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CURSO TÉCNICO EM QUÍMICA
Disciplina:
APOSTILA DE ANÁLISE QUÍMICA QUANTITATIVA
Santo André
2009
SUMÁRIO
DEFINIÇÕES
3
Soluções
3
EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO 3
ANÁLISE QUÍMICA 10
ANÁLISE TITRIMÉTRICA 12
Classificação da volumetria 12
Classificação dos aparelhos volumétricos 13
ALCALIMETRIA 21
Preparação e padronização do NaOH 22
Padronização com o PADRÃO: C8H5KO4 - biftalato de potássio 22
ACIDIMETRIA 23
Preparação e padronização do H2SO4 0,02 N, 0,1 N e 1 N 25
Retrotitulação com Leite de Magnésia
26 a 27
MÉTODO DO EDTA 28
Preparação e Padronização de Solução Padrão de EDTA 0,1 M 31
VOLUMETRIA DE OXI-REDUÇÃO 31
PERMANGANOMETRIA 32
PREPARAÇÃO E PADRONIZAÇÃO DA SOLUÇÃO 0,1N DE KMnO4 33
IODOMETRIA 34
PREPARAÇÃO E PADRONIZAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO 0,1N DE IODO 35
PREPARAÇÃO E PADRONIZAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO DE TIOSSULFATO DE SÓDIO 35
Determinação de Concentração de água Oxigenada (H2O2 ) 35
Argentômetria 36
SOLUÇÃO DE NITRATO DE PRATA 0,1 normal 38
Método de Mohr 38
Método Volhard 42
MÉTODO DE FAJANS – INDICADOR DE ADSORÇÃO 43
GRAVIMETRIA 43
MÉTODO DE PRECIPITAÇÃO 45
DETERMINAÇÃO DE SULFATO E Fe+3 49
METODOS EXTRAS
50 a 67
DIAGRAMA FLUXOGRAMA
68
MODELO DE FLUXOGRAMA
69
EXERCÍCIOS
70 A 72
Bibliografia: 73
DEFINIÇÕES
Soluções
Um aspecto muito importante a conhecer em uma solução é a proporção entre a
quantidade da substância dissolvida (soluto) e a quantidade que a está
dissolvendo (solvente). Solução é uma mistura homogênea de duas ou mais
substâncias.
Uma substância polar tende a se dissolver num solvente polar. Uma
substância apolar tende a se dissolver num solvente apolar (tamanho médio
das partículas é de 0 a 1nm).
Coeficiente de Solubilidade (ou grau de solubilidade) é a quantidade
necessária de uma substância (em geral, em gramas) para saturar uma
quantidade padrão (em geral, 100g, 1000g, 1L) de solvente, em determinadas
condições de temperaturas e pressão.
Insolúvel quando o coeficiente de solubilidade é praticamente nulo (cloreto
de prata e água e óleo são imiscíveis/ miscíveis água e álcool).
Insaturadas: contêm menos soluto do que o estabelecido pelo coeficiente de
solubilidade.
Saturada: atingiram o coeficiente de solubilidade.
Supersaturadas: ultrapassaram o coeficiente de solubilidade.
Diluição as soluções: diluir uma solução significa adicionar a ela uma
porção do próprio solvente puro.
O volume e a concentração de uma solução são inversamente proporcionais.
Mistura homogênea (única fase) Solução
Mecanismo da dissolução: afinidades entre cargas.
EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO
1) Por que certas substâncias se misturam tão infinitamente a ponto de
formar soluções enquanto outras não?
Devido afinidade entre cargas, tamanho de partículas e soluções
iônicas.
2) Por que umas substâncias são apolares e outras são polares?
Devido à força intermoleculares (afinidades).
3) O que é força intermolecular?
É o nome dado a atração existente entre unidades elementares.
4) O que são essas unidades elementares?
-força de atração entre íons (ligação iônica M e NM)
-força entre metais (mar de elétrons)
-força numa substância apolar
-força de London e Van der Waals
-forças polares covalentes, ex: H2O.
5) O que é polaridade?
Depende da polaridade das ligações estabelecidas entre átomos
constituintes e sua geometria.
Ligação polar: dipolo elétrico H(+ — O(-
6) O que é polaridade de ligação?
É o resultado da diferença entre as eletronegatividades dos átomos
que estão ligados.
7) Por que ocorre uma ligação covalente polar?
Devido aos vetores dipolares, que terá uma direção, um sentido, e o
resultado é sempre dado em módulo.
8) Quando ocorre ligação covalente apolares?
Ocorre geralmente entre: Verificar tabela periódica (valor)
"H-H "2,1 – "= 0 "
" "2,1 " "
"O-O "3,5 – "= 0 "
" "3,5 " "
"C-S "2,5 – "= 0 "
" "2,5 " "
"N-Cl "3,0 – "= 0 "
" "3,0 " "
As eletronegatividades são iguais, tendo a mesma simetria de cargas por
isso são apolares.
Já nas ligações covalentes polares o par eletrônico estará mais próximo
do elemento mais eletronegativo e a distribuição de cargas será
assimétrica (tem uma diferença de cargas). Ex:
"H-O "2,1 – "= 1,4 "
" "3,5 " "
"C-O "2,5 – "= 1,0 "
" "3,5 " "
"N-H "3,0 – "= 0,9 "
" "2,1 " "
"H-Br "2,1 – "= 0,7 "
" "2,8 " "
9) Por que a água tem o ângulo de 104º?
As ligações entre oxigênio e hidrogênio são perpendiculares (90º), mas
devido a eletronegatividade do oxigênio (carga –2) ser maior que o
hidrogênio ocorre essa distorção de ângulo
e também devido as pontes de hidrogênio.
10) O que são pontes de hidrogênio?
É o nome dado a força de atração existente entre dipolos quando o
hidrogênio está ligado a átomos de alta eletronegatividade e de pequenos
valores atômicos. Ex: flúor, oxigênio, e nitrogênio.
11) O que é vetor polar?
É o μ A – B valores de eletronegatividade
μ
Direção: da reta que une os centros dos dois átomos.
Sentido: do átomo do elemento menos eletronegativo para o do mais
eletronegativo.
Módulo: produto da carga do dipolo (() pela distancia (d) entre os
centros dos átomos. (( x d)
Quanto maior o modulo do vetor, maior a polaridade da ligação.
Ligação apolar H tetraédrica Ligação
polar angular
H2+ O-2
Voltando às ligações apolares
De imediato não deveria existir as forças elétricas, pois as moléculas são
apolares. Mas a movimentação intensa dos elétrons ocorre o cisalhamento
provocando uma polarização momentânea das moléculas.
As forças elétricas que surgem entre as moléculas polarizadas acabam
deformando-as e transformando-as em dipolos induzidos, que são temporários
e muitos fracos. É isso que justifica a dificuldade de se liquefazerem ou
solidificarem as substâncias apolares, mas quando isso acontece as
substancias só mantêm no novo estado graças a interações dessas forças
(chamadas forças de London ou forças de Van Der Waals).
Ponto de fusão (S – L) e ponto de ebulição (L – E) depende das massas
moleculares. Quanto maior a massa maior PE e PF. (reações que ocorrem em
uma refinaria). Por este motivo se tira por fracionamento que envolve ponto
de ebulição e massa atômica.
Outras observações em relação às soluções
Quanto ao tamanho da partícula:
Soluções apresentam tamanho de partícula _ 0 a 1 nm (Solução
homogênea)
Soluções Coloidais 1 nm a 1000nm (Sistema Coloidal).
Ex: Fumaça de cigarro / maionese / suspiro e outros.
Soluções sólidas: Ligas metálicas
Soluções gasosas: ar atmosférico
Solução liquida: a que vai preparar.
O que eu tenho que saber em nível de soluções?
Os índices nas fórmulas referem-se a:
- índice (1): quantidades de soluto. Exemplo: m1 = massa do soluto
- índice (2): quantidades de solvente. Exemplo: m2 = massa do solvente
- sem índice: quantidade da solução. Exemplo: m = massa da solução (m1 +
m2)
UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO:
1 - Concentração em g/l
é o quociente entre massa do soluto (m1) e volume da solução (V)
unidade: g/L ou g L-1
Qual a diferença entre concentração em g/L e densidade?
unidade: g/L ou g L-1
Densidade é ao quociente entre a massa da solução e o volume da solução.
2 – Título (em massa ou volume)
em porcentagem: unidade: adimensional
3 – Concentração em ppm, ppb e ppt
Partes por milhão (ppm)
PPM: 1 parte em um milha 1 parte
1.106 partes
70 ppm (70g de soluto em 1.000.000 g de solução). Dado em massa.
"Mil = 103 " "1L = 1000mL "
"Milhão = 105 " "1m3 = 1000L "
"Bilhão = 109 " " "
70 ppm (70 g de soluto em 1.000.000l). Dado em volume.
1 PPB: 1 parte em um bilhão 1 parte = 109 partes
"1mg = 109L "
"1mg = 105 m3 "
"1g = 109 m3 "
PPM (g / l) deve-se verificar as
unidades
PPB (mg / l)
PPM (m / m) soluto
PPM (V / V) solução
70g 106g soluto 70g 1
tonelada (solução)
70mg 1 Kg
PPM = mg / l = (m / v)
Titulo: também dado em volume pode expressar ppm (v / v). Devendo-se
especificar os dados.
4 - Quantidades de matéria (Molaridade)
é o quociente entre quantidade de matéria do soluto (n1) e volume da
solução (V)
Unidade: mol/L ou mol L-1
Sendo:
n1 = quantidade de matéria do soluto (mol) e MM1 = massa
molar do soluto (g/mol)
5 - Normalidade
é o quociente entre número de equivalentes ( ) de soluto e volume da
solução(V)
unidade: N (normal)
(Obs.: embora esta unidade de concentração seja ainda bastante utilizada na
indústria química, ela não é mais recomendada pela IUPAC – União
Internacional de Química Pura e Aplicada - desde a década de 1980, sendo a
unidade mol/L a recomendada)
Relações entre unidades de concentração:
- g/L e mol/L:
Sendo
Portanto
Relação entre N e mol/L:
Diluição de soluções:
Solução 1(antes da diluição): Solução 2 (após
a diluição):
Após a diluição desta solução, ou seja, adição de solvente, a quantidade de
soluto não se altera, portanto a massa (m1) é a mesma antes e após a
diluição:
m1 (antes)= m1(após)
ou C1 . V1 = C2
. V2
Esta mesma relação de concentração para associar à concentração em mol/L.:
Solução 1(antes da diluição):
Solução 2 (após a diluição):
Após a diluição desta solução, ou seja, adição de solvente, a
quantidade de matéria de soluto não se altera, portanto n1 é a mesma antes
e após a diluição:
n1 (antes) = n1(após)
ou
M1 . V1 = M2 . V2
[Obs.: nestas duas expressões não confundir os índices 1 e 2, que aqui têm
o significado de antes (1) e após (2) a diluição, e não com soluto e
solvente]
Exemplo:
Preparar uma solução partindo de uma solução estoque:
Tenho aproximadamente 600 ml de solução de hidróxido de sódio 1,0 mol/L,
quero transformar em 0,5 mol/L apenas 250mL.
M1 . V1 = M2 . V2
1. 250 = 0,5 . V2
V2 = 500
ml
(A solução final deverá ter um volume total de 500 ml)
Como preparar?
Transferir, quantitativamente, 250ml da solução de NaOH 1,0 mol/L para um
balão volumétrico de 500 mL de capacidade e completar o volume com água
destilada até a marca do balão. A solução resultante ficará com
concentração de 0,5 mol/L.
ANÁLISE QUÍMICA
A análise química visa identificar os elementos (ou substância)
existentes em um dado material e também determinar quanto há (dosagem) de
cada elemento (ou substância) presente no material estudado.
Uma aplicação importante da análise é a determinação da fórmula
química. É por meio de análise química que ficamos sabendo, por exemplo,
que a fórmula do ácido sulfúrico é H2SO4, isto é, que ele é formado por H,
S e O na proporção de 2:1: 4 átomos, respectivamente. A análise química é
utilizada, nos laboratórios e nas indústrias químicas, para milhares de
determinações diferentes, tais como o grau de pureza dos reagentes, a
concentração das soluções, as impurezas existentes na água, a composição
das ligas metálicas, etc.
O grande desafio da análise química moderna é identificar diferentes
materiais, como por exemplo: quantidades mínimas de metais tóxicos na água,
de gases nocivos ao ar, de impurezas existentes nos chips de computadores,
de agentes de doping em atletas, de venenos usados em crimes quase
perfeitos, etc. Para isso são empregados, atualmente, sofisticados métodos
de análise instrumental. Um exemplo é o uso de aparelhos de espectroscopia,
que realizam a análise interpretando as interações entre a matéria e várias
formas de radiação – como a luz, a radiação ultravioleta, as ondas de
rádio, etc.
Esses aparelhos são acoplados a computadores que interpretam
automaticamente os resultados obtidos, fornecendo rapidamente as respostas
desejadas (um exemplo comum é o emprego da ressonância magnética, na
medicina).
Apesar dos avanços tecnológicos, a chamada análise química clássica
continua em pleno uso, para identificação e determinação da dosagem de
elementos (ou substâncias), em trabalhos mais simples. Vejamos então, em
linhas gerais, como ela se processa.
Partindo-se, por exemplo, de uma mistura, o primeiro passo da análise
química clássica é a chamada análise imediata, que visa separar e purificar
os elementos ou as substâncias existentes na mistura. Isso é feito
empregando-se os métodos de separação ou desdobramento das misturas,
filtração, destilação, etc. Após essa separação e purificação dos elementos
ou substâncias, partimos para as chamadas análises elementares, que se
subdivide em análise qualitativa e análise quantitativa.
A análise qualitativa tem por objetivo determinar quais são os
elementos ou as substâncias que foram separadas. Para isso, empregam-se
reações de caracterização, isto é, reações químicas que denunciam a
presença do elemento ou a substância pela formação de um precipitado, ou
pela mudança de coloração, ou pela liberação de um gás conhecido, etc.
Assim, por exemplo, podemos constatar se há ou não cloretos em uma solução
adicionando AgNO3, se existirem cloretos, ocorrerá à reação: Cl + Ag
AgCl (precipitado branco e sua formação denuncia a presença do íon
cloreto). Também é possível verificar a presença de alguns elementos
químicos através do teste da chama, que fornece cores específicas para
diferentes elementos presentes.
Após termos descoberto quais são os elementos ou as substâncias
existentes no sistema em estudo, passamos a análises quantitativas, que ,
como o próprio nome diz, visa determinar o quanto há de cada elemento ou
substância no sistema em estudo. A análise quantitativa pode ser feita por
dois processos mais comuns: a análise gravimétrica e a análise volumétrica.
ANÁLISE TITRIMÉTRICA
A análise titrimétrica, também chamada volumetria ou titulometria, é
um processo clássico de análise química quantitativa. Enquanto na
gravimetria procura-se pesar um precipitado, na titulometria o que se faz é
medir o volume de uma solução de concentração conhecida que reage com a
amostra em análise. Em seguida, a partir do volume medido, determinam-se às
quantidades desconhecidas, por meio de cálculos.
Ponto de equivalência (PE): momento no qual a quantidade de matéria (n) de
titulante é exatamente igual à quantidade de matéria do titulado, ou seja,
quando titulante e titulado reagem estequiometricamente.
Ponto final (PF): normalmente as titulações envolvem soluções incolores, e
quando reagem formam também soluções incolores, ou formam precipitados ou
soluções muito coloridas, sendo, portanto, difícil visualizar o ponto de
equivalência. Para auxiliar o momento de parar a titulação, utilizam-se
indicadores (soluções que mudam de cor, quando condições do meio reacional
se alteram). Em uma titulação ácido (titulante) – base (titulado) com a
presença de um indicador, quando atinge-se o ponto de equivalência a nácido
é igual à nbase e para que ocorra a mudança de cor do indicador, um
pequeno excesso de ácido é necessário. Portanto, o PF é um pouco depois do
PE.
Solução Padrão substância que, atendendo a certos requisitos, é considerada
como padrão primário.
Solução padronizada: substância que não apresenta os requisitos para ser um
padrão primário, então precisa passar pelo processo de padronização quando
uma solução desta substância é preparada.
Classificação da volumetria
1. Acidimetria
A determinação da quantidade de um ácido com o emprego de uma solução
titulada de uma base.
2. Alcalimetria
O inverso da anterior, aqui, determina-se à quantidade de uma base
(álcali) com o emprego de uma solução titulada de um ácido.
OBS: A acidimetria e a alcalimetria são os dois casos da chamada
volumetria da neutralização.
3. Volumetria de precipitação
Quando as duas soluções reagem produzindo um precipitado. Em geral.
Ocorre entre dois sais com a formação de um sal insolúvel.
4. Volumetria de oxi-redução
Quando determinamos a quantidade de um oxidante com o emprego de uma
solução titulada de um redutor, ou vive-versa, nesse tipo de volumetria
aparece vários casos particulares importantes como:
1. Permanganometria quando usamos solução titulada de KMnO4
2. Iodometria quando medimos o iodo liberado do KI por um oxidante.
5. Análise gravimétrica/gravimetria
(latim gravis pesado) partindo-se de pesagem inicial e reações que
favorecem a precipitação e lavagens sucessivas onde no final obtemos um
precipitado do material que novamente é pesado e elaboram-se os cálculos.
Classificação dos aparelhos volumétricos
Faz-se necessário que toda pessoa que trabalhe em laboratório químico saiba
distinguir e usar convenientemente cada equipamento volumétrico, de maneira
a reduzir ao máximo o erro em análises.
O equipamento volumétrico é marcado pelo fabricante para indicar a maneira
de calibração (geralmente TD para "dispensar (ou transferir)" e TC para
"conter"), mas também a temperatura na qual a calibração se aplica. Pipetas
e buretas são calibradas com freqüência para transferir volumes
específicos, enquanto frascos volumétricos são calibrados para conter
líquidos.
A medida de Volume
A medida precisa de volume é tão importante em muitos métodos analíticos
como é a medida de massa.
Unidades de volume
A unidade de volume é o litro (L), definido como um decímetro cúbico. O
mililitro (mL) é 1/1000 L e é usado onde o litro representa uma unidade de
volume inconvenientemente grande.
O efeito da temperatura nas medidas de volume
O volume ocupado por uma dada massa de líquido varia com a temperatura,
assim como varia também o recipiente no qual está colocado o líquido,
durante a medida. Entretanto, as maiorias dos equipamentos de medida de
volume são feitos de vidro, o qual felizmente tem pequeno coeficiente de
expansão. Conseqüentemente, as variações no volume em função da temperatura
de um recipiente de vidro não precisam ser consideradas em trabalhos comuns
em química analítica.
O coeficiente de expansão para soluções aquosas diluídas (aproximadamente
0,025% / °C) é tal que uma variação de 5°C tem efeito considerável na
confiabilidade da medida volumétrica.
As medidas volumétricas devem tomar como referência alguma temperatura
padrão; este ponto de referência é geralmente 20°C. A temperatura ambiente
da maioria dos laboratórios fica suficientemente perto de 20°C de modo que
não há necessidade de se efetuar correções das medidas de volume. No
entanto, o coeficiente de expansão para líquidos orgânicos pode requerer
correções para diferenças de temperatura de 1oC ou até menos.
Pipetas
As pipetas permitem a transferência, de um recipiente a outro, de volumes
conhecidos, com precisão. Informações sobre os tipos comuns de pipetas
estão na Tabela 1.
Uma pipeta volumétrica ou de transferência dispensa um volume único, fixo,
entre 0,5 e 200 mL (Tabela 2). Muitas destas pipetas têm códigos coloridos
para fácil identificação de seu volume.
Tabela 1 - Características de pipetas
"Nome "Tipo de "Função "Capacidade "Tipo de drenagem# "
" "Calibração*" "disponível (ml)" "
"Volumétrica "TD "Dispensa de "1-200 "Livre "
" " "volume fixo " " "
"Mohr "TD "Dispensa de "1-25 "Até a linha de "
" " "volume variável " "calibração "
"Sorológica "TD "Dispensa de "0,1-10 "Sopra-se a última "
" " "volume variável " "gota "
"Sorológica "TD "Dispensa de "0,1-10 "Até a linha de "
" " "volume variável " "calibração "
"Ostwald-Folin "TD "Dispensa de "0,5-10 "Sopra-se a última "
" " "volume fixo " "gota "
"Lambda "TC "Contém volume "0,001-2 "Lava-se com "
" " "fixo " "solvente "
" " " " "apropriado "
"Lambda "TD "Dispensa de "0,001-2 "Sopra-se a última "
" " "volume fixo " "gota "
"Eppendorf "TD "Dispensa de "0,001-1 "A ponta é "
" " "volume fixo ou " "esvaziada por "
" " "variável " "deslocamento "
" " " " "com ar "
* TC = conter; TD = dispensar
# Um anel fosco perto do topo das pipetas indicam que a última gota deve
ser soprada.
Tabela 2 - Tolerâncias de Pipetas Volumétricas, Classe A
"Capacidade, mL "Tolerância, ml "
"0,5 "0,006 "
"1 "0,006 "
"2 "0,006 "
"5 "0,01 "
"10 "0,02 "
"20 "0,03 "
"25 "0,03 "
"50 "0,05 "
"100 "0,08 "
As pipetas de medida ou calibradas são aferidas em unidades convenientes
para que permitam a dispensa de qualquer volume, até uma capacidade máxima
que varia de 0,1 a 25 ml.
As pipetas volumétricas e calibradas são preenchidas até uma marca de
calibração da parede externa; a maneira que a transferência é feita depende
de cada caso em particular. Já que existe uma atração entre a maioria dos
líquidos e o vidro, uma pequena quantidade de líquido tende a ficar retida
na ponta da pipeta, depois que a mesma é esvaziada. Este líquido residual
nunca é soprado da pipeta volumétrica ou de alguns tipos de pipetas
calibradas.
Algumas pipetas calibradas pedem que sejam sopradas (Tabela 1).
Micropipetas manuais Eppendorf liberam volumes ajustáveis de líquidos da
ordem de microlitros. Com estas pipetas, um volume conhecido e ajustável de
ar é deslocado da ponteira descartável de plástico pressionando-se o botão
no topo da pipeta, até uma posição desejada de volume. Este botão opera um
pistão que força o ar para fora da pipeta. O volume de ar deslocado pode
ser variado pelo ajuste de um micrômetro digital localizado na frente do
equipamento. A ponteira de plástico é então inserida no líquido e a pressão
do botão é liberada, fazendo com que o líquido seja levado para a ponteira.
A ponteira é então encostada na parede do frasco receptor e o botão é
novamente pressionado até a posição desejada de volume. Após um segundo, o
botão é pressionado até uma segunda posição, a qual esvazia completamente a
ponteira. As faixas de volume e as precisões de pipetas deste tipo estão
mostradas na Tabela 3.
Tabela 3 - Faixa e Precisão de Micropipetas Eppendorf
"Faixa de volume "Desvio padrão ( L)"
"( L) " "
"1-20 "<0,04 @ 2 L "
" "<0,06 @ 20 L "
"10-100 "<0,10 @ 15 L "
" "<0,15 @ 100 L "
"20-200 "<0,15 @ 25 L "
" "<0,30 @ 200 L "
"100-1000 "<0,6 @ 250 L "
" "<1,3 @ 1000 L "
"500-5000 "<3 @ 1,0 mL "
" "<8 @ 5,0 mL "
Várias pipetas automáticas são disponíveis para situações que exigem
dispensa repetida de um volume particular. Além disso, já está disponível
no mercado uma micropipeta motorizada e controlada por computador. Este
equipamento é programado para funcionar como uma pipeta, um dispensador de
múltiplos volumes, uma bureta e como uma forma de diluir amostras. O volume
desejado é inserido através do teclado e aparece num painel. Um pistão
movido por um motor dispensa o líquido. Volumes máximos variam de 10 a 2500
L.
Como usar sua pipeta
As seguintes instruções dizem respeito especificamente a pipetas
volumétricas, mas podem ser consideradas para o uso de outros tipos de
pipetas também.
O líquido é levado até a pipeta através da aplicação de um pequeno vácuo.
Sua boca nunca deve ser usada para sucção já que há possibilidade de
ingerir acidentalmente o líquido sendo pipetado. Ao invés da boca, deve-se
usar uma pêra de borracha ou um tubo de borracha conectado à trompa de
vácuo.
Limpeza
Use uma pêra para aspirar solução de detergente a um nível de 2 a 3 cm
acima da marca de calibração da pipeta. Drene esta solução e enxágüe a
pipeta com várias porções de água de torneira. Verifique se o filme de água
na parede da pipeta é homogêneo ou se há rupturas do filme. Se houver
rupturas, lave tantas vezes com detergentes quantas forem necessárias.
Finalmente, preencha a pipeta com água destilada com um terço de sua
capacidade e rode-a até molhar toda a sua superfície interna. Repita este
procedimento com água destilada pelo menos duas vezes.
A medida de uma alíquota
Use uma pêra para aspirar um pequeno volume do líquido a ser amostrado para
a pipeta e molhe sua superfície interna com este líquido. Repita isto com
outras duas porções do líquido. Então, cuidadosamente, preencha a pipeta
com um volume um pouco acima da marca de calibração (Rapidamente, substitua
a pêra por seu dedo indicador para interromper a liberação do líquido.
Certifique-se que não há bolhas no líquido e nem espuma em sua superfície.
Incline um pouco a pipeta e enxugue sua parede externa com papel
absorvente. Toque a ponta da pipeta na parede interna de um béquer (não o
frasco para onde a alíquota vai ser transferida), e vagarosamente, deixe
que o líquido escorra dando uma ligeira folga na pressão exercida pelo seu
dedo indicador (Nota 1), até que o menisco do líquido alcance exatamente a
marca de calibração da pipeta. Então coloque a ponta da pipeta dentro do
frasco receptor da alíquota e deixe o líquido escorrer livremente. Descanse
então a ponta da pipeta na parede interna do frasco por poucos segundos.
Finalmente, retire a pipeta com um movimento de rotação para remover
qualquer líquido aderido na sua ponta. O pequeno volume retido na ponta de
uma). Pipeta volumétrica nunca deve ser soprada para ser liberada.
Notas
1. O líquido pode ser retido de forma mais adequada com seu dedo
indicador se este estiver ligeiramente úmido. Se a umidade for muito
alta, o controle do nível do líquido fica impossível.
2. Enxágüe a pipeta muito bem após cada vez que for usada.
Buretas
Assim como as pipetas, as buretas são capazes de dispensar qualquer volume,
até sua capacidade máxima. A precisão alcançável com uma bureta é muito
maior do que com uma pipeta.
Uma bureta consiste de um tubo calibrado usado para conter um titulante
mais um sistema de válvula (torneira da bureta), pelo qual a vazão de
titulante é controlada. Esta torneira é a principal distinção entre as
buretas. A torneira de pinça consiste de um tubo curto de borracha com uma
pérola de vidro bem ajustada dentro dele. Este tubo de borracha liga a
bureta à sua ponteira.
Somente quando o tubo de borracha é deformado, o líquido pode passar pela
pérola de vidro.
Um outro tipo de bureta é a equipada com uma torneira de vidro colocada
dentro de um cilindro de vidro esmerilhado. Um lubrificante é colocado
entre as paredes para selar a passagem de líquido. Algumas soluções, em
especial as bases, provocam o travamento da torneira. Portanto, uma
cuidadosa limpeza deve ser feita após cada uso. Torneiras de Teflon são
comuns, pois não são afetadas pela maioria dos reagentes e não necessitam
de lubrificação.
Como usar sua bureta
Antes de ser usada, a bureta deve estar muito limpa. Além disso, a torneira
deve estar envolta com graxa para evitar que seja molhada com o líquido.
Considerações Gerais sobre o Uso de Equipamentos Volumétricos
As marcas de volume são feitas pelos fabricantes com os equipamentos
volumétricos bem limpos. Um nível de limpeza análogo deve ser mantido no
laboratório se estas marcas forem usadas com confiança. Somente superfície
de vidro limpa sustenta um filme uniforme de líquido. Poeira ou óleo rompe
este filme. Portanto, a existência de rupturas no filme é uma indicação de
uma superfície "suja".
Limpeza
Uma breve agitação com uma solução quente de detergente é geralmente
suficiente para remover graxa e poeira. Agitação prolongada não é
aconselhável já que pode aparecer um anel na interface detergente/ar. Este
anel não pode ser removido e inutiliza o equipamento.
Depois de ser limpo, o aparato deve ser bem enxaguado com água de torneira
e então duas a três vezes com água destilada. Raramente é necessário secar
vidraria volumétrica.
Evitando a paralaxe
A superfície de um líquido confinado num tubo estreito exibe uma curvatura
marcante, ou menisco. É comum utilizar a parte inferior do menisco como
ponto de referência na calibração e no uso de equipamento volumétrico. Este
ponto mínimo pode ser mais bem visualizado segurando-se um cartão de papel
opaco atrás da coluna graduada.
Ao se ler volumes, seu olho deve estar no nível da superfície do líquido
para assim evitar um erro devido à paralaxe. Paralaxe é um fenômeno que
provoca a sensação: (a) do volume ser menor que seu valor real se o menisco
for "olhado" por cima da superfície e (b) do volume ser maior se o menisco
for "olhado" abaixo da superfície do líquido.
Higienização
Limpeza do material de vidro
Toda a vidraria utilizada em uma análise química qualitativa ou
quantitativa deve estar perfeitamente limpa antes do uso, pois a presença
de substâncias contaminantes pode induzir erros no resultado final da
análise.
Não existe um método ideal para limpeza da vidraria de laboratório. Um
método que é próprio para uma determinada experiência pode deixar resíduos
para uma outra.
Toda vidraria geralmente é lavada com o auxílio de escovas e solução de
detergente neutro, enxaguados com água corrente (torneira) e posteriormente
três vezes com água pura (destilada ou deionizada) secando em um local
protegido da poeira ou em estufas de secagem (exceto vidrarias graduadas).
Para casos mais resistentes e para pipetas onde a escova não pode chegar é
necessário uma solução de lavagem mais ativa. Algumas dessas soluções são
mencionadas abaixo:
Solução Alcoólica de Hidróxido de Potássio
É um reagente desengordurante muito eficaz, de ação rápida.
Preparo: Dissolvem-se 100 g de hidróxido de potássio em 50 mL de água e
após o resfriamento completa-se a 1 litro com álcool etílico a 95%, agita-
se e filtra-se com um funil de vidro sinterizado após 24 horas de
decantação. Não deixe em contato com material volumétrico mais do que 5
minutos, pois ela ataca lentamente o vidro. Mantenha em frasco plástico
(polietileno). Seu uso pode ser repetido mesmo após o escurecimento.
Uso: Após deixar submerso o material por alguns minutos lavar com água
abundante algumas vezes, usar posteriormente uma solução diluída de HCl
para neutralizar traços da substância alcalina e lavá-lo novamente com
água.
Peróxido ácido
Utilizado para limpeza de resíduos de natureza diversa, principalmente
manchas marrons de MnO2 e compostos de ferro.
Preparo: Mistura na proporção de 1:1 de H2O2 3%(m/v) e HCl 6 mol L-1.
Uso: Deixar o material submerso por 24 horas no mínimo e lavar com água
destilada algumas vezes. Não guardar a solução em recipiente fechado.
Solução ácida
Utilizada para limpar vidrarias destinadas a análise de metais.
Preparo: solução de HCl 10% (v/v).
Uso: Deixar o material submerso por 24 horas no mínimo e lavar a vidraria
com água destilada ou ultra-pura, dependendo da aplicação. Secar o material
em local isento de poeira.
Práticas que devem ser evitadas durante a limpeza dos materiais
volumétricos.
Nunca aquecer um aparelho volumétrico, o qual pode se deformar.
Não deixe o material imerso na solução de limpeza por muito tempo.
Não utilize ar comprimido para secagem da vidraria, porque contém óleo do
compressor e poeira do ambiente.
Se existe a necessidade de secagem forçada, utilize nitrogênio gasoso para
esse procedimento.
Precauções quanto à segurança: Utilizar avental branco de mangas longas,
óculos de segurança, luvas descartáveis, mascaras quando necessário e luvas
de borracha quando trabalhar com ácidos concentrados.
ALCALIMETRIA
Objetivo: Preparar e padronizar uma solução de hidróxido de sódio 0,1
normal
Material
Erlenmeyer de 250 ml ou 125 ml; Bureta de 50 ml; proveta graduada de 100
ml; Becker de 100 ml e 250 ml; balão volumétrico de 500 ml ou 1000 ml.
Reagentes
Hidróxido de Sódio PA; água deionizada; solução indicadora fenolftaleína
0,1%; biftalato de potássio PA.
PROCEDIMENTO 01: o procedimento inicia-se com a realização dos cálculos
para se saber a massa que será necessária para se obter a concentração
desejada de 0,1 N. Após os cálculos, deve-se pesar o NaOH (pa), ou seja, as
4g em um béquer de 100 ml ou 250 ml e dissolver com água destilada, após
dissolução transferir para 1 balão volumétrico de 1 litro e completar com
água deionizada até o menisco.
PS. NaOH é altamente higroscópica e exotérmica.
Eq = mol = 40 g/mol
Eq = mol = 40 g OU nº. Eq = massa OU N = nº. Eq
OH- 1 Eq V(l)
N = m 0,1N = m m = 4,0g
Eq V (L) 40.1
PS. Para eliminar o gás carbônico, adiciona-se 1 a 2g de BaCl2 p/ litro.
Padronização com o PADRÃO: C8H5KO4 - biftalato de potássio
O padrão primário do hidróxido de sódio é o biftalato de potássio, portanto
deve-se realizar o cálculo da massa a ser pesada, lembrando que a
normalidade do padrão deve ter a mesma da solução problema. Pesa-se a massa
calculada do padrão em um erlenmeyer de 250 ml, dissolve com água e
adiciona-se 2 gotas do indicador fenolftaleína. Titula-se com NaOH 0,1N até
viragem (rosa bebê) pH 8,2. Deve-se 4 paralelos.
N = massa ( 0,1 = m ( m = 0,40844 g
Eq V(L) 204,22 0,02
3 NaOH(aq) + C8H5KO4 ( NaKC8H4O4 + H2O
PREPARAÇÃO: indicador fenolftaleína
Dissolve-se 1g de fenolftaleína em 60ml de álcool etílico anidro e completa-
se até 100ml de água destilada.
pH = 8,3 – incolor ou levemente rósea / 9,8 – vermelho ou pink.
CÁLCULO DO FATOR:
Fc = VT f = massa do padrão
VR Eq. Do Pd. V(ml). N
1000
Podemos Padronização com HCl: pode-se padronizar com HCl preparado e
fatorado. Toma-se 25ml desse HCl e adicione 2 gotas de fenolftaleína.
Titula-se com NaOH 0,1N até viragem (rosa bebê) pH 8,2. Deve-se 4
paralelos.
NaOH + HCl NaCl + H2O
NEUTRALIZAÇÃO DO RESÍDUO GERADO: O produto que neutraliza o NaOH é o mesmo
do HCl, ou bicarbonato de sódio (0,1N) C= 8,4 g/l em 1 litro de água
destilada. Deve-se deixar o NaHCO3 secar durante 4 horas.
(Eq = 84,01).
SEGURANÇA: Devem-se usar óculos de segurança, luvas e avental. Cuidado com
pesagem, você pode perder massa de NaOH pular e não perceber.
ROTULAGEM DO FRASCO: NOME DA SOLUÇÂO; CONCENTRAÇÃO, DATA DO PREPARO,
VALIDADE DE 90 DIAS OU PADRONIZAÇÃO SEMANALMENTE DE ACORDO COM O USO.
ACIDIMETRIA
Objetivo: Baseado no exemplo a seguir, faça os cálculos para preparação e
padronização de uma solução de àcido Sulfúrico H2SO4 1 Normal, 0,1 Normal e
0,02 Normal.
a) Devemos lembrar que equivalente do H2SO4 = 49 g/eq
b) Calcular quanto devemos pipetar de ácido Sulfúrico de acordo com cada
concentração.
c) Faça os cálculos do sal carbonato de sódio de acordo com as
concentrações dos ácidos.
Exemplo de como preparar e padronizar uma solução de ácido clorídrico 0,1
normal
Material
Erlenmeyer de 250 ml ou 125 ml bureta de 50 ml; proveta graduada de 100 ml;
béquer de 100 ml e 250 ml; balão volumétrico de 500 ml ou 1000 ml.
Reagentes
Ácido clorídrico PA; água deionizada; solução indicadora de metilorange ou
alaranjado de metila 0,2%; carbonato de sódio anidro.
NOTA1 Verificar sempre a pureza do reagente PA, converter a massa a 100%
encontrada para massa equivalente a pureza do reagente.
PROCEDIMENTO 01: o procedimento inicia-se com a realização dos cálculos
para se saber o volume de HCl que serão necessários para se obter a
concentração desejada de 0,1 mol/L. Após os cálculos coloca-se água
destilada até a metade do balão volumétrico de 1 litro, em seguida,
adicionam-se os 8,5ml de HCl com o auxílio de uma pipeta graduada, completa-
se com água destilada até a marca do balão, fecha-se e agita-se, invertendo
o balão três vezes para homogeneização.
Eq = Mol = 36,5 g/mol
N = 0,1 N ( 0,1N = 0,1M
N = massa ( 0,1 = m ( m = 3,65g
Eq. V(L) 36,5. 1
NºEq = massa ou Eq = mol
Eq nº. H+
Eq = mol = 36,1 = 36,5
1
O HCl deve-se trabalhar em volume, em capela ventilada, pois desprende
fumaça e cheiro irritante.
d20ºC = 1,18 g/cm3 d = m ( 1,18 = 3,65 ( V = 3,09ml
V V
3,09 37%
x 100% x = 8,5 (aprox.)
O mesmo volume é encontrado fazendo-se os cálculos em termos de
concentração em mol/L:
m1 = 3,65 g de HCl
m = 9,86 g
V = 8,4 mL
Cálculo da massa do padrão primário necessária para a padronização
– Tratamento térmico do Na2CO3 (carbonato de sódio anidro): secar em estufa
a 100-120º por 3 horas, retirar e acondicionar em dessecador (com agente
secante), fazer vácuo, e abrir somente no momento da pesagem.
2HCl(aq) + Na2CO3(aq)
2NaCl(aq) + CO2(g) + H2O
nHCl = 2 . nNa2CO3
m = 0,1325 g de
Na2CO3
ou
m1 = 0,1325 g
(PS. A normalidade do padrão deve ser a mesma da solução problema).
INDICADOR: alaranjado de metila ou metilorange
Dissolva 0,2g de metilorange em água quente, após resfriamento, filtra-se,
se necessário e dilua com água até 100ml.
pH = 3,1 – levemente vermelha / pH = 4,4 – laranja amarelado.
PROCEDIMENTO 02: pesa-se em um erlenmeyer de 250 ml ou 125 ml a massa
calculada de carbonato de sódio, adiciona-se em torno de 25 ml de água
destilada. Adiciona-se o indicador metilorange e inicia-se a titulação com
HCl na bureta. O ponto de viragem é obtido com a visualização da cor
amarelo-vermelho. Deve-se fazer 4 paralelos.
REAÇÃO ENVOLVIDA: 2 HCl + Na2CO3 2 NaCl +
H2CO3
CÁLCULOS DO FATOR:
Fc = VT f = massa do padrão
VR Eq. Do Pd. V(ml). N
1000
NEUTRALIZAÇÃO DO RESÍDUO GERADO: O produto que neutraliza o HCl conc = 3,09
g/l é o bicarbonato de sódio na mesma concentração 0,1N. Deve-se deixar
secar o bicarbonato por 4 horas, dissolver 8,4g em 1L de água (Eq Na2CO3 =
53,01)
SEGURANÇA: Devem-se usar óculos de segurança, luvas e avental de mangas
compridas para manusear o HCl. Deve-se fazer na capela.
ACONDICIONAMENTO: Frasco Escuro de Vidro ou polietileno branco; Manter bem
fechado em lugar seco e ao abrigo de luz.
ROTULAGEM DO FRASCO: NOME DA SOLUÇÂO; CONCENTRAÇÃO, DATA DO PREPARO,
VALIDADE DE 90 DIAS OU PADRONIZAÇÃO SEMANALMENTE DE ACORDO COM O USO.
REALIZAR TETRAPLICATA
RETROTITULAÇÃO
Determinação de Hidróxido de magnésio em Leite de magnésia
Uma das etapas mais importantes em uma análise é a amostragem, pois, em
geral, apenas uma pequena porção do material de interesse será analisada, e
esta deve ser representativa do todo.
Muitas vezes a amostra não está em condições de ser diretamente analisada,
já que a maioria dos métodos analíticos emprega soluções, e nem sempre o
material é solúvel em água. Pode ser necessária à abertura da amostra, e o
método empregado depende de sua natureza.
Após a obtenção da solução pode ser necessária uma separação ou
imobilização de interferentes.
Outro fator importante é a escolha do método, que depende fundamentalmente
da concentração do analito. Métodos clássicos são aplicados a
macrocomponentes.
Questionário:
o que é amostragem? Quais as etapas de um processo de amostragem?
Qual a diferença entre amostra homogêneas e heterogêneas? Dê um exemplo de
cada uma.
Qual o efeito do erro de amostragem no resultado da análise?
Como é realizada a amostragem de uma suspensão?
Por que é necessário realizar a abertura da amostra por dissolução com
ácido em lugar de realizar a titulação diretamente na amostra?
O que é titulação direta? E retrotitulação ou titulação de retorno?
Volumetria de Neutralização
À amostra é adicionado excesso (Va) de solução padrão de ácido (Ma),
ocorrendo a seguinte reação:
Mg(OH)2 + 2HCl ( MgCl2 + 2H2O + HClexc
O excesso de ácido é titulado com solução padrão de NaOH:
HClexc + NaOH ( NaCl + H2O
Conhecendo-se o número de moles total de ácido (na) adicionado e o número
de moles em excesso (naexc), determina-se o número de moles que reagiu (nar
( reagiu )) com o Mg(OH)2, através da regra de três:
1mol Mg(OH)2 ( 2 mol HCl
nMg(OH)2 mol Mg(OH)2 ( nar mol HCl
2.nMg(OH)2 = 1.nar mol HCl
nar = na - naexc
naexc = nNaOH = MNaOH . VNaOH
na = Ma .Va
onde MNaOH e VNaOH são a concentração e o volume de NaOH gastos na
titulação.
( nMg(OH)2 = 1/2(Ma .Va - MNaOH . VNaOH)
% Mg(OH)2 = [(nMg(OH)2 . PM Mg(OH)2)/massa da amostra].100
prática
Agitar vigorosamente o frasco de leite de magnésia.
Pesar imediatamente, com o auxílio de um conta gotas, não mais que 0,4 ou
0,5 g da amostra em um erlynmeyer. Adicionar, com uma pipeta volumétrica,
exatamente 25 mL de solução padrão de HCl 0,1 mol/L fatorado e agitar até
dissolver completamente, tomando cuidado para que não haja perda.
Adicionar 2 gotas de fenolftaleína ou vermelho de metila e titular com
solução padrão de NaOH 0,1 mol/L fatorado.
Repetir o procedimento pelo menos mais três vezes.
Calcular a porcentagem de hidróxido de magnésio no leite de magnésia
Calcular o desvio padrão relativo.
Discutir os resultados baseado, pelo menos, no questionário acima.
Titulometria de Complexação
EDTA – Ácido Etilenodiaminotetracético C10H16N2 O8
Densidade: 0.86 g/cm³
Ponto de fusão: 237-245 °C
(dec.)
A titulometria de complexação baseia-se em reações que envolvem um íon
metálico e um agente ligante com formação de um complexo suficientemente
estável.
A estabilidade dos complexos está relacionada com a capacidade de
complexação do íon metálico envolvido e com as características do reagente.
A relativa capacidade de complexação dos metais está baseada na divisão dos
metais em ácidos de Lewis, segundo a classificação de Scwarzenbach:
a) cátions com a configuração de metais nobres (alcalinos, alcalinos-
terrosos e alumínio). Na formação dos complexos predominam forças
eletrostáticas, de modo que as interações entre íons pequenos de carga
elevada são particularmente fortes, conduzindo a complexos estáveis.
b) cátions com subcamadas d completamente preenchidas cobre I, prata e ouro
I. Estes íons têm um alto poder de polarização e as ligações formadas nos
seus complexos têm caráter covalente apreciável. Os complexos são tanto
mais estáveis quanto mais nobres são os metais e menos eletronegativo é o
átomo doador do ligante.
c) íons de metal de transição com subcamadas d incompletas. Entre as
características do ligante que são reconhecidas como influente na
estabilidade dos complexos em que estão envolvidas estão: a força básica do
ligante, suas propriedades de quelação e efeitos estéricos.
O termo efeito quelato refere-se ao fato de que um complexo quelatado, isto
é, que seja formado por um ligante bidentado ou multidentado, é mais
estável do que o correspondente complexo com ligantes monodentados; quando
maior o número de ligações ao íon central, maior a estabilidade do
complexo.
Um outro fato que deve ser levado em consideração é a velocidade de reação.
Para que um complexo tenha utilidade analítica é necessário que a reação
seja rápida. Quanto à velocidade, os complexos classificam-se em lábeis e
inertes. O termo complexo lábil é aplicado aos casos em que a substituição
nucleofílica é completa dentro do intervalo de tempo requerido para fazer a
mistura dos reagentes. O termo inerte requerido para fazer a mistura dos
reagentes. O termo inerte é aplicado aos complexos que sofrem reações de
substituição lentas.
EDTA o ácido etilenodiaminotetracético pertence à classe de substâncias
chamadas de complexonas ou quelões. A molécula é um ácido tetraprótico com
dois átomos de nitrogênio. Apresenta, portanto, seis posições ligantes
possíveis prótons são removidos.
O EDTA, como agente complexante, forma complexos estáveis de estequiometria
1:1 com grande número de íons metálicos em solução aquosa.
Esse reagente pode ser obtido com alta pureza, na forma do ácido
propriamente dito ou na forma do sal dissódico dihratado. As duas formas
possuem alta massa molar, mas o sal dissódico tem a vantagem de ser mais
facilmente solúvel em água.
Somente para valores de pH acima de 10 é que a maior parte do EDTA existe,
em solução, na forma da espécie Y -4. Para valores de pH abaixo 10
predominam as outras espécies protonadas. Nesses casos, pode-se considerar
que o íon H + complete com o íon metálico pelo EDTA.
O valor de pH pode ser calculado e envolve o valor da constante de
estabilidade absoluta e os valores apropriados das constantes de
dissociação do EDTA.
Os indicadores de metais são substâncias que formam sais complexos com o
metal que é titulado, adquirindo coloração diferente daquela própria do
indicador e de estabilidade menor que a dos complexos do metal com EDTA.
Assim, a adição do indicador à solução problema, tem como primeiro efeito o
de complexar uma fração equivalente dos íons metálicos presentes,
adquirindo coloração característica do complexo metálico do indicador.
Em seguida, titula-se com solução padrão de EDTA, operando numa faixa de pH
definida. O EDTA após complexar inicialmente os íons metálicos livres,
reage com os íons metálicos complexados pelo indicador, pois esse complexo
e menos estável. Assim, a segunda complexação libera o indicador e,
consequentemente, volta a sua coloração original; resulta, portanto, a
possibilidade de reconhecer, com precisão, o ponto final da titulação.
Se esse fenômeno não ocorrer, é que o íon metálico bloqueou o indicador não
o liberando para o meio e com isso a coloração da solução não se altera no
ponto estequiométrico, ocasionando erro de titulação.
O ericromo T é um indicador metalocrômico. Sua aparência é de pó escuro,
quase preto, com um leve brilho metálico.
PREPARO DAS SOLUÇÕES
1) Solução do sal dissódico do ETDA 0,01 M (M/100) (Titriplex III)
Pesar 3,723 g de sal dissódico da ETDA, dissolver em 100 mL de água
destilada em balão volumétrico de 1000 mL, homogeneíze e complete o volume.
2) Solução Tampão (pH = 10 +- 0,1) ou Hidróxido de amônio R
Dissolver 16,9 g de cloreto de amônio (NH4CI) em 143 mL de hidróxido de
amônio concentrado (NH4OH), adicionar 1,179 g de sal dissódico do
etilenodiamina tetracético dihidrato (Na2ETDA.2H2O) e 0,780 g de sulfato de
magnésio heptahidrato (MgSO4.7H2O) ou 0,644 g de cloreto de magnésio
hexahidratado dissolvidos em 50 mL de água destilada. Diluir com água
destilada para 250 mL.
A utilização de 1 a 2 mL desta solução tampão devem elevar o pH da amostra
para 10 +- 0,1 no final da titulação.
3) Indicador Negro de Eriocromo T ou comprimidos de indicador-tampão MERCK
(negro de ericromo T = sal sódico do ácido 2 hidroxi –1- (1'-hidroxinaftil-
2'-azo)-6-
Misturar 0,5 g de negro eriocromo a 100 g de cloreto de sódio.
4) SOLUÇÃO DE CÁLCIO PADRÃO
Pesar exatamente 1,0000 g de CaCO3 anidro e P.A. e transferir para um
Erlenmeyer de 250 mL de capacidade. Adicionar aos poucos, com auxílio de um
funil, solução de HCl (1:1) até dissolver todo o carbonato. Em seguida
juntar 200 mL de água e levar à ebulição por alguns minutos para eliminar
todo o CO2. Esfriar. Adicionar 2 a 3 gotas de vermelho de metila e ajustar
a cor laranja intermediária pela adição de solução NH4OH ou HCl (1:1).
Transferir toda a mistura para um balão volumétrico de 1 litro e completar
com água destilada. Agitar para homogeneizar. Cada mL dessa solução
equivale a 1,00 mg de CaCO3.
5) Padronização de solução de EDTA
Pipetar 25 ml de solução de cálcio padrão e transferi-los para uma cápsula
de porcelana juntando 50 mL de água redestilada.
Adicionar de 1 a 2 ml da solução-tampão para obter um pH aproximadamente
10.
Em seguida, juntar 0,05 g do indicador (mistura de 0,5 g de Negro de
Eriocromo T com 100 g de NaCl guardada em frasco bem fechado).
Titular com a solução de EDTA a ser padronizada, gota a gota, até
desaparecer a última coloração avermelhada e aparecer à cor azul indicadora
do ponto final da titulação.
Cálculos: Fc = M2. V2/ M1. V1 ou V real / V teórico obs. Solução de EDTA
0,01 = Solução padrão de cálcio 0,01.
VOLUMETRIA DE OXI-REDUÇÃO
A reação entre o titulante e o titulado é de oxi-redução. Vamos
estudar as duas mais importantes: a PERMANGANOMETRIA e a IODOMETRIA.
PERMANGANOMETRIA
Baseada nas reações de oxidação do permanganato de potássio, que podem ser:
a) Em meio ácido: MnO4- + 8 H+ Mn+2 + 4 H2O + 5
elétrons
+7 +2
b) Em meio básico: MnO4- + 4 H+ + 3 elétrons Mn+4 + 2
H2O
+7 +4
PREPARAÇÃO DA SOLUÇÃO 0,1N DE KMnO4
Pesar cerca de 3,2g de permanganato de potássio (E = 31,61g), dissolver
para 1 litro com água destilada, aquecer até ferver e conservar em
aquecimento, abaixo da temperatura de ebulição, pôr 1 h. Depois de 2 ou 3
dias, filtrar em material livre de matéria orgânica. Guardar em frasco
âmbar e em lugar protegido da luz, de vapores redutores e de poeiras.
PADRONIZAÇÃO
Pesar por volta de 0,134 g de oxalato de sódio puro e seco (105ºC – 110ºC).
Passar para um erlenmeyer de 250ml, dissolver com 60ml de água destilada.
Juntar 10ml de H2SO4 1:1. Aquecer à 80ºC – 90ºC e titular com o
permanganato de potássio. A adição não deve superar 15ml por minuto, o
último ml deve ser colocado gota-a-gota, tendo-se o cuidado de esperar que
cada uma delas se descore antes de adicionar a próxima. O ponto final é
indicado pelo aparecimento de uma coloração rósea persistente. A
temperatura não deve ser menor que 60ºC, durante a titulação.
QUESTÕES
1. Escreva a equação da reação envolvida na titulação.
2. O E do oxalato de sódio = 67g. Escreva a fórmula de cálculo do fator de
correção do permanganato de potássio 0,1N.
3. Calcule o fator de correção do permanganato de potássio 0,1N
4. Faça um relatório completo da determinação do teor de água oxigenada na
água oxigenada 10 volumes.
IODOMETRIA
CONSIDERAÇÕES TEÓRICAS:
O Iodo forma com o amido um complexo de cor azul (pode varias até o
roxo).
O Iodo é insolúvel em água, porém é solúvel numa solução aquosa de
Iodeto de Potássio.
O Ponto de Equivalência pode indicar a presença de iodo (a solução
ficará azul na presença de amido) ou o total consumo do iodo (a solução
passa de azul para incolor).
A iodometria pode ser usada para determinação de Cloro Ativo, Peróxido
de Hidrogênio, Ferrocianetos, Sulfetos, Ferro III etc.
O MÉTODO ESTÁ BASEADO NA REAÇÃO REVERSÍVEL.
I2 + 2e- 2 I-
E do Iodo = Massa molar: 2 = 126,9g
0. -1
Δ = 0 – (-1) = 1 x 2 = 2
PREPARAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO 0,1N DE IODO
Dissolver aproximadamente 36g de iodeto de potássio em 100ml de água
destilada, juntar aproximadamente 12,8g de Iodo, dissolver. Passar para um
balão volumétrico de 1L e completar o volume com água destilada. Deixar em
repouso em lugar escuro por, pelo menos, dois dias, filtrar em placa porosa
e guardar em frasco âmbar.
PADRONIZAÇÃO
Não existe padrão primário para o Iodo. A padronização será feita através
de uma outra solução padronizada, no nosso caso será a solução de Na2S2O3
(tiossulfato de sódio).
Passos a seguir:
1. Preparação da solução de Na2S2O3: Pesar 25g de tiossulfato de sódio,
dissolver em água destilada fervida e à quente, adicionar 0,1ml de
hidróxido ou carbonato de sódio. Resfriar e diluir a 1L adicionar 0,5 ml
de clorofórmio, manter em frasco escuro durante, pelo menos, dois dias.
2. Padronização da solução de Na2S2O3: Adicionar 20ml da solução
padronizada de KMnO4 em erlenmeyer munido de tampa, adicionar: 3g de KI,
50ml de água destilada e 5ml de HClconc. Deixar repousar no escuro por 5
minutos. Adicionar 50ml de água destilada e titular, vagarosamente, com o
tiossulfato. Quando a cor se apresentar amarelada, adicionar 5 gotas de
solução de amido. Titular vagarosamente até o desaparecimento da cor
azul. Reações envolvidas:
(A) 2 KmnO4 + 10 KI + 16 HCl 12 KCl + 2 MnCl2 + 8
H2O + 5 I2
(B) 2 Na2S2O3 + I2 Na2S4O6 + 2 NaI
3. Padronização da solução de Iodo: tomar 20ml da solução de Iodo, diluir
com 100ml de água destilada e titular, vagarosamente, com a solução de
tiossulfato de sódio 0,1N fatorada, até o aparecimento de uma coloração
amarelada, adicionar 2ml de solução de amido 1% (recém preparada) e
titular até o desaparecimento da cor azul.
4. Preparação da solução de amido a 1% pesar 1 grama de amido solúvel m
balança analítica e adicionar 100 ml de água destilada fervente,
solubilizar como se prepara uma emulsão (lentamente), após preparo,
filtrar em algodão para evitar possíveis fibras que não tenha sido
solubilizadas.
Padronização da solução de tiossulfato 0,1 mol L-1 ( Usando Dicromato de
Potássio)
Para padronizar uma solução 0,1 mol L-1 de tiossulfato de sódio, pesa-
se cerca de 0,13 g e não mais que 0,15 g (anotando até ± 0,1 mg) de
dicromato de potássio puro e seco em estufa a 120°C por 2 V2 horas (padrão
primário) e dissolve-se esta amostra em 50 mL de água. Adicionam-se ao meio
2 g de iodeto de potássio e 8 mL de ácido clorídrico concentrado.
Homogeneiza-se c titula-se a solução resultante com tiossulfato, sob
agitação constante, até que a cor castanha mude para verde amarelado. Neste
ponto, adicionam-se 3 mL de solução de amido e continua-se a titulação até
a brusca mudança da cor azul para verde puro.
Em lugar do dicromato de potássio, diversas outras substâncias podem
ser usadas como padrão primário, dentre as quais, iodato e bromato de
potássio.
Em meio ácido, os íons dicromato reagem com iodeto de acordo com a
reação:
Cr2O2/7 + 14H+ + 6I- 3I2 + 2CR3+ + 7H2O
A velocidade dessa reação aumenta bastante com o aumento da
concentração de íons H+, e por isso deve ser feita em solução fortemente
ácida. No entanto, em soluções muito ácidas podem ocorrer erros devido à
oxidação do iodeto pelo oxigênio do ar, mas fazendo-se a padronização pelo
procedimento acima descrito, o erro na concentração final será minimizado.
Com estes dados calcula-se a concentração da solução-padrão sabendo-se que
cada mol de K2Cr2O7 (massa molar = 294,19 g mol"1) produz 3 moles de I2,
que reagem com 6 moles de Na2S2O3. De tal modo que a quantidade de matéria
em Na2S2O3 é igual à quantidade de matéria em K2Cr2O7 multiplicado por 6.
Determinação de Concentração de água Oxigenada (H2O2 )
Pegue 10 ml de H2O2 preparada (pesar por volta de 3,036 gramas e avolumar
para 100 ml em balão volumétrico) e acidule a amostra a ser titulada com
10ml de ácido sulfúrico 1:1 ou 5 ml de ácido sulfúrico concentrado PA. E
titule com Permanganato de Potássio previamente fatorado.
E da água oxigenada = 17,01g.
H2O2 H2O + ½ O2 22,4
na CNTP 10Volumes = 10 L de O2
34g 11,2 L (CNTP)
x= 10L= 10V
Mol H2O2 = 34 g/mol Eq = 17
x= 30,36g
N= massa/Eq x V(L) = n= 30,36/17X1 N= 1,786 Normal do H2O2
A viragem ocorre quando o nº. equivalentes de KMnO4 e igual ao número de
equivalente de H2O2.
Correção dos volumes gastos de KMnO4 (Eq= KMnO4 = 31,6)
Exemplo de Titulação de KMnO4 e H2O2
V (ml) x fc / 1000 = 52, 3 x 1,000 / 1000 = 0, 0583
N= massa / Eq x V(L) = 1,786 = massa / 31,6 x 0, 0523 = massa 2,951g.
H2O2 Conc. Apresenta uma concentração de 30% igual a 100V ou seja 10V = 3%
30,36g 30%
2,951 x = 2,917%
Deve-se sempre fazer quatro paralelos da amostra preparada.
Questões:
1- Escreva a formula de cálculo do fator de correção da solução de
Tiossulfato de Sódio.
2- Calcule o fator de correção da solução Tiossulfato de Sódio.
3- Escreva a formula de cálculo do fator de correção da solução de Iodo.
4- Calcule o fator de correção da solução de Iodo.
5- Calcule a porcentagem de H2O2 obtida na analise da mesma.
6- Por que usamos amido como indicador em oxido-redução?
7- Por que a solução de amido deve ser preparada recentemente?
Argentômetria
Volumetria de precipitação quando as duas soluções reagem produzindo um
precipitado. Em geral. Ocorre entre dois sais com a formação de um sal
insolúvel.
SOLUÇÃO DE NITRATO DE PRATA 0,1 normal
Seca-se o nitrato de prata (mol = 169,88 g/mol) puro a 100 a 150°C durante
1 hora, pesar exatamente 17g até 0,1 mg, dissolve-se em água e completa-se
a 1 litro.
O nitrato de prata é um cristal incolor ou branco e é sensível à luz. É
facilmente reduzido pelo contato com substancias orgânicas formando prata
metálica. 100g de água dissolvem 122g (0°C) e 952g (100°C) e a solução é
neutra. É pouco solúvel em álcool e benzeno. Coloca-se a solução de nitrato
de prata em vidro escuro e conserva-se em lugar escuro e fresco.
Método de Mohr
Procedimento: Pesar de acordo com os cálculos a massa de cloreto de sódio
dissolver em 50 ml de água e adicionar 1ml de solução de cromato de
potássio titular com a solução de nitrato de prata preparada até que a
turvação de AgCl fique marrom avermelhada.
N = massa ( 0,1 = m ( m = 0,1170 g
Eq V(L) 58,5 0,02
Reações envolvidas:
Na Cl + Ag NO3 = Ag Cl +Na NO3
AgNO3 + K2 CrO4 = Ag2 CrO4 + 2 KNO3
Esta reação de titulação deverá ser feita em meio neutro (pH= 6,5 a 10, 5)
e então se deve neutralizar previamente com bicarbonato de sódio ou acido
nítrico conforme a solução seja acida ou alcalina. Isto porque a
precipitação de Ag2CrO4 não ocorre em meio acido ou alcalino e haverá
dificuldade na obtenção de ponto final nítido. Neste método, não se pode
inverter a forma de titulação.
Preparação da Solução de Cromato de Potássio
Pesa-se 5 g exatamente de Cromato de Potássio e dilui-se e transfere
quantitativamente para balão volumétrico e 100 ml. Após transfere-se para
um frasco âmbar, coloca-se uma etiqueta com nome, data, e usa-se como
indicador de viragem.
CÁLCULO DO FATOR:
Fc = VT f = massa do padrão
VR Eq. Do Pd. V(ml). N
1000
Método Volhard
a. Preparação de uma solução padrão de KSCN (tiocianato de potássio) 0,1
M
Pesa, por diferença, ao redor de 9,7 g de KSCN seco a 120 – 150ºC por 1 – 2
horas em estufa, dissolve-se a amostra num mínimo de água em um balão
volumétrico de 1 litro e a seguir eleva-se o volume até a marca do menisco.
Nestas condições o KSCN é tomado como um padrão primário.
b. Método de padronização da solução de KSCN
Adicionam-se 20 mL de HNO3 10% (isentos de HNO2) 0,1N, 2 mL de uma solução
de sulfato férrico amoniacal (como indicador), 50 mL de água em 25 mL de
solução padrão de AgNO3 0,1N. mantém-se a temperatura da solução menor que
25°C e goteja-se solução de KSCN a ser padronizada até que a parte
superficial fique levemente marrom.
Observação: não se pode gotejar a solução de AgNO3 em solução de KSCN,
sempre o inverso.
1 mL de solução padrão de KSCN 0,1N equivale às seguintes substâncias:
Ag – 1,79 mg
AgNO3 – 16,99 mg
Hg – 10,03 mg
HgO – 10,83 mg
Reações:
AgNO3 + KSCN AgSCN + KNO3
Fe+3+6SCN- Fe(SCN)6
Fator de correção KSCN (exemplo):
N1.V1.f1 = N2.V2.f2
0,1.25.1,0462 = 0,1.25,7.f2
f2 = 2,6155
2,57
f2 = 1,0177
c. Preparação de uma solução saturada de sulfato férrico amoniacal
Pesa-se 40 g de sulfato férrico amoniacal, dissolve-se num mínimo de água
em um balão volumétrico de 100 ml e a seguir eleva-se o volume até a marca
do menisco. Nestas condições o FeSO4 amoniacal é utilizado como indicador
no método de Volhard.
d. Preparação da solução de sulfato férrico amoniacal como indicador
Deixar saturar 25 L de água com 9g de sulfato férrico amoniacal e goteja-se
HNO3 6N até desaparecer a cor marrom da solução.
e. Preparação de HNO3 6N
Solução saturada (40%) de sulfato férrico amoniacal. Pesa-se 40g de FeSO4
amoniacal e dilui-se para 1000 mL.
6 = __m___
63,016. 1
m = 378,096g
d = m
v
1,4 = 378,096
v
v = 270 ml
determinação da prata:
O método Volhard é uma titulação de precipitação de Nitrato de Prata
através de uma solução de Tiocianato de Potássio.
Procedimento: Transfere-se 25 ml de uma amostra de nitrato de prata
para um erlenmeyer de 250 ml, adiciona-se 1 ml de uma solução saturada de
sulfato férrico amoniacal, acidifica o meio com 5 ml de HNO3 6 M e titula-
se com a solução de tiocianato de potássio padrão a temperatura da solução
deve ser menor que 25ºC.
A primeira mudança perceptível de cor para o avermelhado ocorre cerca
de 1%antes do ponto de equivalência porque os íons prata ainda estão
presentes na superfície do precipitado, por adsorção. Após o aparecimento
da primeira mudança de cor, continua-se titulando por agitação forte até o
aparecimento de uma coloração marrom avermelhada, que persista mesmo sob
forte agitação
Calcula-se a concentração da amostra de prata recebida, em termos de
molaridade e em gramas de prata por litro.
AgNO3 + KSCN ( AgSCN + KNO3
Fe+3 + 6 SCN- ( Fe(SCN)6
N1V1F1= N2V2F2
Observações:
Não se pode gotejar a solução de AgNO3 em solução de tiocianato de potássio
deve ser sempre o inverso, ou seja, tiocianato de potássio no nitrato de
prata.
Um ml da solução-padrão de tiocianato de potássio a 0,1 N equivale as
seguintes substâncias:
Ag ( 10,79 mg AgNO3 ( 16,99 mg
Hg ( 10,03 mg
DETERMINAÇÃO DE Cloreto (Cl- )
A titulação de Volhard é realmente um procedimento para a titulação de Ag+.
Para determinar o Cl-, é necessário uma titulação de retorno. Primeiro, o
Cl- é precipitado por uma quantidade conhecida de uma solução-padrão de
AgNO3 em excesso.
Ag+ + Cl- ( AgCl (s) ppt branco
O AgCl isolado, é o excesso de Ag+, ele é titulado com uma solução-padrão
de KSCN (tiocianato de potássio) na presença de Fe+3.
Ag+ + SCN- ( AgSCN(s)
Quando todo o Ag+ tiver sido consumido, o SCN- reagirá com o Fe3+ para
formar um complexo de cor vermelha.
Fe3+ + SCN ( FeSCN2+
vermelho
O aparecimento da cor vermelha indica o ponto final. Saber quanto de SCN+2
foi necessário para a titulação de retorno nos diz quanto de Ag+ é
conhecida, a quantidade consumida pelo Cl- pode ser calculada. Na análise
de Cl- pelo método de Volhard, o ponto final aparece lentamente, pois o
AgCl se dissolve lentamente e é substituído pelo AgSCN. Para eliminar essa
reação secundária, podemos filtrar o AgCl e titular o Ag+ apenas no
filtrado. Bi e I-, cujos sais de prata são menos solúveis que o AgSCN,
poderiam ser titulados pelo método Volhard sem o isolamento de precipitado
do haleto de prata.
Como o método de Volhard é uma titulação do Ag+, ele pode ser adaptado para
a determinação de qualquer ânion que forme um sal de prata insolúvel.
Procedimento: Transfira com uma pipeta 25 ml da solução de HCl* para um
erlenmeyer de 250 ml e adicione 5 ml de ácido nítrico 6M. Adicione, então,
30 ml de nitrato de prata padrão 0,1 M (ou quantidade suficiente para um
excesso de 2 a 5 ml). Agite para coagular o precipitado, filtre com um
papel quantitativo e lave com grande quantidade de ácido nítrico muito
diluído (1:100). Adicione 1 ml do indicador de sulfato férrico amoniacal ao
filtrado combinado com as águas de lavagem e titule o nitrato de prata
residual com tiocianato padrão 0,1 M que reagiu com o ácido clorídrico e
use o resultado para obter a percentagem de HCl na amostra.
*Para preparar a solução de HCl deve-se pipetar 10 ml do ácido clorídrico
concentrado para um balão de um litro e completar com água destilada.
MÉTODO DE FAJANS – INDICADOR DE ADSORÇÃO
A determinação de cloreto usando-se um indicador de adsorção é chamada de
método de Fajans. A amostra em solução contendo Cl- é recebida em um balão
volumétrico de 100 mL e diluída até a marca. Pipeta-se uma alíquota de
25,00 mL desta amostra para um erlenmeyer de 250 mL, adicionam-se mais de
25 mL de água destilada, 10 ml de uma suspensão, 1% (m/v) de dextrina e 10
gotas de uma solução de 0,1% (m/v) de diclorofluoresceína. Titula-se a
seguir com a solução-padrão de AgNO3 0,1 mol.L-1. é essencial uma agitação
forte durante a titulação para se conseguir uma boa viragem do indicador.
A dextrina é usada para impedir a coagulação excessiva do precipitado
no ponto final, mantendo uma superfície exposta maior para a adsorção do
indicador, melhorando a detecção do ponto final.
O pH da solução deve estar entre 4 e 10. Se estiver muito ácido deve-
se neutralizar usando CaCO3 sólido até saturar a solução e permanecer em
suspensão. Este excesso não interfere no ponto final.
Os indicadores de adsorção foram introduzidos por Fajans. São corantes
orgânicos, ácidos ou bases fracas (ânionicos ou catiônicos,
respectivamente), que acusam o ponto final através de uma mudança de
coloração sobre o precipitado.
A mudança de coloração se deve à adsorção ou à dessorção do corante
como conseqüência de uma modificação da dupla camada elétrica em torno das
partículas do precipitado na passagem do ponto estequiométrico. Assim, o
aparecimento ou o desaparecimento de uma coloração sobre o precipitado
servem para sinalizar o ponto final da titulação.
Um exemplo de indicador de adsorção do tipo aniônico é a fluoresceína,
que pode ser empregada para acusar o ponto final na titulação de cloreto
com nitrato de prata. Em solução aquosa, aquele composto se dissocia
parcialmente, fornecendo íons hidrogênio e fluoresceínato; a solução aquosa
é verde-amarelada. A Ilustração 1 representa a dupla camada elétrica em
torno de uma partícula de cloreto de prata em presença de excesso de íons
Cl-(a) e em presença de íons Ag+(b). No primeiro caso, a partícula adsorve,
primeira e primariamente, íons Cl-, íons Cl-(reticulares) e,
secundariamente, uma quantidade equivalente de cátions. No segundo caso, a
partícula adsorve, primariamente, íons Ag+(reticulares) e secundariamente,
uma quantidade equivalente de ânions.
Consideremos a titulação de uma solução de cloreto com nitrato de
prata em presença de fluoresceína. Até o ponto estequiométrico, o ânion
fluoresceinato não é apreciavelmente adsorvido pelo precipitado; e aquele
ânion é repelido pelas partículas de AgCl negativamente carregadas com a
adsorção de íons Cl. A solução apresenta, então, coloração verde-amarelada.
Sobre passado, todavia, o ponto estequiométrico, as partículas de AgCl
tornam-se positivamente carregadas com a adsorção de íons Ag+; nestas
condições, os ânions do corante são adsorvidos secundariamente.
AgCl : Ag+: In-
O ponto final é acusado pela mudança de coloração sobre o precipitado,
que passa de branco a vermelho, em virtude da deposição de fluoresceínato
de prata na superfície do precipitado. Trata-se realmente de um processo de
adsorção, pois o produto de solubilidade de fluoresceínato de prata não
chega a ser ultrapassado. O processo é reversível e, como tal, o corante
retorna à solução com adição de excesso de cloreto.
Com os indicadores catiônicos, a adsorção do corante e a coloração do
precipitado ocorrem na presença de um excesso de ânion do precipitado, isto
é, quando as partículas se tornam negativamente carregadas.
Figura 1 - Representação da dupla camada elétrica em torno da partícula de
AgCl.
As condições essenciais para o bom funcionamento dos indicadores de
adsorção são as seguintes:
a) o precipitado deve separar-se com uma superfície específica
relativamente grande, pois o funcionamento dos indicadores de adsorção
envolve fenômenos de superfície. Geralmente, a melhor mudança de coloração
é obtida quando uma quantidade considerável do precipitado ainda permanece
em estado coloidal no ponto estequiométrico. Grandes concentrações de sais
neutros, principalmente de íons polivalentes, são prejudiciais devido ao
efeito floculante. Às vezes é recomendável a adição de colóides protetores
como a dextrina, amido, etc.
b) O corante deve ser firmemente fixado pelo íon primariamente
adsorvido pelo precipitado. Na maioria das titulações, o ponto final é
assinado pela passagem do corante da solução para a superfície do
precipitado. Então, na titulação de um ânion com um cátion precipitante, o
indicador deve ser do tipo aniônico; por sua vez, na titulação de um cátion
com um ânion precipitante, o indicador deve ser do tipo catiônico. Com
indicadores catiônicos no primeiro caso, e aniônicos, no segundo, o ponto
final é observado pela dessorção do corante. Há casos raros em que o
corante se mantém adsorvido durante toda a titulação, mas sofre uma mudança
de coloração na passagem do ponto estequiométrico.
c) A nitidez do ponto final e a localização deste com relação ao ponto
estequiométrico somente são satisfatórias em condições favoráveis das
adsorbabilidades relativas dos íons presentes. A adsorbabilidade de íons
análogos aumenta com a diminuição da solubilidade de seus compostos com o
íon de carga oposta do adsorvente. Assim, a adsorbabilidade dos íons
haletos de prata aumenta na ordem Cl-< Br-< I-; por sua vez, para a
fluoresceína e derivados a ordem é: fluoresceína < eosina < eritrosina. A
possibilidade de se usar fluoresceína, bem como os dois mencionados
derivados, na titulação de haletos com nitrato de prata, depende das
adsorbabilidades relativas do íon haleto e do ânion do corante sobre o
haleto de prata. A eritrosina é tão fortemente adsorvida que mesmo o íon
iodeto não pode competir com o não se presta para a titulação de qualquer
dos três haletos com nitrato de prata. A eosina é ainda bastante fortemente
adsorvida; não pode atuar como indicador na titulação de cloreto, mas é
utilizável na titulação de brometo e iodeto. A fluoresceína é adequada para
a titulação dos três haletos.
d) o pH da solução deve ser ajustado, a fim de que possa ocorrer uma
apreciável ionização do corante. A faixa de pH dentro da qual um corante é
capaz de atuar como indicador de adsorção depende largamente da sua
constante de ionização. Assim, a fluoresceína, que é um ácido muito fraco
(pKa = 8), em pH 7 tem sua ionização reprimida, tanto que a concentração do
respectivo ânion se torna insuficiente para acusar mudança de coloração
satisfatória. A diclorofluoresceína, que é um ácido mais forte, é capaz de
atuar em meio fracamente ácido (pH 4). A eosina, ácido mais forte, é usada
em soluções ácidas com pH até 2.
Determinação de Cloreto:
Pesar de 0,1000g a 0,1100g da amostra para análise. Transferir para um
erlenmeyer e dissolver com 50mL de H2O destilada. Acrescentar uma pequena
quantidade de CaCO3 (sólido) para neutralizar a pequena acidez do meio.
Acrescentar 10 gotas do indicador Fluoresceína e titular com intensa
agitação até que o precipitado de AgCl adquira coloração levemente rosada,
o que indica o ponto final da titulação.
Observação: enquanto houver Cl- haverá formação de AgCl (sal branco).
Anote o volume gasto e calcule a porcentagem.
Reação:
CaCO3
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
Cálculo: %NaCl = Vtit.M.Fc.Eq.100
1000
GRAVIMETRIA
Enquanto na volumetria medimos volumes, na Gravimetria vamos medir massa.
Objetivo: Determinar através de pesagem a porcentagem do produto em teste.
A gravimetria consiste em separar e pesar, no estado de maior pureza
possível, depois de um tratamento adequado, um elemento ou complexo de
composição conhecida, que se encontre numa relação estequiométrica definida
com a substância em análise. É importante a transformação ou radical que se
quer analisar, em substâncias puras e estáveis, convenientes para se poder
pesar. O peso do elemento, radical ou composto objeto de estudo é
facilmente calculado conhecendo-se sua fórmula e a fórmula da substância
pesada.
Existem vários métodos de análise gravimétrica:
Precipitação
Volatilização ou Desprendimento
Eletroanalítico
Separação Física.
A vantagem da gravimetria é que no elemento ou complexo separado podemos
determinar impurezas e corrigir resultados. A desvantagem é o tempo
necessário.
O MÉTODO DE PRECIPITAÇÃO
É o método mais importante. Consiste em precipitar o componente em análise
na forma de um composto tão pouco solúvel (insolúvel) que a sua perda por
solubilidade seja desprezível, separar por filtração e pesar depois do
tratamento adequado.
Podemos pesar:
A – Na mesma forma de precipitado.
Exemplo:
Prata ( precipitar como AgCl e pesar como AgCl (após secar 130ºC –
150ºC)
B – Transformando em substância com melhores propriedades para ser pesado.
Exemplo:
Ferro ( precipitar como Fe (OH)3 e pesar como Fe2O3
C – Transformando numa substância que não contém o componente objeto de
determinação, porém que guarda com este uma relação estequiométrica
conhecida.
Exemplo:
Para determinar Potássio se precipita como K4[PtCl6] e por redução
obtemos e pesamos pt.
CONDIÇÕES EXIGIDAS:
A – Para a forma precipitada
Ser praticamente insolúvel (Kps < 10-6). Obs. Para Kps. 10-8 o uso depende
da Precisão Exigida.
É desejável uma estrutura do precipitado que permita filtração e lavagem de
impurezas o mais rápido possível.
No caso, os precipitados como o oxalato de cálcio é o ideal. Precipitados
amorfos, em particular os gelatinosos, como o hidróxido de alumínio é
problemático, pois: apresenta filtração lenta, grande absorção de lavagem.
Porém, caso necessário, pode-se usar o precipitado gelatinoso.
É indispensável que o precipitado depositado se transforme facilmente e
totalmente na forma a ser pesada.
Observe o "anexo" relativo ao papel filtro.
B – Para a forma pesada
A composição deve corresponder completamente à fórmula química.
Deve apresentar estabilidade química.
Que o fator de conversão entre a forma pesada e o teor do elemento (ou
substância) que se quer determinar seja o menor possível.
Exemplo: Forma pesada Cr2O3, determinar: Cr
Cr2O3 2 Cr
152g 104g
Fator de conversão: 104 g = 0,7
152 g
OBS: Os precipitados formados trazem para análise vários elementos. Tais
elementos e os íons do precipitante devem ser facilmente eliminados por
lavagem.
(É vantagem usar um precipitante volátil como o NH4OH)
QUANTIDADE DE PRECIPITANTE
Um composto pouco solúvel precipita logo que o produto das concentrações
(atividades) iguale ao Kps. Considera-se que houve precipitação total
quando a quantidade do composto a precipitar restante na solução é inferior
ao limite da precisão da pesagem (ou 0,0002g).
A quantidade de precipitante é calculada estequiometricamente, em relação à
quantidade da substância em análise (Obs. ou conhecemos o limite superior
ou fazemos análise preliminar). Via de regra, usa excesso de precipitante
(por exemplo, 1,5 vezes mais), para garantir que ocorra a precipitação
total.
Temos que tomar cuidado com a formação de complexos, o que poderia aumentar
a solubilidade do precipitado.
EFEITO DA TEMPERATURA
Muitos compostos apresentam solubilidade diretamente proporcional à
temperatura. Normalmente a solubilidade aumenta com o aumento de
temperatura.
INFLUÊNCIA DO pH
O pH pode determinar se a precipitação será ou não completa. Por exemplo: o
Mg (OH)2 precipita com pH = 11, 3, se o, pH > 11, 3, a precipitação é menos
completa e com pH < 11,3 a precipitação é incompleta.
RECOMENDAÇÕES IMPORTANTES:
Usar soluções suficientemente diluídas
Adicionar lentamente o precipitante
Manter agitação com Bagueta de Vidro (para evitar saturação)
CUIDADOS ESPECIAIS
A – Coprecipitação: precipitar junto com o "elemento" em análise, um outro
elemento qualquer.
B – Adsorção
Exemplo:
É o íon Ag+ e é o íon NO3 –
C – Não lavar com água o precipitado para que não ocorra perda por
solubilização (ainda que pequena, é uma perda importante). Cada forma
precipitada tem um agente de lavagem apropriado.
Determinação de Sulfato
Dissolver uma amostra de sulfato de sódio em 30 mL de água destilada,
adicionar 1 mL de ácido clorídrico concentrado e diluir à 400 mL. Aquecer a
solução à ebulição e adicionar lentamente cloreto de bário 5%, a quente,
sob agitação continua até precipitação completa.
Após a sedimentação do precipitado por 1 ou 2 minutos, adicionar mais
algumas gotas da solução de BaCl2 a fim de verificar se a precipitação foi
quantitativa. Caso ainda ocorra precipitação, repetir esta operação, após
sedimentação do precipitado, até que a adição da solução de BaCl2 não mais
provoque precipitação. Deixar o béquer, coberto com vidro de relógio, em
banho de água fervente por uma hora.
Após repouso de 24 horas, decantar o líquido sobrenadante, com auxílio de
um bastão de vidro, sobre papel de filtro (Whatman 42 ou SS 5893),
previamente adaptado em funil de colo longo deixando no béquer o máximo
possível de precipitado. Neste caso, sempre é aconselhável ao transferir-se
o conteúdo do béquer ao papel, que o nível do líquido no papel de filtro
ocupe, no máximo, a metade da altura do mesmo.
Transferir o precipitado para o papel com o auxílio de água destilada fria
e, a seguir, lavá-la com água quente até que o filtrado não dê mais reação
positiva para cloreto (teste com AgNO3).
Após escoamento total da última água de lavagem, dobrar o pape! filtro
sobre o precipitado e, a seguir, transferi-lo para um cadinho de porcelana
tarado, até peso constante, e efetuar a carbonização.
Colocar o cadinho em mufla a 800°C por 30 minutos, transferi-lo para um
dessecador. Pesar em balança analítica.
A partir da massa de sulfato de bário, calcular a concentração de sulfato
na amostra, em gramas, bem como o teor desse.
Determinação de Ferro
Dissolver 0,3 a 0,4 de sulfato ferroso amoniacal me 50 ml de água
destilada em um becker de 600 ml. Em seguida, adicionar 2 ml de ácido
nítico concentrado e aquecer por 3 minutos. Diluir à 200 ml com água e
adicionar 20 ml de nitrato de amônio 30%. Aquecer a solução e adicionar
lentamente de hidròxido de amônio 1:2 até a precipitação total de ferro,
cerca de 40 ml.
Deixar em repouso por 1 hora, filtrar em papel de filtro
quantitativo (faixa preta) e lavar o precipitado com nitrato de amônio a 1%
(no máximo 150 mL).
Após escoamento total da última água de lavagem, dobrar o papel de filtro
sobre o precipitado e, a seguir, transferi-lo para um cadinho de porcelana
previamente tarado, até peso constante, e efetuar a carbonização.
Colocar o cadinho em mufla a 900°C por 30 minutos, transferi-lo para um
dessecador. Pesar em balança analítica. Determinar á porcentagem de ferro
na amostra.
QUESTÕES
Qual é a cor do primeiro precipitado? Qual é a substância? Dê a equação de
reação da sua formação?
Qual é a cor da substância pesada? Qual é a substância? Dê a equação de
reação de sua formação.
Qual é o valor do fator de conversão da substância pesada em Fe +3? E em
FeSO4?
Qual é a % do Fe +3 na amostra? E a % do FeSO4 na amostra?
Escreva uma fórmula de cálculo reduzida para encontrar o teor de Fe +3 na
amostra?
Principais papéis de filtro, utilizados em laboratórios.
Papel de filtro Whatman
" "Faixa Branca: papel lavado duas vezes com ácidos (HCl e HF). "
" "Apresenta poros médios. É um papel "standart" para determinações"
" "analíticas. Recomendado para precipitados cristalinos, como "
"Nº. 40 "fosfato amoníaco magnesíaco, BaSO4 e PbSO4, recentemente "
" "precipitados a quente. "
" "Cinzas brancas: 0,015% "
" " "
" "Faixa cinza ou azul: papel lavado duas vezes com ácidos (HCl ou "
" "HF), apresenta poros grandes. Filtração mais rápida do que as do"
" "nº40. Quanto úmido é altamente resistente mesmo quando sujeito "
" "às lavagens com solução alcalina quente, resiste em "
"Nº. 41 "desintegrar-se. Sendo os poros mais abertos, facilita a "
" "eliminação dos sais solúveis, por lavagens. Recomendado para "
" "reter precipitados cristalinos médios, granulados de partículas "
" "médias ou precipitados gelatinosos, por exemplo: SiO2, Fe (OH)3,"
" "Al (OH)3, R2O3 etc. "
" "Cinzas: 0,015% "
" " "
" "Faixa Vermelha: papel lavado duas vezes com ácidos (HCl e HF). "
" "Apresenta poros finos e tem velocidade de filtração muito "
" "pequena. É usado em trabalhos quantitativos de precisão. É mais "
"Nº. 42 "resistente do que o nº40. Recomendado para filtrações com "
" "sucção. Retém precipitados finíssimos, como por exemplo: BaSO4 e"
" "precipitado a frio. "
" "Cinzas: 0,010% "
" " "
" "Papel lavado duas vezes com ácidos (HCl e HF). Não é muito "
" "rápido nas filtrações. É idêntico ao nº40, porém, especialmente "
"Nº. 43 "usado em determinações que exijam papéis livres de gorduras. "
" "Cinzas: 0,015% "
" " "
" "Papel lavado duas vezes com ácidos (HCl e HF). Apresenta poros "
"Nº. 44 "muito mais finos do que os dos nº40, 41 e 42. Um pouco mais "
" "vagaroso na filtração do que o nº42. "
PAPEL SCHLEICHER – SCHÜLL (Qualitativo ou quantitativo que deverá ser
utilizado na filtração dos diversos precipitados).
" "PRECIPITADOS "QUALITATIVO "QUANTITATIVO "
"Alumínio "Hidróxido "604 "589 1 "
"Bário "Carbonato "597 "5892 "
"Cálcio "Carbonato "597, 595 "5892 "
"Chumbo "Cloreto "597 "5892 "
" "Cromato (ppt. Quente). "597 "5892 "
" "Cromato (ppt. Frio). "602h (talvez com "5893 "
" " "polpa) " "
"Cobre "Carbonato "597 "5892 "
"Cromo "Hidróxido Crômico "604 "5891 "
" "Cromato de Bário "597, 595 "5892, 5895 "
"Enxofre "Sulfeto dos 2º e 3º grupos "604, 597, 595 "5891, 5892 "
" "analíticos " " "
"Ferro "Hidróxido "604 "5891 "
"Mercúrio "Sulfato "597 "5892 "
" "Cloreto (calomelano) "597, 595 "5892 "
"Prata "Sulfato "604 "5891 "
" "Cloreto "597, 595 "5892 "
CORRESPONDÊNCIA ENTRE OS PRINCIPAIS TIPOS DE PAPÉIS DE FILTRO ANALÍTICO
" "Whatman "Schuleicher-Schü"Munktells "J.Green "Macherey-Nag"
" " "ll " " "el "
" " " " " " "
" " " " " " "
" " " " " " "
"Quantitativ" " " " " "
"os " " " " " "
" "1 "595 " "795 "615 "
" "2 "597 "100 "797 "616 "
" "3 "598 " "798 " "
" "4 "604 " "704 " "
" "5 "602h " "702 "619 e.h. "
" "30 " "0 "800 " "
" " " "aprox. "aprox. " "
" " " "(qtd.) "(qtd.) " "
" "40 "5892 " "802 "640 M "
" "41 "5891 " "801 "640 W "
" "42 "5893 " "803 "640 DD "
" " " " " "(Aprox.640D)"
MÉTODOS EXTRAS
Determinação do teor de hidróxido de cálcio, ácido citrico por volumetria
numa amotra sólida.
Materiais:
01 Bureta
01 Suporte Universal
01 Garra
02 Erlenmeyer de 250ml
01 pipeta graduada de 10ml
Frasco lavador (com água destilada)
Reagentes
Ácido Clorídrico 0,1N
Hidróxido de Sódio 0,1 N
Fenolftaleína 1%
Água Destilada
PROCEDIMENTOS:
Pesar aproximadamente 0,5 a 1,0g da amostra. Anotar corretamente a
massa.
Transferir para um erlenmeyer de 250ml, juntar, aproximadamente, 50ml
de água destilada e 2 gotas de fenolftaleína.
Titular com HCl 0,1N ou NaOH 0,1N seguindo as técnicas vistas. Anotar o
volume gasto.
Fazer a duplicata.
Comparar o volume gasto com os outros grupos.
QUESTÕES: (Deixe as resoluções indicadas)
1. Qual é o número de Eq do ácido e da base gasto? E o número de E do
hidróxido de cálcio, Eq do ácido oxálico, cítrico, salicílico presente
nas amostras?
2. Qual é a massa do hidróxido de cálcio, ácido cítrico presente nas
amostras?
3. Qual é a porcentagem de hidróxido de cálcio, ácidos oxálicos, ácidos
salicílico, ácido cítrico nas amostras?
4. Escreva as fórmulas do titulante e do titulado. Escreva a equação da
reação envolvida na análise.
5. Elabore um relatório, dentro do rigor técnico.
Cálculos da determinação do Teor de Ca(OH)2 por volumetria numa amostra
sólida.
(Exemplo)
Correção dos volumes gastos de HCl.
V x fc = 48,3 0,9803 = 0,0473
1000 1000
Massa de Ca(OH)2 Eq = massa / no. De OH = 74/2 =37
N= m/EqxV(L) = 0,l = m / 37 x 0,0473 = m =0,17501 g
Porcentagem de Ca(OH)2 nas amostra pesadas acima de acordo com o método
Massa em porcentagem de Ca(OH)2 0,17501 x 100% / 0,81 = 21,606%
Deve-se fazer pelos 4 paralelos de amostras.
GRAVIMETRIA
Em uma análise gravimétrica utiiiza-se uma série de operações para se
determinar a quantidade de um constituinte de uma amostra, por pesagem
direta do elemento puro ou de um de seu derivado, cuja composição é
conhecida e bem definida. Este procedimento analítico constitui-se num
método de extensa aplicação na determinação de macroconstituintes de urna
amostra.
As principais vantagens da análise gravimétrica são: as operações
unitárias são de fácil execução e utilizam-se equipamentos simples;
entretanto, as desvantagens são: tempo muito longo para sua execução e
sujeito a uma série de erros acumulativos.
No procedimento de uma análise gravimétrica deve-se observar as etapas
sucessivas que compõem esse tipo de análise, a saber:
1 - Preparação da Amostra;
2 - Preparação da Solução - Ataque da Amostra;
3 -Precipitação e Digestão;
4 - Filtração;
5- Lavagem;
6 - Calcinação ou Secagem;
7 - Pesagem;
8-Cálculos.
1 Preparação da Amostra
A quantidade de substância utilizada numa análise química é de cerca
de 1 g, todavia, deve-se tomar os cuidados e precauções necessárias para
que essa pequena quantidade represente fielmente o material cuja composição
se quer determinar.
2 Preparação da Solução - Ataque da Amostra
Para início da análise gravimétrica é necessário que o elemento
desejado esteja em solução. Prepara-se, portanto, uma solução conveniente
através de um tratamento químico escolhido de acordo com a natureza da
amostra a ser analisada.
Faça um breve comentário sobre os reagentes mais utilizados para
abertura (ataque) de amostra.
3 Precipitação e Digestão
O elemento a ser dosado (macroconstituinte) é separado da solução
preparada através da formação de um precipitado convenientemente escolhido
em cada caso.
3.1 Solubilidade do precipitado
Deve-se escolher um reagente precipitante que conduza à formação de um
precipitado quantitativamente insolúvel. Usa-se um excesso do reagente para
causar o efeito do íons comum, diminuindo a solubilidade do precipitado,
com exceção dos casos em que há formação de complexo solúvel devido ao
excesso desse reagente.
A exatidão final de um método de análise gravimétrica está limitada,
em parte, pela perda do precipitado devido à sua solubilidade no meio
reagente e no líquido de lavagem empregado na purificação.
Essas perdas alcançam, freqüentemente, sérias proporções,
particularmente quando é necessário uma lavagem extensiva para assegurar um
precipitado puro quando se deve usar um precipitado demasiadamente solúvel.
Como é impossível eliminar completamente as perdas de solubilidade, deve-se
ter um grande controle sobre os fatores que influem na solubilidade dos
precipitados.
As variáveis mais comuns que influem na solubilidade do precipitado
são: temperatura, pH, concentração do reagente, concentração salina e
concentração do dissolvente.
3.2 Características físicas do precipitado
É importante o conhecimento prévio do tipo de precipitado que será
obtido, pois, disto dependerá o tipo de filtração a ser empregado na
separação do precipitado do meio de precipitação e indica, também a
necessidade ou não de um certo tempo de digestão.
A prática da análise gravimétrica abrange vários tipos de precipitados
que se distinguem, principalmente, quanto ao tamanho das partículas. O
tamanho das partículas é uma característica muito importante, pois dele
depende, em grande parte, a qualidade do precipitado quanto a
filtrabilidade.
1. Os precipitados cristalinos são os mais favoráveis para fins
gravimétricos. As partículas do precipitado são cristais individuais bem
desenvolvidos. Elas são densas e sedimentam rapidamente.
Os precipitados cristalinos são facilmente recolhidos por filtração e,
em geral, não se deixam contaminar por adsorção.
2. Os precipitados pulverulentos ou finamente cristalinos consistem de
agregados de diminutos cristais individuais.
São densos e sedimentam rapidamente. Às vezes, oferecem dificuldades à
filtração, pois a presença de pequenos cristais obriga ao uso de filtros de
textura densa e lentos. Os vãos existentes nos agregados oferecem condições
favoráveis para a incorporação de substâncias estranhas. São exemplos os
precipitados de BaS04 e CaC2O4.
3. Os precipitados grumosos, que incluem os haletos de prata, resultam de
floculação de colóides hidrófobos. São bastante densos, pois eles arrastam
pouca água. A floculação pode ser efetuada por adição de eletrólitos,
aquecimento e agitação. Os agregados das partículas coloidais são
facilmente retidos pêlos meios filtrantes usuais; eventualmente, é preciso
cuidar para que, na lavagem do precipitado, não ocorra peptização.
4. Os precipitados gelatinosos resultam da floculação de colóides
hidrófobos. São exemplos, os hidróxidos de ferro (III), alumínio, a síllica
hidratada e os sulfetos metálicos. São volumosos, têm a consistência de
flocos e arrastam quantidades consideráveis de água. Oferecem dificuldades
à filtração e à lavagem e não podem permanecer por longo tempo em contacto
com a água-mãe devido a sua grande superfície que provoca absorção de
impurezas do meio.
As características físicas de um precipitado dependem da natureza das
substâncias, mas também, em certa medida, das condições de formação do
precipitado e de sua evolução espontânea ou tratamentos posteriores. A
formação de um precipitado é um processo cinético que tende para um
equilíbrio. O controle de velocidade e outras condições, sob as quais se
processa a precipitação, permite, em parte, influir nas características
físicas do precipitado.
Haja vista as características supracitadas, faça um esquema da
formação de precipitados, partindo da nucleação, bem como um breve resumo
abordando a formação de colóides.
3.3 Pureza do precipitado
Quando, em solução, se precipita uma substância química, nem sempre, a
mesma é separada com alta pureza, pois pode conter impurezas em
proporções variáveis, conforme o precipitado e as condições em que se
efetuou a precipitação. A contaminação do precipitado por substâncias
que, por sua solubilidade, deveriam permanecer em solução denomina-se
coprecipitação. Esta pode ser por adsorção sobre a superfície da
partícula em contato com a solução ou por oclusão de substâncias
estranhas durante o crescimento dos cristais das partículas primárias.
As fases sólidas obtidas por precipitação, conforme as técnicas
usuais da análise gravimétrica, estão sujeitas a diferentes formas de
contaminação. A lavagem dos precipitados remove as impurezas contidas na
solução-mãe mecanicamente retida pelas partículas e, também, pelo menos
em parte, as impurezas superficialmente nelas adsorvidas. A simples
lavagem é, entretanto, ineficaz quanto às contaminações provocadas por
inclusão isomórfica e não isomórfica.
f
Não é possível estabelecer uma regra geral na obtenção dos precipitados
gravimétricos, capaz de eliminar ou reduzir formas de contaminação.
Contudo, o estudo de várias formas de contaminação permitiu fixar certas
condições favoráveis para a separação de fases sólidas convenientemente
puras.
A precipitação em condição de baixa supersaturação favorece a
formação de cristais grandes e bem desenvolvidos e, ao mesmo tempo,
reduz a um mínimo a adsorção superficial e a oclusão. O recurso é
ineficaz com relação à inclusão isomórfica ou não isomórfica e à pós-
precipitação. O grau de contaminação por oclusão é largamente
determinado pela velocidade de formação do precipitado. Esta, por sua
vez, depende de vários fatores como a concentração da espécie a
precipitar, a concentração da solução do reagente precipitante, a
técnica usada na precipitação e a temperatura.
3.4 Digestão do precipitado
É o tempo em que o precipitado, após ter sido formado, permanece
em contato com a água-mãe.
A digestão é o processo destinado à obtenção de um precipitado
constituído de partículas grandes, o mais puro possível, e de fácil
filtração.
A digestão, efetuada em temperatura elevada, é um processo de
recristalização, no qual as impurezas ocluídas passam para a água-mãe. Em
precipitados gelatinosos basta uma fervura e o mínimo tempo possível para a
filtração.
Esse fenômeno é denominado, também, de envelhecimento do precipitado e
constitui-se de um conjunto de transformações irreversíveis, depois que se
formou.
As partículas pequenas tendem à dissolução e à reprecipitação sobre a
superfície dos cristais maiores, fenômeno denominado de amadurecimento de
Ostwald.
Quando o precipitado é constituído de partículas imperfeitas e
fioculosas e, após o envelhecimento, tornam-se compactas e perfeitas, por
dissolução do material dos vértices e arestas dos cristais e que se
deposita sobre o mesmo cristal, esse fenômeno é denominado de
amadurecimento interno de Ostwald.
A necessidade ou não de um tempo de digestão é conhecida pelas
características físicas do precipitado e de sua solubilidade. Os processos
analíticos clássicos já especificam o tempo e a temperatura adequados para
cada caso.
Dê um exemplo no qual pode ocorrer a coprecipitação e, também, a pós-
precipitação, sugerindo método(s) para evitar esses fenômenos.
4. Filtração
É a separação do precipitado do meio em que se processou sua formação. A
maneira como é feita a filtração dependerá do tratamento a que o
precipitado será submetido na secagem ou calcinação, conforme o caso.
Explique, no tocante a filtração por gravidade, quais os tipos de papel
de filtro quantitativo empregados nessa técnica.
1. Filtração por sucção
A filtração por sucção é utilizada quando se possui precipitados que
passam através do papel de filtro. Para tanto, utiliza-se normalmente
cadinho de Gooch com camada filtrante ou cadinho de piaca sintetizada,
obedecendo a seguinte técnica:
Adapta-se o cadinho filtrante a um kitassato através de uma rolha de
borracha com tubo adutor; liga-se o conjunto a um frasco de segurança e
este à uma trompa de água ou à uma bomba de vácuo. Pelo vácuo criado no
kitassato, a pressão atmosférica impele o liquido através dos poros do
filtro, retendo o precipitado.
5- Lavagem do Precipitado :Após a filtração do precipitado, deve-se submetê-
lo a um processo de lavagem para remover parte da água-mãe que nele ficou
retida e eliminar as impurezas solúveis e não voláteis. Durante a
realização dessa operação, poderá ocorrer a peptização. Explique como se
processa esse fenômeno e exemplifique. 6- Calcinação ou Secagem: Após a
filtração e a lavagem, o precipitado deve ser secado ou calcinado para
depois ser pesado. Assim sendo, explique quando se utiliza a secagem e a
calcinação, respectivamente. Explique, também, como se deve proceder para
tarar um cadinho e um pesa filtro.
DETERMINAÇÃO DO TEOR DE Fe+3 POR GRAVIMETRIA
1. CONSIDERAÇÕES GERAIS
a) Certifique-se que não existem outros cátions do grupo III A
b) Usar solução de NH4OH
c) Kps do Fe (OH)3 = 10-36 (Kps = [ Fe+3].[OH-]3)
d) O Precipitado é gelatinoso, vamos filtrar em papel, sem usar vácuo.
e) O Agente de lavagem é o NH4NO3
2. TÉCNICA
Pesar 0,5 g da amostra preparada pelo professor, dissolver em 40ml de
solução de água e adicionar 10ml de HCl 1:1 e 2ml de HNO3 conc PA. Aquecer
suavemente até cor amarelo claro (de 3 a 5 minutos).
Diluir à 200ml com água destilada e aquecer a ebulição. Agregar lentamente
e sob agitação de uma bagueta de vidro, solução de NH4OH (1:1) até ligeiro
excesso (reconhecido pelo vapor desprendido). Ferver, suavemente, por 1
minuto. Esperar sedimentar. O líquido sobrenadante deve ser incolor (se não
for, acrescentar mais NH4OH e repetir a operação). Filtrar e lavar três ou
quatro vezes com NH4NO3 a 1% (lavar até eliminar todo Cl -), deixe escorrer
totalmente uma porção antes de adicionar a outra. Se alguma partícula
aderir ao agitador ou funil, usar um bastão de vidro "policial" e água
quente para fazer a partícula retornar ao filtro. Quando a última porção do
agente de lavagem escorrer, dobrar o filtro de papel e colocar no cadinho
de porcelana (podia ser platina), previamente tacado (depois de aquecido ao
rubro e resfriado em dessecador). Colocar o cadinho num triângulo de
porcelana sobre um tripé de ferro. Aquecer com o bico de Bunsen, de maneira
lenta (para não perder material) de modo que o papel seque e depois, ainda
lentamente, carbonize (não queimar para evitar redução do ferro em
análise). Quando todo papel carbonizar, aquecer o cadinho, mais fortemente
e manter por 10 a 15 minutos o cadinho ao rubro. Depois esfriar um pouco e
colocar no dessecador. Aguardar 30 minutos e pesar até peso constante (mais
ou menos 0,00002g ou precisão da balança).
Se não ficar "constante", repetir a calcinação.
3. QUESTÕES
1. Qual é a cor do primeiro precipitado? Qual é a substância? Dê a equação
de reação da sua formação?
2. Qual é a cor da substância pesada? Qual é a substância? Dê a equação de
reação de sua formação.
3. Qual é o valor do fator de conversão da substância pesada em Fe +3? E em
FeCl3?
4. Qual é a % do Fe +3 na amostra? E a % do FeCl3 na amostra?
5. Escreva uma fórmula de cálculo reduzida para encontrar o teor de Fe +3
na amostra?
MÉTODO DO EDTA
O ácido etilenodiaminotetraacético, H4Y, comumente representado pela sigla
EDTA, é sem dúvida a complexona mais utilizada e estudada dentro desta
classe, apresentando aplicação ampla e geral em análise química1-3 por ser
um produto industrial de baixo custo, especialmente na forma do sal di-
sódico, Na2H2Y·2H2O.
Preparação e Padronização de Solução Padrão de EDTA 0,1 M
Preparação
Para preparo da solução de EDTA, o sólido deve ser seco a uma temperatura
de 80 ºC, por um período de dois a três dias, caso contrário pode perder
águas de hidratação. O sólido quando seco deve ter sua composição
concordante com a fórmula Na2H2Y·2H2O (massa molar de 372,24 g mol-1).
Dissolver 37, 225 g de EDTA Sal Dissódico PA em um béquer contendo 500 ml
de água destilada. Adicionar 8,0 g de NaOH PA e agite até dissolução total.
Avolumar para 1000 ml com água destilada homogeneizando a solução.
O ácido etilenodiaminotetracético, vulgarmente designado por EDTA é uma
substância primária, pois pode obter-se puro, podendo ser seco a uma
temperatura de 150 ºC sem perigo de decomposição, não é higroscópico, mas
não é muito utilizado na preparação de soluções padrão, em virtude da sua
baixa solubilidade em água.
De preferência, na preparação de soluções padrão, utiliza-se o sal
dissódico de EDTA, o qual é também uma substância padrão e apresenta a
vantagem de ser solúvel em água.
As soluções padrão de EDTA devem ser conservadas em frasco de polietileno,
pois afetam o vidro.
Para a realização da experiência de preparação de uma solução padrão de
EDTA, é necessário o seguinte material: balança analítica, frasco de
polietileno de 1 litro, copos de titulação, bureta de 25 ml, conta-gotas,
funil de vidro, pipeta e proveta. Os reagentes utilizados são os seguintes:
sal dissódico de EDTA, cloreto de amônio concentrado, carbonato de cálcio
puro, negro de Eriocromio T (sólido), cloreto de hidroxilamina, álcool
etílico e ácido clorídrico.
Começa-se por pesar uma quantidade determinada de sal dissódico de EDTA.
Num frasco de polietileno adiciona-se água deionizada e adiciona-se o EDTA
pesado. Perfaz-se o volume até 1 litro e agita-se bem até à homogeneização
completa.
Padronização:
Pesar com exatidão de 100 a 200 mg de Zinco metálico PA, previamente seco
em estufa e mantido em dessecador. Dissolver em erlenmeyer com ácido
clorídrico PA concentrado até dissolver (+- 10 ml). Adicionar 50 ml de água
destilada. Adicionar 10 ml de hidróxido de amônio PA concentrado. Adicionar
0,5 g de indicador Preto de Eriocromo T. Adicionar 10 ml de formaldeído PA
a 10 % v/v. Titular imediatamente com a solução de EDTA, preparada conforme
indicado acima, até viragem para coloração azul.
Determinado o volume de EDTA gasto na titulação, calcula-se a concentração
deste.
Cálculo:
Fc (EDTA 0,1 M)= mg de Zn0
mL gastos de EDTA 6, 538
EDTA – preparação e padronização
Cálculos
Fc = ___mpesada___
Vgasto.M.65,38
1000
onde:
m = massa pesada do zinco
Vgasto = volume gasto de EDTA
M = molaridade
65,38 = massa molar do zinco
Capacidade de neutralização de ácidos por um comprimido de antiácido
Outra experiência que pode ser considerada para ilustrar a volumetria
ácido - base constitui-se em determinar a capacidade de neutralização de
ácidos apresentada por comprimidos de antiácidos.
Os comprimidos de antiácidos são compostos de uma variedade de
substâncias que reagem com o ácido clorídrico do estômago que as
neutraliza. Os mais comumente usados contêm bicarbonato de sódio, hidróxido
de magnésio, carbonato de cálcio, hidróxido de alumínio e trissilicato de
magnésio. Outras substâncias tais como aromatizantes, salicilatos e
aspirinas são adicionadas em pequenas quantidades. Amostras que podem ser
analisadas: Siludrox e Magnésia Bisurada.
A capacidade de neutralização de cada comprimido é medida adicionando-
se um excesso de uma solução padrão de HCl 0,5 mol L-1 a um comprimido
previamente pesado, deixando-o reagir e depois titulando-se o excesso do
ácido com uma solução padrão de hidróxido de sódio 0,25 mol L-1.
Deve-se lembrar que a medida do pH da solução do comprimido em água
pode fornecer alguma informação quanto a sua composição. Bicarbonato de
sódio e hidróxido de magnésio formam soluções básicas de pH 8-9, enquanto
que outros compostos são menos básicos, formando soluções de pH 6-8.
Procedimento
Tritura-se um comprimido em um almofariz e mistura-se com 25 mL de
água destilada em um béquer pequeno. Agita-se por 5 minutos e depois mede-
se o pH da solução, usando uma tira de papel indicador universal. Isto dará
uma indicação boa do valor do pH.
Para determinar a capacidade de neutralização, pesa-se um único
comprimido em uma balança analítica e transfere-se para um erlenmeyer de
250 mL. Por meio de uma bureta, adicionam-se 50,00 mL de uma solução padrão
de ácido clorídrico 0,5 mol L-1 ao erlenmeyer contendo o comprimido. Deixa-
se a mistura repousar por 30 minutos, agitando-se casualmente. Adicionam-se
então 4 a 5 gotas do indicador de fenolftaleína. Se neste ponto a solução
ficar rosa, adicionam-se mais 10,00 mL de ácido clorídrico. Repete-se esta
operação até se obter uma solução incolor. Titula-se a mistura resultante
com uma solução padrão de NaOH 0,25 mol L-1.
Calcula-se a quantidade de matéria do ácido clorídrico (em milimoles)
neutralizada, por comprimido e a quantidade de matéria de ácido clorídrico
(em milimoles) neutralizada por grama de comprimido.
Considerando que o suco gástrico contém 0,4% (v/v) de ácido
clorídrico, calcula-se o número de mililitros do suco gástrico
neutralizados por um comprimido.
Finalmente, pode-se escrever as equações balanceadas que representam
a reação do ácido clorídrico com o NaHCO3, CaCO3, MgO, Al(OH)3 e MgSiO7.
Determinação da acidez total de vinhos
Vinhos são produzidos a partir de uvas. As uvas contêm quantidades
significativas de vários ácidos orgânicos. Durante o processo de
amadurecimento ocorre um decréscimo relevante na concentração de vários
destes ácidos. Assim, o sumo de uva e o próprio mosto nada mais são do que
soluções ácidas diluídas, contendo principalmente ácido tartárico, málico e
cítrico. Comercialmente é de extrema relevância a presença desses ácidos,
pois sem eles o gosto seria insípido, a cor seria anormal, e a deterioração
do produto ocorreria rapidamente. Os vinhos disponíveis no comércio contêm
os ácido do mosto e outros ácidos produzidos durante e após a fermentação
alcoólica: acético, propiônico, pirúvico, láctico, succínico, glicólico,
galacturônico, glucônico, múcico, oxálico, fumárico, e outros. Sem os
ácidos, a fermentação formaria subprodutos indesejáveis, e os vinhos
resultantes se estragariam durante e após a fermentação. O gosto azedo dos
ácidos em vinhos é modificado (atenuado) pelo etanol, açúcares, e vários
metais que estão presentes. O grau de acidez está também relacionado com a
acidez total titulavel, o pH, a quantidade relativa de ácidos dissociados e
não dissociados, e a quantidade relativa de cada um dos ácidos presentes.
Dentro dos padrões comerciais, a acidez do sumo de uva fica no intervalo
de 0,6 a 0,9% (expresso como a quantidade em gramas de ácido tartárico por
100 mL do sumo ou do vinho). Os vinhos secos de mesa têm uma acidez
titulavel no mesmo intervalo. Os vinhos doces geralmente têm acidez no
intervalo de 0,4 a 0,65%. Na fabricação do vinho é importante saber a
acidez titulavel do mosto para poder determinar a quantidade correta de
dióxido de enxofre que será adicionada e também decidir se é ou não
necessária uma correção da acidez. Atentando-se para os ácidos que estão
comumente presentes no mosto e no vinho (ácido tartárico, málico, acético,
láctico, etc.) nota-se que são ácidos orgânicos relativamente fracos, de
tal modo que quando o mosto ou o vinho for titulado com uma solução de uma
base forte, no ponto final dessa titulação o pH será maior que 7,
normalmente entre 7,8 e 8,3.
Esta determinação está sujeita à interferência do CO2 dissolvido. Este
erro pode ser minimizado diluindo o vinho com água quente, próximo da
fervura, e depois deixando esfriar até a temperatura ambiente antes de
titular. Geralmente esse erro é pequeno.
Procedimento
Transferir 25,00 mL de um vinho branco seco para um erlenmeyer de 250
mL. Adicionar 100 mL de água destilada e 3 a 5 gotas de uma solução de
fenolftaleína. Para um vinho tinto ou rose pode-se usar uma diluição maior
para contornar o problema da cor. É possível preparar e usar fenolftaleína
1% (m/v) em etanol 70% (v/v) para melhorar a detecção do ponto final.
Titular com uma solução padrão de NaOH 0,1 mol L-1. A primeira cor rosada
que permanecer por 20 a 30 segundos indica o final da titulação.
A acidez titulável do vinho é normalmente expressa em ácido tartárico %
(m/v); massa molar do C2H4O2(COOH)2 = 150,09 g mol-1. Lembrar que o ácido
tartárico tem dois hidrogênios tituláveis até a viragem da fenolftaleína.
Ácido tartárico (g /100 mL) = (Vb).(CNaOH).(150x9/2).(100)
(1.000).(Vam)
onde:
Vb é o volume (mL) da solução de NaOH usada na titulação.
CNaOH é a concentração da solução de NaOH.
Vam é o volume (mL) da amostra titulada.
Determinação de ácido acético em vinagres
O ácido acético é um ácido fraco, tendo um Ka de 1,8 x 10-5. Ele é
amplamente usado em química industrial na forma de ácido acético glacial
99,8% (m/m) (densidade de 1,053) ou em soluções de diferentes
concentrações. Na indústria alimentícia é consumido como vinagre, que é uma
solução diluída do ácido acético glacial (3,5 a 8% m/v). De fato, o ácido
acético é o principal constituinte ácido no vinagre, mas outros estão
presentes.
Procedimento
Uma alíquota de 10,00 mL de vinagre é cuidadosamente pipetada e
transferida para um balão volumétrico de 100 mL e diluída até a marca com
água destilada. Uma alíquota de 25,00 mL é removida do balão, com uma
pipeta aferida, e transferida para um erlenmeyer de 250 mL. Adicionam-se
aproximadamente 40 mL de água e 3 a 5 gotas de indicador de fenolftaleína.
A mistura é cuidadosamente titulada com uma solução padrão de NaOH 0,1 mol
L"1 até o aparecimento de uma leve coloração cor-de-rosa que persista por
30 segundos.
Os vinagres são geralmente coloridos, mas após as diluições a cor não
é suficientemente intensa que possa prejudicar a visualização do ponto
final da titulação. Também, as pequenas quantidades de outros ácidos
presentes são simultaneamente tituladas com o ácido acético e a acidez
total é expressa em termos do ácido acético. É possível usar o alaranjado
de metila como indicador nesta titulação de vinagre? Elabore uma
explicação. Se o resultado da titulação devesse ser expresso como % (m/m)
de ácido acético no vinagre, o que deveria ser mudado no procedimento
recomendado? Suponha ainda que uma solução de ácido clorídrico consome a
mesma quantidade de uma solução padrão de NaOH por unidade de volume que um
vinagre comercial. Ignorando o aspecto da diferença no gosto, por que seria
inaceitável o uso do ácido clorídrico no preparo de um molho de salada?
Calcula-se a concentração do ácido acético no vinagre expressando o
resultado em moles por litro e também em gramas de ácido acético por mL de
vinagre.
Determinação de Sulfato
O método baseia-se na precipitação dos íons sulfato com cloreto de
bário:
Ba+2 + SO2/4- BaSO4(S)
Solubilidade: 0,3 mg BaSO4 por 100 mL H2O a 26°
O produto obtido é secado a 110°C e em seguida pesado, calculando-se daí
a concentração de sulfato na amostra.
Várias substâncias são coprecipitadas, provocando erro na determinação
de sulfato. Por exemplo, a coprecipitação de BaCl2 conduz a resultado mais
alto que o esperado, enquanto a coprecipitação de Ba(HSO4)2 leva a um
resultado mais baixo 10 mesmo fato ocorre quando Fe2(SO4)3 ou Fe(HSO4)3
coprecipitam, pois durante a calcinação verifica-se a volatilização de
H2SO4).
Não se pode empregar reprecipitações sucessivas para a obtenção de um
precipitado mais puro de BaSC4, porque não se tem um solvente adequado para
dissolução deste composto. A melhor maneira de evitar a contaminação por
coprecipitação é remover, a priori, as substâncias interferentes, através
de uma precipitação, complexação ou qualquer outra transformação química
adequada. Assim, os íons Fe3+ que são extensamente coprecipitados,
geralmente como sulfato básico, podem ser eliminados por meio de uma
precipitação prévia na forma de Fe(OH)3 ou pela redução a Fe2+, que não
causam maiores problemas.
Também íons de Cr3+ e A13+ são coprecipitados, ainda que em pequenas
quantidades. A presença de Cr3+ deve ser evitada porque forma um complexo
solúvel com sulfato, [Cr(SO4)2r.
Íons NO3 e C1O3 interferem, mesmo em baixas concentrações, sendo
coprecipitados na forma de sais de bário. Esta coprecipitação é minimizada
usando-se pequeno excesso de bário na precipitação do sulfato. Neste caso,
em que a tendência a coprecipitar é grande, a digestão do precipitado é
recomendável.
De um modo geral, adicionando-se a solução de sulfato à solução de bário
os erros devidos à coprecipitação de cátions diminuem, mas os devidos a
ânions aumentam.
Na prática utiliza-se este procedimento para determinação de bário,
sulfato e compostos de enxofre que podem ser quantitativamente oxidados a
sulfato. Assim, por exemplo, pode-se determinar o teor de enxofre em
compostos orgânicos oxidando-os a sulfato por fusão com peróxido de sódio
em ampola de Parr ou pelo tratamento com HNO3 fumegante em tubo fechado,
procedendo-se depois à precipitação com cloreto de bário.
Chumbo e estrôncio podem ser determinados de maneira análoga à do bário,
precipitando-os na forma de sulfato. Porém, como nestes casos a
solubilidade é maior, deve-se tomar precauções especiais no sentido de
reduzi-la, o que se consegue, no caso do SrSO4, pela adição de álcool à
solução.
Solubilidade do PbSO4: 1,4 mg por 100 mL H2O a 26°C
Solubilidade do SrSO4: 15,4 mg por 100 mL H2O a 26°C
Não se recomenda o método gravimétrico para padronização de H2SO4 por
causa dos erros devidos à coprecipitação.
Procedimento
A solução original é diluída a 100,0 mL num balão volumétrico, com água
destilada. Homogeneiza-se a solução e pipetam-se duas amostras de 25,00 mL,
colocando-se em béqueres de 400 mL e diluem-se as alíquotas em seguida com
200 mL com água destilada. Adiciona-se ao frasco'21 l mL de HC1(1+1),
aquece-se a solução à ebulição'3' e adiciona-se, gotejando rapidamente, 100
mL de solução quente de BaCl2 1% (m/v), através de um tubo capilar (ou
pipeta, ou bureta)(4). Durante a adição do cloreto de bário, a agitação
deve ser constante. Deixa-se o precipitado depositar por l ou 2 minutos e
testa-se o líquido sobrenadante com gotas de cloreto de bário 1% (m/v) para
verificar se a precipitação foi completa. Caso ainda ocorra a formação de
precipitado, adicionam-se lentamente 3 mL de reagente, espera-se depositar
e testa-se novamente, repetindo-se essa operação até se ter presente no
meio um excesso de cloreto de bário(5). Deixa-se a mistura em banho-maria
por uma hora e depois em repouso por 12 horas para haver digestão do
precipitado'61, filtrando-se a seguir em Gooch de porcelana com camada
filtrante de amianto previamente aferido. Lava-se o precipitado com água
quente(7) (100 mL) em pequenas porções e depois com álcool. Seca-se em
estufa'8' a 110°C por 2 horas, deixa-se em dessecador por l hora e pesa-se,
calculando-se a porcentagem de sulfato na amostra.
Se X é a massa do BaSO4 proveniente da precipitação do sulfato contido
no volume da pipeta utilizada para a tomada da alíquota (25,00 mL), tem-se:
CSO42- = X x 1.000 x 96,06
25,00x233.40
onde
96,06 g mol-1 é a massa molar do íon SO42-,
233,40 g mol-1 é a massa molar do BaSO4.
Comentários
(1) A precipitação de BaSO4 em soluções concentradas e frias dá produtos
muito finos, que passam através do filtro. Entretanto é possível obter-
se um produto filtrável se o precipitado é obtido a partir de soluções
diluídas e a quente, após ser deixado um certo período de tempo em
digestão.
(2) Usa-se HC1 para evitar uma possível precipitação de íons interferentes,
como fosfato, cromato e carbonato de bário. No entanto, um excesso de
ácido deve ser evitado, pois a solubilidade do BaSO4 aumenta com o
aumento da acidez do meio, por causa da formação de HSO4.
(3) A supersaturação é menor em altas temperaturas.
(4) A velocidade de adição do reagente afeta a filtrabilidade do
precipitado de BaSO4 e a extensão em que vários íons estranhos são
coprecipitados.
(5) Deve-se ter excesso de reagente para que a reação seja quantitativa,
pois a solubilidade do BaSO4 diminui pelo excesso de íons Ba2+.
(6) Como há tendências de coprecipitar íons estranhos, a digestão é
recomendável (no mínimo l hora).
(7) Deve-se filtrar e lavar o precipitado de BaSO4 a quente, pois a
velocidade de filtração é maior (principalmente quando
se usa papel-filtro) e a perda por solubilidade não é significativa.
(8) Quando se usa papel-filtro na filtração, deve-se calcinar o
precipitado a 900°C em mufla. Neste caso deve-se ter cuidado para que
não ocorra a redução do sulfato de bário a sulfeto de bário, pelo
carbono. Se isto acontecer, pode-se recuperar o material reduzido,
adicionando-se 2 gotas de ácido sulfúrico concentrado e calcinando-se
novamente o sistema.
Determinação do Cloreto
O método baseia-se na precipitação dos íons cloreto com nitrato de
prata:
Ag+ + Cl- AgCl(s)
Solubilidade: 0,2 mg AgCl por 100 mL H2O a 26°C.
O produto obtido é seco a 110°C e pesado, calculando-se daí a
concentração de cloreto na amostra.
O AgCl precipitado não apresenta grande tendência em ocluir sais e
portanto a presença de substâncias estranhas não causa erro significativo
na análise, principalmente quando a precipitação é efetuada adicionando-se
a solução de prata à solução de cloreto. A causa de erro mais séria é a
lavagem deficiente do precipitado.
Os íons brometo, iodeto, tiocianato e sulfeto interferem, pois formam
com prata, em meio nítrico, precipitados insolúveis. A interferência de
sulfeto é contornada eliminando-o da solução através de uma fervura prévia
da solução ácida. Interferem também os íons de mercúrio (1) e chumbo (II),
que formam precipitados insolúveis com cloreto. Certas espécies químicas,
tais como NH3 e CN~ não interferem neste método porque a precipitação é
feita em meio ácido. A própria acidez do meio também evita a interferência
de ânions de ácidos fracos como acetato, carbonato, fosfato, arseniato e
oxalato, que reagiriam com prata em meio neutro, íons que se hidrolisam
facilmente, como por exemplo, Bi(III), Sb(III) e Sn(IV), ou íons que formam
complexos estáveis com cloreto [exemplo, Hg(II)], causam interferências
sérias e por isso devem ser removidos da solução antes de se efetuar a
precipitação da prata.
Este método é utilizado para a determinação de prata, cloreto, brometo,
iodeto e tiocianato. No entanto, como a coprecipitação de substâncias
estranhas juntamente com o Agi pode provocar erros sérios, invalidando os
resultados obtidos, não se utiliza este procedimento para a determinação de
iodeto, ainda mais que este íon se oxida muito facilmente.
Outras formas oxidadas do elemento cloro podem ser determinadas por este
procedimento, após uma redução prévia a cloreto. Assim, pode-se determinar
gravimetricamente cloro (C12), hipoclorito (CIO-), clorito CIO2- clorato,
ClO3- e perclorato CIO4-, reduzindo-os antes a cloreto com nitrito NO2-.
Por outro lado, haletos orgânicos são também determinados por este
método, após serem convertidos em haletos inorgânicos através de um
aquecimento com HNO3 fumegante em tubo fechado (Método de Carins), ou por
fusão com Na2O2.
Uma outra aplicação deste procedimento é na determinação de carbonato,
fosfato, cromato e arseniato que formam sais insolúveis com prata em meio
neutro, mas são solúveis em meio ácido. O sal é precipitado corn íons prata
em meio neutro, em seguida é filtrado, lavado e, posteriormente, dissolvido
com ácido nítrico, após o que a prata é finalmente reprecipitada com
cloreto em meio ácido e determinada como AgCl.
Procedimento
A solução original é diluída a 100,0 mL num balão volumétrico. Pipetam-
se desta solução duas amostras de 25,00 mL transferindo-as para béqueres de
400 mL e procede-se da seguinte maneira com cada uma delas: dilui-se a 200
mL e acidula-se'" com \ mL de HNO3 (1+1) (a água destilada e o HNO3 usados
deverão ser testados com AgNO3 para assegurar a ausência de cloreto).
Precipita-se o AgCl pela adição lenta, com agitação, de um ligeiro excesso
de solução de AgNO3 (0,8 g de AgNO3 em 20 mL H2O) a frio(2). A precipitação
e as operações sucessivas devem ser feitas em ausência de luz(3). Após a
adição da solução de AgNO3, aquece-se a suspensão quase a ebulição,
agitando-a durante um ou dois minutos(4) para ajudar a coagulação do
precipitado. Remove-se o béquer do fogo e deixa-se o precipitado depositar.
Testa-se a completa precipitação do cloreto pela adição de poucas gotas
de solução de AgNO3 no líquido sobrenadante. Se não ocorrer a formação de
precipitados, deixa-se o béquer no escuro em repouso por l ou 2 horas antes
de filtrar.
Antes de se transferir o precipitado para um cadinho de Gooch aferido,
lava-se o AgCl duas ou três vezes, por decantação151, com HNO3 0,01 mol L-1
a frio(6). Procede-se à filtração e removem-se as últimas partículas de
AgCl com o "policial"* e lava-se o precipitado retido no Gooch com HNO3
0,01 mol L-1 (adicionado em pequenas porções) até que alguns poucos
mililitros da água de lavagem, coletada num tubo, não se apresente turva
quando testada com uma gota de HC1 0,1 mol L-1. Finalmente, lava-se o
precipitado com l ou 2 porções de água para remover a maior parte do HNO3,
coloca-se o Gooch \ hora na estufa(7) a 110°C, l hora no dessecador e pesa-
se. Com a massa do AgCl obtida, calcula-se a porcentagem de cloreto na
amostra.
Sendo X a massa de AgCl proveniente da precipitação do cloreto contido
no volume da pipeta utilizada na tomada da alíquota (25,00 m L), tem-se:
Ccl- (g L-1) = X x
1.000 x 35, 45
25,00x143,32
onde
35,45 g mol-1 é a massa molar do átomo de cloro
143,32 g mol-1 é a massa molar do AgCl.
Comentários
(1) O HNO3 favorece a formação de um precipitado mais facilmente filtrável
e evita precipitações de óxido, carbonato ou fosfato de prata.
(2) Não se deve aquecer a solução antes de os íons Ag+ serem adicionados
para não se perder o HCl por evaporação.
3) O AgCl se desproporciona pela ação da luz
2AgCl(s) 2Ag° + C\2
ara evitar esta reação indesejável deve-se recobrir exteriormente o
béquer e o vidro de relógio com papel preto. Quando a redução se dá
antes da filtração do precipitado, tem-se um erro positivo, pois o Cl2
proveniente da reação de desproporcionamento se combina com os íons Ag+
em excesso e volta a formar AgCl que fica misturado com a prata metálica
formada na decomposição do precipitado. Quando o desproporcionamento do
precipitado se dá após a filtração, o cloro produzido volatiliza-se (não
se tem íons Ag+ disponíveis para reagir com o gás), gerando um erro
negativo.
(4) Agitação e alta temperatura ajudam a coagulação do precipitado que
inicialmente se encontra no estado coloidal.
(5) Filtra-se por decantação por ser mais efetiva a lavagem do precipitado
no béquer, devido aos seus flocos.
(6) O HNO3 0,01 mol L-1 é usado para retirar o excesso de íons Ag+ que
ficam adsorvidos no precipitado e também para evitar a peptização do
AgCl, que ocorre se este sal for lavado com água pura. O HNO3 é
facilmente eliminado durante a secagem do precipitado.
(7) O AgCl funde a 440°C, com redução na presença de substâncias orgânicas
(havendo volatilização parcial). Deve-se fazer
um aquecimento gradual para que não ocorra uma rápida contração do
sólido, aprisionando moléculas de água no seu interior.
Diagrama de fluxograma
O fluxograma é um meio gráfico para a representação das etapas de um
processo.
Símbolos Básicos: a maior parte dos fluxogramas é construída a partir de
poucos símbolos básicos.
O símbolo de atividade é um retângulo que designa uma atividade.
Dentro dele esta uma breve descrição daquela atividade.
O símbolo de decisão é um losango que designa um ponto de decisão, a
partir do qual o processo se divide em dois ou mais caminhos. O
caminho tomado depende da resposta à pergunta que aparece dentro do
losango. Cada caminho é rotulado, para corresponder a uma resposta à
pergunta.
O símbolo terminal é um retângulo arredondado que identifica, de
forma forma inequívoca, o início ou término de um
processo, de acordo com a palavra que esta dentro do retângulo.
"Início" é usado para designar o ponto de partida do fluxo de um
processo; "parar" ou "fim" são usados para designar o final do
fluxo de um processo.
O símbolo de documento representa um documento pertencente ao processo.
A linha de fluxo representa um caminho de processo que liga
elementos do mesmo, por exemplo, atividades ou decisões; a seta
um fluxo indica a direção do fluxo.
O conector é um círculo que é usado para indicar uma
continuação do fluxograma.
Modelo de Fluxograma
Exercícios
1) Qual é a idéia geral de analise volumétrica? Cite três casos
particulares de analise volumétrica.
2) O que é alíquota?
3) O que é solução padrão ou solução titulada?
4) O que é titulo? O que é titulo em massa de uma solução? Como ele é
traduzido em fórmula matemática? Qual é o significado do título
percentual em massa de uma solução? Numericamente, como ele varia?
Qual a relação entre molalidade e Titulo?
5) Qual é o papel do indicador na solução?
6) O que é concentração comum de uma solução? Como é representada
matematicamente?
7) O que é diluição e concentração de uma solução e como podemos
representar matematicamente? Podemos usar para concentração somente ou
para molaridade e normalidade, justifique?
8) O que é molaridade, normalidade e molalidade e quais as relações entre
elas? E qual a relação entre concentração e molaridade, concentração
e normalidade e o que é fração molar? Como se traduzem a sigla ppm e
ppb? Qual é o seu significado?
9) O que é densidade de uma solução? Qual é sua unidade?
10) Calcule a concentração, em g/L, de uma solução de nitrato de potássio,
sabendo que ela encerra 60g do sal em 300cm³ de solução.
R: 200g/L
11) Calcule a massa de ácido nítrico necessário para a preparação de 150mL
de uma solução de concentração de 50g/L.
R: 7,5g
12) Qual a massa dos íons Na (sódio) existentes em 200ml de solução de
NaOH de concentração igual a 80g/L?
R: y = 9,2g de íons Na+
13) Uma solução contém 8g de cloreto de sódio e 42g de água. Qual é o
titulo em massa da solução? E seu titulo percentual?
R: titulo= 0,16=16%
14) Uma solução de um dado soluto foi preparada a partir de 160g de água.
Se o título da solução é 0,2, calcule a massa do soluto. Justifique se
essa é uma solução concentrada ou diluída. R: 40g de soluto
15) Uma solução encerra 15g de carbonato de sódio em 135g de água e tem
densidade igual a 1,1g/mL. Calcule: O título em massa da solução.
R: titulo=0,1=10%
A concentração da solução em g/l. R: C= 110g/L.
16) Na cidade de São Paulo, por exemplo, a qualidade do ar é considerada
inadequada se o teor de monóxido de carbono (CO) atingir 15ppm(v/v).
Nessa situação, qual é o volume de CO existente em cada metro cúbico
de ar? R: 0,015L de CO/m³ de ar
17) Na crosta terrestre existem, em média, 70 ppb (m/m) do metal prata.
Qual será a massa de prata existente em 1 tonelada da crosta
terrestre? R: 0,070g de Ag
18) Qual é a molaridade de uma solução de iodeto de sódio que encerra 45g
do sal em 400ml de solução?(Massas atômicas: Na =23; I =127) R:
0,75mol/L
19) O permanganato de potássio pode ser utilizado como germicida no
tratamento de queimaduras. É um sólido brilhante usado, habitualmente,
como reagente comum nos laboratórios. Considere a dissolução em meio
ácido de 0,395g deste sal em água suficiente para produzir 250ml de
solução. Qual será a molaridade resultante? R: 0,01M
20) Calcule a massa de hidróxido de sódio necessária para preparar meio
litro de solução 0,2 molar (massas atômicas: H=1; O=16; Na=23).
R: m= 4g de NaOH
21) 500ml de solução contêm 10g de sulfato férrico 100% dissociado.
Calcule a molaridade do sulfato férrico e dos íons férrico e sulfato,
em mols por litro (massas atômicas: Fe=56; S=32;
O=16).R.MFe2(SO4)3=0,05mol/L;MFe2(SO4)3=0,05mol/L;Fe 0,10 mol/L;
SO4=0,15mol/L
22) Diluindo 100ml de solução de cloreto de sódio de concentração igual a
15g/L ao volume final de 150ml, qual será a nova concentração?
R: 10g/L
23) 40ml de ácido clorídrico, de densidade 1,18g/ml e com 36,5% de HCl em
massa, são diluídos a 200ml. Qual a molaridade da solução final?
R:M=2,36mol/L
24) Um caminhão-tanque tombou e derramou 400 litros de ácido sulfúrico,
(H2SO4 98g/mol ), de concentração 6,0 mol/l para dentro de uma lagoa.
Para amenizar os danos ecológicos decidiu-se adicionar bicarbonato de
sódio, NaHCO3 (84 g/mol), à água da lagoa. Calcule a massa mínima de
NaHCO3 necessária para reagir com todo ácido derramado.
R.403,2 Kg
25) O eletrólito empregado em baterias de automóvel é uma solução aquosa
de ácido sulfúrico. Uma amostra de 7,5 ml da solução de uma bateria
requer 40,0 ml de hidróxido de sódio 0,74 mol/l para neutralização
completa. Calcule a concentração em quantidade de matéria do ácido na
solução da bateria. R.2,0 mol/L
26) Um volume igual a 25 ml e uma solução de ácido acético 0,06 mol/l é
titulado com 15 ml de solução de hidróxido de sódio, NaOH (aq) . Qual
a concentração em quantidade de matéria da solução básica? R.
0,1 mol/L
27) O carbonato de sódio, Na2CO3, produzido pela solvay, é usado no
tratamento das chamadas "águas duras", nas indústrias de vidro e de
sabão em pó e nos processos de branqueamento. Sua solução aquosa é
fortemente alcalina. Qual a concentração em mol/l de uma solução 1,2 N
de carbonato de sódio? R. 0,6 mol/L
28) Uma dada solução de hidróxido de sódio, NaOH (aq) , contém 24% em
massa dessa base. Sabendo-se que a densidade da solução é 1,25 g/ml,
qual a sua concentração em equivalente por litro? R.
7,5 eq/L ou normal
29) Qual é a concentração em quantidade de matéria de uma solução aquosa
de etanol, C2H6O (l) (46 g/mol), de concentração igual a 4,6 g/L? R.
o,10 molal ou mol/Kg
30) Qual a molalidade e a concentração em quantidade de matéria de uma
solução feita pela adição de 15,24 g de iodo, I2, em 500 ml de álcool
etílico, C2H6O, sabendo-se que a densidade do álcool etílico é aprox.
0,8 g/ml. Despreze qualquer variação de volume que possa ter ocorrido.
R. 0,15 mol/Kg ou molal
31) Qual a molalidade (concentração em mol/kg ou molal) de uma solução que
contém 34,2 g de sacarose C12H22O11, dissolvidos em 200 g de água?
R. o,5 molal ou mol/Kg
32) Calcule a fração em quantidade de matéria do soluto e solvente de uma
solução preparada pela adição de 390g Na2S e 360g de H2O. R
0,2 e 0,8.
33) Leite de vaca em média 45g de lactose C12H22O11, por litro. Qual
fração em quantidade de matéria da lactose no leite?(considere o leite
formado de água e lactose, com d= 1g/ml).
R. aprox. 2,4. 10ˉ³.
Bibliografia:
JURAN, J. M. A qualidade desde projeto: novos passos para o
planejamento da qualidade em produtos e serviços. São Paulo: Thomson
Pioneira.
MORITA, Tókio. Manual de Soluções, Reagentes e Solventes. Editora:
Edgard Blücher.
FELTRE, Ricardo. Físico-Química. São Paulo: Moderna, volume 2.
COVRE, Geraldo José. Química: o homem e a natureza. São Paulo: FTD.
VOGEL. Análise qualitativa. São Paulo:
HARRIS, Daniel C. Análise Química Quantitativa. Rio de Janeiro: LTC,
2005.
BASSET, J. Denney, R. C., Jeffery, G. H. e MENDHAM,
J.;(1981);Vogel;Análise Inorgânica Quantitativa; Guanabara Dois, RJ.
ALEXEEV, V. (1972) Análise Quantitativa; Livraria Lopes da Silva
Editora Porto.
OHLWELER, O. A. (1981); Química Analítica Quantitativa, 3a Edição;
Livros Técnicos e Científicos Editora S/A, Rio de Janeiro.
BACCAN, J.C. de Andrade, O. E. S. Godinho, J. S. Barone . Química
Analítica Quantitativa Elementar. São Paulo : Edgar Blücher Ltda. Ed. 3ª
edição revista, ampliada e reestruturada.
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Autorizar pagamento
P3
P2
Processar para contas a pagar
Preparar cheque
Final
