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Introdução
Dificilmente, de forma natural, encontra-se uma substância em sua forma
pura. Mesmo em laboratório, a maior parte dos compostos não possui pureza
maior que 99%. Nestes casos, não há grande necessidade de se realizar a
purificação do composto. Porém, quando o composto está contaminado com uma
porcentagem maior de impurezas, pode-se purificá-lo através de um processo
chamado gravimetria.
A gravimetria é um método analítico quantitativo, que consiste na
separação e pesagem de um elemento ou composto na sua forma mais pura
possível. Existem vários tipos de análises gravimétricas: a gravimetria por
precipitação, na qual o composto analisado é separado de uma solução da
amostra como um precipitado e é convertido a uma espécie de composição
conhecida e que pode ser pesada; a gravimetria de volatilização, na qual o
composto analisado é isolado dos outros constituintes da amostra pela
conversão a um gás de composição química conhecida. O peso desse gás serve
então como uma medida da concentração do
composto; a eletrogravimetria, na qual o composto analisado é separado pela
deposição em um eletrodo por meio do uso de uma corrente elétrica, e a
massa desse produto fornece então uma medida da concentração do composto; e
a titulação gravimétrica, na qual a massa do reagente, com concentração
conhecida, requerida para reagir completamente com o composto analisado
fornece a informação necessária para determinar a sua concentração. (1)
Neste caso, o método gravimétrico estudado será a gravimetria por
precipitação. Para ser analisado por este método, o composto ideal deve ser
insolúvel, facilmente filtrável, com alto grau de pureza e deve ter sua
composição conhecida. Como dificilmente um composto reúne todos estes
requisitos, algumas técnicas podem otimizar as propriedades dos
precipitados na gravimetria, como por exemplo, os resfriamento da solução,
que, em geral, diminui a solubilidade do composto sólido.(2) Neste método,
o analito (composto que está sendo analisado) é transformado em um
precipitado pouco solúvel. Então, esse precipitado é filtrado, lavado para
a remoção de impurezas, convertido a um produto de composição conhecida por
meio de um tratamento térmico adequado e pesado. Este método é utilizado,
por exemplo, para determinação de cálcio em águas naturais, e é recomendado
pela Association of Official Analytical Chemists. Para esta análise, se
adiciona ácido oxálico em excesso à solução aquosa contendo a amostra.
Após, se adiciona amônia, que neutraliza o ácido e faz com que o cálcio
precipite na forma de oxalato de cálcio. Em seguida, o oxalato de cálcio é
filtrado, pesado e calcinado, convertendo o oxalato de cálcio a óxido de
cálcio. Após o resfriamento, o óxido de cálcio é pesado e a massa de cálcio
é determinada a partir da massa do óxido.
Em casos em que há a necessidade de reagir o analito para que este
precipite, é importante que se utilize um reagente específico, que só reaja
com o analito desejado, ou então, como estes reagentes são muito raros, que
se utilize um reagente seletivo. Os reagentes seletivos reagem apenas com
alguns tipos específicos de substâncias ou íons.
O tamanho dos cristais do precipitado também é importante para a análise
gravimétrica: não podem ser pequenos a ponto de passar através do filtro ou
de entupi-lo. Isto porque o precipitado deve ser facilmente filtrado e,
além disso, cristais menores têm maiores áreas superficiais, o que
facilitaria a agregação de substâncias contaminantes ao precipitado (2).
Pode-se observar, então, que a análise gravimétrica por precipitação se
utiliza, quase que basicamente, de conceitos de solubilidade de compostos e
de estequiometria, em termos de massas.
Para se utilizar dos conceitos de solubilidade, deve-se conhecer a
polaridade dos compostos formados por reação em meio aquoso, para que estes
possam precipitar naturalmente, ou então, os fatores que alteram a
solubilidade de compostos solúveis, para que se possa favorecer a
precipitação destes compostos.
Os compostos apolares precipitáveis geralmente são sais que possuem
momento dipolar baixo ou que tendem a ser nulos. Um exemplo é o iodeto de
chumbo, PbI2. Pela eletronegatividade da estrutura, sua interação em meio
aquoso é dificultada devido à sua polaridade. Já os compostos solúveis em
água possuem diferentes coeficientes de solubilidade a diferentes
temperaturas e pressões. Sendo o composto solúvel à alta temperatura ou
mesmo à temperatura ambiente, é necessário baixar a temperatura até que a
solubilidade seja mínima. O mesmo vale para a pressão, pois, geralmente, a
solubilidade de um composto sólido é diretamente proporcional à pressão. Na
tabela a seguir, são apresentados os coeficientes de solubilidade de alguns
sais, em diferentes temperaturas:
"Sal "Temperatura "
"0ºC "10ºC "20ºC "30ºC "40ºC "50ºC "60ºC "70ºC "80ºC "90ºC "100ºC " "KClO3
"2 "4 "8 "10 "13 "19 "23 "30 "37 "45 "58 " "K2Cr2O7 "5 "7 "11 "16 "22 "30
"38 "47 "57 "68 "80 " "KCl "26 "30 "32 "36 "39 "42 "45 "48 "51 "54 "57 "
"NaCl "34 "35 "36 "36,5 "37 "37,5 "38 "38,5 "39 "39,5 "40 " "KNO3 "13 "20
"30 "44 "62 "89 "- "- "- "- "- " "Pb(NO3)2 "37 "46 "55 "66 "76 "85 "96 "- "-
"- "- " "CaCl2 "59 "63 "77 "- "- "- "- "- "- "- "- " "NaNO3 "73 "80 "88
"96 "- "- "- "- "- "- "- " "Tabela A - Coeficientes de solubilidade (em
g/100ml de água) de alguns sais em diferentes temperaturas (em valores
aproximados).
Pelas informações contidas na tabela, pode-se observar que alguns sais são
mais solúveis que outros, e que a temperatura também influencia na
solubilidade dos sais de forma diferente. Para alguns, o aumento da
temperatura aumenta significativamente a solubilidade, como por exemplo, o
KNO3, enquanto que para outros sais, o aumento da temperatura aumenta
ligeiramente a solubilidade, como é o caso do NaCl. Para fazer com que um
sal solúvel precipite, basta resfriar a solução até uma temperatura em que
o coeficiente de solubilidade seja menor do que a massa do analito
dissolvida previamente.
Quanto à estequiometria, é utilizada para o conhecimento do rendimento da
purificação e/ou a porcentagem de pureza da substância, pela
proporcionalidade da massa inicial da substância impura.
Objetivos
Aprender a utilizar métodos gravimétricos para purificar compostos e
determinar seu grau de pureza, utilizando conceitos de estequiometria e
solubilidade.
Procedimento Experimental
a) Materiais utilizados:
- Bico de Bunsen;
- Água destilada;
- Béquer;
- Funil de vidro;
- Vidro de relógio;
- Erlenmeyer;
- Funil de Büchner;
- Papel filtro;
- Bastão de vidro;
- Tripé;
- Cuba de Gelo;
- Gelo;
- Tela de amianto;
- Termômetro;
- Balança analítica;
- Bomba de vácuo;
- Amostra de K2Cr2O7 impuro contendo CuSO4.5H2O.
b) Procedimento:
Primeiramente, pesou-se uma amostra de 5,00g de sal de K2Cr2O7 em um
béquer, supondo que a amostra de K2Cr2O7 continha 10% no máximo de impureza
CuSO4.5h2O, a partir disso foram calculadas as quantidades necessárias de
água para dissolve a amostra de sal impuro a temperatura de 80ºC.
Foram adicionadas 11 ml de água e mais 3 ml para compensar percas com
evaporação, tampou-se o béquer contendo a solução de água e sal impuro com
um vidro de relógio e o levou-se a chama do bico de Bunsen até que
alcançasse a temperatura de 80ºC.
Quando o béquer contendo a solução alcançou a temperatura desejada, foi
retirado da chama para que resfriasse a temperatura ambiente e foram
adicionados em um béquer uma quantidade de água destilada e a mesma foi
colocada na chama.
Em um funil de vidro foi colocado papel de filtro, o papel foi dobrado
pregueado para que ele absorvesse com maior eficiência a solução que seria
filtrada nele, foi então lavado com a água quente para que houvesse melhor
fixação no funil de vidro e para manter a máxima quantidade possível da
substância solubilizada.
Logo após filtrou-se a solução de água e sal impuro para que fossem
retiradas as impurezas insolúveis dele. Após filtrado a solução levou-se ao
fogo ate a ebulição, a retirou novamente do fogo e deixou-a resfriar a
temperatura ambiente.
Com a solução a temperatura ambiente ela foi levada ao banho na cuba de
gelo para ser resfriada a temperatura perto de 0ºC por que apenas o K2Cr2O7
precipita a esta temperatura.
Logo após pesou-se um novo papel de filtro e ele foi colocado no funil de
Büchner para que fosse levada a bomba de vácuo, foram despejados no funil
com o papel de filtro a solução de água e sal impuro para ser filtrado a
vácuo, Durante a filtração, o filtrado foi lavado com água gelada, a menor
quantidade para que não houvesse alteração na solubilidade e logo após o
lavou com álcool etílico gelado, porque o álcool, por ser volátil, retira o
calor para ajudar na cristalização e acelerar a filtração.
Após aproximadamente 5 minutos foram retirados do vácuo o filtrado e
colocados por aproximadamente 10 minutos na estufa para secagem. Após esse
tempo, o filtrado foi retirado e colocado por mais aproximadamente 5
minutos no dissecador, e passado esse tempo, foi levado a balança para ser
pesado, obtendo-se a massa final de K2Cr2O7 purificado.
Resultados e Discussão
Para se conhecer a quantidade de água que deveria ser adicionada à amostra
do composto contendo impurezas, o volume de água foi calculado a partir da
tabela de solubilidade. Como dispunha-se de uma amostra de 5,000g de
K2Cr2O7, sabendo-se que 10% desta massa correspondia à massa máxima de
impurezas contidas, os cálculos foram efetuados considerando-se a
temperatura de 80ºC como referência (tendo como base a tabela
disponibilizada pelo professor), pois foi a temperatura à qual o sistema
seria aquecido.
Cálculo da massa aproximada de dicromato de potássio puro presente na
amostra:
5,000g ------------ 100%
x --------------------- 10%
100 x = 5,000 . 10
100 x = 50,00
x = 50,00 / 100
x = 0,5g
Se 0,5g corresponde à massa de impurezas, a massa aproximada de dicromato
de potássio puro contida na amostra é de 4,5g.
Cálculo do volume de água necessário para dissolver 4,5g de dicromato de
potássio a 80ºC:
100 ml de água --------------- 41,1g
x ---------------------------------- 4,5g
41,1 x = 100 . 4,5
41,1 x = 450
x = 450 / 41,1
x = 10,95 ml
Por questões de algarismos significativos, o valor considerado foi
arredondado para 11 ml (além dos 3 ml que deveriam ser adicionados conforme
instrução do roteiro).
Após o aquecimento do sistema e total dissolução da amostra, e também da
filtragem simples, houve a cristalização do K2Cr2O7, através do banho de
gelo, pois assim que a solução entrou em equilíbrio térmico com o gelo, a
0ºC, o dicromato de potássio tende a precipitar, pois sua solubilidade à
esta temperatura é de 4,4g/100ml de água, uma massa menor do que a massa
dissolvida. ortanto, à esta temperatura, a massa de dicromato que ainda
continua dissolvida é:
100 ml ------------------- 4,4g
14 ml --------------------- x
100 x = 14 . 4,4
100 x = 61,6
x = 61,6 / 100
x = 0,616g
o que é pouco comparado à massa total dissolvida e, portanto, a maior
parte do dicromato precipitaao ser resfriada.
Além disso, ocorre apenas a precipitação do dicromato porque a
solubilidade do sulfato de cobre a 0ºC é de 12,9g/100ml de água. Assim,
todo o CuSO4.5H2O permanece dissolvido enquanto o K2Cr2O7 cristaliza.
Após todo o procedimento do experimento - dissolução da amostra, filtragem
simples, cristalização do dicromato de potássio, filtragem a vácuo e
secagem - a massa final de K2Cr2O7 obtida foi de 0,002g, com um rendimento
de:
5g ------------- 100%
0,002g ---------- x
5 x = 100 . 0,002
5 x = 0,2
x = 0,2 / 5
x = 0,04%
O rendimento obtido foi excessivamente baixo, tendo vários fatores que
podem ter sido a causa. Entre estes fatores, estão:
As perdas de amostra durante todo o procedimento: houve perdas no bastão
de vidro, no termômetro, no vidro de relógio, no béquer onde a amostra
foi dissolvida, no filtro e no erlenmeyer.
O fato de que a temperatura do interior da solução durante o banho de
gelo não foi mais baixa do que 2ºC.
O fato de que o álcool etílico utilizado durante a filtração a vácuo não
estava necessariamente gelado, estando em uma temperatura aproximada de
10ºC (não verificada experimentalmente). Isto pode ter afetado a
solubilidade do dicromato de potássio, que a 10ºC, possui solubilidade
de 7g/100ml de água, perdendo-se, assim, pequena quantidade de dicromato
por dissolução.
O erro no escoamento do precipitado, escoando uma quantidade muito
grande e fazendo com que a água espalhasse o dicromato sobre o papel de
filtro e o empurrando para fora do papel, fazendo com que grande parte
entrasse sob o papel e fosse perdida, passando pelo filtro. Esta causa é
a que pode-se considerar mais plausível entre estes fatores.
Conclusões
Através desta prática pudemos concluir que o coeficiente de solubilidade
pode nos ajudar a separar substâncias sólidas umas das outras se estas
tiverem um coeficiente de solubilidade diferente podendo uma ser
solubilizada e outra cristalizada e logo separá-las pelo método de
separação de misturas a filtração a vácuo que é mais eficaz.
Referências
Gravimetria. Disponível em
http://www.dracena.unesp.br/graduacao/arquivos/quimica_geral/Gravimetria.pdf
, acesso em 10/03/10.
1 SKOOG; Fundamentos de Química Analítica.
2 HARRIS, Daniel C. Análise Química Quantitativa. Tradução de Jairo
Bordinhão. Rio de Janeiro: LTC, 2008.
BROWN, T. L; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. E. Química: a ciência central.
Tradução de Robson Matos. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.
