ 2  PbpPb
 
pPb = 2,12 
C) Novamente, calcularemos a concentração das espécies inicialmente. 
1
11
2 .0071,0
0,70
.0250,00,20
0,500,20
.0250,00,20
][ 

 




 Lmol
mL
LmolmL
mLmL
LmolmL
Pb
 
1
11
.0071,0
0,70
.0100,00,50
0,500,20
.0100,00,50
][ 






 Lmol
mL
LmolmL
mLmL
LmolmL
EDTA
 
Nesse ponto, as espécies estão em quantidade estequiométrica. Logo, acabamos 
de identificar o PE da reação. 
Primeiramente, ocorre a reação EDTA/Pb2+. Assim como no item anterior, a altíssimo 
valor da constante de equilíbrio nos leva a reação completa, na qual há consumo total 
de ambas as espécies. 
 
EDTA Pb2+ Complexo (EDTA/Pb) 
Inicial 0,0071 0,0071 0 
Reação -0,0071 -0,0071 +0,0071 
Final 0 0 0,0071 
Para calcular a concentração efetiva de Pb2+, consideramos o equilíbrio do complexo 
formado com as espécies. Logo, 
 
 
Complexo (EDTA/Pb) ⇌ EDTA + Pb2+ 
 
Complexo (EDTA/Pb) Pb2+ EDTA 
Inicial 0,0071 0 0 
Reação - + + 
Final 0,0071- 
 
Lembramos que 
17
2
1090,3
][][
)]/([



PbEDTA
PbEDTAComplexo
K f
 
2
17 0071,01090,3
x
x

 (onde é desprezível, temos 0,0071 – ≈ 0,0071) 
10
17
1717
2
1035,1
1090,3
0071,0
1090,3
0071,0
1090,3
0071,0








x
x
x
 
Então temos [Pb2+] = = 1,35X10-10 mol.L-1 
Para encontrar pPb, fazemos 
87,9)1035,1log(]log[ 102  PbpPb
 
pPb = 9,87 
D) Nesse ponto observaremos excesso de EDTA. Mais uma vez, começamos 
calculando a concentração inicialmente das espécies. 
1
11
2 .00625,0
0,80
.0250,00,20
0,600,20
.0250,00,20
][ 

 




 Lmol
mL
LmolmL
mLmL
LmolmL
Pb
 
1
11
.0075,0
0,80
.0100,00,60
0,600,20
.0100,00,60
][ 






 Lmol
mL
LmolmL
mLmL
LmolmL
EDTA
 
Em seguida, ocorre a reação na qual o EDTA consome todo o chumbo parar gerar
o 
complexo. 
 
EDTA Pb2+ Complexo (EDTA/Pb) 
Inicial 0,0075 0,00625 0 
Reação -0,00625 -0,00625 +0,00625 
Final 0,00125 0 0,00625 
 
Observamos na tabela acima que, após a reação completa, sobram 0,00125 mol.L-1 de 
EDTA. Esse fenômeno será sentido na reação de equilíbrio a seguir. 
 
 
Complexo(EDTA/Pb) ⇌ EDTA + Pb2+ 
 
Complexo 
(EDTA/Pb) 
Pb2+ EDTA 
Inicial 0,00625 0 0,00125 
Reação - + + 
Final 0,00625- 0,00125+ 
 
Novamente, 
17
2
1090,3
][][
)]/([



PbEDTA
PbEDTAComplexo
K f
 
xx
x
)00125,0(
00625,0
1090,3 17



 (onde é desprezível, temos (0,0071 – ≈ 0,0071) e (0,00125 + 
+ ≈ 0,00125)). 
17
17
17
1028,1
00125,01090,3
00625,0
00125,0
00625,0
1090,3




x
x 
Nesse caso, temos [Pb2+] = = 1,28X10-17 mol.L-1 
Novamente encontramos pPB fazendo 
89,16)1028,1log(]log[ 172  PbpPb
 
pPb = 16,98 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUESTÃO 2 
Alta pureza garante que praticamente todos os 0,3982 g sejam compostos por CaCO3. 
Logo, 
Número de móis de CaCO3 = 
mol
molg
g
003978,0
.09,100
3982,0
1


 
Ao dissolver o carbonato em HCl, temos: 
CaCO3 + 2HCl ⇌ Ca
2+ + 2Cl- + CO2 + H2O 
Pela estequiometria, 0,003978 mol de CaCO3 = 0,003978 mol de Ca
2+. 
O EDTA é então padronizado pela reação com Ca2+. 
EDTA + Ca2+ ⇌ Complexo(EDTA/Ca) 
Da reação acima, temos no PE: 
número de móis de EDTA = número de móis de Ca2+ = 0,003978 mol 
Se foram gastos 38,26 mL de EDTA, a molaridade de EDTA é 
11 .1040,0.10398,0
26,38
003978,0
][   LmolmLmol
mL
mol
EDTA
 
CONCENTRAÇÃO DE EDTA = 0,1040 mol.L-1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUESTÃO 3 
Questão típica de titulação na qual se faz os cálculos de trás para frente. 
Primeiro passo é partir para a espécie cuja concentração pode ser encontrada (nesse caso, a 
solução de zinco). 
Número de móis de zinco = 
mol
molg
g
0096680,0
.37,65
632,0
1


 
Se, após dissolvido, e essa quantidade de zinco foi diluída a 1,0L, a concentração efetiva [Zn] 
é: 
1.0096680,0
0,1
0096680,0
][  Lmol
L
mol
Zn
 
Agora partimos pra padronização do EDTA, com 10,0 mL dessa solução de Zn2+, para 
descobrir sua concentração. 
Em 10,0 mL de Zn2+ 
1.0096680,0 Lmol
, temos 0,096680 mmol de zinco. 
EDTA + Zn2+ ⇌ Complexo (EDTA/Zn) 
No PE da reação, 
número de móis de EDTA = número de móis de zinco = 0,096680 mmol 
Se foram gastos 10,8 mL de EDTA, sua molaridade é dada por: 
1.00895,0
8,10
096680,0
][  Lmol
mL
mmol
EDTA
 
Agora, por último, encontraremos a concentração do Ca2+ no leite. No começo do 
enunciado, a questão nos diz que a foram gastos 12,1 mL do EDTA na titulação. 
Número de móis de EDTA gastos = 
mmolLmolmL 108371,0.00895,01,12 1  
 
Pela reação 
EDTA + Ca2+ ⇌ Complexo (EDTA/Ca) 
Temos a relação no PE: 
número de móis de Ca2+ = número de móis de EDTA gastos = 0,108371 mmol 
Tendo a massa molar do cálcio (40,08g), fazemos: 
Massa de Ca2+ = 40,08 g.mol-1 X 0,108371 mmol = 4,3435 mg 
 
 
Para encontrar o teor de Ca, em ppm, na amostra tiramos a razão entre a massa de cálcio 
encontrada (em mg) pela massa total da amostra de leite (em Kg). 
Teor de Ca = 
ppm
Kg
mg 31089,2
0015,0
3435,4

 
TEOR DE CÁLCIO NO LEITE = 2,89x103 ppm 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUESTÃO 4 
Questão típica de titulação por adição de excesso. 
Nessa situação, uma quantidade conhecida de EDTA é adicionada e consome todo o níquel. 
O excesso é então titulado, assim, descobrimos a quantidade de EDTA reagida. 
- A titulação do excesso de EDTA: 
EDTAExcesso+ Zn
2+ ⇌ Complexo (EDTA/Zn) 
Nessa reação, foram usados 17,61 mL de zinco 0,0230 mol.L-1. 
Portanto temos número de móis de Zn2+ = 0,0230 mol.L-1 X 17,61 mL = 0,40503 mmol. 
Da reação acima, no PE: 
número de móis de EDTAExcesso = número de móis de Zn
2+ = 0,40503 mmol 
- A titulação do Ni2+: 
Nessa etapa, foram adicionados 25,0 mL de EDTA 0,0528 mol.L-1. 
Ou seja, 25mL X 0,0528 mol.L-1 = 1,32 mmol de EDTA. 
A quantidade de EDTA que reagiu nessa etapa é exatamente a diferença entre o EDTA 
adicionado e o EDTA em excesso. 
EDTAReagido = EDTATotal – EDTAExcesso 
EDTAReagido = 1,32 mmol – 0,40503 mmol = 0,91497 mmol 
Portanto, essa foi a quantidade reagida com Ni2+. Pela estequiometria, 
EDTA + Ni2+ ⇌ Complexo (EDTA/Ni) 
número de móis de Ni2+ = número de móis de EDTA = 0,91497 mmol 
Para encontrar a molaridade [NI2+], fazemos: 
12 .0366,0
0,25
91497,0
][   Lmol
mL
mmol
Ni
 
[Ni2+] = 0,0366 mol.L-1 
 
 
 
 
 
QUESTÃO 5 
Mais um exercício de titulação típico que deve ser resolvido de trás para frente. 
Assim como na questão 3, partimos do cálculo da única espécie na qual é possível 
determinar a quantidade logo de início (nesse caso, As2O3). 
Número de móis de As2O3 = 
mol
molg
g
0020839,0
.85,197
4123,0
1


 
Ao dissolver essa quantidade em NaOH, observamos que é formado o dobro de arseniato: 
As2O3 + 6OH
- ⇌ 2AsO3
3- + 2H2O 
Então temos 
mol0020839,02
= 0,0041678 mol de AsO3
3-. 
 
Vamos para padronização do I2 pela reação: 
I2 + AsO3
3- + H2O ⇌ 2I
- + AsO4
3- + 2H+ 
número de móis de I2 = número de móis de AsO3
3- = 0,0041678 mol 
Sabemos que essa reação consumiu 40,28 mL de I2 para atingir o PE. Portanto, 
114
2 .1034708,0.10034708,1
28,40
0041678,0
][   LmolmLmol
mL
mol
I
 
 
Sabendo a concentração de I2 na solução, partimos para padronização do N2H2. 
Sabemos que foram consumidos 42,41 mL de I2. Então teremos: 
Número de móis de I2 consumidos = 42,41 mL X 0,1034708 mol.L
-1 = 4,388197 mmol 
 
Observando a reação: 
N2H2 + 2I2 ⇌ N2 + 4H
+ + 4I- 
Chegamos à relação para o PE: 
2 X ( número de móis de N2H2 ) = número de móis de I2 consumidos = 4,388197 mmol 
 número de móis de N2H2 = 
mmol
mmol
194098,2
2
388197,4

 
Essa quantidade de N2H2 proveio de uma alíquota de 50,0 mL. 
 
 
Portanto, 
1
22 .0438819,0
0,50
194098,2
][  Lmol
mL
mmol
HN
 
Como a concentração de N2H2 está expressa por litro (L
-1), podemos dizer que no balão 
volumétrico de 1,0 mL utilizado contém exatos 0,0438819 mol de N2H2. 
Então expressamos a massa total de N2H2 = 0,0438819 mol X 32,045 g.mol
-1 = 1,406198 g. 
Para encontrar o teor de N2H2 na amostra, tiramos a razão entre a massa de N2H2 e a massa 
total da amostra dissolvida. 
9843,0
4286,1
406198,1
)( 22 
g
g
HNTeor
 
TEOR =98,43% de N2H2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUEASTÃO 6 
O método iodométrico é a técnica indireta, ou seja, I2 liberado que é titulado. 
Vamos às reações: 
Relação 1: 2 Cu2+ + 4I- ⇌ 2CuI + I2 
Reação 2: I2 + 2S2O3
2- ⇌ 2I- + S4O6
2- 
Foram gastos 20,00 mL de S2O3
2- 0,1000 mol.L-1 
Número de móis de S2O3
2- gastos = 20,00 mL X 0,1000 mol.L-1 = 2,0 mmol 
Pela reação 2, tiramos a relação no PE: 
número de móis de S2O3
2- = 2 X (número de móis de I2) 
número de móis de I2 = 
mmol
mmol
1
2
0,2

 
Pela reação 1, sabemos que cada 2 mol de Cu2+ gera 1 mol de I2. 
Portanto, 
número de móis de Cu2+ = 2 X número de móis de I2 gerados 
Número de móis de Cu2+ = 2 X 1 mmol = 2 mmol 
Em seguida, acharemos a massa de cobre correspondente a 2 mmol. 
mgmolgmmolmassa 08,127.54,632 1  
de cobre. 
Finalmente, o teor de Cu2+ na amostra
é a razão entre a massa de cobre encontrada e 
a massa total da amostra. 
6354,0
0,200
08,127

mg
mg
Teor
 
TEOR DE COBRE = 63,54% 
 
 
 
 
 
 
 
QUEASTÃO 7 
Aqui, o primeiro passo é avaliar a reação que ocorre na titulação. 
Somando a semi-reação de redução do dicromato com a semi-reação de oxidação do 
ferro II (que consiste no inverso da semi-reação de redução), temos: 
6Fe2+ ⇌ 6Fe3+ + 6e- 
Cr2O7
2- + 14H+ + 6e- ⇌ 2Cr3+ + 7H2O 
Cr2O7
2- + 14H+ + 6Fe2+ ⇌ 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O
 
 Vamos calcular o potencial quando volume de dicromato é 0,10 mL. 
Primeiro passo é calcular a nova concentração inicialmente das espécies. 
15
11
.1061,6
10,25
.0166,010,0
10,00,25
.0166,010,0
][ 






 Lmol
mL
LmolmL
mLmL
LmolmL
dicromato
 
1
11
.01992,0
10,25
.0200,00,25
10,00,25
.0200,00,25
][ 






 Lmol
mL
LmolmL
mLmL
LmolmL
ferroII
 
Observamos que, pela relação, o ferro II está em excesso. Portanto, ele consome todo 
o dicromato, obedecendo à estequiometria. 
 Cr2O7
2- H+ Fe2+ Cr3 Fe3+ 7H2O 
Inicial 6,61X10-5 ∞ 0,01992 0 0 ∞ 
Reação -6,61X10-5 ∞ -3,966X10-4 +1,322X10-4 +3,966X10-4 ∞ 
Final 0 ∞ 0,0195234 1,322X10-4 3,966X10-4 ∞ 
 
O potencial da solução é dado pela equação de Nernst, que a 25oC é: 
VE
Fe
Fe
n
EE
58,0
)10966,3(
0195234,0
log
6
0592,0
68,0
][
][
log
0592,0
64
6
10
63
62
10
0






















 
 Agora calcularemos o potencial da solução quando 5,20 mL de titulantes são 
adicionados. 
Inicialmente, as concentrações das espécies são calculadas no novo volume: 
1
11
.002858,0
2,30
.0166,02,5
2,50,25
.0166,02,5
][ 






 Lmol
mL
LmolmL
mLmL
LmolmL
dicromato
 
 
 
1
11
.01655629,0
2,30
.0200,00,25
2,50,25
.0200,00,25
][ 






 Lmol
mL
LmolmL
mLmL
LmolmL
ferroII
 
Observando os valores acima e considerando a proporção estequiométrica (1:6), 
temos um excesso de dicromato. Montamos a tabela de reação e fazemos o consumo 
total do Fe2+obedecendo a proporção: 
 Cr2O7
2- H+ Fe2+ Cr3 Fe3+ 7H2O 
Inicial 0,002858 ∞ 0,01655629 0 0 ∞ 
Reação -0,002759 ∞ -0,01655629 +0,0055188 +0,01655629 ∞ 
Final 0,000099 ∞ 0 0,0055188 0,01655629 ∞ 
 
Novamente, o potencial da solução é dado pela equação de Nernst. Dessa vez, a 
espécie em excesso é o dicromato, então: 
VE
OCr
Cr
n
EE
34,1
000099,0
0055188,0(
log
6
0592,0
33,1
][
][
log
0592,0
2
10
2
72
23
10
0




















 
0,58V e 1,34V 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUEASTÃO 8 
Começamos com a titulação da H2O2. 
Já de início, sabemos que foram usados 32,5mL de KMnO4 0,0260 mol.L
-1. 
Então, número de móis de KMnO4 gastos = 
mmolLmolmL 0845,0.0260,05,32 1  
 
Agora, montamos a equação para podermos relacionar a quantidade de KMnO4 gasta 
com a quantidade de H2O2 na alíquota. 
MnO4
- + 8H+ + 5e- ⇌ Mn2+ + 4H2O (X2) 
H2O2 ⇌ O2 + 2H
+ + 2e- (X5) 
5H2O2 + 2MnO4
- + 6H+ ⇌ 2Mn2+ + 8H2O 
Na soma das semi-reações acima multiplicamos os coeficientes por 2 e 5, 
respectivamente, para preservar a neutralidade eletrônica. 
Da equação resultante, tiramos a relação no PE: 
2 X (número de móis de H2O2) = 5 X (número de móis de MnO4
-) 
(número de móis de H2O2) = 
2,1125mmol0845,0
2
5
 mmol
 
Lembrando que essa quantidade está presente na alíquota de 25 mL titulada, a 
concentração da amostra é: 
1
22 .085,0
0,25
1125,2
][  Lmol
mL
mmol
OH
 
Acabamos de encontrar a concentração de peróxido na amostra diluída no balão. Em 
seguida encontraremos a concentração na amostra comercial. 
Pensamos assim: 
O número de móis totais de H2O2 no balão é: 
CONCENTRAÇÃO X VOLUME = 0,085 mol.L-1 X 250 mL = 21,125 mmol 
Sabemos que todo peróxido no balão veio dos 25 mL que foram adicionados do 
produto comercial. Então, todos esses 21,125 mmol estão contidos nesses 25 mL. 
Logo, 
1
22 .854,0
0,25
125,21
][  Lmol
mL
mmol
OH comercial [H2O2] = 0,845 mol.L
-1
 
 
 
Para encontrar a concentração em ‘volume’, observamos a reação de decomposição 
da água oxigenada e faremos uma regra de três simples. 
H2O2 ⇌ H2O + ½O2(g) 
Sabemos que, nas CNTP, 1 mol de qualquer gás ocupa 22,4 L. Então, é válida a relação: 
 1mol de O2 ---------------- 22,4 L 
½ mol de O2 ---------------- 11,2 L 
Vemos que na reação acima 1 mol de H2O2 gera ½ mol de O2. Então, 
1 mol de H2O2 ------------- ½ mol de O2 ------------- 11,2L (chamaremos L de “volume”) 
Logo, 
 1 mol de H2O2 ----------- 11,2 volumes 
0,845 mol de H2O2 ------------ V 
V = 9,46 volumes 
A concentração em g.L-1 é facilmente encontrada fazendo: 
111
22 .7469,28.02,34.854,0)(
  LgmolgLmolOHConc comercial
 
Concentração de H2O2 = 28,7 g.L
-1 
A concentração percentual em p/v: 
%87,2
10
.7469,28
10
)(
(%)/
1
22 
LgOHConc
vp comercial
 
p/v = 2,87% 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUESTÃO 9 
Começaremos calculando a quantidade de permanganato usado na titulação do 
oxalato de cálcio (como foi diluído em ácido, formou ácido oxálico). 
Número de móis KMnO4 = 14,1 mL X 0,00865 mol.L
-1 = 0,121965 mmol 
O próximo passo é montar a reação para identificar a estequiometria: 
MnO4
- + 8H+ + 5e- ⇌ Mn2+ + 4H2O (X2) 
H2C2O4 ⇌ 2CO2 + 2H
+ + 2e- (X5) 
2MnO4
- + 6H+ + 5H2C2O4 ⇌ 2Mn
2+ + 8H2O + 10CO2 
Da reação acima, obtemos a seguinte relação no P.E.: 
5 X (número de móis de MnO4
-) = 2 X (número de móis de H2C2O4) 
número de móis de H2C2O4 = 
mmolmmol 3049125,0121965,0
2
5

 
Portanto, sabemos a quantidade de ácido oxálico titulada. Lembramos que a 
quantidade ácido oxálico é igual a quantidade de cálcio. 
CaC2O4 + 2H
+ ⇌ H2C2O4 + Ca
2+ 
Então, 
número de móis Ca2+ = número de móis de H2C2O4 = 0,3049125mmol 
Devemos expressar esse valor em termos de massa. Assim, 
Massa de Ca2+ = 0,3049125 mmol X 40,1 g.mol-1= 12,22699125 mg 
Finalmente, o teor de cálcio na amostra é a razão entre a massa de Ca2+ encontrada e a 
massa total da amostra de calcário. 
Teor = 
03057,0
400
2699125,12

mg
mg
 
0,03057 = 3,06% 
TEOR DE CÁLCIO = 3,06%
 
 
 
 
 
 
QUESTÃO 10 
Vamos resolver por etapas. 
Na primeira etapa, todo Cr2O3 é oxidado a CrO4
-. Não nos interessa conhecer a reação 
exata que ocorre nessa etapa, mas é importante perceber que cada 1 mol de C2O3 gera 
2 mol de CrO4
2- 
  2432 2CrOOCr
OXIAÇÃO 
 
Dessa reação, chegamos a relação 1: 
Relação 1: 1 mol de Cr2O3 ---------- 2 mol de CrO4
2- 
Na etapa seguinte, ao acidular a solução, o cromato é convertido a dicromato. Agora, 2 
mol de cromato geram 1 mol de dicromato. 
OHOCrHCrO 2
2
72
2
4 22 

 
Com isso, chegamos à relação 2: 
Relação 2: 2 mol de CrO4
2- ---------- 1 mol de Cr2O7
2- 
Juntando as relações 1 e 2, temos: 
1 mol de Cr2O3 ---------- 2 mol de CrO4
2- ---------- 1 mol de Cr2O7
2- 
Por fim, chegamos a relação 3: 
Relação 3: 1 mol de Cr2O3 ---------- 1 mol de Cr2O7
2- 
 
Pronto! Agora, a quantidade de Cr2O3 já está relacionada com a quantidade de Cr2O7
2- 
que iremos encontrar a seguir. 
Vamos à reação da titulação: 
Cr2O7
2- + 14H+ +6e- ⇌ 2Cr3+ + 7H2O 
Fe2+ ⇌ Fe3+ + e- (X6) 
Cr2O7
2- + 14H+ + 6Fe2+- ⇌ 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O 
 
Assim como na QUESTÃO 4, trata-se de uma titulação de excesso. 
 
 
Foram gastos 9,74 mL de Cr2O7
2- 0,0167 mol.L-1. 
Logo, número de móis de Cr2O7
2- = 9,74 mL X 0,0167 mol.L-1 = 0,162658 mmol 
Olhando para reação, temos a relação: 
Número de móis de Fe2 = 6 X (Número de móis de Cr2O7
2-) 
Número de móis de Fe2 = 6 X 0,162658 mmol = 0,975948 mmol (EM EXCESSO) 
Acabamos de encontrar a quantidade de ferro em excesso. Sabemos que foram 
adicionados 0,7642g de FeSO4 (isto é, 5,003 mmol). Para calcular a quantidade de ferro 
reagida fazemos: 
Número de móis reagidos = número de móis totais – número de móis em excesso 
Número de móis reagidos = 5,003 mmol – 0,975948 mmol = 4,059934 mmol 
 
O valor encontrado é relacionado ao Fe2+ reagido com o dicromato na primeira etapa. 
Assim, pela estequiometria da reação: 
Número de móis de Fe2 = 6 X (Número de móis de Cr2O7
2-) 
(Número de móis de Cr2O7
2-) = 
mmol
mmol
6758322,0
6
059934,4

 
Agora, pela Relação 3, temos: 
Número de móis de Cr2O3 = 0,675822 mmol 
Passando esse valor para massa, fazemos: 
Massa de Cr2O3 = 151,99 g.mol
-1 X 0,675822 mmol = 102,7197 mg = 0,1027197g 
Finalmente, o teor de óxido é a razão da massa de Cr2O3 encontrada pela massa de 
minério analisada. 
4669,0
2200,0
1027197,0

g
g
teor 
Logo, percentual = 46,69% = 46,7% 
TEOR DE ÓXIDO DE CROMO NA AMOSTRA = 46,7% 
 
 
 
 
QUESTÃO 11 
Essa questão é bem simples. 
A primeira coisa a se atentar é o teor de cloro na amostra: 10,72%. 
A amostra pesa 0,6620g, portanto, 
Massa de cloro =
gg 2100966,7%72,106620,0 
 
Então, podemos descobrir quantos mol de cloro (massa molar = 35,45) tem na amostra 
fazendo: 
Número de móis de cloro = 
mmolmol
molg
g
00187,21000187,2
.45,35
100966,7 3
1
2

 

 
Se observarmos a fórmula molecular, Ca(ClO)Cl, cada 1 mol de alvejante tem 2 mol de 
cloro. Portanto, a quantidade molar de Ca(ClO)Cl na amostra é exatamente a metade 
da quantidade de cloro encontrada. Assim, 
Número de móis de Ca(ClO)Cl = 
mmol
mmol
000935,1
2
00187,2

 
O próximo passo é analisar as reações envolvidas e considerar as estequiometrias. 
ClO- + 2I- ⇌ I2 + Cl
- + H2O 
Nessa reação, temos que 1 mol de ClO- gera 1 mol de I2. Logo, todos os 1,000935 mmol 
calculados acima são convertidos em 1,000935 mmol de I2. 
Para a reação: 
I2 + 2S2O3
2- ⇌ 2I- + S4O6
2- 
É válido que, no P.E.: 
Número de móis de S2O3
2- = 2 x número de móis de I2 
Número de móis de S2O3
2- = 2 x 1,000935 mmol = 2,00187 mmol 
Finalmente, se a concentração do S2O3
2- é 0,0600 mol.L-1 e queremos usar 2,00187 
mmol, usamos a relação: 
mL
Lmol
mmol
çãoconcentrra
moisdenumero
volume 36,33
.0600,0
00187,2..
1


 
VOLUME DE S2O3
2- = 33,36 mL