INSTITUTO SUPERIOR DE ENGENHARIA DE LISBOA DEPARTAMENTO DE ENGENHARIA QUÍMICA

Secção de Controlo Analítico

QUÍMICA ANALÍTICA Fichas de Problemas

Ponto de equivalência

Salto de pH

Maria Eugénia Fronteira e Silva Maria Alice Catarino

Teodoro Trindade

Fevereiro de 2004

2

ÍNDICE página

Ficha 1 – ERROS EM QUÍMICA ANALÍTICA ……………………………………………...……………………….…………… …… 3

Tabela I – Valores críticos para o cociente de rejeição …………………………………………………………………………… 4

Ficha 2 – EQUILÍBRIO QUÍMICO ……………………………………………………………………………………………...……….…………………. 5

Tabela II – Produtos de Solubilidade …………………………………………………………………. ……………………………. ………………………6

Tabela III – Parâmetros αx da equação de Debye-Hückel ………………...…………………………………………………… 8

Ficha 3 – GRAVIMETRIA ………………………………………………………………………………………………………………………...……….…………… 9

Ficha 4 – INTRODUÇÃO À VOLUMETRIA ………………………………………………. …………………………………. ……. ... 10

Ficha 5 – VOLUMETRIA DE PRECIPITAÇÃO ………………………...………………………………...………………………… 12

Ficha 6 – VOLUMETRIA DE ÁCIDO – BASE …………………………………………………………………...…………...……… 13

Tabela IV – Constantes de Dissociação de Ácidos …………………………………. …………………… …………...…………… 16

Tabela V – Constantes de Dissociação de Bases ……………………………………………………………………………......……… 17

Ficha 7 – VOLUMETRIA DE COMPLEXAÇÃO …………………………………………………………. ……………...……… 18

Tabela VI – Constantes de Formação Absolutas ………………………………………………………………………………. ……… 19

Tabela VII – Valores de α4 para vários valores de pH ………………………………………. ………………………………… 19

Ficha 8 – VOLUMETRIA DE OXIDAÇÃO – REDUÇÃO …………………………………...……………………… 20

Tabela VIII – Potenciais Padrão de Eléctrodo …………………………………………………………………………...……...…….…… 25

Soluções dos Problemas …………………………………………………………………………………………………………………………………………………… 29

Bibliografia …………………………………………………………………………………………………. …………………………………………………………………………. ...… 31

3

Ficha 1 – ERROS EM QUÍMICA ANALÍTICA

1. Apresente com o número correcto de algarismos significativos os resultados dos

cálculos seguintes:

a) 9,85 + 108,9 + 0,002

b) 4,56 x 3,2 x 4,578

c) 9,86 + 4,38 + 5,7 x 0,43

d) log 456

e) log (4,32 x 5,7 + 458)

2. Um minério contém 33,79% de Fe2O3. Determinações paralelas dão 33,80% e

34,02% sendo a média o resultado da análise. Qual é a média, qual é o erro

absoluto e qual o erro relativo em partes por mil?

3. Uma amostra de BaCl2 puro e anidro contendo 65,9% de Ba foi analisada. Um

analista obteve 65,68%, 65,78% e 65,99% em três ensaios sucessivos e deu como

resultado a média. Qual é a média? Qual é o desvio médio padrão das medidas e

da média? Qual é o desvio relativo da média?

4. Nos casos seguintes poder-se-á arredondar a massa atómica do hidrogénio de

1,0080 g mol-1 para 1,01 g mol-1 em cálculos envolvidos numa análise com um

erro tolerável de 0,1% :

a) Se a massa atómica do hidrogénio for um factor na fórmula de cálculo?

b) Se a massa atómica do hidrogénio for incluída na massa molar de H2SO4 que

é um factor na fórmula de cálculo?

5. Pretende-se preparar um litro de uma solução a partir de 0,1002 g de carbonato de

sódio.

a) Qual deverá ser a incerteza na medida do volume para que corresponda em

valor relativo à incerteza na pesagem da soda (±0,0001 g)?

b) Calcule a concentração da solução (g mL-1) com a indicação da incerteza

expressa em s.

4

6. O produto de solubilidade de AB ←⎯⎯→ A + B é (4,0 ± 0,4) x 10-10. Calcule a

solubilidade em mol L-1 e a incerteza respectiva.

Nota: Resolva os problemas 7 e 8 usando a Tabela I

7. Os dados seguintes foram obtidos em análises de uma amostra de calcite:

% de CaO: 55,95; 56,00; 56,04; 56,08; 56,23.

O último valor parece anómalo. Deverá ser rejeitado?

8. Ao aferir uma solução determinaram-se as seguintes concentrações em mol L-1:

0,1067; 0,1071; 0,1066 e 0,1050.

Poderá algum dos resultados ser desprezado devido a erro casual?

Tabela I: valores críticos para o cociente Q de rejeição (90% de confiança)

Número de Observações Q

3 0,94

4 0,76

5 0,64

6 0,56

7 0,51

8 0,47

9 0,44

10 0,41

∞ 0,00

5

Ficha 2 – EQUILÍBRIO QUÍMICO

1. Calcule a massa (em gramas) de PbI2 que se dissolve em 100 mL de:

a) H2O b) solução com 2,00 x 10-2 mol L-1 de KI.

2. O produto de solubilidade do Ce(IO)3 é 3,2 x 10-10. Qual é a concentração do Ce3+

numa solução preparada misturando 50,0 mL de Ce3+ (0,0500 mol L-1) com 50,00

mL de:

a) H2O b) solução de IO3- ( 0,0500 mol L-1).

3. Considerando completa a precipitação quando a concentração de uma espécie

iónica é da ordem de 1 x 10-6 mol L-1, diga para que valores de pH será completa a

precipitação de Mg(OH)2 e Fe(OH)3.

4. Calcule a concentração no ião iodeto numa solução aquosa saturada em BiI3.

5. Calcule a massa de AgSCN que se dissolve em 100 mL da solução de KSCN com

5,0 x 10-3 mol L-1.

6. Qual será a concentração no ião prata na solução que resulta da adição de 32,4 mL

de solução de AgNO3 com 0,117 mol L-1 a 67,4 mL de solução de NaCl com

0,0562 mol L-1?

7. Junta-se NaOH a uma solução com 0,050 mol L-1 de Cu2+ e 0,040 mol L-1 de Mn2+.

a) Qual dos hidróxidos precipita primeiro?

b) Que concentração de OH- é necessária para iniciar a precipitação do primeiro

hidróxido?

c) Qual é a concentração do catião que forma o hidróxido mais solúvel quando

se começa a formar o hidróxido menos solúvel?

8. Use actividades para calcular a solubilidade do Mn(OH)2 numa solução de NaNO3

com 0,010 mol L-1.

9. Para que concentração de OH- é a solubilidade de Zn(OH)2 mínima? Kf [Zn(OH) 4

2-] = 0,13

6

Tabela II – Produtos de Solubilidade, Kps

Substância

Fórmula Kps

Hidróxido de Alumínio

Al(OH)3 2 x 10-32 Carbonato de Bário

BaCO3 5,1 x 10-9 Cromato de Bário

BaCrO4 1,2 x 10-10 Iodato de Bário

Ba(IO3)2 1,57 x 10-9 Oxalato de Bário

BaC2O4 2,3 x 10-8 Sulfato de Bário

BaSO4 1,3 x 10-10 Iodeto de Bismuto

BiI3 8,1 x 10-19 Carbonato de Cádmio

CdCO3 2,5 x 10-14 Hidróxido de Cádmio

Cd(OH)2 5,9 x 10-15

Oxalato de Cádmio

CdC2O4 9 x 10-8 Sulfureto de Cádmio

CdS 2 x 10-28 Carbonato de Cálcio

CaCO3 4,8 x 10-9 Fluoreto de Cálcio

CaF2 4,9 x 10-11

Oxalato de Cálcio

CaC2O4 2,3 x 10-9 Sulfato de Cálcio

CaSO4 2,6 x 10-5 Iodeto de Cobre(I)

CuI 1,1 x 10-12 Hidróxido de Cobre(II)

Cu(OH)2 1,6 x 10-19 Sulfureto de Cobre(II)

CuS 6 x 10-36 Hidróxido de Ferro(II)

Fe(OH)2 8 x 10-16 Sulfureto de Ferro(II)

FeS 6 x 10-18 Hidróxido de Ferro(III)

Fe(OH)3 4 x 10-38 Cloreto de Chumbo

PbCl2 1,6 x 10-5 Cromato de Chumbo

PbCrO4 1,8 x 10-14

Hidróxido de Chumbo

Pb(OH)2 2,5 x 10-16 Iodeto de Chumbo

PbI2 7,1 x 10-9 Oxalato de Chumbo

PbC2O4 4,8 x 10-10

Sulfato de Chumbo

PbSO4 1,6 x 10-8 Sulfureto de Chumbo

PbS 7 x 10-28

Fosfato de Magnésio e Amónio

MgNH4PO4 3 x 10-13

Hidróxido de Magnésio

Mg(OH)2 1,8 x 10-11 Hidróxido de Manganês(II)

Mn(OH)2 1,9 x 10-13 Sulfureto de Manganês(II)

MnS 3 x 10-13

7

Substância

Fórmula Kps

Cloreto de Mercúrio(I)

Hg2Cl2 1,3 x 10-18 Iodeto de Mercúrio(I)

Hg2I2 4,5 x 10-29

Brometo de Prata

AgBr 5,2 x 10-13

Cloreto de Prata

AgCl 1,8 x 10-10

Cromato de Prata

Ag2CrO4 1,1 x 10-12 Iodeto de Prata

AgI 8,3 x 10-17

Sulfureto de Prata

Ag2S 6 x 10-50

Tiocianato de Prata

AgSCN 1,1 x 10-12

Oxalato de Estrôncio

SrC2O4 5,6 x 10-8

Sulfato de Estrôncio

SrSO4 3,2 x 10-7 Hidróxido de Zinco

Zn(OH)2 1,2 x 10-17

Oxalato de Zinco

ZnC2O4 7,5 x 10-9 Sulfureto de Zinco

ZnS 4,5 x 10-24

8

Tabela III – parâmetros αx da equação de Debye-Hückel

IÕES α x (nm)

H3O+

0,9 Li+, C6H5COO-

0,6 Na+, IO3

-, HSO3-, HCO3

-, H2PO4-,

H2AsO4-, OAc-

0,4 – 0,45

OH-, F-, SCN-, HS-, ClO3-, ClO4

-, BrO3-,

IO4-, MnO4

-

0,35

K+, Cl-, Br-, I-, CN-, NO2-, NO3

-

0,3 Rb+, Cs+, Tl+, Ag+, NH4

+

0,25 Mg2+, Be2+

0,8 Ca2+, Cu2+, Zn2+, Sn2+, Mn2+, Fe2+, Ni2+, Co2+, Ftalato2-

0,6

Sr2+, Ba2+, Cd2+, Hg2+, S2-

0,5 Pb2+, CO3

2-, SO32-, C2O4

2-

0,45 Hg2+, SO4

2-, S2O32-, CrO4

2-, HPO42-

0,40

Al3+, Fe3+, Cr3+, La3+, Ce3+

0,9 PO4

3-, Fe(CN)63-

0,4

Th4+, Zr4+, Ce4+, Sn4+

1,1 Fe(CN)6

4-

0,5

Equação de Debye-Hückel

µαµ

γx

xx

Z33,01

51,0log2

+=−

xγ - coeficiente de actividade

xZ - carga das espécies

µ - força iónica da solução que pode ser definida por 2

21

xx ZC∑=µ

xα - diâmetro efectivo do ião x hidratado em nanómetros (1 nm = 10-9m)

9

Ficha 3 – GRAVIMETRIA 1. Exprima pelos símbolos químicos o factor de análise correspondente ao seguinte:

a) Substância procurada: Na2B4O7. 10H2O

Substância pesada: B2O3.

b) Substância procurada: Na2O

Substância pesada: NaZn(UO2)3(C2H3O2)9. 6H2O

2. O fosfato numa amostra de mineral que pesava 0,680g foi precipitado como

MgNH4PO4 Por calcinação obtiveram-se 0,435 g de Mg2P2O7. Calcule a % de

fósforo na amostra original.

3. Um minério foi analisado para determinar o conteúdo em manganês convertendo o

manganês em Mn3O4 e pesando-o. Se uma amostra de 1,52 g originar 0,126 g de

Mn3O4 qual será a percentagem de Mn2O3 na amostra? E a percentagem de Mn?

4. O mercúrio numa amostra de 0,715 g foi precipitado com um excesso de ácido

periódico, H5IO6, segundo a equação:

5Hg2+ + 2H5IO6 ←⎯⎯→ Hg5 (IO6) 2 (s) + 10H+

O precipitado foi filtrado, lavado, seco e pesado. Verificou-se que pesava 0,340g.

Qual a percentagem de mercúrio na amostra?

5. Uma amostra de 0,8720 g de uma mistura contendo apenas brometo de sódio e

brometo de potássio deu origem por precipitação a 1,505 g de brometo de prata.

Quais as percentagens dos dois sais na amostra?

10

Ficha 4 – INTRODUÇÃO À VOLUMETRIA 1. Descreva como se faz a preparação de 500 mL de HCl com 0,180 mol L-1

a) a partir do reagente concentrado (ρ= 1,18 g mL-1, 37% HCl)

b) a partir de uma solução com 6,00 mol L-1 de HCl

2. Que volume de Ba(OH)2, 0,40 mol L-1 deve ser adicionado a 50 mL de NaOH

0,30 mol L-1, para dar uma solução com 0,50 mol L-1 de OH-?

3. Quantos mililitros de uma solução a 10% de HCl (densidade relativa 1,047) se

devem adicionar a 50 mL de solução a 37,23% (densidade relativa 1,19) para se

obter uma solução a 25% de HCl?

4. Na reacção: H2SO4 + 2NaOH ←⎯⎯→ Na2SO4 + 2H2O, determine a massa dos

equivalentes grama de ácido sulfúrico e de soda cáustica.

5. Calcule a massa de soluto contido em 62,5 mL de uma solução 0,0400 N.

a) de Na3PO4 (PO43- + 2H+ ←⎯⎯→ H2PO4

-)

b) de Na2HPO4 (HPO42- + 2H+ ←⎯⎯→ H3PO4)

c) de NaH2PO4 (H2PO4- + H+ ←⎯⎯→ H3PO4)

d) de Na2HPO4 (HPO42- + H+ ←⎯⎯→ H2PO4

-)

e) de Na3PO4 (PO43- + H+ ←⎯⎯→ H PO4

2-)

6. Determine a massa do equivalente grama do permanganato de potássio usado na

reacção: 5C2O42- + 2 MnO4

- + 16 H + ←⎯⎯→ 10 CO2 + 2 Mn2+ + 8 H2O.

7. Que massa do padrão primário K2Cr2O7 é necessária para preparar 2 litros de

reagente rigorosamente decinormal. As titulações com dicromato envolvem a sua

redução segundo a equação: Cr2O72- + 14 H+ + 6e- ←⎯⎯→ 2 Cr3+ + 7 H2 O .

8. Que volume de HClO4, 0,110 N será necessário para se atingir o ponto de

equivalência na reacção com:

a) 28,4mL de uma solução de NaOH 0,0800 N?

11

b) 28,4mL de uma solução de Ba(OH)2 0,0800N ?

9) Calcule em equivalentes grama por litro a concentração de uma solução de KOH

da qual foram necessários 41,76mL para titular uma amostra de 1,066g de

hidrogenoftalato de potássio. O KHC8H4O4 tem um único hidrogénio acídico.

10) Que peso de carbonato de sódio puro se deve tomar para se gastar entre 20 e 30

mL de HCl ( c = 0,2 mol L-1 ) na sua titulação por formação de CO2 ?

11) Uma ampola de vidro com 2,010 g de solução de ácido nítrico partiu-se em água

que continha 25,00mL de NaOH ( c = 1,010 mol L-1 ) ; o excesso de NaOH que

ficou depois da reacção foi titulado por retorno com 5,02 mL de HCl (c = 0,7470

mol L-1 ). Calcule a percentagem na solução da ampola de:

a) HNO3

b) N2O5

12) A água do mar contém em média 1,27 x 103 ppm de Mg2+ e 400 ppm de Ca2+.

Calcule a concentração em moles por litro de cada um destes iões se a massa

volúmica da água for 1,02g mL-1 .

12

Ficha 5 – VOLUMETRIA DE PRECIPITAÇÃO

1. Determine o pBr no ponto de uma titulação de 100,0 mL de uma solução com

0,100 mol L-1 de NaBr quando se adicionam 40,0 mL de uma solução com 0,200 mol L-1 de AgNO3.

2. Adiciona-se AgNO3 em solução a uma solução com 0,10 mol L-1 de I- e 0,10 mol

L-1 de Cl-. Determine a percentagem de iões I- em solução quando se inicia a precipitação dos iões Cl-.

3. Qual a percentagem de prata numa moeda se uma amostra de 0,2000 g necessita

de 39,60 mL de solução de tiocianato de potássio (0,4103 g de KSCN em 100 mL), para a precipitação da prata?

4. Quantos gramas de BaCl2 há em 250 mL de solução se, depois de se adicionarem

25,00 mL desta solução a 40,00 mL de solução com 0,1020 mol L-1 de AgNO3, se gastaram na titulação por retorno 15,00 mL de solução com 0,0980 mol L-1 de NH4SCN?

5. Uma mistura de LiCl e BaI2 puros, pesando 0,6000 g é tratada com 45,15 mL de

solução de AgNO3 com 0,200 mol L-1 e o excesso de prata é titulado com 25,00 mL de KSCN com 0,1000 mol L-1 com alúmen férrico como indicador. Calcule a percentagem de iodo na mistura.

13

Ficha 6 – VOLUMETRIA DE ÁCIDO – BASE

1. Qual é o pH de:

a) 75,0 mL de uma solução com 0,100 mol L-1 de HCl?

b) 64,0 mL de uma solução com 0,100 mol L-1 de KOH?

c) 44,0 mL de uma solução com 0,0150 mol L-1de Ba(OH)2?

d) 44,0 mL de uma solução 0,0150 N em Ba(OH)2?

e) 64,0 mL de uma solução com 0,080 mol L-1 de HClO4 depois de diluída para

250 mL com água destilada?

2. Qual o pH de uma solução aquosa com 39% de HCl e com uma massa volúmica

de 1,200 g mL-1?

3. Qual o pH da solução que resulta da adição de 20,00 mL de HCl com a

concentração de 0,200 mol L-1 a:

a) água destilada para perfazer 45,00 mL.

b) 25,00 mL de NaOH com 0,132 mol L-1.

c) 25,00 mL de amónia com 0,132 mol L-1.

4. Calcule o erro na titulação de 20,00 mL de HCl com 0,100 mol L-1, usando NaOH

com 0,100 mol L-1 e terminando a titulação a pH = 4.

5. Calcule a constante de dissociação do indicador Tropeolino 00 que é uma base, a

partir do intervalo de mudança de cor, sabendo que o ponto médio corresponde a

pH 2,5.

6. Calcule a concentração no catião hidrogénio de uma solução que contém 4,00 x

10-2 mol L-1 de ácido fórmico. Faça os cálculos usando a expressão simplificada e

a expressão rigorosa. Indique, em percentagem, o erro cometido usando a

expressão simplificada.

7. Calcule o pH de uma solução com 1,0 x 10-1 mol L-1 de cianeto de hidrogénio.

14

8. Calcule o pH de uma solução de ácido iódico que contém 1,00 x 10-2 mol L-1.

9. Calcule as concentrações dos iões e moléculas numa solução com 0,010 mol L-1

de ácido monocloroacético (ClCH2COOH).

10. Calcule o pH de uma solução que contém 0,01 mol L-1 de NH3.

11. Calcule o pH de uma solução de piperidina com 1,00 x 10-4 mol L-1.

12. Calcule o pH de uma solução de NH4Cl com 1,00 x 10-2 mol L-1.

13. Calcule o pH de uma solução de nitrito de sódio com 1,00 x 10-2 mol L-1.

14. Qual é o pH de uma solução que contém 0,040 mol L-1 de ácido fórmico e 0,100

mol L-1 de formiato de sódio?

15. Calcule a razão tampão (Cácido/Csal) de uma solução de ácido mandélico e

mandelato de sódio para dar pH = 3,20.

16. Uma amostra de 200 mL de ácido mandélico com 0,150 mol L-1 é misturada com

100 mL de NaOH com 0,200 mol L-1. Qual é o pH da solução resultante?

17. Calcule o volume de NH3 (c = 0,50 mol L-1 ) que se deve misturar com 10 g de

NH4Cl para obter um tampão contendo quantidades equimolares de amónia e

cloreto de amónia. Calcule o pH deste tampão.

18. Determine o pH de uma solução com 0,0500 mol L-1 de H3AsO4 e 0,0200 mol L-1

de NaH2AsO4.

19. Calcule o pH de uma solução que contém 0,050 mol L-1 de ácido acético e 0,010

mol L-1 de ácido benzóico.

20. Calcular a concentração em H3O+ numa solução de H2SO4 com 0,010 mol L-1

15

21. Calcule a concentração em H3O+ numa solução com 1,0 x 10-2 mol L-1 de

NaH2PO4.

22. Uma amostra de carbonato de sódio contendo hidróxido de sódio e impurezas

inertes pesa 1,197 g. É dissolvida e titulada a frio com fenolftaleína como

indicador. A solução torna-se incolor quando se juntam 48, 16 mL de HCl com

0,2976 mol L-1. Junta-se alaranjado de metilo e são necessários mais 24,08 mL de

ácido para completar a titulação. Calcule a percentagem de NaOH e Na2CO3 na

amostra.

16

Tabela IV – Constantes de Dissociação dos Ácidos a 25ºC

Ácido

Fórmula

K1

K2

K3

Acético CH3COOH 1,75 x 10-5

Arsénico H3AsO4 6,0 x 10-3 1,05 x 10-7 3,0 x 10-12

Arsenioso H3AsO3 6,0 x 10-10 3,0 x 10-14

Benzóico C6H5COOH 6,14 x 10-5

Bórico H3BO3 5,83 x 10-10

Butanóico-1 C3H7COOH 1,5 x 10-5

Carbónico H2CO3 4,45 x 10-7 4,7 x 10-11

Cloroacético ClCH2COOH 1,36 x 10-3

Cianeto Hidrogénio HCN 7,2 x 10-10

Cítrico HOOC(OH)C(CH2COOH)2 7,45 x 10-4 1,73 x 10-5 4,02 x 10-7

Etilenodiamina-

tetraacético

H4Y 1,0 x 10-2 2,1 x 10-3 6,9 x 10-7

K4 = 5,5 x 10-11

Fenol C6H5OH 1,00 x 10-10

Fluorídrico H2F2 7,2 x 10-4

Fórmico HCOOH 1,76 x 10-4

Fosfórico H3PO4 7,11 x 10-3 6,34 x 10-8 4,2 x 10-13

Fosforoso H3PO3 1,00 x 10-2 2,6 x 10-7

o-Ftálico C6H4(COOH)2 1,12 x 10-3 3,91 x 10-6

Glicólico HOCH2COOH 1,48 x 10-4

Hidrazóico HN3 1,9 x 10-5

Hipocloroso HClO 3,0 x 10-8

Iódico HIO3 1,7 x 10-1

Láctico CH3CHOHCOOH 1,37 x 10-4

Maleico cis-HOOCCH:CHCOOH 1,20 x 10-2 5,96 x 10-7

Málico HOOCCHOHCH2COOH 4,0 x 10-4 8,9 x 10-6

Malónico HOOCCH2COOH 1,40 x 10-3 2,01 x 10-6

Mandélico C6H5CHOHCOOH 3,88 x 10-4

Monocloroacético ClCH2COOH 1,51 x 10-3

Nitroso HNO2 5,1 x 10-4

Oxálico HOOCCOOH 5,36 x 10-2

17

Ácido Fórmula K1 K2 K3

Periódico H5IO6 2,4 x 10-2 5,0 x 10-9

Peróxido de

Hidrogénio

H2O2 2,7 x 10-12

Pícrico (NO2)3C6H2OH 5,1 x 10-1

Propanóico CH3CH2COOH 1,34 x 10-5

Pirúvico CH3COCOOH 3,24 x 10-3

Salicílico C6H4(OH)COOH 1,05 x 10-3

Sulfâmico H2NSO3H 1,03 x 10-1

Sulfídrico H2S 5,7 x 10-8 1,2 x 10-15

Sulfúrico forte 1,20 x 10-2

Sulfuroso H2SO3 1,72 x 10-2 6,43 x 10-8

Tabela V – Constantes de Dissociação de Bases a 25ºC

Base

Fórmula Kb Amónia

NH3 1,76 x 10-5 Anilina

C6H5NH2 3,8 x 10-10 1-Butilamina

CH3(CH2)2CH2NH2 4,1 x 10-4 Dimetilamina

(CH3)2NH 5,9 x 10-4 Etanolamina

HOC2H4NH2 3,2 x 10-5 Etilamina

CH3CH2NH2 4,3 x 10-4

Etilenodiamina NH2C2H4NH2 K1 = 8,5 x 10-5 K2 = 7,1 x 10-8

Glicina

HOOCCH2NH2 2,3 x 10-12 Hidrazina

H2NNH2 1,3 x 10-6 Hidroxilamina

HONH2 1,07 x 10-8 Metilamina

CH3NH2 4,8 x 10-4 Piperidina

C5H11N 1,3 x 10-3 Piridina

C5H5N 1,7 x 10-9 Trimetilamina

(CH3)3N 6,3 x 10-5 Hidróxido de Zinco

Zn(OH)2 K2=4,4 x 10-5

18

Ficha 7 - VOLUMETRIA DE COMPLEXAÇÃO 1. Recorrendo às Tabelas VI e VII determine a constante de formação do quelato

Chumbo/EDTA a pH 10.

2. Usando o valor da constante determinada no problema anterior calcule o pPb da

solução obtida juntando a 50,0mL de uma solução com 0,0250 mol L-1 de Pb2+:

a) 100mL de uma solução com 0,0100 mol L-1 de EDTA

b) 125mL de uma solução com 0,0100 mol L-1 de EDTA

c) 150mL de uma solução com 0,0100 mol L-1 de EDTA

3. Uma solução de EDTA tem um título de 1,200 mg de CaCO3 por mililitro.

Exprima a dureza total da água em ppm de CaCO3, baseando-se nos dados

seguintes:

Volume (mL) Bureta com amostra Bureta com EDTA

Inicial 0,07 0,06

Final 44,62 27,36

4. .Uma amostra de 1,728g de uma liga de chumbo e cádmio foi dissolvida em ácido

e diluída para exactamente 500,0 mL num balão volumétrico. A titulação de uma

alíquota de 25,00mL a pH 10 num tampão NH4+/ NH3 necessitou de 43,60mL de

uma solução padrão de EDTA com 0,01080 mol L-1 e envolveu os dois catiões. O

ião cádmio foi mascarado usando um tampão HCN / NaCN para levar o pH de

uma segunda alíquota de 25,00 mL a pH 10; na titulação desta foram usados 32,70

mL da solução padrão de EDTA. Calcule as percentagens de chumbo e de cádmio

na amostra.

19

Tabela VI – Constantes de Formação Absolutas

Catião

KMY Catião KMY

Ag+

2,1 x 107 Cu2+ 6,3 x 1018

Mg2+

4,9 x 108 Zn2+ 3,2 x 1016 Ca2+

5,0 x 1010 Cd2+ 2,9 x 1016 Sr2+

4,3 x 108 Hg2+ 6,3 x 1021 Ba2+

5,8 x 107 Pb2+ 1,1 x 1018

Mn2+

6,2 x 1013 Al3+ 1,3 x 1016 Fe2+

2,1 x 1014 Fe3+ 1,3 x 1025 Co2+

2,0 x 1016 V3+ 7,9 x 1025 Ni2+

4,2 x 1018 Th4+ 1,6 x 1023

Tabela VII – Valores de α4 para vários valores de pH

pH

α4 pH α4 2,0

3,7 x 10-14 8,0 5,4 x 10-3 3,0

2,5 x 10-11 9,0 5,2 x 10-2 4,0

3,6 x 10-9 10,0 3,5 x 10-1 5,0

3,5 x 10-7 11,0 8,5 x 10-1 6,0

2,2 x 10-5 12,0 9,8 x 10-1 7,0

4,8 x 10-4 - -

20

Ficha 8 – VOLUMETRIA DE OXIDAÇÃO - REDUÇÃO

1. Acerte as seguintes reacções redox :

a) HgS(s) + NO3– + Cl– ←⎯⎯→ HgCl4

2– + NO2(g) + S(s)

b) C6H12O + NO3– ←⎯⎯→ C6H10O4 + NO2(g)

c) ClO– ←⎯⎯→ Cl– + ClO3–

d) H2C=CH2(g) + KMnO4 ←⎯⎯→ KOH + HOCH2CH2OH + MnO2(s)

2. Para os compostos indicados em cada alínea diga qual é o oxidante, qual é o

redutor, escreva e acerte as equações da reacção juntando H+ ou OH– e H2O,

quando necessário.

REAGENTES PRODUTOS

a) I3– e U4+ I– e UO2

2+

b) Cr2O72– e VO2+ Cr3+ e V(OH)4

+

c) Br– e BrO3– Br2

3. Calcule a força electromotriz de uma célula constituída pelo eléctrodo padrão de

hidrogénio e por um eléctrodo de platina mergulhado numa solução que tem

0,10mol L-1 de Fe3+ e 0,0010mol L-1 de Fe2+.

4. Calcule a constante de equilíbrio de cada uma das reacções seguintes :

a) Cl2 + 2 Fe2+ ←⎯⎯→ 2 Cl – + 2 Fe3+

b) MnO4– + 8 H+ + 5 Fe2+ ←⎯⎯→ Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H2O

c) 3 I– + 2 Fe3+ ←⎯⎯→ I3– + 2 Fe2+

21

d) Fe(s) + 2 Fe3+ ←⎯⎯→ 3 Fe2+

5. Para a equação :

3 Cu(s) + 2 NO3– + 8 H+ ←⎯⎯→ 3 Cu2+ + 2 NO(g) + 4 H2O

a) Indique a constante de equilíbrio.

b) Indique separadamente a semi–reacção de oxidação e a semi–reacção de redução,

acertando-as electricamente.

c) Sabendo que os valores dos potenciais padrão são :

ECu2+/Cu(s)° = + 0,33 V ENO3

–/NO° = + 0,96 V

calcule o valor da constante de equilíbrio.

6. Verifique se é possível utilizar ácido nítrico para dissolver em quantidade

apreciável o sulfureto de Cu2+ (CuS), com formação de monóxido de azoto (NO),

ião Cu2+ e enxofre livre (S(s)).

Sugestão: Determine o valor da constante de equilíbrio da reacção possível recorrendo

às constantes a seguir indicadas

ES(s)/S2–° = – 0,47 V ENO3–/NO° = + 0,96 V Kps (CuS) = 8 × 10 – 36

7. Calcule o potencial no ponto de equivalência para as reacções seguintes:

a) Ce4+ + Fe2+ ←⎯⎯→ Ce3+ + Fe3+

b) 2 Cr2+ + Sn4+ ←⎯⎯→ 2 Cr3+ + Sn2+

8. Calcule o potencial da solução resultante da adição de 50,0 mL de solução com

0,100 mol L-1 de Ce4+, a 100 mL da solução com 0,100 mol L-1 de Fe2+.

9. Calcule o potencial das seguintes soluções :

22

a) Resultante de se juntarem 23,0 mL de uma solução com 0,100 mol L-1 de Tl3+

a 50,0 mL de uma solução com 0,100 mol L-1 de Fe2+.

b) Resultante de se juntarem 60,0 mL de uma solução com 0,100mol L-1 de Fe3+

a 100,0 mL de uma solução com 0,050mol L-1 de Sn2+.

10. Que massa de Na2S2O3 . 5 H2O é necessário pesar para preparar 2 L de uma

solução aproximadamente 0,08 N ?

11. Que volume de KMnO4 (0,1360 N), é necessário para titular o ferro existente

numa amostra de 1,270 g de sal de Mohr (Fe(NH4)2(SO4)2 . 6 H2O) ?

12. Calcule a normalidade de uma solução de iodo (I2), que foi padronizada com

trióxido de arsénio (As2O3), sendo necessários 37,34 mL para titular 0,2040 g da

amostra do padrão primário.

O trióxido de arsénio é um padrão primário que é dissolvido em solução de NaOH :

As2O3(s) + H2O + 2 OH– ←⎯⎯→ 2 H2AsO3–

A reacção de titulação é a seguinte :

I2 + H2O + H2AsO3– ←⎯⎯→ 2 I– + H2AsO4

– + 2 H+

13. Uma solução de ácido nítrico é 3,00 N como ácido. Quantos mililitros de água se

devem adicionar a 50,0 mL do ácido para o tornar 3,00 N como agente oxidante.

Considere a reacção de redução do HNO3 a HNO2.

14. O peróxido de hidrogénio (H2O2), vendido para fins medicinais (água oxigenada)

é geralmente rotulado "a 10 volumes" o que significa que se decompõe libertando

10 L de oxigénio (O2(g)), por cada litro de solução. Qual seria a normalidade desta

solução como oxidante ? E como agente redutor ?

15. Uma amostra de 1,200 g de uma solução contendo peróxido de hidrogénio

(H2O2), foi diluída para 500 mL num balão volumétrico. A titulação de uma

23

alíquota de 50,0 mL da solução diluída necessitou de 30,80 mL de solução de

KMnO4 0,0650 N em meio ácido, para alcançar a equivalência. Calcule a

percentagem de peróxido de hidrogénio na amostra original.

16. Para normalizar uma solução de tiossulfato de sódio, usou-se uma amostra de

KIO3 (1,61 g, 98,3 % pureza), que se diluiu para 500 mL. Uma alíquota de

50,0 mL foi acidificada e tratada com um excesso de KI.

5 I– + 6 H+ + IO3– ←⎯⎯→ 3 I2 + 3 H2O

O iodo libertado necessitou de 33,3 mL da solução de tiossulfato para chegar ao ponto

de equivalência. Qual era a normalidade da solução de tiossulfato ?

17. A concentração em etilmercaptano (C2H5SH), numa mistura foi determinada

agitando 1,30 g de amostra com 50,0 mL de uma solução de iodo 0,0927 N.

2 C2H5SH + I2 ←⎯⎯→ (C2H5S)2 + 2 I– + 2 H+

O excesso de iodo foi titulado por retorno com 22,2 mL de tiossulfato de sódio

0,132 N. Calcule a percentagem mássica de etilmercaptano na amostra.

18. Que peso de KBrO3 puro se deve tomar para preparar 500 mL da solução

0,0500 N se o reagente for usado para a bromação quantitativa do fenol segundo a

equação :

Nesta titulação junta-se excesso de ião brometo à solução acidificada da amostra antes

da adição do reagente. A reacção do bromato com o brometo vai libertar o bromo

responsável pela bromação.

BrO3– + 5 Br– + 6 H+ ←⎯⎯→ 3 Br2 + 3 H2O

24

19. O antimónio numa liga foi determinado dissolvendo uma amostra de 1,16 g em

ácido sulfúrico concentrado. A solução resultante foi diluída, acidificada com HCl

e o Sb(V) foi reduzido a Sb(III) com SO2(g). O excesso de SO2 foi retirado

fervendo, e o Sb(III) foi titulado com 21,3 mL de solução de KBrO3 (0,100 N),

usando alaranjado de metilo como indicador. Calcule a percentagem de antimónio

na amostra.

20. Qual é a percentagem de ferro numa amostra de minério de 0,7100 g se, depois de

dissolvida e reduzido o ferro com amalgama de zinco, são necessários 48,06 mL

de solução de KMnO4 para oxidar o ferro ?

(1,000 mL de solução de KMnO4 ≡ 0,006700 g de Na2C2O4)

21. O chumbo numa amostra de 5,00 g de uma liga foi convertido, por uma série de

operações em PbCrO4. Por acção de um ácido e de KI neste precipitado libertou-

se I2 em cuja titulação se gastaram 10,20 mL de solução com 0,1031 mol L-1 de

Na2S2O3.

Calcule a percentagem mássica de chumbo na liga.

22. No indicador redox orto – fenantrolina ferrosa (ou "Phen"), a transformação da

sua forma oxidada (azul pálido), na sua forma reduzida (vermelho), dá-se segundo

a equação :

[Fe(C12H8N2)3]3+ + e– ←⎯⎯→ [Fe(C12H8N2)3]2+

e o potencial padrão é + 1,14 V.

a) Calcule a zona de viragem.

b) Qual a cor que apresenta a solução para potenciais de oxidação de 0,5 V, 1,0 V,

1,14 V, 1,20 V, e 1,50 V ? Em que casos serão idênticas essas cores ?

25

TABELA VIII – POTENCIAIS PADRÃO DE ELÉCTRODO (25°C)

SEMI – REACÇÃO E°, V

F2(g) + 2 H+ + 2 e– ⎯→←⎯ 2 HF(aq) + 3,053

O3(g) + 2 H+ + 2 e– ⎯→←⎯ O2(g) + H2O + 2,076

S2O2–8 + 2 e– ⎯→←⎯ 2 SO2–

4 + 2,010

Ag2+ + e– ⎯→←⎯ Ag+ + 1,980

Co3+ + e– ⎯→←⎯ Co2+ + 1,808

H2O2 + 2 H+ + 2 e– ⎯→←⎯ 2 H2O + 1,776

MnO–4 + 4 H+ + 3 e– ⎯→←⎯ MnO2(s) + 2 H2O + 1,679

HClO + H+ + e– ⎯→←⎯ ½ Cl2(g) + H2O + 1,611

Ce4+ + e– ⎯→←⎯ Ce3+ + 1,61

H5IO6 + H+ + 2 e– ⎯→←⎯ IO–3 + 3 H2O + 1,601

Mn3+ + e– ⎯→←⎯ Mn2+ + 1,5415

MnO–4 + 8 H+ + 5 e– ⎯→←⎯ Mn2+ + 4 H2O + 1,507

BrO–3 + 6 H+ + 5 e– ⎯→←⎯ ½ Br2 + 3 H2O + 1,482

ClO–3 + 6 H+ + 5 e– ⎯→←⎯ ½ Cl2(g) + 3 H2O + 1,47

PbO2(s) + 4 H+ + 2 e– ⎯→←⎯ Pb2+ + 2 H2O + 1,455

Cl2(g) + 2 e– ⎯→←⎯ 2 Cl– + 1,35827

PdCl2–6 + 2 e– ⎯→←⎯ PdCl2–

4 + 2 Cl– + 1,288

Tl3+ + 2 e– ⎯→←⎯ Tl+ + 1,252

Cr2O2–7 + 14 H+ + 6 e– ⎯→←⎯ 2 Cr3+ + 7 H2O + 1,232

O2(g) + 4 H+ + 4 e– ⎯→←⎯ 2 H2O + 1,229

MnO2(s) + 4 H+ + 2 e– ⎯→←⎯ Mn2+ + 2 H2O + 1,224

IO–3 + 6 H+ + 5 e– ⎯→←⎯ ½ I2(s) + 3 H2O + 1,195

Cu2+ + 2 CN– + e– ⎯→←⎯ [Cu(CN)2]– + 1,103

26

SEMI – REACÇÃO E°, V

Br2(l) + 2 e– ⎯→←⎯ 2 Br– + 1,066

V(OH)+4 + 2 H+ + e– ⎯→←⎯ VO2+ + 3 H2O + 1,00

VO+2 + 2 H+ + e– ⎯→←⎯ VO2+ + H2O + 0,991

Pd2+ + 2 e– ⎯→←⎯ Pd(s) + 0,951

NO–3 + 3 H+ + 2 e– ⎯→←⎯ HNO2 + H2O + 0,934

2 Hg2+ + 2 e– ⎯→←⎯ Hg2+2 + 0,920

H2O2 + 2 e– ⎯→←⎯ 2 OH– + 0,880

Cu2+ + I– + e– ⎯→←⎯ CuI(s) + 0,860

Hg2+ + 2 e– ⎯→←⎯ Hg(l) + 0,851

Ag+ + e– ⎯→←⎯ Ag(s) + 0,7996

AgF(s) + e– ⎯→←⎯ Ag(s) + F– + 0,779

Fe3+ + e– ⎯→←⎯ Fe2+ + 0,771

O2(g) + 2 H+ + 2 e– ⎯→←⎯ H2O2 + 0,695

MnO–4 + 2 H2O + 3 e– ⎯→←⎯ MnO2(s) + 4 OH– + 0,595

PdCl2–4 + 2 e– ⎯→←⎯ Pd(s) + 4 Cl– +0,591

Sb2O5(s) + 6 H+ + 4 e– ⎯→←⎯ 2 SbO+ + 3 H2O + 0,581

H3AsO4 + 2 H+ + 2 e– ⎯→←⎯ HAsO2 + 2 H2O + 0,560

MnO–4 + e– ⎯→←⎯ MnO2–

4 + 0,558

I–3 + 2 e– ⎯→←⎯ 3 I– + 0,536

I2(s) + 2 e– ⎯→←⎯ 2 I– + 0,5355

Cu+ + e– ⎯→←⎯ Cu(s) + 0,521

H2SO3 + 4 H+ + 4 e– ⎯→←⎯ S(s) + 3 H2O + 0,449

[Fe(CN)6]3– + e– ⎯→←⎯ [Fe(CN)6]4– + 0,358

Cu2+ + 2 e– ⎯→←⎯ Cu(s) + 0,3419

VO2+ + 2 H+ + e– ⎯→←⎯ V3+ + H2O + 0,339

27

SEMI – REACÇÃO E°, V

UO2+2 + 4 H+ + 2 e– ⎯→←⎯ U4+ + 2 H2O + 0,327

Hg2Cl2(s) + 2 e– ⎯→←⎯ 2 Hg(l) + 2 Cl– + 0,26808

AgCl(s) + e– ⎯→←⎯ Ag(s) + Cl– + 0,22233

SbO+ + 2 H+ + 3 e– ⎯→←⎯ Sb(s) + 2 H2O + 0,212

SO2–4 + 4 H+ + 2 e– ⎯→←⎯ H2SO3 + H2O + 0,172

Cu2+ + e– ⎯→←⎯ Cu+ + 0,153

Sn4+ + 2 e– ⎯→←⎯ Sn2+ + 0,151

S(s) + 2 H+ + 2 e– ⎯→←⎯ H2S(aq) + 0,142

TiO2+ + 2 H+ + e– ⎯→←⎯ Ti3+ + H2O + 0,099

AgBr(s) + e– ⎯→←⎯ Ag(s) + Br– + 0,07133

S4O2–6 + 2 e– ⎯→←⎯ 2 S2O2–

3 + 0,080

Ag(S2O3)3–2 + e– ⎯→←⎯ Ag(s) + 2 S2O2–

3 + 0,017

2 H+ + 2 e– ⎯→←⎯ H2(g) 0,00000

AgCN + e– ⎯→←⎯ Ag(s) + CN– – 0,017

Fe3+ + 3 e– ⎯→←⎯ Fe(s) – 0,037

Pb2+ + 2 e– ⎯→←⎯ Pb(s) – 0,1262

Sn2+ + 2 e– ⎯→←⎯ Sn(s) – 0,1375

In+ + e– ⎯→←⎯ In(s) – 0,140

AgI(s) + e– ⎯→←⎯ Ag(s) + I– – 0,15224

CuI(s) + e– ⎯→←⎯ Cu(s) + I– – 0,185

2 SO2–4 + 4 H+ + 2 e– ⎯→←⎯ S2O2–

6 + H2O – 0,220

V3+ + e– ⎯→←⎯ V2+ – 0,255

Ni2+ + 2 e– ⎯→←⎯ Ni(s) – 0,257

Co2+ + 2 e– ⎯→←⎯ Co(s) – 0,280

Ag(CN)–2 + e– ⎯→←⎯ Ag(s) + 2 CN– – 0,310

28

SEMI – REACÇÃO E°, V

Tl+ + e– ⎯→←⎯ Tl(s) – 0,336

PbSO4(s) + 2 e– ⎯→←⎯ Pb(s) + SO2–4 – 0,3588

Ti3+ + e– ⎯→←⎯ Ti2+ – 0,368

Cd2+ + 2 e– ⎯→←⎯ Cd(s) – 0,4030

Cr3+ + e– ⎯→←⎯ Cr2+ – 0,407

Fe2+ + 2 e– ⎯→←⎯ Fe(s) – 0,447

2 CO2(g) + 2 H+ + 2 e– ⎯→←⎯ H2C2O4 – 0,490

U4+ + e– ⎯→←⎯ U3+ – 0,607

Cr3+ + 3 e– ⎯→←⎯ Cr(s) – 0,744

Zn2+ + 2 e– ⎯→←⎯ Zn(s) – 0,7618

2 H2O + 2 e– ⎯→←⎯ H2(g) + 2 OH– – 0,8277

29

SOLUÇÕES DOS PROBLEMAS

NOTA: Os problemas foram resolvidos usando os valores das constantes tabelados

excepto quando os valores são indicados no próprio problema.

FICHA 1 – ERROS EM QUÍMICA ANALÍTICA

1. a) 118,8 b) 67 c) 16,7 d) 2,659 e) 2,684

2. média = 33,91%; erro absoluto = 0,12%; erro relativo = 3,6‰

3. média = 65,82% ; s = 0,16; s (média) = 0,09; s (média) / média = 1‰

4. a) 0,2% não pode b) 0,004% pode

5. a) ∆V = 1mL b) c = (1,002 ± 0,001) x 10-4 g/mL

6. S = (2,0 ± 0,1) x 10-5 mol L-1

7. Q = 0,54 não rejeitar 8. Q = 0,76 rejeitar 0,1050

FICHA 2 – EQUILÍBRIO QUÍMICO

1. a) 0,056g b) 8,2 x 10-4 g 2. a) 0,0250mol L -1 b) 1,7 x 10-2 mol L-1

3. Mg(OH)2 → pH = 11,63; Fe(OH)3 → pH = 3,53

4. [I-] = 3,9 x 10-5 mol L-1 5. m = 3, 7 x 10-6 mg 6. 1,3 x 10-5 mol L-1

7. a) Cu(OH)2 b) 1,8 x 10-9 mol L-1 c) 4,0 x 10-2 mol L-1

8. S = 4, 4 x 10-5 mol L-1

9. [OH-] = 9, 8 x 10-5 mol L-1

FICHA 3 –GRAVIMETRIA

2. 17,8% 3. % Mn2O3 = 8,58% %Mn = 5,97% 4. 32,9%

5. % NaBr = 59,90% e %KBr = 40,10%

FICHA 4 – INTRODUÇÃO À VOLUMETRIA

1. a) V≅ 7,5mL b) V = 15,0 mL 2. V = 33mL 3. V=46mL 4. 49,04g e 40,00g

5. a) 205mg b) 177mg c) 300mg d) 355mg e) 410mg 6. 31,6g 7. 9,807g

30

8. a) = b) 20,7mL 9. cN = 0,1250N 10. entre 0,2g e 0,3g 11. a) 67,41% b) 57,77%

12. [Mg2+] = 5,33 x 10-2 mol L-1 [Ca2+] = 1,02 x 10-2 mol L-1

FICHA 5 – VOLUMETRIA DE PRECIPITAÇÃO

1. pB = 1,85 2. 4,6 x 10-5 % 3. 90,18% 4. 2,72 g 5. 44,6%

FICHA 6 – VOLUMETRIA DE ÁCIDO - BASE

1.a) 1,00 b) 13,00 c) 12,48 d) 12,18 e) 1,69 2. -1,12 3.a) 1,05 b) = c) 1,81

4. -0,2% 5. Kb = 3,2 x 10-12

6. [H3O+] = 2,57 x 10-3 mol L-1; [H3O+] = 2,66 x 10-3 mol L-1 e ∆ = 3%.

7. 5,07 8. 2,02 9. [H3O+] = [ClCH2COO-] = 3,2 x 10-3mol L-1 [ClCH2COOH] =

= 7x10-3 mol L-1, [OH-] = 3,1 x 10-12 mol L-1.

10. 10,62 11. 9,97 12. 5,62 13. 7,65 14. 4,15 15. 1,6 16. 3,71

17. V = 37x10mL pH=9,2 18. 2,06 19. 2,91 20. [H3O+] =1,5 x 10-2mol L-1.

21. [H3O+] = 1,6 x 10-5mol/L 22. 23,94% de NaOH ; 63,45% de Na2CO3

FICHA 7 – VOLUMETRIA DE COMPLEXAÇÃO

1. 3,8 x 1017 2. a) 2,78 b) 9,87 c) 16,89 3. 735,4ppm 4. 84,69% de Pb2+ e

15,32% de Cd2+

FICHA 8 -VOLUMETRIA DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO

3. Ec = 0,889 V 4. a) 6,8 × 1019 b) 1,4 × 1062 c) 8,7 × 107 d) 1,4 × 1041

5. c) K = 7,1 × 1063 6. Sim. K = 4,2 × 1039 7. a) 1,19 V b) – 0,035 V

8. 0,771 V 9. a) 0,83 V b) 0,16 V 10. 39,7 g 11. 23,81 mL 12. 0,1105 N

13. 50,0 mL de água 14. 1,8 N 15. 28,4 % 16. 0,133 N 17. 8,15 %

18. 0,696 g 19. 11,2 % 20. 37,80 % 21. 1,45% 22. a) Entre 1,08 V e 1,20 V

31

BIBLIOGRAFIA

SKOOG, D. A., West, D. M., e Holler, F. J., Analytical Chemistry – An Introduction,

7ª Edição, Saunders College Publishing, Filadélfia (2000).

CHRISTIAN, G. D., Analytical Chemistry, 5ª Edição, John Wiley & Sons,

Nova Iorque (1994).

SKOOG, D. A., West, D. M., e Holler, F. J., Fundamentals of Analytical Chemistry,

7ª Edição, Saunders College Publishing, Filadelfia (1996).

HARRIS, D. C., Quantitative Chemical Analysis, 6ª Edição, W. H. Freeman and

Company, Nova Iorque (2003).

CRC Handbook of Chemistry and Physics, 1st Student Edition, Edited by Robert C.

Weast, CRC Press, Florida (1988).

Consultar também:

Biblioteca Central do ISEL – CDU (classificação decimal Universal), 543, Química

Analítica.

Biblioteca do conhecimento on-line – http://www.b-on.pt