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QUÍMICA ANALÍTICA I
Práticas
Curso: Física e Química / Química
2004-2005
Responsável: José Paulo Pinheiro
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Programação das aulas práticas de QA I – 2002/2003
1ª Aula- 16 Set - TP1 – Erros em Química Analítica.
2ª Aula- 23 Set – P1 – Preparação e aferição duma solução 0.1M de HCl
3ª Aula- 30 Set – P2 – Preparação e aferição duma solução 0.1M de NaOH
4ª Aula- 7 Out – P3 – Titulação de uma mistura de H3PO4 e HCl
5ª Aula- 14 Out – TP2 – Problemas sobre ácido-base
6ª Aula- 21 Out. – P4 – Aferição duma solução 0.01M de EDTA.
Determinação da dureza da água da torneira.
7ª Aula- 28 Out. – TP3 – Problemas sobre Complexação
8ª Aula- 4 Nov.– P5 – Solubilidade de precipitados
9ª Aula- 11 Nov. – P6 – Determinação de cloretos na água da torneira
10ª Aula- 18 Nov. – TP4 – Problemas sobre precipitação
11ª Aula- 23 Nov. – P7 – Determinação condutimétrica do ácido acetilsalicilico
numa aspirina
12ª Aula- 2 Dez. – P8 – Separação e identificação de Ag, Pb e Hg.
13ª Aula- 9 Dez. – TP5 - Problemas sobre condutimetria e electroquímica.
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“O que é e para que serve um relatório”
Um relatório prático destina-se a:
explicar a experiência efectuada,
descrever os resultados experimentais,
apresentar os cálculos efectuados e discutir os resultados obtidos.
Um relatório prático deve ser elaborado de tal forma que:
outra pessoa possa repetir o trabalho efectuado com base nele,
qualquer pessoa possa perceber qual o objectivo do trabalho, o que se fez, quais
foram os resultados obtidos e ter uma apreciação crítica dos resultados.
As normas seguintes destinam-se a ajudar na elaboração de relatórios práticos.
Um relatório é composto por:
Titulo
Objectivos/Introdução
Métodos/Parte Experimental
Apresentação de Resultados Experimentais
Cálculos e Discussão de Resultados
Conclusões
Bibliografia
Título: Deve ser claro e descritivo.
Objectivos/Introdução: Deve conter uma descrição simples e clara dos objectivos, dos
dados que vão ser recolhidos e dos príncipios que vão ser demonstrados.
A Introdução pode conter os Objectivos. A Introdução deve ser uma descrição concisa
da história e da teoria relevantes para o trabalho prático. Tome em consideração a
metodologia específica da(s) experiência(s) realizada(s). Podem ser adicionados esquemas
quando forem relevantes.
A Introdução não deve ter mais do que meia página A4 (10 a 15 linhas).
Métodos/Parte Experimental: Não copie o protocolo prático.
Pode adicionar uma
cópia do protocolo ao relatório para consulta. Quaisquer modificações, desvios ou adições ao
protocolo devem ser registadas.
Devem sempre especificar todo o equipamento usado (se necessário) e também
descrever os reagentes usados (especialmente o tipo de reagente e o grau de pureza).
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Apresentação de Resultados Experimentais: Sempre que possível os resultados
devem ser apresentados em tabelas. Cada tabela deve ser numerada para eventual referência
no texto e incluir uma breve descrição do seu conteúdo (ex: Tabela III - Efeito do ácido
clorídrico nas roupas dos estudantes que não usam bata). A primeira linha de cada coluna da
tabela deve conter o nome da quantidade e respectiva unidade, incluindo quando necessário o
factor multiplicativo usado.
As unidades são muito importantes. Não inclua mais do que três algarismos
significativos nos números a menos que esteja convencido que o seu erro experimental é
extremamente baixo (<1%). (Note que a gota típica deixada numa bureta de 5 ml é de 0.05 ml,
ou seja, 1%).
Cálculos e Discussão de Resultados: Duma maneira geral os cálculos devem ser
apresentados de forma completa. Se tiver muitos cálculos iguais deve apresentar
detalhadamente um deles e depois pode apresentar apenas os resultados finais dos outros
casos idênticos.
Os resultados finais dos cálculos devem ser apresentados em destaque e devem
estar sempre em concordância com os erros calculados.
A discussão é uma das partes mais importantes do relatório. As discussões não são
lobrigatóriamente longas, mas devem ser completas e concisas.
Pode discutir os cálculos conforme forem sendo apresentados. A discussão deve ser
feita do ponto de vista de avaliação dos resultados finais, do seu significado e da sua
exactidão. Tente pensar sobre as possíveis implicações dos resultados, relacionando-os com
os objectivos do trabalho.
Conclusões: As conclusões devem ser uma descrição breve do que foi encontrado ou
demonstrado na aula prática. É por vezes também apropriado incluir um resumo dos
resultados quantitativos. As conclusões são feitas com base nos objectivos do trabalho.
Bibliografia: Se em qualquer parte do relatório usou qualquer fonte bibliográfica deve
fazer referência no texto a esse facto. A ultima parte do relatório deve ser uma lista de todas as
referências usadas.
Notas
- Se usar um livro ou artigo duma revista, não perca tempo a copiar parágrafos
inteiros; limite-se a extrair a informação relevante para o fim em vista.
- Leia o relatório com atenção no final para verificar se cometeu erros.
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Protocolos dos trabalhos práticos:
Nota: Nesta colecção de protocolos existem mais trabalhos práticos que aqueles que
vão ser efectuados. Alguns destes trabalhos foram feitos no passado e voltarão a ser feitos no
futuro e constituem também material de estudo, pelo que foram incluidos nesta colecção.
Ácido-Base:
1- Preparação de uma solução aferida de NaOH 0,1M
A- Preparação da solução
Prepara-se inicialmente uma solução saturada de NaOH dissolvendo, em frasco de
polietileno, cerca de 50 g em 50 ml de água;
Deixa-se repousar para precipitar os carbonatos existentes na solução;
Retira-se, com pipeta, por sucção, 6,5ml desta solução, que deve estar límpida e que
se introduzem num balão de diluição já com alguma água destilada. Junta-se, em seguida,
água destilada até perfazer 1 litro. Agita-se e transfere-se para um frasco que se rotula e se
tapa com rolha de borracha.
B- Aferição da solução
Titulação potenciométrica
a) Pese uma amostra de ftalato ácido de potássio para análise, seco, com peso
compreendido entre 400-500mg; directamente para um copo de 250 ml. Adicione 100 ml de
àgua destilada.
b) Lave bem o eléctrodo de vidro com água destilada e coloque-o no copo. Regule o
aparelho de pH para ler mV.
c) Adicione a solução preparada em A, de 1 ml em 1 ml, até perto do ponto de
equivalência, depois reduza para adições para 0,1 ml. Depois do salto no ponto de
equivalência volte a fazer adições de 1 ml.
Método dos indicadores
d) Pese três amostras de ftalato ácido de potássio para análise, seco, com peso
compreendido entre 400-500mg; directamente para copos de 250 ml. Adicione 25 ml de àgua
destilada.
e) Adicione 3 gotas de fenoftaleína.
f) Adicione lentamente a solução preparada em A. Anote o volume ao qual o indicador
muda de incolor para carmim. Se a solução estiver na realidade isenta de carbonatos, obtémse uma viragem nítida cuja cor se mantém por 5 minutos.
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Notas:
• A água a usar deve estar isenta de CO2 pelo que se deve fazer o seguinte teste:
100ml de água com 1 gota de fenolftaleína devem corar com uma gota de hidróxido sódio
0,1M. Caso contrário deve ferver-se a água durante alguns minutos;
• Para conservar as soluções de NaOH ao abrigo de CO2 do ar pode usar-se um
dispositivo de acordo com o esquema. Fazendo sucção na extremidade direita, pode encher-se
a bureta, sem contacto com CO2. Os tubos laterais contém NaOH sólido que retém o CO2.
• O ftalato ácido de potássio deve secar-se a 120º durante 2 horas;
• A solução de fenolftaleína prepara-se dissolvendo 0,5g em 50ml de álcool e junta-se
depois 50ml de água. Se formar turvação deve filtrar-se. A solução de azul de timol prepara-se
dissolvendo 0,1g de azul de timol em 100ml de água.
Observações:
• A solução poderia ter sido aferida com ácido benzóico ou ácido oxálico;
•
Procure avaliar os erros cometidos no caso da solução ser preparada já com
carbonatos ou deixar-se carbonatar depois de aferida.
Constantes referentes ao trabalho
Reacção de neutralização : HF t− + OH − ⇔ F t2 − + H 2 O
Peso molecular do ftalato ácido de potássio (KC6H4COOHCOO): 204,1 g
Concentração da soda saturada: ≈ 15 mol/l
Constantes de dissociação do ácido ftálico
pK1: 2,89
pK2: 5,51
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C- Elaboração do relatório
(siga estas instruções e responda a estas perguntas no relatório prático)
Objectivos/Introdução
a) Qual o objectivo deste trabalho e qual o príncipio ou princípios em que assenta a
análise efectuada ?
Método/Parte Experimental
b) Qual é a precisão dos instrumentos de medida que usou neste trabalho ?
c) Que tipo de reagentes usou e qual o seu grau de pureza.
Apresentação de Resultados
d) Elabore uma tabela com os resultados obtidos. Se a solução que fez foi partilhada
com alguém, na tabela devem constar todos os resultados obtidos para essa solução.
Cálculos e Discussão
e) Calcule a concentração da base, usando o volume de titulante gasto pelo método
dos indicadores. Cálcule a média, o desvio padrão e os intervalos de confiança a 95 e 99%
para os seus resultados e para todos os resultados apresentados em d).
f) Faça o gráfico da curva de titulação: mV .vs volume de titulante. Calcule o ponto de
equivalência usando o método da derivada.
g) Compare o método dos indicadores com a titulação potenciométrica. Qual dos
métodos é mais preciso e quais as vantagens e desvantagens de cada um.
h) Quais os erros possíveis neste trabalho ? Como os pode minimizar ?
i) Explique o que significa ser o ftalato ácido de potássio um padrão primário.
j) Qual é a zona de viragem do indicador usado?
Conclusões:
k) Quais as conclusões que pode tirar acerca deste trabalho.
Questionário adicional: (não é avaliado)
a) Calcule o pH: no ponto de equivalência, 0,25% antes e 0.25% depois.
b) Faça uma representação da curva de titulação (com pelo menos 5 pontos).
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2- Preparação de uma solução aferida de HCl 0,1M
A-Preparação da solução
Num balão de diluição de um litro junte água destilada e 9ml de ácido clorídrico
concentrado. Ajuste com água até à marca. Agite bem e guarde em frasco rolhado e rotulado.
B-Aferição da solução
Pese 3 amostras de bórax para análise com peso compreendido entre 400 a 500mg.
Dissolva-as com 30ml de água em copos ou Erlenmeyers de 150 a 400ml. Junte 2 a 3 gotas
de vermelho de metilo e titule com a solução de HCl preparada em A até viragem do indicador
de amarelo a vermelho.
Notas:
• No ponto A, inicialmente o balão deve estar meio de água, depois junta-se o ácido e
finalmente ajusta-se até à marca novamente com água;
• O Borax para análise mantido numa atmosfera com humidade entre 40% e 60%
conserva as 10 moléculas de água de cristalização. Os valores normais de humidade em
Portugal estão compreendidos dentro destes valores pelo que não se tornam necessárias
precauções especiais, caso contrário, seria necessário manter o padrão em atmosfera de
solução saturada em sacarose e NaCl ou em solução saturada em NaBr cuja humidade é 50%;
• A solução de indicador é preparada, dissolvendo 0,1g de vermelho de metilo em
100ml de água fervida;
Observações:
• A aferição podia ter sido efectuada com carbonato de sódio ou iodato de potássio;
• Para uma mais perfeita detecção do ponto termo pode preparar-se um ensaio de
comparação: prepara-se uma solução de NaCl e ácido bórico com a concentração igual à da
equivalência, toma-se um volume igual ao da equivalência e junta-se igual número de gotas de
indicador e a cor que esta solução apresentar deverá ser a que se tomará para ponto termo.
Constantes referentes ao trabalho
Reacção de neutralização: B4O72- + 2H+ + 5H2O
4 H3BO3
Peso molecular do borax: 381,42 g/mol
Constantes de dissociação do H3BO3:
pK1= 9,14
pK2= 12,74
pK3= 13,80
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C- Elaboração do relatório
(siga estas instruções e responda a estas perguntas no relatório prático)
Objectivos/Introdução
a) Qual o objectivo deste trabalho e qual o príncipio ou princípios em que assenta a
análise efectuada ?
Método/Parte Experimental
b) Qual é a precisão dos instrumentos de medida que usou neste trabalho ?
c) Que tipo de reagentes usou e qual o seu grau de pureza.
Apresentação de Resultados
d) Elabore uma tabela com os resultados obtidos. Se a solução que fez foi partilhada
com alguém, na tabela devem constar todos os resultados obtidos para essa solução.
Cálculos e Discussão
e) Calcule a concentração da base, usando o volume de titulante gasto. Cálcule a
média, o desvio padrão e os intervalos de confiança a 95 e 99% para os seus resultados e
para todos os resultados apresentados em d).
f) Quais os erros possíveis neste trabalho ? Como os pode minimizar ?
g) Explique o que significa ser o ftalato ácido de potássio um padrão primário.
h) Qual é a zona de viragem do indicador usado?
Conclusões:
k) Quais as conclusões que pode tirar acerca deste trabalho.
Questionário adicional: (não é avaliado)
a) Calcule o pH: no ponto de equivalência, 0,25% antes e 0.25% depois.
b) Faça uma representação da curva de titulação (com pelo menos 5 pontos).
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3- Determinação de CO2 numa água
Numa água cujo pH é inferior a 8,3, como em geral acontece, a quantidade de
carbonatos existentes será bastante inferior aos bicarbonatos e ao próprio CO2.
Se adicionar-mos um determinado volume de hidróxido à amostra, parte deste tem por
destino neutralizar o CO2 existente. Ao titular a amostra com àcido, a diferença entre o que se
consome numa água isenta de CO2 e na amostra reside nos bicarbonatos que se formaram a
partir do CO2 existente inicialmente.
A- Ensaio Preliminar
Pipete 10 ml da água a analisar, adicione 5 ml de solução de hidróxido de sódio
aferida isenta de carbonatos e titule com uma solução aferida de ácido clorídrico até viragem
da fenolftaleina. Tome nota do volume consumido e calcule qual a quantidade de amostra que
deve tomar no ensaio definitivo.
B- Ensaios definitivos
Pipete a quantidade de amostra que o ensaio preliminar aconselhou, junte 20 ml de
solução de hidróxido de sódio aferida. Junte três gotas de fenolftaleína e titule com uma
solução de ácido clorídrico aferida até viragem do indicador. Repita o ensaio pelo menos duas
vezes, ou o número de vezes necessária até obter dois ensaios concordantes.
Faça um branco utilizando o mesmo volume de hidróxido que utilizou no ensaio
definitivo e titule com o mesmo ácido.
C- Cálculos
A concentração de CO2 dissolvida é:
CCO2= (V2-V1)Ca/VO (mol/L)
onde:
Volume de amostra: V0 (ml),
Concentração do HCl: Ca (mol/L)
Volume de HCl consumido para titular a amostra: V1 (ml)
Volume de HCl consumido para titular o branco: V2 (ml)
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D- Elaboração do relatório
(siga estas instruções e responda a estas perguntas no relatório prático)
Objectivos/Introdução
a) Qual o objectivo deste trabalho e qual o príncipio ou princípios em que assenta a
análise efectuada ?
Método/Parte Experimental
b) Qual é a precisão dos instrumentos de medida que usou neste trabalho ?
c) Que tipo de reagentes usou e qual o seu grau de pureza.
Apresentação de Resultados
d) Elabore uma tabela com os resultados obtidos. Neste caso apresente também os
resultados obtidos pelos grupos que usaram a mesma amostra.
Cálculos e Discussão
e) Calcule a concentração de CO2 dissolvido. Cálcule a média, o desvio padrão e os
intervalos de confiança a 95 e 99% para os seus resultados e para todos
os resultados
apresentados em d).
f) Compare os erros obtidos para os seus resultados e para todos os resultados
obtidos para a mesma amostra.
g) Quais os erros possíveis neste trabalho ? Como os pode minimizar ?
h) Qual é a zona de viragem do indicador usado?
Conclusões:
i) Quais as conclusões que pode tirar acerca deste trabalho.
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4- Titulação de uma mistura de H3PO4 e HCl
A-Ensaio preliminar
Partindo de 5ml da solução a titular, junte 10 a 20 ml de água e 2 gotas de alaranjado
de metilo. Titule com a base aferida até viragem do indicador.
Tome nota do volume consumido, junte duas gotas de fenolftaleína e continue a
titulação até viragem deste indicador. Tome nota do 2º volume consumido.
B-Diluição conveniente
A partir dos volumes gastos no ensaio preliminar, faça uma diluição apropriada de
modo a ter a solução a analisar com uma concentração perto da concentração do titulante.
C-Ensaios definitivos
Pipete a quantidade adequada da solução a analisar, tendo em conta a primeira parte
do ensaio preliminar e a diluição efectuada, para um copo ou Erlenmeyer de 150 a 400 ml,
junte 2 gotas alaranjado de metilo e titule até viragem de vermelho a amarelo. Tome nota do
volume consumido. Repita o ensaio por mais duas vezes.
Pipete nova quantidade de solução, tendo em atenção a 2ª parte do ensaio preliminar,
junte duas gotas de fenolftaleína e titule até viragem do indicador. Repita o ensaio pelo menos
duas vezes, ou o número de vezes necessária até obter dois ensaios concordantes.
Podem no fim da primeira titulação adicionar a fenolftaleína e titular até ao segundo
ponto de equivalência.
Notas
• A titulação não é muito precisa, pelo que deve fazer-se um ensaio de comparação,
preparando uma solução de fosfato monossódico de igual concentração e com igual
quantidade de indicador.
• Deve usar-se também um ensaio de comparação com o fosfato dissódico ou usar-se
um indicador misto (duas partes de fenolftaleína e uma de timolftaleína) que toma a cor
verde para pH=9,5, mudando de rosa para a violeta.
Constantes referentes ao trabalho
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Reacção de neutralização
Desde o início até à 1ª viragem: H3PO4 + OH-
H2PO4- + H2O
Desde o início até à 2ªviragem: H3PO4 + OH-
H2PO4- + H2O
H2PO4- + OH-
HPO42- + H2O
Constantes de dissociação do ácido fosfórico a 25oC:
pK1= 2,12
pK2= 7,21
pK3= 12,67
D- Elaboração do relatório
(siga estas instruções e responda a estas perguntas no relatório prático)
Objectivos/Introdução
a) Qual o objectivo deste trabalho e qual o príncipio ou princípios em que assenta a
análise efectuada ?
Método/Parte Experimental
b) Qual é a precisão dos instrumentos de medida que usou neste trabalho ?
c) Que tipo de reagentes usou e qual o seu grau de pureza.
Apresentação de Resultados
d) Elabore uma tabela com os resultados obtidos. Se a amostra analisada foi
partilhada com alguém, na tabela devem constar todos os resultados obtidos para essa
solução.
Cálculos e Discussão
e) Calcule as concentrações de H3PO4 e HCl. Cálcule a média, o desvio padrão e os
intervalos de confiança a 95 e 99% para os seus resultados e para todos os resultados
apresentados em d).
f) Compare os erros obtidos para os seus resultados e para os resultados da sua
bancada.
g) Quais os erros possíveis neste trabalho ? Como os pode minimizar ?
h) Calcule o pH nos dois pontos de equivalência, 0,25% antes e 0.25% depois.
i) Traçe uma curva de titulação com pelo menos 8 pontos.
j) Justifique a escolha dos indicadores usados nas titulações efectuadas.
Conclusões:
i) Quais as conclusões que pode tirar acerca deste trabalho.
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5- Determinação da alcalinidade duma água
A alcalinidade duma água é a capacidade que essa água apresenta para aceitar
protões e determina-se por titulação com uma solução aferida de ácido forte.
A alcalinidade das águas naturais é devida principalmente à presença de iões
bicarbonato, carbonato e hidróxido e, em alguns casos, também fosfato, borato e silicato. Os
ensaios de determinação de alcalinidade de águas são importantes pois permitem calcular as
dosagens adequadas para o tratamento dessas águas.
Para determinar a alcalinidade duma água faz-se a sua titulação com uma solução
aferida dum ácido forte e detectam-se sucessivamente os pontos de equivalência
correspondentes ao bicarbonato e ao ácido carbónico.
Usando a fenolftaleína como indicador, detecta-se o ponto de equivalência
correspondente ao bicarbonato o que permite medir a alcalinidade devida ao hidróxido e
metade da alcalinidade devida ao carbonato. Usando o vermelho de metilo detecta-se o ponto
de equivalência correspondente ao ácido carbónico o que permite medir a alcalinidade total.
Neste trabalho considerar-se-à que a alcalinidade da água só é devida à presença de
iões hidróxido, carbonato e bicarbonato pelo que na discussão de resultado se desprezará a
possível existência dos outros aniões cuja ocorrência é menos frequente.
A- Ensaio Preliminar
Prepare 250 ml duma solução de HCl 0,01M a partir da solução aferida de HCl 0,1M.
Pipete 25 ml da água a analisar, titule com uma solução aferida de ácido clorídrico até viragem
da fenolftaleína e em seguida até viragem do alaranjado de metilo. Tome nota dos volumes
consumidos e calcule qual a quantidade de amostra a usar no ensaio definitivo.
B- Ensaio definitivo
Pipete a quantidade de amostra que o ensaio preliminar aconselhou. Junte duas gota
de fenolftaleína e titule com uma solução de ácido clorídrico aferida até viragem do indicador.
Tome nota do volume que gastou. Adicione três gotas de alaranjado de metilo à solução em
que determinou a alcalinidade da fenolftaleína. Continue a adicionar titulante até que a cor da
solução mude de amarelo para vermelho e tome nota do volume total de titulante que gastou.
Constantes referentes ao trabalho
H2CO3 + OH-
HCO3- + H2O
HCO3- + OH-
CO32- + H2O
OH- + H+
H2O
Constantes de dissociação do ácido carbónico a 25oC:
pK1= 6,37
pK2= 10,25
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C- Elaboração do relatório
(siga estas instruções e responda a estas perguntas no relatório prático)
Objectivos/Introdução
a) Qual o objectivo deste trabalho e qual o príncipio ou princípios em que assenta a
análise efectuada ?
Método/Parte Experimental
b) Qual é a precisão dos instrumentos de medida que usou neste trabalho ?
c) Que tipo de reagentes usou e qual o seu grau de pureza.
Apresentação de Resultados
d) Elabore uma tabela com os resultados obtidos. Neste caso apresente também os
resultados obtidos para a mesma amostra.
Cálculos e Discussão
e) Calcule a alcalinidade da água analisada. Calcule a média, o desvio padrão e os
intervalos de confiança a 95 e 99% para os seus resultados e para todos os resultados
apresentados em d).
f) Compare os erros obtidos para os seus resultados e para os resultados obtidos para
a mesma amostra.
g) Quais os erros possíveis neste trabalho ? Como os pode minimizar ?
h) Calcule o pH nos dois pontos de equivalência, 0,25% antes e 0.25% depois.
i) Traçe uma curva de titulação com pelo menos 8 pontos.
j) Justifique a escolha dos indicadores usados nas titulações efectuadas.
k) Indique como é que se pode deduzir quais os componentes responsáveis pela
alcalinidade duma água a partir do conhecimento dos valores da alcalinidade à fenolftaleína e
á alcalinidade total.
Considere os vários casos possíveis de alcalinidade provocada por hidróxidos,
carbonatos, bicarbonatos e as suas combinações, e indique as relações que se devem verificar
entre as alcalinidades (à fenolftaleína e total) em cada um dos casos considerados.
l) Quais os componentes responsáveis pela alcalinidade da água que analisou ?
Conclusões:
m) Quais as conclusões que pode tirar acerca deste trabalho.
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Complexação:
6- Preparação de uma solução aferida de EDTA 0,01M
A-Preparação da solução
Dissolva 4g do sal dissódico de EDTA juntamente com 0,1g de MgCl2.6H2O em 1L de
água destilada, transfira para um frasco, rolhe e rotule.
B-Aferição da solução
Pese, por bancada, rigorosamente cerca de 0,500g de carbonato de cálcio.
Junte num copo com 100ml de água, adicione HCl 1:3 gota a gota até cessar a
efervescência e a solução ficar límpida.
Transfira totalmente para um balão de 500mL, ajuste até à marca e agite.
Pipete do balão de 500 ml anterior, 20ml, junte 5ml de tampão amónia/cloreto de
amónio e 3 gotas de Eriocromo T.
Titule com a solução de EDTA até viragem total de vermelho a azul.
Tome nota do volume consumido e repita o ensaio por mais 2 vezes.
Notas:
• Se a solução ficar turva quando dissolver o EDTA, junte algumas gotas de soda
diluída, antes de ajustar até à marca.
• Em virtude da solução ser muito diluída não se pesa um padrão para cada ensaio
• O carbonato deve ser seco durante pelo menos 2 horas.
• Prepara-se o tampão dissolvendo 7,5g de cloreto de amónia em 57mL de amoníaco
concentrado e depois dilui-se para 100mL.
• O indicador prepara-se dissolvendo 0,5g de Negro de Eriocromo T em 100mL de
álcool.
• Representa-se simbolicamente o EDTA como H4Y
Constantes referentes ao trabalho
Reacção de complexação
2-
2+
CaY + 2H
2-
2+
MgY + 2H
H2Y + Ca
H2Y + Mg
2-
+
2-
+
Reacção com o indicador
3-
2+
MgIn
3-
2+
CaIn
In + Mg
In + Ca
-
-1
Peso molecular do EDTA (Na2H2Y,2H2O) = 372,2 g.mol
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Fórmula de estrutura
-
CH2-COO-
OOC-H2C
H+-N-CH2-CH2-N-H+
-
CH2-COO-
OOC-H2C
Peso Molecular do carbonato de cálcio: 100,09 g.mol-1
Constantes de instabilidade dos complexos
pKCaY2- = 10,7
pKMgY2- = 8,7
pKCaIn- = 3,9
pKMgIn- = 5,5
C- Elaboração do relatório
(siga estas instruções e responda a estas perguntas no relatório prático)
Objectivos/Introdução
a) Qual o objectivo deste trabalho e qual o príncipio ou princípios em que assenta a
análise efectuada ?
Método/Parte Experimental
b) Qual é a precisão dos instrumentos de medida que usou neste trabalho ?
c) Que tipo de reagentes usou e qual o seu grau de pureza.
Apresentação de Resultados
d) Elabore uma tabela com os resultados obtidos. Se a solução que fez foi partilhada
com alguém, na tabela devem constar todos os resultados obtidos para essa solução.
Cálculos e Discussão
e) Calcule a concentração da solução de EDTA preparada. Calcule a média, o desvio
padrão e os intervalos de confiança a 95 e 99% para os seus resultados e para todos os
resultados apresentados em d).
f) Quais os erros possíveis neste trabalho ? Como os pode minimizar ?
g) Calcule o pCa no ponto de equivalência, 0,25% antes e 0.25% depois.
h) Traçe uma curva de titulação com pelo menos 5 pontos.
i) Que tipo de indicador se usou e como funciona ?
j) Porque se adiciona MgCl2 à solução de EDTA ?
Conclusões:
k) Quais as conclusões que pode tirar acerca deste trabalho.
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7- Determinação da dureza permanente duma água
A-Ensaio preliminar
Pipete 5 a 10mL da água cuja dureza se pretende determinar. Junte 0.5 ml de tampão
amónio/cloreto de amónio e 2 gotas de Negro de Eriocromo T. Titule com solução aferida de
EDTA 0,01M até viragem de vermelho a azul. Tome nota do volume consumido.
B-Diluição
De acordo com o ensaio preliminar, fará ou não uma diluição. No caso negativo passe
ao ensaio definitivo. No caso afirmativo fará a que melhor convier.
C-Ensaio definitivo
De acordo com o ensaio preliminar, pipete uma quantidade de água cuja dureza se
pretende determinar, ou a obtida por diluição, tal que se preveja um consumo de EDTA entre
15 a 25 mL;
Junte 5mL de tampão amónia/cloreto de amónio, e 2 gotas de Negro de Eriocromo T
Titule até viragem a azul.
Repita o ensaio pelo menos duas vezes, ou o número de vezes necessária até obter
dois ensaios concordantes.
Notas:
• Se o volume da solução de EDTA consumido foi inferior ao volume de água de que
se partiu não tem lugar diluição alguma e deve pipetar-se, no ensaio definitivo, uma quantidade
tal que corresponde a cerca de 20 ml de solução de EDTA.
• O ponto termo pode tornar-se mais nítido se inicialmente acidificar a água e ferver
para expulsar o CO2; depois de frio neutralizar com NaOH e só depois proceder à titulação.
19
D- Elaboração do relatório
(siga estas instruções e responda a estas perguntas no relatório prático)
Objectivos/Introdução
a) Qual o objectivo deste trabalho e qual o príncipio ou princípios em que assenta a
análise efectuada ?
Método/Parte Experimental
b) Qual é a precisão dos instrumentos de medida que usou neste trabalho ?
c) Que tipo de reagentes usou e qual o seu grau de pureza.
Apresentação de Resultados
d) Elabore uma tabela com os resultados obtidos. Neste caso apresente também os
resultados obtidos pela turma.
Cálculos e Discussão
e) Calcule a dureza da água da torneira. Calcule a média, o desvio padrão e os
intervalos de confiança a 95 e 99% para os seus resultados e para todos os resultados
apresentados em d).
f) Quais os erros possíveis neste trabalho ? Como os pode minimizar ?
g) Qual é o limite máximo da dureza da água permitido pela legislação ?
Conclusões:
h) Quais as conclusões que pode tirar acerca deste trabalho.
20
Precipitação:
8- Solubilidade de precipitados
Neste trabalho pretende-se fazer uma demonstração qualitativa da existencia de
limites de solubilidade e observar a dependência da temperatura de uma constante de
solubilidade.
A dispersão de um sal MmXn no seio de um liquido polar (p.ex. água), resulta no
estabelecimento de um equílibrio,
m+
MmXn(sol) ↔ mM
n−
(aq)+nX (aq)
(1)
em que MmXn(sol) corresponde ao sal não solubilizado (precipitado) e Mm+(aq) e Xn−(aq)
representam os iões dissolvidos, ou seja, solvatados pelas moléculas do solvente.
A constante de equilibrio para a reacção de dissolução (1), expressa em termos de
actividades, é dada por :
K
S
(M
=
n+
( aq )
) (X
m
m−
( aq )
(M m X n ( sol ) )
)
n
(2)
Quando a solução está saturada a adição de mais sal não conduz a maior
concentração dos iões em solução. Assim, o equilibrio não depende de MmXn (sol) e resulta que
(MmXn)=1, ou seja a actividade de sólidos puros é unitária. Por outro lado, para soluções
diluídas a actividade é praticamente igual à concentração: (Mn+(aq)) = [Mn+(aq)] e (Xm-(aq)) = [Xm(aq)]
A expressão anterior simplifica-se:
[
+
K S = M (naq
)
] [X ]
m
m−
( aq )
n
(3)
designando-se Ks por produto de solubilidade. Esta constante está relacionada com a
solubilidade molar do sal. A solubilidade molar, S, de um composto, define-se como a
quantidade de composto expressa em moles por litro, que passa para a solução.
S=
1
KS
m
m
n
(m + n )
(4)
n
Quando as concentrações dos iões em solução forem tais que o produto
[Mn+(aq)]m
[Xm-(aq)]n iguale o valor de Ks do sal, diz-se que a solução se encontra saturada nesse sal. Um
aumento da concentração de um ou dos vários iões que constituem o sal, resulta na obtenção
de uma solução sobressaturada, a qual é instável, ocorrendo então precipitação do sal, até
que ao repor-se a igualdade anterior correspondente á situação de saturação, a solução volta
ao equilíbrio.
21
Poderá provocar-se a precipitação do sal MmXn, de uma solução não saturada através
da adição de um segundo sal, contendo um ião comum ( tipo AaXb ou McBd) e possuindo um
maior produto de solubilidade. Desta forma, se a quantidade adicionada for suficiente, o
produto Ks=[Mn+aq]m [Xn+aq]n ultrapassa o valor da Ks do sal MmXn e o composto precipita por
efeito de ião comum.
Porém, quando numa solução dispomos de vários iões de modo a que através da sua
conjugação, pudermos obter vários sais diferentes, é necessário considerar todas as
possibilidades de agregação ( ou seja, todos os sais que se podem formar) e verificar para que
combinação ou combinações se excede o respectivo valor do produto de solubulidade.
Havendo várias hipóteses, ocorrerá a precipitação do sal ao qual corresponder uma maior
diferença entre os produtos das concentrações dos iões que o constituem e o respectivo
produto de solubilidade.
A Termodinâmica do processo de dissolução
O processo de dissolução em água de um sal iónico pode ser mais facilmente
interpretado se for considerado em duas etapas: a separação dos iões, formando um gás de
iões, seguida da solvatação destes iões por moléculas de água. O diagrama seguinte
representa esta sequência e as entalpias postas em jogo no processo.
∆HH
∆Hg
Energia
Solução
Sólido iónico
∆Hsol
A entalpia de dissolução ∆Hsol é a soma da energia reticular do sólido iónico ∆HR e da
entalpia de hidratação (solvatação por água) dos iões ∆HH. Por exemplo, no caso do cloreto de
prata o ciclo seria:
+
(g)
Ag
-
+ Cl (g)
∆HR
∆HH
(5)
∆Hsol
AgCl (sol)
Ag+(aq) + Cl-(aq)
Para determinar em rigor a entalpia de dissolução de um composto é necessário ter
em conta todas as energias postas em jogo.
22
Há porém um método experimental expedito para determinar a entalpia de dissolução
como se explica em seguida.
Sabendo que para uma dada temperatura T1:
∆G10 = ∆H 10 − T1 ∆S10 = − RT1 ln K S,1
(6a)
∆G 02 = ∆H 02 − T2 ∆S02 = − RT2 ln K S,2
(6b)
e para T2:
podemos, por simples manipulação algébrica, obter:
ln
K S, 2
K S,1
=
∆H 0
R
1
1
−
T1 T2
(7)
desde que se suponha que ∆H 10 ≅ ∆H 02 = ∆H 0 e que ∆S10 ≅ ∆S02 = ∆S0 . Supor que a
entalpia de dissolução não depende fortemente da temperatura é razoável, pois, nem a energia
reticular nem a energia de solvatação dos iões deve apresentar grande dependência da
temperatura.
Assim, sabendo Ks a duas temperaturas pode determinar-se ∆H 0sol usando a equação
(7), denominada lei de Van’Hoof.
A- Parte Experimental
Materiais
Termómetro.
Placa de aquecimento e agitação, barras de agitação
Centrifuga e tubos de centrifuga.
Pipetas volumétricas de 5 e 10 ml.
Balões volumétricos de 100 ml
Tubo de ensaio de 50 ml e suporte com garra.
Material de vidro corrente de laboratório.
Reagentes
Nitrato de chumbo, Pb(NO3)2
Sulfato de sódio, Na2SO4
Iodeto de potássio, Kl
Sulfureto de sódio, Na2S; 0.5 M
Gelo
23
Procedimento experimental
1) Prepare as seguintes soluções (por bancada)
100 ml de Pb(NO3)2 0.5 M e 0.025 M
100 ml de Na2SO4 0,5 M
100 ml de Kl 1 M e 0.05 M
2) Limites de solubilidade
i) Pipete para um tubo de ensaio 2.5 ml da solução de Pb (NO3)2 0.5M e 5 ml da
solução de Na2SO4 0,5 M. Agite e deixe repousar.
ii) Centrifugue para separar o precipitado. Decante a solução sobrenadante para outro
tubo de ensaio. Ao precipitado que fica no tubo adicione 2.5 ml da solução Kl 1.0M. Agite e
deixe repousar.
iii) Centrifugue para separar o precipitado e decante o sobrenadante. Adicione 2.5 ml
da solução Na2S 0.5M ao precipitado que ficou no tubo. Agite.
iv) Decante a solução sobrenadante, e ao ao precipitado que ficou no tubo adicione
2.5 ml da solução Kl 1M. Agite e deixe repousar.
v) Pipete 5 ml da solução sobrenadante de PbSO4 para outro tubo de ensaio e
adicione 2.5 ml da solução Na2S 0.5 M.
3) Efeito da temperatura
i) Pipete para um tubo de ensaio 2.5 ml da solução de Pb(NO3)2 diluida. Adicione 2.5
ml de solução de KI diluida e 10 ml de H2O. Agite e deixe repousar durante uns minutos.
Registe a temperatura.
ii) Aqueça o tubo em banho-maria no copo com água e agitador sobre a placa de
aquecimento, e com o termómetro mergulhado no tubo. Agite regularmente o liquido do tubo e
meça a temperatura da solução. Registe a temperatura à qual o precepitado se dissolve
completamente.
iii) Coloque o tubo num recipiente com gelo, de modo a arrefecê-lo.
B- Elaboração do relatório
(siga estas instruções e responda a estas perguntas no relatório prático)
Objectivos/Introdução
a) Qual o objectivo deste trabalho e qual o príncipio ou princípios em que assenta a
análise efectuada ?
24
Método/Parte Experimental
b) Qual é a precisão dos instrumentos de medida que usou neste trabalho ?
c) Que tipo de reagentes usou e qual o seu grau de pureza.
Apresentação de Resultados
d) Descreva o que observou na alínea 2) i) a v).
e) Descreva o que observou na alínea 3) i) a iii).
Cálculos e Discussão
f) Calcule a massa de precipitado formado e as concentrações dos iões em solução
para correspondentes à alinea 2) i) a v). Explique usando os cálculos efectuados o que
observou nessas alíneas.
g) Apresente uma tabela com os as concentrações dos iões em solução e massa de
precepitados e temperatura para a alínea 3) (i e ii).
h) Calcule o valor de ∆Hs0 e de ∆Ss0 para a reacção de precipitação de PbI2 usando a
lei de Van’Hoof.
i) Explique usando os cálculos efectuados o que observou nas alíneas 3) (i e ii)..
Conclusões:
j) Quais as conclusões que pode tirar acerca deste trabalho.
TABELA DE KS
SAIS
KS (25ºC)
PbSO4 ( branco )
1.6 x 10−8
PbI2 ( amarelo)
8.7 x 10−9
PbS ( preto)
8.8 x 10−29
PbCl2 ( branco)
1.6 x 10−
5
25
9 - Determinação do produto de solubilidade do Cu(IO3)2.
Efeitos da força iónica e do ião comum
O objectivo deste trabalho é determinar o produto de solubilidade do iodato de cobre,
e verificar o efeito da força iónica e do ião comum.
Admitindo que o iodato de cobre ao dissolver-se fica completamente dissociado
segundo a reacção:
Cu(IO3)2 (s) ⇔ Cu2+ (aq) + 2 IO−3 (aq)
(1)
então o produto de solubilidade pode ser escrito:
[
][ ]
K S = Cu 2 + IO−3
2
2
f Cu 2 + f IO
−
(2)
3
Se uma solução saturada for preparada na ausência de quaisquer outras fontes de
cobre ou iões iodato e de reacções secundárias entre as espécies em solução (por exemplo
ligandos complexantes), então por estequiometria a solubilidade molar, S é dada por:
[
]
S = Cu 2 + =
[ ]
1
IO−3
2
(3)
e o KS pode ser reescrito em termos da solubilidade molar como:
2
K S = 4 S3 f Cu 2 + f IO
−
(4)
3
A solubilidade dum precepitado é afectada pela presença em solução dum ião
comum. Por exemplo se a solução contiver uma certa molaridade, C, de nitrato de cobre, então
esta fonte de cobre vai dimínuir a solubilidade do iodato de cobre. A solubilidade molar, S,
deixa de ser igual à [Cu2+] mas continua a verdadeira a relação S= [IO3-]/2. A concentração
total de iões cobre é agora dada pela relação:
[Cu ] = C + S
2+
(5)
e o KS, em presença do ião comum, passa a ser:
2
K S = ( S + C)(2 S) f Cu 2 + f IO
−
2
3
(6)
Para determinar os produtos de solubilidade é então necessário determinar a
concentração em iões iodato em solução, visto que a solubilidade molar é igual a [IO3-]/2.
Determinação do iodato
A determinação do iodato faz-se por titulação com tiossulfato de sódio. Esta técnica
envolve uma reacção de substituição na qual se faz reagir o ião iodato com excesso de ião
iodeto produzindo triiodeto, o qual por sua vez é titulado pelo tiossulfato.
As reacções envolvidas são:
26
Reacção de substituição
IO−3 + 8 I − + 6 H + ⇔ 3 I −3 + 3 H 2 O
(7)
Reacção de titulação
I −3 + 2 S2 O23 − ⇔ 3 I − + S4 O62 −
(8)
Um problema adicional é a reacção do ião cobre(II) com o iodeto, que produz triodeto,
podendo afectar o resultado da titulação.
2 Cu 2 + + 5 I − ⇔ 2 CuI (s) + I −3
(9)
Para resolver esse problema adiciona-se um agente complexante para reagir com os
iões cobre(II):
Cu 2 + + H 2 Y 2 − ⇔ CuY 2 − + 2 H +
(10)
A- Parte Experimental
Materiais
Bureta volumétrica de 50 ml,
Pipetas volumétricas de 5, 10 e 25 ml,
Balança técnica,
Material corrente de laboratório.
Reagentes
Soluções saturadas em iodato de cobre em : ácido perclórico, HClO4, 10-4 M,
perclorato de sódio, NaClO4, 0.03 M e nitrato de cobre, Cu(NO3)2, 0.006 M.
Tiosulfato de sódio, Na2S2O3, ≈0.1 M.
Ácido acético, CH3COOH 1M.
Sal dissódico do Ácido etilenodiamino-tetracético, Na2EDTA 0.1M.
Iodeto de potássio, KI, sólido.
Água de amido.
Procedimento experimental
a) Prepare uma bureta com tiosulfato de sódio de concentração conhecida.
b) Pipete 5 ml da solução saturada de iodato de cobre em ácido perclórico 10-4M para
um erlenmeyer de 250 ml, adicione 25 ml de água desionizada, 10 ml de ácido acético 1M e 10
ml de EDTA 0.1M. Prepare um erlenmayer de cada vez, pois o iodeto oxida-se ao ar.
c) Adicione 1 g de KI e agite para dissolver. Adicione umas gotas de água de amido.
d) Titule com o tiosulfato até à viragem do indicador.
e) Repita o procedimento para as soluções de perclorato de sódio, 0.03M e nitrato de
cobre 0.006M saturadas em iodato de cobre.
27
B- Elaboração do relatório
(siga estas instruções e responda a estas perguntas no relatório prático)
Objectivos/Introdução
a) Qual o objectivo deste trabalho e qual o príncipio ou princípios em que assenta a
análise efectuada ?
Método/Parte Experimental
b) Qual é a precisão dos instrumentos de medida que usou neste trabalho ?
c) Que tipo de reagentes usou e qual o seu grau de pureza.
Apresentação de Resultados
d) Apresente uma tabela com os volumes gastos até ao ponto de equivalência para
cada titulação, para todos os grupos do turno.
Cálculos e Discussão
e) Usando os resultados de todos os grupos do turno, calcule para cada solução de
iodato de cobre a concentração média de iodato presente, o desvio padrão e o intervalo de
confiança a 99%.
f) Calcule a solubilidade do iodato de cobre para os três casos estudados.
g) Calcule a força iónica, os valores dos coeficientes de actividade e os valores de KSP
para os três casos estudados.
h) Porque é que se adiciona EDTA à solução antes de titular ?
i) Porque é que se tem que efectuar a titulação em meio ácido ?
j) Discuta o efeito da força iónica neste trabalho.
k) Discuta o efeito do ião comum neste trabalho.
Conclusões:
j) Quais as conclusões que pode tirar acerca deste trabalho.
28
10- Determinação de cloretos na água da torneira
a) Preparação e aferição duma solução de AgNO3 0,05mol/L
A-Preparação da solução
Pese cerca de 8,500 g de AgNO3.
Dissolva o sal num balão de 1000 ml com água destilada (verifique antecipadamente
num tubo de ensaio se acusa cloretos), e encha até à marca.
Transfira para um frasco escuro, rolhe , agite e rotule.
B-Aferição da solução
Pese 3 quantidades de NaCl para análise com peso compreendido entre 55 e 60 mg.
Dissolva os padrões com 30ml de água em copos ou balões Erlenmeyer;
Junte 2 ml de solução de cromato de potássio 0,1M a cada padrão.
Titule com a solução preparada em A, agitando constantemente até que a cor amarela
do cromatião dê lugar ao vermelho do precipitado de cromato de prata.
b) Determinação de cloretos
C-Ensaio preliminar
Meça 20 ml da solução a analisar. Tome nota do volume consumido.
Junte 2 ml de solução de cromato de potássio 0,1M à amostra.
Titule com a solução preparada em A, agitando constantemente até que a cor amarela
do cromatião dê lugar ao vermelho do precipitado de cromato de prata.
D-Ensaio definitivo
Se for necessário faça a diluição conveniente em balão apropriado de acordo com o
ensaio preliminar. Agite a solução.
Junte o volume adequado de solução de cromato de potássio 0,1M à amostra.
Titule com a solução preparada em A, agitando constantemente até que a cor amarela
do cromatião dê lugar ao vermelho do precipitado de cromato de prata.
Repita o ensaio pelo menos duas vezes, ou o número de vezes necessária até obter
dois ensaios concordantes.
Notas
• O padrão cloreto de sódio deve ser puro e deve ter sido previamente seco a 120º
durante pelo menos 2 horas. Poderia usar-se o cloreto de potássio.
• A cor do cromato de prata distingue-se melhor sobre um fundo branco (por exemplo
porcelana).
29
• Para mais rigor deve fazer-se um branco, juntando 5 ml de indicador a 50 ml de
água e alguns décimos de grama de carbonato de cálcio isento de cloretos ; agitar a solução e
juntar Ag+ até que a cor seja idêntica à obtida no final da titulação. A mudança de cor deve ser
atingida antes de se consumirem 0,1 ml de Ag+. Subtraia, ao volume consumido na titulação, o
volume gasto no branco.
Constantes referentes ao trabalho
Reacção de precipitação
Reacção com o indicador
Ag+ +Cl-
AgCl (s)
+
2Ag + CrO42- =Ag2CrO4 (s)
Produtos de solubilidade:
pKs(AgCl)= 9,74
pKs(Ag2CrO4)= 11,96
E- Elaboração do relatório
Objectivos/Introdução
a) Qual o objectivo deste trabalho e qual o príncipio ou princípios em que assenta a
análise efectuada ?
Método/Parte Experimental
b) Qual é a precisão dos instrumentos de medida que usou neste trabalho ?
c) Que tipo de reagentes usou e qual o seu grau de pureza.
Apresentação de Resultados
d) Elabore uma tabela com os resultados obtidos. Apresente também os resultados
obtidos por todos os grupos que usaram a mesma amostra.
Cálculos e Discussão
e) Calcule a concentração da solução de AgNO3 preparada. Calcule a média, o desvio
padrão e os intervalos de confiança a 95 e 99% para os seus resultados.
f) Calcule a concentração de cloretos na água da torneira. Calcule a média, o desvio
padrão e os intervalos de confiança a 95 e 99% para os seus resultados e para todos os
resultados apresentados em d).
g) Quais os erros possíveis neste trabalho ? Como os pode minimizar ?
h) Que tipo de indicador se usou e como funciona ?
Conclusões:
i) Quais as conclusões que pode tirar acerca deste trabalho.
30
11- Marcha Geral de Análise: Separação e identificação de
iões de prata, chumbo e mercúrio
Há vários processos para separar e identificar os catiões e aniões vulgarmente
presentes em solução. Nos métodos clássicos utilizam-se reacções químicas para proceder à
separação e identificação dos iões, metodologia designada por marcha geral de análise.
Usando reagentes selectivos podem-se separar os catiões em grupos. Normalmente
usam-se reacções de precipitação que separam um grupo de catiões dos restantes.
Os vários elementos dos grupos são depois separados com reagentes adequados a
cada elemento e identificados com testes específicos.
A marcha geral de análise já não é muito usada em laboratórios de rotina pois são
preferidos métodos instrumentais de análise, mais rápidos e capazes de detectar menores
quantidades.
O estudo exaustivo da marcha geral de análise fazia parte dos cursos de Química
Analítica pois constituia uma excelente oportunidade para adquirir conhecimentos sobre o
comportamento químico de alguns elementos vulgares. Embora o valor pedagógico da marcha
geral de análise continue a ser reconhecido, há actualmente tendência para fazer uma
exemplificação das técnicas usadas estudando um número restrito de elementos, num curto
periodo de aulas.
Neste trabalho estudar-se-á a separação e identificação dos catiões do 1º grupo: Ag+,
Pb2+ e Hg22+.
A- Parte Experimental
Material
- tubos de ensaio,
- tubos de centrifuga,
- centrifuga,
- bureta de 25 ml,
- vareta de vidro,
- placa de aquecimento.
Reagentes
- ácido clorídrico, HCl 3M,
- amónia, NH3 5M
- cromato de potássio, K2CrO4 0,25M
- ácido nítrico, HNO3 5M
31
Técnica Experimental
Precipitação dos iões
a) Usando uma bureta tome 2 ml da solução que contém a mistura de catiões para um
tubo de centrífuga.
b) Adicione solução de HCl 3M, gota a gota, até ter um ligeiro excesso de cloreto em
solução. Agitar com uma vareta de vidro.
c) Uma vez obtido o precipitado de cloretos, centrifugar (a solução deve estar fria) e
lavar com água destilada.
Separação e identificação do chumbo
1- Separação: Juntar ao precipitado 3 ml de água destilada e aquecer.
Nestas
-2
condições dissolve-se apenas o PbCl2 (solubilidade: 1,6x10 M a 25ºC e 0,12M a 100ºC).
Decantar rapidamente para evitar o arrefecimento da solução com a consequente
contaminação do precipitado com PbCl2.
2- Identificação: Pode pesquisar-se o chumbo na solução adicionando gota a gota
uma solução de cromato de potássio. A existência de Pb2+ é confirmada pela presença dum
precipitado amarelo de cromato de chumbo, PbCrO4.
Separação e identificação do mercúrio
1- Separação: Lavar o precipitado duas vezes com água destilada quente. Ao
precipitado adicionar gota a gota, solução de amónia 5M. A prata dissolve-se devido à
complexação, forma-se Ag(NH3)2+ e o cloreto mercuroso sofre uma dismutação passando a
mercúrio metálico (negro) e cloreto amidomercúrico (branco).
Hg2Cl2 (s) + 2 NH3
Hg(NH2)Cl (s) + Hg (s) + Cl- + NH4+
2- Identificação: Devido à formação de mercúrio metálico (negro) este tratamento
identifica por si só a presença daquele elemento.
Identificação da prata
Centrifugar e separar o sólido da solução. A prata tinha ficado em solução. Pode-se
acidificar o meio, por exemplo com HNO3, o que provoca o deslocamento do equilíbrio:
Ag(NH3)2+ => Ag+ + 2NH3
devido á formação de NH4+: NH3 + H+
NH4+
Como já havia Cl- em solução observa-se a formação dum precipitado branco, AgCl,
que serve de teste de identificação da prata.
32
Constantes referentes ao trabalho
Produtos de solubilidade a 25ºC
PbCl2 : 1,6x10-5
Hg2Cl2: 1,3x10-18
AgCl : 1,6x10-10
pKa (NH4+)= 9,3
log β
Ag(NH3)+ = 3,40
Ag(NH3)2+ = 7,40
B- Elaboração do relatório
Objectivos/Introdução
a)Qual o objectivo deste trabalho e qual o príncipio ou princípios em que assenta a
análise efectuada ?
Método/Parte Experimental
b) Que tipo de reagentes usou e qual o seu grau de pureza.
Apresentação de Resultados
c) Descreva o que fez e o que observou nos diferentes passos deste trabalho.
Cálculos e Discussão
e) Calcule as solubilidades de PbCl2, Hg2Cl2, AgCl, tendo em conta os valores dos
produtos de solubilidade.
f) Calcule a solubilidade do AgCl numa solução 1M em amónia.
g) Admita que juntou ácido nítrico à solução da alínea f) até pH 3. Calcule a
solubilidade do AgCl nestas novas condições.
h) Explique a reacção de separação e identificação do mercúrio quando se adiciona
amónia ao precipitado de Hg2Cl2.
Conclusões:
i)
Quais as conclusões que pode tirar acerca deste trabalho.
33
12) Doseamento do ácido acetilsalicílico numa aspirina por
potenciometria e condutimetria
Titulação do ácido acetilsalícílíco com uma base forte, por meio de titulações
potenciométrica e condutimétrica, a fim de comparar as potencialidades das duas técnicas.
A- Parte experimental
Aparelhagem
- Material corrente de laboratório,
- Condutimetro CONSORT K120,
- Aparelho de pH com eléctrodo combinado de vidro.
Reagentes
- Borax,
- Solução de hidróxido de potássio 0,100 M.
- Solução de ácido clorídrico 0,010 M aferida.
- Solução de aspirina. Pese um comprimido de aspirina e dissolva num copo com
água, aquecendo ligeiramente. Perfaça o volume de 250 ml num balão graduado. A solução
de aspirina fica sempre turva por conter um excipiente (amido).
Procedimento experimental
Titulação potencimétrica:
1- Prepare uma montagem constituída por:
i) uma bureta cheia com uma solução de NaOH 0.100 M.
ii) copo com 50 ml de HCl 0.010 M (medidos rigorosamente), ao qual se adicionam
100 ml água destilada e uma barra de agitação.
iii) Aparelho de pH com o eléctrodo mergulhado no ácido e agitador magnético.
2- Preparação do aparelho de pH
i) Calibre o aparelho de pH.
ii) Meça o pH e a temperatura da solução. Anote o valores lidos.
3- Aferição da base (Depois de cada adição de titulante espere que a leitura da
diferença de potencial estabilize e anote o valor lido e a temperatura da solução).
i) Calcule primeiro aproximadamente o volume de titulante que deve gastar até ao
ponto de equivalência.
ii) Adicione 0,5 ml de NaOH de cada vez até perto do ponto de equivalência.
ii) Perto do ponto de equivalência reduza as adições de base para 0.05 ml.
iii) Depois do ponto de equivalência, adicione 0.5 ml de cada vez.
34
4- Titulação da amostra
a) Para um outro copo pipete 100 ml da solução de aspirina e perfaça 150 ml com
água. Titule potenciometricamente com a solução de hidróxido de potássio, procedendo do
mesmo modo que anteriormente.
Titulação condutimétrica:
1- Prepare uma montagem constituída por:
i) uma bureta cheia com uma solução de NaOH 0.100 M.
ii) copo de 250 ml de forma alta, com 50 ml de HCl 0.010 M (medidos rigorosamente),
ao qual se adicionam 100 ml água destilada e uma barra de agitação.
iii) Condutimetro com a célula condutimétrica mergulhada no ácido até ao orifício
lateral, para se fazer a circulação e um agitador magnético.
2- Aferição da base
i) Adicione 0,1 ml de NaOH de cada vez até 25% antes do ponto de equivalência.
ii) Aumente as adições de base para 0.25 ml até cerca de 25% depois do p.e.
iii) 25% depois do ponto de equivalência, adicione 0.1 ml de cada vez.
4- Titulação da amostra
a) Para um outro copo pipete 100 ml da solução de aspirina e perfaça 150 ml com
água. Titule condutimétricamente com a solução de hidróxido de potássio, adicionando sempre
0,1 ml de NaOH 0,100M.
B- Elaboração do relatório
Apresentação de Resultados
a) Apresente tabelas com os volumes de base adicionados e valores de pH lidos e
volumes de base adicionados e condutividade lidos.
b) Apresente os gráficos de pH vs. volume de base adicionado, para cada uma das
titulações potenciométricas, e condutividade vs. volume de base adicionado para as titulações
condutimétricas.
Cálculos e Discussão
a) Com o valor obtido na primeira titularão potenciométrica determine a concentração
da solução de hidróxido de potássio usando o ácido clorídrico como padrão. Para tal desenhe
a curva de titulação (pH, vol. titulante) e determine o ponto final da titulação.
b) A partir da curva de titularão obtida no segundo ensaio, determine do mesmo modo
a concentração de ácido acetilsalicilico na solução de aspirina, e com o valor obtido calcule a
percentagem de matéria activa existente num comprimido.
c) Faça idêntico cálculo a partir dos resultados obtidos na titulação condutimétrica,
determinando o ponto de equivalência da titulação.
d) Compare os dois métodos usados.
35
Anexo 1
Determinação da concentração duma base ou ácido forte por titulação
Na maioria dos casos a concentração do ácido forte, depois de aferida uma vez,
mantém-se por algum tempo, mas a concentração duma base forte tem que ser determinada
frequentemente devido a problemas de carbonatação.
a) A partir do conhecimento do ponto de equivalência da titulação
Numa titulação ácido forte/base forte o ponto de equivalência corresponde ao ponto
de inflexão da curva de pH (ou do potencial), como se pode ver na figura abaixo.
12
10
pH
8
6
Ponto de equivalência
4
2
0
0
0.1
0.2
0.3
0.4
n. moles OH adicionadas
Outra maneira de localizar o ponto de equivalência é usar a primeira derivada do pH
(ou do potencial) em função do número de moles adicionadas (ou do volume de base
adicionado), como se pode ver na figura seguinte:
pH/ n.moles
500
400
300
200
100
0
0
0.1
0.2
0.3
0.4
n. moles OH adicionadas
0.5
36
A reacção duma base forte (NaOH) com um ácido forte (HCl) é equimolar ou seja no
ponto de equivalência o número de moles de base gastas é igual ao número de moles de ácido
presentes no início pelo que se pode usar a expressão:
Cb = ( Ca Va )/ Vb
(A1.1)
onde Ca e Va são respectivamente a concentração e o volume de ácido no início e Vb é o
volume de base gasto até ao ponto de equivalência.
b) Determinação do título da base pelo método de Gran.
Quando se medem os potenciais (V) numa titulação existe um método alternativo para
determinar o ponto de equivalência proposto por Gran.
Note-se que:
E = Q + (2.303RT/F) log [H+]fH
(A1.2)
que se pode converter em:
[H+]fH = 10^((E-Q)F/(2.303RT))
(A1.3)
Note-se que para um grande excesso de titulante a concentração de H+ pode ser
representada por:
[H+] = (VaCa - VbCb)/(Vtotal)
(A1.4)
Combinando as duas últimas equações obtém-se:
(Vtotal) 10^((E-Q)F/(2.303RT)) = (VaCa - VbCb) fH
(A1.5)
Nesta equação os únicos parâmetros que não são constantes são o Vb (volume de
base adicionada) e o E (potencial da célula)1.
Pode-se reescrever esta equação separando os termos em E e Q:
(Vtotal) 10^(EF/(2.303RT)) = (VaCa - VbCb)fH10^(QF/(2.303RT))
(A1.6)
Note-se que quando VaCa = VbCb, ou seja no ponto de equivalência da titulação, o
termo da direita se anula: (VaCa - VbCb) fH 10^(QF/RT) = 0.
O ponto de equivalência calcula-se através da equação da recta (Vtotal) 10^((EF/RT) vs. Vb e
calculando o valor de Vb para o qual:
(Vtotal)10^(EF/(2.303RT))= 0
ou seja a intercepção da recta com o eixo dos xx.
Devido à necessidade de grande excesso de H+ não se devem usar valores de volume
de base próximos do ponto de equivalência ao fazer estes cálculos (não usar mais do que 60%
de neutralização).
1
Nota: O valor de fH pode manter-se constante por adição dum excesso de electrólito
37
(Vtotal)10^(EF/(2.303RT))
6,0E+06
5,0E+06
4,0E+06
3,0E+06
2,0E+06
1,0E+06
0,0E+00
0
1
2
3
4
5
6
7
Volume de base, ml
8
9
10
11
38
Anexo 2
Cálculo de coeficientes de actividade duma espécie Jn+
A actividade da espécie Jn+ é dada por
(Jn+) = [Jn+] fJ
(A2.1)
Os coeficientes de actividade, fJ, que estão relacionados com a força iónica:
I =
1
2
i
Ci Z 2i
(A2.2)
onde i representa as diferentes espécies em solução, Ci e Zi são respectivamente a
concentração e a carga da espécie i.
No caso de soluções muito diluídas (I<0.01M) o coeficiente de actividade é dado por:
=−
(A2.3)
onde A é uma constante cujo valor para soluções aquosas a 298K é 0.512 mol-1/2 dm3/2.
Para soluções de forças iónicas intermédias (I<0.1M) utiliza-se a expressão de DebyeHuckel, modificada por Guntelberg:
=−
+
(A2.4)
α
onde αi é o diametro efectivo do ião hidratado (em Angstrom). No caso dos iões
monohidratados o valor de αI é proximo de 3 angstrom, logo a expressão simplifica-se para:
=−
(A2.5)
+
No caso de soluções com força iónica relativamente elevada (I<0.6M) Davies propôs
uma nova expressão para o cálculo do coeficiente de actividade:
=−
+
α
+
(A2.6)
onde se pode usar a mesma simplificação para iões monovalentes. A constante C é um
parametro determinado experimentalmente, que para soluções aquosas a 298 K assume o
valor de 0.1.