UNIVERSIDADE FERNANDO PESSOA
FACULDADE DE CIÊNCIAS DA SAÚDE
CIÊNCIAS FARMACÊUTICAS
TRABALHOS PRÁTICOS – protocolos experimentais
QUÍMICA ANALÍTICA II
2009/2010
1
ÍNDICE
Página
INDICAÇÕES GERAIS - Normas gerais de trabalho em laboratório
03
1. Cronograma das aulas práticas
05
2. Assiduidade mínima obrigatória
06
3. Sistema de Avaliação
06
4. Protocolos experimentais
07
T1 - Preparação e padronização de soluções necessárias para uso em
07
volumetrias de ácido-base: preparação de uma solução diluída de
HCl e padronização com tetraborato de sódio (bórax) e preparação
de uma solução de NaOH e padronização com hidrogenoftalato de
potássio
T2 - Determinação da pureza de uma amostra de ácido acetilsalicílico
15
T3 – Determinação de cloretos numa amostra de água potável pelos
17
métodos de Charpentier-Volhard e de Fajans
T4 – Determinação do magnésio em formulações farmacêuticas por
21
quelatometria. Determinação de cálcio por titulação de substituição
T5 – Preparação de soluções padrão de iodato de potássio e tiossulfato
26
de sódio
T6 – Quantificação da vitamina C num suplemento
29
T7 – Determinação de peróxido de hidrogénio numa água oxigenada
32
comercial. Determinação da percentagem de hipoclorito de sódio
numa lixívia comercial
T8 – Determinação de alguns parâmetros característicos de um
37
procedimento analítico
T9 – Determinação espectrofotométrica do teor de ferro em comprimidos
41
T10 – Determinação espectrofotométrica de fósforo inorgânico numa
44
amostra de soro sanguíneo
Anexo. Fichas para registo de resultados, observações e cálculos
2
INDICAÇÕES GERAIS
O trabalho laboratorial exige da parte do aluno uma atitude especial. Para que os
objectivos do trabalho sejam atingidos, e a segurança no laboratório mantida, as instruções
quanto à execução do protocolo experimental devem ser previamente estudadas. Só assim
será possível compreender o procedimento, planear o trabalho, gerir adequadamente o seu
tempo de execução e saber como actuar caso se seja confrontado com alguma contrariedade.
Deve-se trabalhar sem pressa, com método e cuidado, evitando deste modo acidentes e
eventuais danos no material do laboratório.
Para prevenir o risco de acidentes deve adoptar-se algumas regras de conduta:
Regras de protecção pessoal e também colectiva:
1- Nunca permanecer sozinho num laboratório.
2- Proibido comer ou beber dentro do laboratório.
3- Proibido correr, gritar ou comportar-se de outros modos incorrectos e que perturbem o
trabalho das outras pessoas.
4- Obrigatório usar bata.
5- Sempre que as normas de segurança o indiquem e sempre que estiver a manusear
reagentes deve colocar os óculos de protecção individual.
6- Prender os cabelos compridos especialmente se trabalhar com chamas: estes ardem com
extrema facilidade.
7- Usar calçado adequado: os sapatos abertos ou de salto muito alto não protegem
convenientemente nem facilitam o andar.
8- As lentes de contacto não são aconselhadas para pessoas que trabalham diariamente nos
laboratórios porque os vapores existentes podem acumular-se entre o olho e a lente e
reagir com elas causando efeitos adversos no olho.
9- Ter conhecimento prévio da toxicidade, poder corrosivo e inflamabilidade dos reagentes
com que vai trabalhar (Consultar as fichas de segurança dos reagentes com que vai
trabalhar antes de os manusear). Em caso de dúvida, peça esclarecimento ao docente.
10- Não abrir recipientes de reagentes para cheirar ou espreitar.
11- Nunca efectuar pipetagens com a boca mesmo que seja de água.
12- Nunca misturar reagentes ou produtos sobre os quais não tenha conhecimento da sua
compatibilidade química.
13- Limpar imediatamente reagentes ou produtos que tenham sido derramados.
14- Qualquer salpico de reagente na pele deve ser removido com água e sabão.
15- Lavar as mãos com frequência durante e no fim do trabalho laboratorial.
16- Não verter restos de soluções nas pias, sem perguntar; quando tiver de deitar reagentes
líquidos na canalização, ponha água a correr.
3
17- Não deitar pontas ou outros objectos sólidos na canalização.
18- Nunca deixar placas ou discos de aquecimento ligadas sem aviso. Assinalar devidamente
equipamentos que estão a temperatura elevada, assim como objectos quentes: o vidro e a
cerâmica quente têm exactamente a mesma aparência que os mesmos materiais frios.
17-No final do trabalho, deixar limpo o local de trabalho.
RESÍDUOS LABORATORIAIS:
A actividade laboratorial é forçosamente produtora de resíduos líquidos e sólidos sendo alguns
deles de perigosidade considerável. Como resíduos definem-se quaisquer substâncias ou
objectos de que o detentor se desfaz ou tem intenção ou obrigação de se desfazer,
nomeadamente os previstos na Portaria nº 818/97, de 5 de Setembro, que aprova a lista
harmonizada, que abrange todos os resíduos, designada por Catálogo Europeu de Resíduos
(CER). Esta portaria adopta a Decisão comunitária nº 94/3/CE, de 20 de Dezembro de 1993.
A primeira etapa no processo de tratamento dos resíduos consiste na minimização da sua
produção. Num laboratório de Química a prevenção de resíduos urbanos é conseguida através
da preferência por métodos de análise geradores de menor quantidade de resíduos ou que
sejam mais fáceis de tratar e ainda pela utilização de menor quantidade e volume de materiais
e optando sempre por materiais menos poluentes e de mais fácil reciclagem. No final de cada
trabalho laboratorial os alunos devem procurar os frascos colectores de resíduos
adequados para cada situação e nunca verter na canalização restos de soluções sem
previamente perguntar ao professor o destino a dar a uma solução.
4
1. CRONOGRAMA DAS AULAS PRÁTICAS
Turmas de 2ª e 3ª feira
Aula nº
1
Data
1/2 Fevereiro
Síntese programática
Apresentação do programa e dos objectivos da componente laboratorial da unidade
curricular de QA II. Indicação das normas de avaliação à componente laboratorial.
Organização dos grupos de trabalho.
2
8/9 Fevereiro
T1 - Preparação e padronização de soluções para uso em volumetrias de ácidobase:
- preparação de uma solução diluída de HCl e padronização com tetraborato de
sódio (bórax)
preparação de uma solução de NaOH e padronização com hidrogenoftalato de
potássio
3
15/16 Fevereiro Pausa Lectiva
4
22/23 Fevereiro T2 - Determinação da pureza de uma amostra de ácido acetilsalicílico
5
01/02 Março
T3 – Determinação de cloretos numa amostra de água potável pelo método de
Charpentier-Volhard e de Fajans.
6
08/09 Março
7
15/16 Março
8
22/23 Março
T4 – Determinação do magnésio em formulações farmacêuticas por quelatometria.
Determinação de cálcio por titulação de substituição
T5 – Preparação e padronização de soluções de iodato de potássio e tiossulfato de
sódio
Teste de avaliação prático
29/30 Março
Pausa Lectiva
05/06 Abril
Pausa Lectiva
9
12/13 Abril
T6 – Quantificação da vitamina C num suplemento
10
19/20 Abril
T7 – Determinação de peróxido de hidrogénio numa água oxigenada comercial.
Determinação da percentagem de hipoclorito de sódio numa lixívia comercial
11
26/27 Abril
T8 – Determinação de alguns parâmetros característicos de um procedimento
analítico
12
03/04 Maio
T9 – Determinação espectrofotométrica do teor de ferro em comprimidos
13
10/11 Maio
T10 – Determinação espectofotométrica de fósforo inorgânico numa amostra de soro
sanguíneo.
14
17/18 Maio
Teste de avaliação prático
15
24/25 Maio
Aula para reposição de 1 trabalho prático. Os alunos que efectuaram todos os
trabalhos previstos ao longo do semestre não necessitam comparecer a esta aula.
5
Turmas de 4ª feira
Aula nº
1
Data
3 Fevereiro
Síntese programática
Apresentação do programa e dos objectivos da componente laboratorial da unidade
curricular de QA II. Indicação das normas de avaliação à componente laboratorial.
Organização dos grupos de trabalho.
2
10 Fevereiro
T1 - Preparação e padronização de soluções para uso em volumetrias de ácidobase:
- preparação de uma solução diluída de HCl e padronização com tetraborato de
sódio (bórax)
preparação de uma solução de NaOH e padronização com hidrogenoftalato de
potássio
3
17 Fevereiro
T2 - Determinação da pureza de uma amostra de ácido acetilsalicílico
4
24 Fevereiro
T3 – Determinação de cloretos numa amostra de água potável pelo método de
Charpentier-Volhard e de Fajans.
5
03 Março
6
10 Março
7
17 Março
Teste de avaliação prático
8
24 Março
T6 – Quantificação da vitamina C num suplemento
T4 – Determinação do magnésio em formulações farmacêuticas por quelatometria.
Determinação de cálcio por titulação de substituição
T5 – Preparação e padronização de soluções de iodato de potássio e tiossulfato de
sódio
31 Março
Pausa Lectiva
07 Abril
Pausa Lectiva
9
14 Abril
T7 – Determinação de peróxido de hidrogénio numa água oxigenada comercial.
Determinação da percentagem de hipoclorito de sódio numa lixívia comercial
10
21 Abril
T8 – Determinação de alguns parâmetros característicos de um procedimento
analítico
11
28 Abril
T9 – Determinação espectrofotométrica do teor de ferro em comprimidos
12
05 Maio
T10 – Determinação espectofotométrica de fósforo inorgânico numa amostra de soro
sanguíneo.
13
12 Maio
Aula para reposição de 1 trabalho prático. Os alunos que efectuaram todos os
trabalhos previstos ao longo do semestre não necessitam comparecer a esta aula.
14
19 Maio
Teste de avaliação prático
15
26 Maio
Consulta e discussão dos elementos considerados para a avaliação prática da
unidade curricular como forma de validação das competências dos alunos.
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2. ASSIDUIDADE MÍNIMA OBRIGATÓRIA
Conforme consta no Regulamento Pedagógico da Universidade Fernando Pessoa, a
percentagem mínima de frequência das práticas-laboratoriais para os cursos da área da saúde
é 80 % sendo que “A eventual justificação de faltas, por meios legalmente aceites, não dispensa
o aluno do cumprimento efectivo da percentagem das aulas, práticas, prático-laboratoriais e
clínicas.” (artigo 14º).
Tendo em conta o disposto no artigo 15º do mesmo regulamento, “O uso de bata é
obrigatório nas aulas prático-laboratoriais”. A sua falta é “impeditiva da participação nas
sessões de formação” e conduz à marcação de falta à aula, falta essa que “é injustificável e
conta para o cálculo da assiduidade obrigatória.
É também obrigatório o uso de óculos de protecção sendo, de igual modo, a sua falta
impeditiva de participação na aula e conducente à marcação de uma falta.
3. SISTEMA DE AVALIAÇÃO
A aprovação à componente prática laboratorial da unidade curricular de Química Analítica II
corresponde à obtenção de 1,5 ECTS, e compreenderá a avaliação de três parâmetros
distintos:
Elementos para avaliação individualizada
1) Desempenho em laboratório - perguntas sobre o protocolo experimental em
execução, preparação de trabalhos, comportamento, assiduidade, pontualidade, etc
(ponderação de 10% na nota prática)
2) Execução de dois testes escritos – 17 de Março ou 22/23 de Março de 2010
17,18 e 19 de Maio de 2010
(ponderação de 50% na nota prática – 25 % cada teste)
O teste será constituído por perguntas de índole prática (cálculos e tratamento de dados,
metodologia experimental, princípios de funcionamento, etc.) dos trabalhos realizados nas
aulas práticas. Caso seja necessário serão utilizados os dados adquiridos pelos alunos nos
referidos trabalhos. Cada aluno terá 2 horas para proceder à resolução individual deste teste.
7
Elementos para avaliação por grupo
3) Fichas de resultados experimentais e respectivos cálculos
(ponderação de 40% na nota prática)
Preenchimento de uma ficha de registo de resultados e tratamento dos mesmos durante a aula
prática. É suficiente a entrega de uma ficha de resultados por grupo e por trabalho. As fichas
serão classificadas como positivas ou negativas, sendo necessário para aprovação à
componente prática que pelo menos metade das classificações sejam positivas.
Situações em que, por inadequado desempenho dos alunos, não seja possível efectuar o
tratamento dos resultados em tempo útil (ou seja, no decorrer da aula prática), é indispensável
a entrega de uma folha com o registo dos valores experimentais obtidos (devidamente
identificada e assinada por todos os elementos do grupo que estiveram presentes na aula). Os
alunos dispõem então de um prazo máximo de 1 semana para a entrega dos respectivos
cálculos havendo, no entanto, uma penalização de 20 % na nota final da ficha. Findo o prazo
para a entrega, as fichas não serão corrigidas nem consideradas para avaliação, sendo por
isso contabilizadas como zero no cálculo da nota laboratorial.
8
4. PROTOCOLOS EXPERIMENTAIS
Trabalho nº1 – Preparação e padronização de soluções para uso em volumetrias de
ácido-base
preparação de uma solução diluída de HCl e padronização com tetraborato de
–
sódio (bórax)
preparação de uma solução de NaOH e padronização com hidrogenoftalato de
–
potássio
1. Introdução
A preparação e padronização (ou aferição) de soluções é um procedimento fundamental
em Química Analítica Quantitativa. Uma solução padrão é aquela cuja concentração é
conhecida com rigor (incerteza inferior a 0,1 %), podendo ser preparada por dois processos
diferentes, conforme se dispõe ou não de uma substância primária ou padrão:
(1) técnica directa - quando o soluto é uma substância primária pode preparar-se
directamente a solução padrão; a preparação implica a avaliação rigorosa de uma
massa (balança analítica) correspondente à quantidade necessária e subsequente
diluição (em material volumétrico) com necessária exactidão para obter a
concentração pretendida; nesta situação a solução final é designada de solução de
padrão primário.
(2) técnica indirecta - quando o soluto não é uma substância primária, prepara-se uma
solução inicial de concentração aproximada e posteriormente determina-se a sua
concentração exacta. Geralmente
esta
aferição (determinação rigorosa
da
concentração da solução) é efectuada por análise volumétrica (titulação) com uma
substância primária ou com uma solução padrão (isto é, uma solução previamente
aferida com uma substância primária).
Substâncias primárias são compostos que preenchem uma série de requisitos como por
exemplo:
-
elevado grau de pureza - disponíveis comercialmente na forma pura (não mais de
0,01 % de impurezas) ou facilmente purificavéis (ex.: sublimação ou recristalização);
-
serem fáceis de secar e não serem higroscópicas - alguma água adquirida durante
armazenagem deve ser facilmente removida por secagem, sem decomposição da
substância;
-
terem composição bem definida e os elementos da sua composição devem ser tais
que uma alteração da abundância isotópica natural não afecte materialmente o peso
molecular;
-
estabilidade ao ar e em solução;
9
-
baixa volatilidade;
-
elevada massa molar - diminuição do erro associado à pesagem (se o erro associado
a cada pesagem na balança for ± 1x10-4 g para uma substância com massa molar de
50 g mol-1 isso significa 2x10-6 moles enquanto que para uma substância cuja massa
molar de 5000 g mol-1 a incerteza será de apenas 2x10-8 moles;
Conforme mencionado anteriormente, nestes casos é possível calcular directamente o
número de moles do composto a partir da massa avaliada numa balança analítica e da massa
molecular da substância.
As soluções padrão devem depois ser conservadas de modo a manter inalterada a sua
natureza e concentração. Os cuidados essenciais a ter para a preservação destas soluções,
dependem na sua natureza mas, de um modo geral são:
- após preparação devem ser transferidas para um frasco limpo e seco;
- os frascos devem ser quimicamente resistentes, bem rolhados, evitando a evaporação
do solvente;
- devem usar-se frascos de plástico (polietileno) no caso de soluções alcalinas, soluções
de EDTA, soluções de peróxidos e soluções de metais (Pb2+, Zn2+, Hg2+, ...);
- soluções sensíveis à luz (como é o caso das soluções de Ag+) devem ser armazenadas
em frascos cor âmbar ou opacos;
- soluções facilmente oxidáveis devem ser mantidas em atmosfera inerte;
- o material das rolhas deve ser criteriosamente escolhido (ex.: evitar rolhas de borracha
ou cortiça com soluções de Ag+ dado que a matéria orgânica reduz o catião);
- o rótulo deve ser legível, sem recurso a abreviaturas, indicar a natureza e concentração
da solução, data de preparação e nome do preparador e quaisquer outras indicações
que sejam consideradas úteis.
Neste trabalho pretende-se explicar como se podem preparar duas das soluções padrão
mais utilizadas em volumetrias de ácido-base: solução de ácido clorídrico e solução de
hidróxido de sódio.
10
1ª Parte - Preparação e padronização de uma solução de ácido clorídrico
1. Introdução
Sendo o ácido clorídrico um ácido muito forte e de custo relativamente reduzido, e dada
a grande estabilidade das suas soluções aquosas (superior a 1 ano), é frequente o seu uso
como padrão em volumetrias de ácido-base. Dado que não se trata de uma substância
primária, a preparação de uma solução faz-se de forma indirecta: prepara-se uma solução de
concentração aproximada a partir de HCl concentrado [solução aquosa com cerca de 37%
(m/m) e densidade de 1,19], calculando a quantidade necessária para preparar o volume de
solução desejado.
A solução obtida terá então de ser titulada com uma substância primária adequada
como, por exemplo, o bórax (tetraborato de sódio com dez moléculas de água de cristalização
- Na2B4O7.10H2O; MM = 381,37 g/mol). O bórax dissolve-se em água (mais facilmente a
quente) dando origem ao anião tetrahidroxiborato [B(HO)4]- que, sendo uma partícula
anfiprótica predominantemente básica [pKa(H3BO3) = 9,24], reage quantitativamente com o
catião H+ do ácido clorídrico, segundo as equações:
Na2B4O7.10H2O (s) ' 2 H3BO3 + 2 [B(HO)4]- + 2 Na+ (aq) + 3 H2O
[B(HO)4]- + H+ (aq) ' H3BO3 + H2O
O ponto final da titulação é determinado usando um indicador corado, cuja escolha é
feita atendendo ao pH no ponto de equivalência que é próximo de 5. Este valor situa-se na
zona de viragem do vermelho de metilo, havendo uma mudança de cor de vermelho para
amarelo, sendo próximo do expoente do ponto médio respectivo. Pode-se também provar que
a viragem do referido indicador está contida na zona de variação brusca de pH verificada junto
do ponto de equivalência. A fim de aumentar a nitidez da mudança de cor, é conveniente
misturar-lhe azul de metilo, sendo a cor deste corante indiferente às mudanças de pH. Este
indicador modificado de vermelho de metilo com azul de metileno tem uma zona de viragem
compreendida entre 4,2 e 6,3, de azul arroxeado para verde (ou cinzento).
Na titulação, pesa-se rigorosamente o bórax, que se dissolve em água, constituindo o
titulado. O titulante será a própria solução de ácido clorídrico, cuja molaridade se pretende
fixar.
2. Procedimento experimental
2.1. Material, reagentes e equipamento
-
1 frasco de vidro de 1 L
-
1 proveta de 1 L
-
1 proveta de 50 mL
11
-
3 matrazes de 250 mL
-
1 bureta de 25 mL
-
1 goblé de 25 mL
-
1 espátula
-
placa de aquecimento
-
balança analítica
-
solução de HCl concentrado
-
bórax seco (num exsicador sobre uma solução saturada de sacarose e cloreto de
sódio)
-
solução indicadora de vermelho de metilo [0,1 %(m/v)] com azul de metileno
2.2. Execução prática
Preparação de uma solução de HCl
Para um frasco de vidro, bem lavado e passado por água desionizada, deite 750 mL de água
desionizada (proveta de 1 L) e transfira cuidadosamente cerca de 33 mL de HCl concentrado
(medidos com uma proveta – tenha muito cuidado ao manusear HCl concentrado). Feche o
frasco, agite até o seu conteúdo ficar homogéneo e rotule-o devidamente.
Titulação da solução de HCl preparada
Na balança analítica, pese 3 amostras de boráx seco (num exsicador sobre uma solução
saturada de açúcar e cloreto de sódio). As amostras, com uma massa de 1,4 a 1,6 g devem
ser pesadas directamente para um matrás (se exceder a tara da balança, pese por diferença).
Registe a massa pesada (com as 4 casas decimais).
Com uma proveta, adicione 50 mL de água desionizada (ou mais, se necessário) e
aqueça um pouco, agitando de vez em quando, até o bórax se dissolver completamente.
Deixe a solução arrefecer até à temperatura ambiente (a zona de viragem do indicador é
sensível à temperatura e além disso a constante de autoprotólise da água também é afectada),
junte 2 a 3 gotas de indicador modificado de vermelho de metilo com azul de metileno à
solução, que deve ficar esverdeada.
Prepare uma bureta com a solução de HCl a titular. Para isso, comece por lavar a bureta
com a solução que será utilizada (descarte esse volume de lavagem). Preencha a bureta com
a solução de HCl. Verifique se há vazamento ou bolhas (não prossiga a titulação nesses
casos) e certifique-se que a parte inferior da bureta também esteja preenchida com solução.
Anote o volume inicial (com as 2 casas decimais) e efectue a titulação (de forma não muito
rápida e com contínua agitação) até a cor da solução mudar para azul arroxeado ou cinzento
neutro. Registe o volume final (com as 2 casas decimais).
Terminadas as titulações, esvazie a bureta para o frasco de restos de HCl e lave-a com
água desionizada, colocando-a depois no suporte, invertida e com a torneira aberta.
12
Repita os ensaios, até obter dois ensaios concordantes:
m1
V1
-
m2
V2
≤
5
m1
1000
V1
+
m2
V2
2
Para cada ensaio, a partir da massa de bórax e do volume de HCl gasto em cada
titulação, calcule a concentração molar do ácido.
O resultado deve ser apresentado como a média aritmética de pelo menos dois valores
concordantes.
2ª Parte - Preparação e padronização de uma solução de hidróxido de sódio
1. Introdução
O reagente mais empregue na preparação de soluções padrões alcalinas é o hidróxido
de sódio. O hidróxido de sódio também não é uma substância primária, uma vez que é muito
higroscópico e carbonata-se com facilidade (reacção de OH- com CO2 atmosférico, com
formação de anião carbonato), com consequente diminuição da concentração de OH-.
As soluções de hidróxido devem ser armazenadas em frascos de polietileno, dado que o
vidro é atacado pelo hidróxido (NaOH reage com os silicatos que constituem o vidro com
formação de silicatos solúveis).
Conforme mencionado, as soluções de NaOH devem estar isentas de carbonato, uma
vez que este, sendo uma base, iria afectar as reacções de titulação. Como o hidróxido de sódio
sólido contém sempre uma certa quantidade de carbonato de sódio é necessário eliminá-lo.
Para isso, aproveita-se a circunstância de o carbonato de sódio ser insolúvel em soluções
muito concentradas de hidróxido de sódio (40-50 %). A partir das soluções concentradas
podem depois preparar-se outras mais diluídas, tendo o cuidado de ferver a água de diluição,
para que fique isenta de dióxido de carbono (CO2) e não haja carbonatação do hidróxido de
sódio.
A substância primária a que mais frequentemente se recorre para determinar o título da
solução de hidróxido de sódio é um ácido carboxílico fraco denominado hidrogenoftalato de
potássio (KC8H5O4; MM = 204,23 g/mol; pKa1 = 5.1; pKa2 = 7.9) que reage
estequiometricamente com o hidróxido na proporção 1:1. É encontrado no comércio com
pureza de 99,95 a 100,05%, possui peso equivalente elevado, não é higroscópico e apresenta
estabilidade à secagem.
O hidrogenoftalato de potássio (KHP) deverá ser seco durante, pelo menos, 2 horas a
uma temperatura de 110-120 ºC. Em seguida, deve ser colocado num exsicador para que
retorne à temperatura ambiente e possa então ser pesado.
13
Na padronização da solução de NaOH com biftalato de potássio, uma quantidade do
sólido é pesada, dissolvida em água, e a solução resultante após adição do indicador
fenolftaleína é titulada com a solução da base até o aparecimento de coloração rósea.
KHC8H4O4 + NaOH KNaC8H4O4 + H2O
2. Procedimento experimental
2.1. Material, reagentes e equipamento
-
1 frasco de polietileno de 1 L
-
3 matrazes de 250 mL
-
1 bureta de 25 mL
-
1 goblé de 25 mL
-
1 proveta de 1 L
-
2 provetas de 50 mL
-
1 espátula
-
balança analítica
-
solução de NaOH 40% (m/v)
-
hidrogenoftalato de potássio seco (num exsicador sobre sílica gel)
-
solução indicadora de fenolftaleína (0,2% fenolftaleína em 90% de etanol)
-
água fervida
2.2. Execução prática
Preparação de uma solução de NaOH
Num frasco de polietileno, lavado e passado por água desionizada, deite 950 mL de água
previamente fervida e arrefecida ao abrigo do ar. Adicione 50 mL de solução de NaOH a 40 %
(medidos com uma proveta). Tape o frasco e agite até homogeneizar. Rotule-o devidamente.
Titulação da solução de NaOH preparada
Na balança analítica, pese três amostras de ftalato ácido de potássio puro e seco, com
peso compreendido entre 1,5-1,7 g. As pesagens devem ser efectuadas directamente para o
matrás (se exceder a tara da balança, pese por diferença). Registe a massa pesada (com as 4
casas decimais).
Com uma proveta, adicione 50 mL de água desionizada e fervida (ou mais se
necessário) e agite até dissolução completa do sal. Adicione 2 a 3 gotas de fenolftaleína.
Certifique-se que a bureta está limpa e lavada com solução de NaOH antes de
preenchê-la com a solução que será usada na titulação. Verifique se há perda de solução ou
bolhas (não prossiga a titulação nesses casos) e certifique-se que a parte inferior da bureta
também esteja preenchida com solução. Coloque um fundo branco (por exemplo, uma folha de
papel) sob o matrás para facilitar a visualização da viragem do indicador. Anote o volume inicial
14
(com as 2 casas decimais) e efectue a titulação, de forma lenta e sob contínua agitação, até a
cor da solução mudar para rosa TÉNUE persistente por 30 segundos. Registe o volume final
(com as 2 casas decimais).
Repita o procedimento (isto é, a titulação) para os outros 2 matrazes.
15
Trabalho nº2 – Determinação da pureza de uma amostra de ácido acetilsalicílico
1. Introdução
Neste trabalho, pretende-se determinar o teor, em massa, de ácido acetilsalicílico (ácido
2-acetoxibenzóico; CH3COOC6H4COOH) em comprimidos de analgésicos como Melhoral®,
Aspirina®, AAS®, etc.
O ácido acetilsalicílico (MM = 180,16 g/mol) é um ácido fraco que se hidrolisa quando
tratado com uma solução quente de hidróxido de sódio para dar acetato de sódio e salicilato
de sódio, de acordo com a reacção:
CH3COOC6H4COOH + 2 NaOH
calor
CH3COONa + C6H4(OH)COONa
O excesso de hidróxido de sódio (que não reagiu com o ácido acetilsalicílico) pode ser
determinado por titulação com uma solução padrão de ácido clorídrico. Desta forma, calcula-se
por diferença a concentração de ácido acetilsalicílico.
2. Procedimento experimental
2.1. Material, reagentes e equipamento
-
3 matrazes de 100 mL
-
3 vidros de relógio
-
1 bureta de 25 mL
-
1 goblé de 25 mL
-
1 pipeta volumétrica de 10 mL
-
1 pipeta volumétrica de 25 mL
-
balança analítica
-
Placa de aquecimento
-
comprimidos contendo ácido acetilsalicílico
-
solução indicadora de vermelho de fenol a 0,1% (m/v)
-
solução padrão de HCl
-
solução padrão de NaOH
16
2.2. Execução prática
a) Preparação da amostra
-
Coloque 1 comprimido da amostra a analisar num matrás de 100 mL.Identifique o
matrás marcando-o como - Amostra 1.
-
Adicione 25,00 mL de solução de hidróxido de sódio ao matrás e dissolva o
comprimido.
-
Coloque o matrás na placa de aquecimento e deixe em ebulição durante cerca de 10
minutos. Retire e deixe arrefecer totalmente até à temperatura ambiente.
-
Entretanto identifique mais dois matrazes de 100 mL - Amostras 2 e 3 - e coloque em
cada um deles um comprimido da amostra em análise. Repita o procedimento anterior
com a dissolução com hidróxido de sódio e o aquecimento durante 10 minutos.
-
Findo o aquecimento, deixe as soluções arrefecerem até à temperatura ambiente.
b) Titulação
-
Prepare uma bureta com a solução padrão de ácido clorídrico. Lave a bureta com a
solução (descarte esse volume de lavagem). Preencha a bureta, verifique se está a
verter ou se contém bolhas (não prossiga a titulação nesses casos). Certifique-se que a
parte inferior da bureta também está preenchida com solução. Anote o volume inicial
(com as 2 casas decimais).
-
Adicione 3 gotas de solução indicadora de vermelho de fenol (a solução deverá ficar
avermelhada) à solução a titular (amostras 1,2 e3).
-
Inicie a titulação (tenha o cuidado de o fazer apenas quando as soluções estiverem à
temperatura ambiente), adicionando lentamente e com agitação contínua a solução
padrão de HCl até a solução adquirir uma coloração amarela. Registe o volume final
(não se esqueça que os volumes devem ser lidos com 2 casas decimais).
c) Ensaio para confirmação da concentração da solução de hidróxido
-
Titule isoladamente 15,00 mL de solução de hidróxido de sódio.
Nota: Confirme com o docente se é ou não necessário efectuar este passo.
Nota: De acordo com indicações da Farmacopeia Portuguesa, os comprimidos de AAS contêm
no mínimo 95,0% e, no máximo, 105,0% da quantidade de C9H8O4 indicada no rótulo.
17
Trabalho nº3 – Determinação de cloretos numa amostra de água potável pelos métodos
de Charpentier-Volhard e de Fajans
1. Introdução
O doseamento do ião cloreto em solução é vulgarmente efectuado por métodos,
baseados em volumetrias de precipitação de cloreto de prata. São exemplos, os métodos
directos de Mohr e Fajans, com detecção por recurso a um segundo precipitado corado e um
indicador de adsorção, respectivamente, e o método de retorno, conhecido como o de
Charpentier-Volhard com detecção por formação de um complexo corado.
O método de Charpentier-Volhard, assenta numa volumetria de retorno na qual o anião
cloreto é precipitado com um excesso de catião prata (I) rigorosamente medido, sendo a
quantidade de catião prata (I) que não reagiu avaliada por titulação com uma solução padrão
anião tiocianato (SCN-), utilizando-se o ião ferro (III) como indicador. O ponto final da titulação é
indicado pela cor laranja do complexo [Fe(SCN)]2+ formado com o primeiro excesso de
tiocianato.
Equações que traduzem as reacções:
Cl- (aq) + total Ag+ (aq) ' AgCl (s) + excesso Ag+ (aq)
excesso Ag+ (aq) + SCN- (aq) ' AgSCN (s)
Fe3+ (aq) + SCN- (aq) ' [Fe(SCN)]2+ (aq)
(complexo cor laranja)
Tratando-se de uma argentometria (titulação com Ag+), o pH da solução tem que ser
inferior a 10 para evitar a precipitação de AgOH e Ag2O; por outro lado, o indicador do ponto
final exige um pH ≤ 3, para impedir a formação de hidroxissais de ferro (III) ou mesmo hidróxido
de ferro [Fe(OH)3]. Assim, a titulação é efectuada em meio fortemente ácido (a solução é
acidulada com HNO3) apresentando a vantagem de aniões como arseniato (AsO43-), fosfato
(PO43-), oxalato (C2O42-), sulfureto (S2-) e carbonato (CO32-), que precipitam com o Ag+ em meio
alcalino, deixarem de interferir na determinação.
No entanto existem algumas limitações associadas ao uso desta metodologia,
designadamente:
-
O facto de o precipitado de AgCl adsorver alguns iões prata, o que origina o
aparecimento de um ponto final prematuro; contudo, este problema pode ser
ultrapassado por agitação enérgica da solução até que a cor cor-de-laranja que
assinala o ponto final se mantenha de forma persistente.
18
-
Como o AgCl (s) é mais solúvel que o AgSCN (s) (KpsAgSCN = 1,1 × 10-12; KpsAgCl =
1,78 × 10-10), existe o risco de, quando toda a prata em excesso tiver reagido, o SCNdeslocar parte do cloreto do precipitado de AgCl: AgCl (s) + SCN- (aq) ' AgSCN (s) + Cl-.
Nesta circunstância o ponto final atenua-se e portanto há um maior consumo SCN- o
que se traduz em resultados baixos na análise de Cl-.
Esta limitação pode ser ultrapassada, isolando o precipitado de AgCl por filtração
antes de iniciar a titulação ou adicionando uma pequena quantidade de um líquido
imiscível que recobre as partículas de AgCl e evita que interajam com o SCN-. O
líquido mais indicado é o nitrobenzeno.
No método de Fajans os cloretos são determinados por titulação com nitrato de prata,
formando precipitado branco de AgCl. O ponto final da titulação é visualizado por meio de um
indicador de adsorção: a diclorofluoresceína. Este indicador é um corante aniónico que tem
uma cor amarela-esverdeada em solução, mas que fica rosa quando é adsorvido à superfície
do precipitado de AgCl carregado positivamente. No início da titulação as partículas coloidais
de AgCl encontram-se carregadas negativamente por estarem rodeadas de iões cloreto. Nesta
fase a solução terá uma coloração amarela-esverdeada. Na proximidade do ponto de
equivalência a carga dos colóides passa a ser positiva pela quantidade de catiões prata
existentes. A solução toma agora uma coloração rosa-avermelhada porque o indicador,
carregado negativamente, é adsorvido à superfície do coloide carregado positivamente. É
importante evidenciar que a mudança de cor do indicador é provocada pela alteração na
adsorção e não na precipitação. A adição de dextrina à solução titulante evita a coagulação
excessiva do precipitação na proximidade do ponto de equivalência e, por isso, aumenta a
superfície de adsorção disponível para o indicador melhorando a nitidez do ponto final.
As titulações que utilizam indicadores de adsorção são rápidas, rigorosas e fiáveis, no
entanto as suas aplicações estão limitadas a um número reduzido de reacções em que
ocorrem precipitados que se formem rapidamente.
Nesta titulação, tal como nas outras argentometrias, a luz deve ser evitada, pois
decompõe os sais de prata e os indicadores de adsorção. É também necessário controlar o pH,
porque este indicador é um ácido fraco que tem de estar em solução na sua forma aniónica.
2. Procedimento experimental
2.1 Material, reagentes e equipamento
Método de Charpentier–Volhard
-
3 matrazes de 250 mL
-
1 pipeta volumétrica de 20 mL
-
1 pipeta volumétrica de 10 mL
-
2 pipetas graduadas de 5 mL
19
-
1 bureta de 25 mL
-
1 goblé de 25 mL
-
solução padrão de AgNO3
-
solução padrão de tiocianato de potássio (KSCN)
-
solução ácido nítrico (HNO3) 6 mol/L
-
solução indicadora saturada de sulfato de amónio e ferro (III) em água
-
amostra de água a analisar
-
água desionizada
Método de Fajans
-
3 matrazes de 250 mL
-
1 proveta de 50 mL
-
1 pipeta volumétrica de 15 mL
-
1 pipeta graduada de 10 mL
-
1 pipeta de Pasteur
-
1 bureta de 25 mL
-
1 goblé de 25 mL
-
pHmetro
-
soluções tampão para calibração do eléctrodo
-
solução padrão de AgNO3
-
solução anião cloreto
-
solução indicadora de diclorofluoresceína
-
suspensão de dextrina 10%
-
água desionizada
2.2. Execução prática
Determinação de cloretos pelo Método de Charpentier-Volhard
-
Prepare uma bureta com a solução padrão de tiocianato de potássio (KSCN). Leia e
registe o volume inicial da bureta.
-
Para um matrás adicione: 10,00 mL (pipeta volumétrica) de solução de amostra a
analisar, 5 mL de HNO3 6 mol/L, 5 mL de solução indicadora de ferro (III) 0, 1 mol/L e
20,00 mL de uma solução padrão de AgNO3 (pipeta volumétrica).
-
Agitando contínua e vigorosamente o matrás, adicione da bureta o titulante até o
líquido sobrenadante ficar laranja ( o mais ténue possível) e persistente à agitação.
Leia e registe o volume final na bureta.
-
Repita os ensaios até obter dois volumes concordantes: | (20,00 - ∆V)
2ºensaio
1ºensaio
- (20,00 - ∆V)
| ≤ 0,10 mL, em que ∆V é o volume gasto em cada ensaio.
20
Determinação de cloretos pelo Método de Fajans
-
Verifique e o pH da amostra se encontra entre 4 – 10; acerte para estes valores caso
seja necessário.
-
Coloque em cada matrás 15,00 mL (pipeta volumétrica) de amostra a dosear. Adicione
30 mL de água desionizada (em proveta).
-
Agite muito bem o frasco que contém a suspensão de dextrina e adicione a cada
matrás 10 mL desta suspensão.
-
Prepare uma bureta com a solução padrão de nitrato de prata.
-
A
cada
um
dos
matrazes
adicione
10
gotas
de
solução
indicadora
de
diclorofluoresceína, agite.
-
Titule imediatamente com a solução padrão de nitrato de prata até viragem de cor
amarelo-esverdeado para rosa-avermelhada. É essencial a agitação vigorosa da
mistura para que seja bem visível o ponto de viragem. Não deixe que a luz do sol
incida directamente sobre os matrazes de titulação ou o frasco que contém a solução
de nitrato de prata. Registe o volume de solução gasto da bureta.
Nota
importante:
Este
procedimento
deve
ser
seguido
para
cada
réplica,
individualmente, e imediatamente antes de se proceder a titulação.
-
Repita os ensaios até obter dois volumes concordantes: | ∆V 1ºensaio - ∆V 2ºensaio | ≤ 0,10 mL,
em que ∆V é o volume de solução de nitrato de prata gasto em cada ensaio.
21
Trabalho nº4 – Determinação do magnésio em formulações farmacêuticas por
quelatometria. Determinação de cálcio por titulação de substituição
1ª Parte - Determinação do magnésio em formulações farmacêuticas por quelatometria
1. Introdução
A determinação de iões metálicos é muitas vezes efectuada por volumetria de
complexação, usando o EDTA (ácido etilenodiaminotetracético) como titulante na presença de
um indicador metalocrómico em meio alcalino.
O EDTA é o agente quelante mais vulgarmente empregue sendo um ácido tetraprótico
razoavelmente forte as duas primeiras protólises (H4Y).
HOOCH2C
CH2COOH
N—CH2—CH2—N
HOOCH2C
CH2COOH
Como é pouco solúvel em água utiliza-se o respectivo sal dissódico.(Na2H2Y, 2 H2O),
bastante solúvel. Tanto o EDTA como o seu sal podem ser utilizados como substâncias
primárias. Assim, podem preparar-se soluções padrão de EDTA por pesagem rigorosa do
sólido, dissolução deste e diluição rigorosa a volume exacto.
As soluções de EDTA não devem ser acondicionadas em frascos de vidro pois poderia
dar-se a formação de quelatos de Ca2+ e Mg2+ com consequente diminuição da concentração.
Devem, portanto, ser armazenadas em frascos de polietileno.
Os quelatos entre EDTA e o ião são do tipo 1:1 podendo ser representados pela seguinte
equação geral.
Mn+ (aq) + H2Y2- (aq) ' [MY](4-n)- (aq) + 2 H+ (aq)
Com a formação de quelato ocorre libertação de protões (diminuição de pH), o que pode
impedir a formação quantitativa. A solução deve ser tamponada, de tal forma que o pH ao
longo da titulação seja mantido entre valores convenientes, independentemente da quantidade
de protões libertada. Para tal utiliza-se uma solução tampão de NH4Cl/NH3, pH mais ou menos
de 8,9, não sendo aconselhável aumentar o pH acima de 10 devido à possibilidade de
formação de precipitados de Mg(OH)2. Adicionalmente a cor do indicador também depende do
pH da solução.
22
Os indicadores usados em quelatometrias são indicadores metalocrómicos, que são
compostos orgânicos corados capazes de formarem, com diferentes catiões, quelatos com
cores diferentes daquela que apresentam quando livres em solução. Assim, estes indicadores
mudam de cor ao ligar-se a um ião metálico, voltando a apresentar a cor correspondente à
forma livre quando o ião metálico se liga ao EDTA.
Neste trabalho, o indicador utilizado é o negro de Eriocromo T que é um pó de brilho
metálico utilizado em dispersão com NaCl (1:100). Em solução aquosa o corante forma um
quelato com o catião a titular de cor vinosa:
Mn+ (aq) + Indm- (aq) ' [MInd](m-n)- (aq)
vermelho-vinosa
Este indicador também possui propriedades ácido-base:
H2Ind- ' HInd2- ' Ind3pH<6,3
6,3<pH<11,6
vermelho vinoso
azul
pH>11,6
laranja
Assim a reacção da titulação na vizinhança do
ponto de equivalência leva a uma
alteração de cor no titulado de vermelho vinoso para azul, marcando assim o final da titulação:
[MInd] + H2Y2- (aq) ' [MY]2- + HInd2- + H+ (aq)
vermelho-vinosa
azul
2. Procedimento experimental
2.1 Material, reagentes e equipamento
-
1 pipeta volumétrica de 5 mL
-
1 bureta de 25 mL
-
1 goblé de 25 mL
-
3 matrazes de 250 mL
-
1 pipeta graduada de 5 mL
-
1 microespátula
-
solução padrão de EDTA
-
formulação farmacêutica de magnésio para análise
-
solução tampão de NH4+/NH3indicador sólido de negro de ericromo T (misturado com
cloreto de sódio na proporção de 1: 100)
2.2. Execução prática
23
-
Prepare uma bureta com a solução padrão de EDTA. Leia e registe o volume inicial da
bureta (com as 2 casas decimais).
-
Adicione para um matrás: 5,00 mL (pipeta volumétrica) de solução de catião magnésio
a analisar, 5 mL (proveta) de solução tampão NH4+/NH3, uma pequena porção de
indicador sólido de negro de eriocromo T (com a microespátula). A solução deve ficar
com uma cor vinosa.
-
Agitando continuamente o matrás, adicione da bureta a solução de EDTA até a solução
virar para azul.
-
Leia e registe o volume final na bureta (com as 2 casas decimais). Repita os ensaios
até obter dois volumes concordantes:
| ∆V 1ºensaio - ∆V 2ºensaio | ≤ 0,10 mL, em que ∆V é o volume de solução de EDTA gasto em cada ensaio.
2ª Parte - Determinação de cálcio por titulação de substituição
1. Introdução
Em algumas circunstâncias, designadamente quando os iões de metais não reagem (ou
reagem insatisfatoriamente) com um indicador metálico, em vez de se recorrer a uma titulação
directa ou uma titulação de retorno, é preferível empregar a metodologia da titulação de
deslocamento ou substituição.
Neste tipo de volumetria, a solução que contém o catião metálico (Mn+) a determinar (neste
caso, Ca2+) é tratada com um excesso (não medido) de um complexo entre um outro catião de metal
(Cn+) com o EDTA [Cn+-EDTA], ocorrendo a seguinte reacção:
Mn+ (aq) + CY(4-n)- (aq) ' [MY](4-n)- (aq) + Cn+ (aq)
A quantidade de catião C
n+
(que é equivalente à do catião metálico Mn+ que se pretende
determinar) é depois titulada com uma solução padrão de EDTA.
Neste trabalho prático, aplica-se este procedimento analítico à determinação de catião cálcio.
De facto, a titulação directa dos iões cálcio (usando como indicador negro de eriocromo T) dá um
ponto final difícil de reconhecer, não sendo por isso um método adequado. A alternativa é então
tratar a solução que contém o ião metálico a determinar (Ca2+) com um excesso de Mg-EDTA, a fim
de libertar uma quantidade equivalente de ião Mg2+, que depois é titulado com uma solução padrão
de EDTA que dá origem a um ponto final mais nítido.
O fundamento do método é então o facto de o quelato Ca-EDTA ser mais estável do que o
quelato Mg-EDTA [Kformação(Ca-EDTA) = 1010,69; Kformação(Mg-EDTA) = 108,79].
Quando o Mg-EDTA é adicionado à amostra, o magnésio é deslocado do complexo com EDTA
pelo cálcio da amostra, ficando o Mg2+ livre em solução.
24
Ca2+ (aq) + MgY2- (aq) ' [CaY]2- (aq) + Mg2+ (aq)
Efectua-se depois a titulação directa do magnésio libertado com uma solução padrão de EDTA,
na presença de uma reduzida quantidade de um indicador metalocrómico. Até próximo do volume
equivalente, o Mg2+ livre vai sendo progressivamente complexado com EDTA (equação A). Muito
próximo do ponto de equivalência, a concentração de Mg2+ livre aproxima-se de zero, e o EDTA
desloca o Mg2+ do complexo Mg-indicador, causando uma alteração de cor na solução, que indica o
ponto final da titulação (equação B).
Mg2+ (aq) + H2Y2- (aq) ' [MgY]2- (aq) + 2 H+ (aq)
[MgInd] +
H2Y2-
(aq) '
[MgY]2- +
HInd +
H+
(aq)
(equação A)
(equação B)
2. Procedimento experimental
2.1 Material, reagentes e equipamento
-
3 matrazes de 250 mL
-
1 pipeta volumétrica de 10 mL
-
1 pipeta graduada de 2 mL
-
1 pipeta graduada de 1 mL
-
1 bureta de 25 mL
-
1 goblé de 25 mL
-
pipetas Pasteur
-
pHmetro
-
soluções tampão para calibração do eléctrodo
-
solução padrão de EDTA
-
solução tampão NH4Cl/NH3
-
solução de NaOH 0,1 M
-
solução de negro de eriocromo T
-
solução de Na2MgY
-
solução problema de cálcio
2.2. Execução prática
-
Medir o pH da amostra com um aparelho de medição do pH. Se a solução de cálcio a
analisar estiver ácida, neutralize com solução de hidróxido de sódio.
-
A 10,00 mL de solução a analisar, adicione 2 mL da solução tampão NH4Cl/NH3, 1 mL
de solução de Na2MgYe uma pequena quantidade do indicador de negro de eriocromo
T.
-
Prepare uma bureta com a solução padrão de EDTA. Leia e registe o volume inicial da
bureta (com as 2 casas decimais). Titule até mudança de vermelho para azul (titular
lentamente perto do ponto final). Anote o volume final (com as 2 casas decimais).
25
-
Repita o ensaio até obter, pelo menos, dois resultados concordantes. Utilize como
critério de concordância:
| ∆V 1ºensaio - ∆V 2ºensaio | ≤ 0,10 mL, em que ∆V é o volume gasto
em cada ensaio.
26
Trabalho nº5 – Preparação de soluções padrão de iodato de potássio e tiossulfato de
sódio
1. Introdução
O iodato de potássio (KIO3) é uma substância primária pelo que é possível preparar
soluções de concentração rigorosamente conhecida por pesagem rigorosa do sólido, sua
dissolução e diluição a volume exacto. As soluções assim preparadas designam-se de solução
padrão primário.
O tiossulfato de sódio (Na2S2O3) é frequentemente usado como agente redutor em
volumetrias de oxidação-redução. De facto, as suas soluções são tradicionalmente usadas nas
metodologias iodométricas, pois o tiossulfato é um bom reagente redutor na titulação do iodo
(triiodeto) libertado: 2 S2O32- ' S4O62- + 2 e-.
Normalmente as soluções são preparadas a partir do sal pentahidratado, Na2S2O3.5H2O
(MM 248,17374 g/mol), que não possui características de padrão primário pois é higroscópico,
o que acarreta uma incerteza quanto ao seu conteúdo de água. No entanto, quando anidro, o
sal é estável a 120 ºC durante muito tempo, podendo então, sob estas condições, ser usado
como padrão primário.
Assim, a situação mais comum é preparar soluções de tiossulfato de sódio de
concentração próxima da desejada e depois proceder à determinação da sua concentração
rigorosa por titulação com padrões primários de iodato (KIO3) ou dicromato de potássio
(K2Cr2O7). As soluções de tiossulfato devem ser preparadas com água destilada previamente
fervida para eliminar o dióxido de carbono dissolvido (que pode causar uma lenta
decomposição com formação de enxofre coloidal que confere turbidez à solução) e também
prevenir a decomposição do tiossulfato por bactérias. É comum adicionar algumas gotas de
clorofórmio (que actua como eficaz agente preservante) e uma pequena quantidade de
carbonato de sódio (no máximo 0,1 g Na2CO3/L) de forma a assegurar o pH correcto da
solução(é conseguido um mínimo de actividade bacteriana para um pH entre 9-10). A solução
deve ser armazenada em frasco escuro (âmbar) logo após a preparação de modo a evitar a
exposição à luz, que também tende a acelerar a sua decomposição.
Neste trabalho, vai usar-se o iodato de potássio para padronização da solução de
tiossulfato de sódio. Este sal (iodato) em meio ácido (meio moderadamente acidulado com
ácido sulfúrico) oxida quantitativamente o iodeto a triiodeto:
IO3- + 8 I- + 6 H+ → 3 I3- + 3 H2O
Posteriormente, ao adicionar a solução de tiossulfato à solução que contém o anião
triiodeto, a reacção ocorre rápida e estequiometricamente (a pH < 5) dando origem aos aniões
tetrationato (S4O62-) e iodeto:
27
2 S2O32- + I3- → S4O62- + 3 I2. Procedimento experimental
2.1. Material, reagentes e equipamento
-
2 frascos de vidro de 1 L
-
1 balão volumétrico de 1 L
-
1 goblé de 250 mL
-
balança analítica e 2 espátulas
-
balança de precisão e espátula
-
etiquetas para rótulo
-
iodato de potássio puro e previamente seco a 110-120 oC por 2 ½ horas (num
exsicador sobre sílica gel)
-
tiossulfato de sódio pentahidratado (Na2S2O3.5H2O, sólido)
-
iodeto de potássio (sólido)
-
carbonato de sódio (sólido)
-
clorofórmio
-
1 proveta de 1 L
-
1 proveta de 50 mL
-
1 pipeta graduada de 5 mL
-
1 pipeta graduada de 2 mL
-
3 matrazes de 250 mL
-
1 bureta de 25 mL
-
solução de ácido sulfúrico 3 M
-
solução indicadora de amido 1% m/v
2.2. Execução prática
a) Preparação da solução padrão de iodato de potássio
Faça os cálculos necessários de modo a preparar 1 L de solução padrão de iodato de
potássio (KIO3; MM 214,001 g/mol) com uma concentração de 0,01 M.
De acordo com os cálculos que realizou, efectue a pesagem rigorosa da massa de iodato
de potássio puro e previamente seco em estufa a 110-120 oC por 2 ½ horas (registe a massa
com 4 casas decimais). Transfira quantitativamente o sólido para um balão volumétrico de 1 L.
Para isso, deve dissolver o sólido em pequenas porções de água desionizada e proceder à sua
transferência para o balão. Deve repetir esta operação até que todo o sólido tenha sido
dissolvido e colocado no balão. No final, complete o volume e homogenize conveniente a
solução. Transfira a solução para o frasco de vidro, calcule a concentração molar do sal na
solução e escreva-a no rótulo.
28
b) Preparação de uma solução de tiossulfato de sódio (Na2S2O3)
-
Pese 25 g de tiossulfato de sódio pentahidratado (Na2S2O3.5H2O). Para uma proveta,
meça 1 L água desionizada, recentemente fervida e arrefecida. Use a água medida,
para transferir o sólido para um frasco de vidro escuro, bem lavado e passado por
água desionizada.
-
Em seguida, adicione à solução 0,1 g de carbonato de sódio (para ajuste do valor de
pH da solução) e 3 a 5 gotas de clorofórmio (para prolongar a manutenção das
características da solução).
-
Feche o frasco e agite até o seu conteúdo ficar homogéneo. Rotule-o devidamente.
Nota: Se após algum tempo, existirem sólidos no interior da solução, proceda às sua
filtração antes de a padronizar
c) Titulação da solução de tiossulfato de sódio (Na2S2O3) preparada
-
Usando a balança analítica pese directamente para um matrás de 250 mL (se exceder
a tara da balança, pese por diferença) entre 0,10 e 0,12 g de iodato de potássio puro
e seco durante pelo menos 2 ½ horas a uma temperatura de 120 ºC e, em seguida,
armazenado num exsicador. Registe a massa pesada (com as 4 casas decimais).
-
Adicione 50 cm3 de água desionizada previamente fervida e arrefecida à temperatura
ambiente (com uma proveta). Agite periodicamente a solução resultante até a
dissolução total do iodato adicionado, o que pode demorar alguns minutos.
-
Após a sua dissolução, adiciona-se 2 g de iodeto de potássio e 5 mL de ácido
sulfúrico 2 mol/L. Homogeneize.
Nota importante: Este procedimento deve ser seguido para cada réplica,
individualmente, e imediatamente antes de se proceder a titulação.
-
Prepare uma bureta, previamente limpa e pré-lavada com a própria solução com a
solução de tiossulfato de sódio (Na2S2O3) a titular. Anote o volume inicial (com 2
casas decimais) e efectue a titulação, sob agitação constante, até que a cor castanha
mude para amarelo pálido.
-
Nesta altura, adicione 2 mL de solução de amido (indicador) e prossiga a titulação,
lentamente, até a brusca mudança da cor azul para incolor. Registe o volume final.
-
Repita o procedimento mais 2 vezes.
Acrescente no rótulo a concentração rigorosa da solução.
Uma vez que estas soluções não mantêm a molaridade por muito tempo, é conveniente
verificá-la antes de a usar no trabalho para que é necessária.
29
Trabalho nº6 – Quantificação da vitamina C num suplemento
1. Introdução
O ácido ascórbico (C6H8O6), vulgarmente designado por vitamina C, é
um nutriente essencial que não pode ser sintetizado pelo nosso organismo,
tendo de ser fornecido por ingestão de alimentos ou medicação. Para além
das suas propriedades antioxidantes, participa na síntese da hidroxiprolina,
um aminoácido constituinte do colagénio, que é uma proteína estrutural do
tecido conjuntivo. Contribui também para o aumento das ligações cruzadas do
colagénio e é fundamental para o bom desenvolvimento muscular. O ácido
ácido ascórbico (C6H8O6)
ascórbico é um sólido cristalino de cor branca, inodoro, hidrossolúvel e pouco
solúvel em solventes orgânicos, que tem propriedades ácidas e redutoras.
Esta presente em frutas e legumes mas é extremamente instável: reage com o oxigénio
do ar, com a luz e até mesmo com a água sendo também destruída por temperaturas elevadas.
Também sofre oxidação irreversível, perdendo a sua actividade biológica, em alimentos frescos
quando guardados por longos períodos.
A carência de vitamina C no organismo provoca fadiga, anorexia e dores musculares,
enquanto as deficiências graves são causadoras de avitominose designada por escorbuto,
anemia e astenia entre outras consequências Em doses moderadas, favorece a formação dos
dentes e ossos, previne gripes, fraqueza muscular e infecções, ajuda o sistema imunológico e
a respiração celular, estimula as glândulas supra-renais, protege os vasos sanguíneos e é
importante para o funcionamento adequado dos glóbulos brancos do sangue.
Aos valores de pH normalmente encontrados no meio intracelular, o ácido ascórbico
encontra-se predominantemente na sua forma ionizada, o ascorbato.
O ácido ascórbico é um agente redutor moderado que em solução aquosa é capaz de
ceder 2 e- à espécie oxidante, originando ácido dehidroascórbico:
Ácido Ascórbico (C6H8O6) + H2O ' Ácido dehidroascórbico (C6H6O7) + 2 H+ + 2 e-
Neste trabalho experimental efectua-se o doseamento do ácido ascórbico num
suplemento vitamínico por meio de uma iodometria. Neste tipo de reacção de redox, utiliza-se o
carácter redutor do ácido ascórbico para o quantificar, através da reacção em meio ácido, com
o anião triiodeto (I3-; substância oxidante) que é reduzido a anião iodeto (I-):
Ácido Ascórbico (C6H8O6) + I3- + H2O ' Ácido dehidroascórbico (C6H6O6) + 3 I- + 2 H+
30
Inicialmente, promovem-se as condições para que haja excesso de I3- em quantidade
rigorosamente conhecida. Isto é conseguido através da reacção do iodato de potássio (KIO3)
com iodeto de potássio (KI) em meio fortemente ácido:
IO3- + 8 I- + 6 H + ' 3 I3- + 3 H2O
De facto, o iodato de potássio é uma boa substância padrão para gerar triiodeto:
adiciona-se a uma quantidade rigorosamente conhecida de iodato (volume rigoroso de uma
solução padrão de KlO3) um excesso de KI (reagente sólido), que ocasiona uma quantidade
previsível de I3-.
Por reacção de oxidação-redução, o I3- formado reage rapidamente com o ácido
ascórbico, consumindo-o na totalidade. O excesso de I3- (que não reagiu com o ácido
ascórbico) é seguidamente titulado com uma solução padrão de tiossulfato de sódio, sendo os
aniões tiossullfato (S2O32-) oxidados a tetrationato (S4O6 2-), segundo a equação:
I3- (aq) + 2 S2O32- ' 3 I-+ S4O6 2-
As soluções de I3- apresentam uma intensa cor de tijolo, enquanto as soluções de I- são
incolores, contudo, é costume adicionar-se um pouco de uma solução de cozimento de amido
que proporciona uma detecção mais sensível do ponto final. O amido forma um complexo de
cor azul-escuro intenso com o iodo e a mudança de cor de azul para incolor é indicativa do
ponto final da titulação.
O anião I3- é fixado nos interstícios das moléculas de β-amilose, uma das
macromoléculas constituintes do amido, formando-se um composto de inserção de cor azulescuro intenso. Esta reacção só é reversível para pequenas quantidades de I3–, por isso só se
adiciona o indicador quando a solução já contém pouco I3-. A mudança de cor de azul para
incolor é indicativa do ponto final da titulação.
2. Procedimento experimental
2.1 Material, reagentes e equipamento
-
1 pipeta graduada de 10 mL
-
1 vidro de relógio
-
1 balão volumétrico de 100 mL
-
3 matrazes de 250 mL
-
1 pipeta volumétrica de 15 mL
-
1 pipeta volumétrica de 50 mL
-
1 pipeta graduada de 2 mL
-
1 bureta 25 mL
-
1 goblé de 25 mL
-
balança de precisão e espátula
31
-
solução de ácido sulfúrico 2 mol/L
-
solução indicadora de cozimento de amido a 1%
-
solução padrão de iodato de potássio
-
solução padrão de tiossulfato de sódio
-
iodeto de potássio (reagente sólido)
-
comprimidos de suplemento vitamínico contendo vitamina C
2.2. Execução prática
-
Prepare uma bureta com a solução padrão de tiossulfato de sódio. Registe o valor
inicial da bureta (com 2 casas decimais).
-
Dissolva um comprimido, no goblé em cerca de 75 mL de água desionizada e transfira
a solução para um balão volumétrico de 100 mL. Lave muito bem o goblé com água e
transfira a solução de “lavagem” para o balão. Afira o volume a 100 mL.
-
Com uma pipeta volumétrica, retire 15 mL da solução de vitamina C para 3 matrazes
de 250 mL.
-
Adicione 10 mL de ácido sulfúrico 2 mol/L, a cada um dos matrazes (que já contêm os
15 mL de solução de vitamina C).
-
Adicione 2 g de KI (reagente sólido pesado no goblé de 50 mL) e 50,00 mL da solução
padrão de KIO3. Agite muito bem o conteúdo do matrás; a mistura deve apresentar-se
castanha-avermelhada (cor característica do anião triiodeto).
-
Anote o volume inicial e efectue a titulação com a solução padrão de Na2S2O3, sob
agitação constante, até que a solução fique cor de amarelo-pálido. Nesta altura
interrompa, momentaneamente, a titulação para adicionar ao conteúdo do matrás 2
mL da solução indicadora de amido. O titulado deverá ficar azul-escuro. Prossiga a
titulação, lentamente, até ao desaparecimento brusco da cor azul. Registe o valor final
na bureta.
-
Repita o ensaio até obter três valores concordantes: | ∆V 1ºensaio - ∆V 2ºensaio | ≤ 0,10 mL, em
que ∆V é o volume de solução de tiossulfato de sódio gasto em cada ensaio.
32
Trabalho nº7 – Determinação de peróxido de hidrogénio numa água oxigenada (H2O2)
comercial.
1ª Parte - Determinação de peróxido de hidrogénio numa água oxigenada (H2O2)
comercial
1. Introdução
O peróxido de hidrogénio que, em solução aquosa, é conhecido
comercialmente como água oxigenada, é um líquido claro de fórmula
química H2O2.
O peróxido de hidrogénio anidro, em estado puro, é um líquido
incolor, límpido, viscoso (com uma densidade relativa de 1,44),
praticamente inodoro com um característico sabor amargo. Trata-se de
um poderoso oxidante, usado vulgarmente como antisséptico e
desinfectante de feridas.
Foi desenvolvido na década de 1920 para conter problemas de
infecções e gangrena em soldados em frente de batalha. A pesquisa
buscava um produto barato, fácil de transportar e usar, que pudesse ser
conservado de forma fácil e à temperatura ambiente, sem problemas
colaterais.
Durante a segunda guerra mundial, a redução no número de baixas e amputações foi
tremenda, graças ao uso da água oxigenada. De facto, soluções de concentrações reduzidas
(3-9%) são dos mais potentes desinfectantes – quando em contacto com cortes, feridas, etc., o
peróxido de hidrogénio decompõe-se em água e oxigénio:
H2O2 ' H2O + 1/2 O2
O tratamento efectivo dos ferimentos é então devido ao poder antisséptico do O2
libertado (que mata alguns tipos de microorganismos capazes de causar infecções).
A solução com 3% de peróxido de hidrogénio (solução de água oxigenada de uso
medicinal comum) liberta aproximadamente 10 vezes o seu volume de oxigénio à pressão e
temperatura normais (os limites da Farmacopeia Portuguesa é no mínimo 2,5% e no máximo
3,5% e, portanto, se o valor estiver contido neste intervalo, a Água Oxigenada está conforme a
Farmacopeia Portuguesa).
Neste trabalho pretende-se dosear o teor de peróxido de hidrogénio (H2O2) numa
amostra de “água oxigenada comercial” (água oxigenada de uso farmacêutico) por titulação
33
com uma solução padrão de permanganato de potássio (KMnO4), de acordo com as normas da
Farmacopeia Portuguesa.
A titulação do peróxido de hidrogénio é efectuada com uma solução de permanganato de
potássio e envolve a seguinte reacção (meio ácido):
2 MnO4- + 6 H+ + 5 H2O2 2 Mn2+ + 8 H2O + 10 O2
Não há indicadores presentes nesta titulação, é uma reacção auto-indicada, pois há uma
espécie química que apresenta variação de cor nas suas formas oxidada e reduzida. Neste
caso, o indicador interno é o ião permanganato, MnO4-, que tem cor violeta mas que quando
sofre redução, transforma-se no ião manganésio (II), Mn2+, que é incolor. Assim, quando todo o
redutor estiver titulado, uma única gota em excesso tornará toda a solução cor de rosa, uma
mistura do violeta com o incolor, indicando desta forma o ponto final da titulação.
A redução do ião permanganato a Mn2+ só ocorre em meio fortemente ácido e para
acidificar o meio adiciona-se H2SO4 ao titulado. Em outras condições de pH, nomeadamente
meios fracamente ácidos, neutros ou fracamente alcalinos e meios fortemente alcalinos,
formam-se respectivamente os compostos: MnO2 e MnO42-.
É vulgar a indicação da concentração da “água oxigenada” em volumes. Isto acontece
porque há uma relação entre a concentração de peróxido de hidrogénio e o volume de oxigénio
formado, isto é, a quantidade de oxigénio gasoso que pode ser libertado por um litro de água
oxigenada em condições normais de pressão e temperatura, de acordo com a sua equação de
dissociação: H2O2 ' H2O + 1/2 O2.
2. Procedimento experimental
2.1. Material, reagentes e equipamento
-
2 pipetas volumétricas de 10 mL
-
1 balão volumétrico de 100 mL
-
1 proveta de 25 mL
-
1 pipeta graduada de 10 mL
-
3 matrazes de 250 mL
-
1 bureta de 25 mL
-
1 goblé de 25 mL
-
solução padrão de permanganato de potássio (KMnO4; MM 158,0339 g/mol)
-
solução H2SO4 1:8 v/v
-
amostra a analisar
2.2. Execução prática
a) Preparação da solução de água oxigenada
34
-
Transfira uma alíquota de 5,00 mL (pipeta volumétrica) da água oxigenada comercial
10 volumes para um balão volumétrico de 100 mL e complete o volume com água
destilada. Homogenize.
b) Titulação da solução de água oxigenada (H2O2) com uma solução padrão de
permanganato de potássio (KMnO4)Para um matrás, transfira uma alíquota de 10,00 mL
da solução de água oxigenada diluída (com pipeta volumétrica). Adicione 20 mL água
desionizada (proveta). Junte 8 mL de solução de H2SO4 1:8 v/v.
-
Lave e encha a bureta com a solução padrão de permanganato de potássio (KMnO4).
-
Proceda a titulação com solução de KMnO4 (bureta), até o aparecimento de coloração
rósea TÉNUE na solução do matrás, que persista por mais de 30 segundos, o que
indica o final da titulação (a cor da solução deve ser o mais ténue possível, mas
persistente à agitação).
-
Lave bem o matrás e repita a titulação.
-
Repita o procedimento até obter valores concordantes: | ∆V 1ºensaio - ∆V 2ºensaio | ≤ 0, 10 mL, em
que ∆V é o volume de solução de permanganato de potássio gasto em cada ensaio.
2ª Parte - Determinação da percentagem de hipoclorito de sódio numa lixívia comercial
1. Introdução
O agente branqueador e responsável pela acção de desinfecção nas lixívias comerciais
é o hipoclorito de sódio, que é produzido pela reacção do cloro com o hidróxido de sódio. Em
solução aquosa, o hipoclorito de sódio dissocia-se em ião sódio e em ião hipoclorito, sendo
este último o agente branqueador, através de uma reacção de oxidação-redução entre o ião
hipoclorito (o agente oxidante) e a mancha colorida ou nódoa a remover (agente redutor).
Neste trabalho, recorre-se a 2 reacções de oxidação-redução para determinar a
capacidade de oxidação de uma lixívia.
A uma solução contendo uma amostra de lixívia, adiciona-se uma quantidade em
excesso, de um agente redutor, tal como o ião iodeto (quantidade em excesso não medida de
iodeto de potássio em meio ácido). Os agentes oxidantes contidos na lixívia, tal como o
hipoclorito de sódio, oxidam o ião iodeto a iodo de acordo com a reacção:
HClO (aq) + H+ + 2 e- ' Cl- + H2O
Eº = + 1,49 V
2 I- ' I2 + 2 e-
Eº = - 0,54 V
HClO (aq) + H+ + 2 I- ' I2 + Cl- + H2O
∆Eº = + 0,95 V
35
O iodo (I2) formado na solução é então determinado por titulação como uma solução
padrão de tiossulfato, que reduz estequiometricamente o iodo de acordo com a reacção:
2 S2O32- ' S4O62- + 2 e-
Eº = - 0,09 V
I2 + 2 e- ' 2 I-
Eº = + 0,54 V
2 S2O32- + I2 ' 2 I- + S4O62-
Eº = + 0,45 V
À medida que a titulação se desenvolve, a concentração de iodo na solução diminui e a
solução passa de uma cor castanha para uma cor amarelo pálido próximo do final da reacção,
a qual está completa quando a solução fica totalmente incolor. Como esta transição de cor é
muito difícil de detectar, adiciona-se uma pequena quantidade de solução de cozimento de
amido quando a solução se torna amarelo pálida, onde então o iodo livre forma um complexo
azul de cor intensa. A detecção do ponto final da titulação é atingido pela adição de ião
tiossulfato até ao desaparecimento da cor azul.
2. Procedimento experimental
2.1. Material, reagentes e equipamento
-
1 balão volumétrico de 100 mL
-
1 matrás de 250 mL
-
1 pipeta volumétrica de 25 mL
-
1 pipeta volumétrica de 10 mL
-
1 pipeta graduada de 10 mL
-
1 proveta de 5 mL ou 1 pipeta graduada 5 mL
-
1 pipeta graduada de 1 mL
-
1 proveta de 100 mL
-
1 bureta
-
1 goblé de 25 mL
-
solução padrão de tiossulfato de sódio (Na2S2O3) 0,09 M
-
solução de iodeto de potássio (KI) a 10 %
-
solução de HCl 6 M
-
solução indicadora de cozimento de amido
2.2. Execução prática
-
Para um balão volumétrico de 100 mL, meça 5,00 mL (pipeta volumétrica) da lixívia a
analisar. Perfaça o volume com água desionizada.
-
Prepare convenientemente a bureta com a solução titulante de Na2S2O3.
-
Para um matrás, meça 100 mL de água e 10,0 mL de solução KI a 10%. Adicione
25,00 mL (pipeta volumétrica) da lixívia diluída e 4 mL de HCl 6 M (proveta ou pipeta
graduada). Agite a solução e inicie imediatamente a titulação.
36
-
Adicione a solução de Na2SO3 de modo relativamente rápido até a solução adquirir um
tom amarelo suave; nessa altura interrompa momentaneamente a titulação e adicione
1 mL de solução de cozimento de amido; reinicie a adição de titulante gota-a-gota, até
desaparecer a cor azul.
-
Lave bem o matrás e repita a titulação.
-
Repita o procedimento até obter valores concordantes: | ∆V 1ºensaio - ∆V 2ºensaio | ≤ 0,10 mL, em
que ∆V é o volume de solução de permanganato de potássio gasto em cada ensaio.
-
Terminado o trabalho, lave convenientemente a bureta e restante material de
laboratório.
37
Trabalho nº8 – Determinação de alguns parâmetros característicos de um procedimento
analítico
1. Introdução
Quando se pretende efectuar uma determinação quantitativa de um dado analito, existem
geralmente várias metodologias analíticas disponíveis. A escolha de uma metodologia, em
detrimento das outras, baseia-se numa série de critérios bem estabelecidos e que têm em conta
parâmetros analíticos característicos do procedimento em causa.
Neste trabalho prático pretende-se determinar os parâmetros analíticos que mais
vulgarmente são avaliados para depois ajuizar quanto à qualidade (características de
desempenho) de um dado procedimento experimental.
Utilizando como composto padrão o permanganato de potássio (KMnO4) em solução
aquosa, vão ser determinados:
-
a precisão fotométrica,
-
a linearidade fotométrica,
-
a sensibilidade do método
-
os limites de detecção e de quantificação do procedimento.
Em solução aquosa, este sal apresenta um espectro de absorção na região 400 a 700 nm,
correspondente à absorção do ião permanganato.
De forma a determinar o melhor comprimento de onda para efectuar determinações
quantitativas (isto é, comprimento de onda a que corresponde o máximo de absorvância) inicia-se
o trabalho efectuando a medição da absorvância de uma solução de permanganato de potássio a
diversos comprimentos de onda de radiação incidente (entre 400 e 700 nm). A esse comprimento
de onda determina-se, depois, a precisão fotométrica, intervalo dinâmico de trabalho, sensibilidade
e os limites de detecção e quantificação da metodologia.
A concentração analítica pode ser correlacionada com as absorvâncias medidas através da
lei de Lambert-Beer:
A=εbc
em que A é a absorvância medida, c a concentração analítica molar (mol dm-3), e ε a
absortividade molar (mol-1 dm3 cm-1) e b o percurso óptico, ou seja a espessura da célula de
medida (cm).
A precisão fotométrica relaciona-se directamente com a estabilidade das medidas
efectuadas num espectrofotómetro. Um modo de estimar este parâmetro será através dos desvios
padrão das leituras efectuadas (σA), através da seguinte equação:
38
σA =
∑ (S
A ,i
− SA
)
2
n −1
onde SA,i é sinal do analito para as diferentes medidas e SA o seu valor médio. A precisão
fotométrica está directamente relacionada com o ruído de fundo, e depende da zona espectral (ou
seja, do comprimento de onda) e da concentração do analito. Numa situação ideal o
espectrofotómetro não devia ter variações superiores a 1% para qualquer medida efectuada.
Linearidade fotométrica corresponde à gama de concentrações para a qual a resposta do
espectrofotometro é linear, ou seja, quando a relação entre a concentração ([A]) e o sinal (SA)
pode ser descrita por uma recta do tipo:
SA=m [A] + b
Sempre que possível uma medida analítica deve ser efectuada nesta gama de
concentrações, que se pretende seja suficientemente extensa para evitar diluições das amostras.
Ou seja, o método escolhido para uma determinada análise deve ter um intervalo dinâmico de
trabalho (gama linear dinâmica) (DRA) o mais elevado possível. Por definição:
DRA=SA,max/SA,min
em que SA,max corresponde ao sinal máximo e SA,min ao sinal mínimo da gama de linearidade.
A sensibilidade de um método de análise relaciona-se directamente com a possibilidade de
distinguir duas concentrações de analito muito próximas. Os factores que limitam a sensibilidade
de um método são o declive da recta de calibração e a precisão fotométrica. Para medidas
efectuadas no mesmo espectrofotómetro, com igual precisão fotométrica, um declive maior da
recta de calibração corresponderá ao método de maior sensibilidade.
O limite de detecção (LD) de um método é a quantidade (concentração, peso...) mínima do
analito que se pode detectar com um determinado grau de confiança. Este limite depende da
razão da intensidade do sinal do analito em relação às flutuações da medida do branco. Isto
significa que, a menos que o sinal do analito seja 3 vezes superior às variações aleatórias do sinal
do branco (Sb), uma detecção correcta do sinal do analito não é possível. O sinal mínimo
detectável (SLD) pode ser calculado do seguinte modo:
SLD = Sb + 3 sb
onde Sb é o sinal médio do branco para um dado número de medidas (entre 20 e 30), e sb o
desvio padrão dessas medidas.
A quantidade correspondente ao limite de detecção (LD), é depois calculada recorrendo à
curva de calibração estipulada para a metodologia nas mesmas condições experimentais, que se
assume constante para baixas concentrações.
39
O limite de quantificação (LQ) ou limite de determinação pode ser obtido considerando que
este deve ser igual a 10 vezes o desvio padrão da medida quando a concentração é zero. Deste
modo, para estimar o seu valor, procede-se como anteriormente descrito para o limite de
detecção, mas considerando um factor multiplicativo de 10 para calcular o seu valor:
SLQ = Sb + 10 sb
A concentração mínima determinável (limite de quantificação) é depois calculada por
interpolação na curva de calibração que se assume constante para baixas concentrações.
2. Procedimento experimental
2.1. Material, reagentes e equipamento
-
1 balão volumétrico de 250 mL
1 balão volumétrico de 100 mL
10 balões volumétricos de 50 mL
7 pipetas volumétricas de 25 mL
2 pipetas volumétricas de 20 mL
2 pipetas volumétricas de 10 mL
1 pipeta volumétrica de 2 mL
2 cuvetes plástico
1 goblé de 250 mL para desperdício
espectrofotómetro
solução padrão aquosa de permanganato de potássio (KMnO4) 0,0500 M
2.2. Execução prática
A partir da solução padrão aquosa de permanganato de potássio (KMnO4) 0,0500 M
prepare, por diluição com água desionizada, 250,0 mL de uma solução padrão intermédia com
uma concentração de 5,00x10-3 M.
Usando a solução intermédia, prepare 100,0 mL de uma solução aquosa de
permanganato com uma concentração de 1,00x10-4 M.
Usando 2 células de plástico (uma para o branco e outra para a solução de
permanganato), efectue o traçado do espectro (entre 400 e 700 nm) seguindo as instruções
fornecidas pelo professor.
As células que vão ser utilizadas nas medições espectrofótometricas para este trabalho
são de plástico, sendo necessários alguns cuidados especiais na sua utilização:
-
ao manusear a célula nunca deve colocar dedadas nas paredes transparentes
da célula;
-
a célula deve ser cheia até cerca de ¾, depois de a lavar duas a três vezes,
com uma pequena quantidade de solução a analisar;
40
-
antes das medições deve limpar as paredes com um papel macio para retirar
solução que esteja na zona exterior da célula mas sem riscar a mesma;
-
a célula deve ser colocada dentro do espectrofotómetro de modo a que a
radiação atravesse as paredes transparentes; no caso do espectrofotómetro
de feixe duplo deve ser colocada no respectivo porta-amostras uma célula
equivalente contendo apenas o branco, ou seja o solvente.
Determinação das características de desempenho da metodologia analítica
Para balões de 50 mL prepare por diluições sucessivas soluções de KMnO4 de
concentrações iguais a: 1,00x10-2, 5,00x10-3, 1,0x10-3, 5,00x10-4, 2,00x10-4, 1,00x10-4, 5x10-5,
2x10-5, 1x10-5 e 5x10-6 M.
Notas: - diluições sucessivas quer dizer que a 1ª solução a preparar é obtida por diluição da
solução de KMnO4 0,050 M (i.e. solução mãe fornecida); a 2ª solução é obtida por de
diluição da 1ª solução que preparou, a 3ª solução a partir da 2ª e assim,
sucessivamente
- na preparação destas soluções deve ter em conta que as diluições têm de ser feitas de
modo rigoroso (deverá utilizar as pipetas volumétricas disponíveis na sua banca de
trabalho) e que tem de aferir convenientemente os balões com água desionizada
Com as condições do espectrofotómetro optimizadas para o máximo de
absorvância da espécie a analisar (determinado anteriormente aquando do traçado do
espectro), leia as absorvâncias das soluções padrão da mais diluída (ou seja do branco) para a
mais concentrada. Deste modo evita a lavagem da célula.
No final, coloque novamente o branco no suporte do espectrofotómetro (não se esqueça
de lavar convenientemente a célula) e efectue um mínimo de 20 leituras de absorvância do
branco com intervalos de 10 segundos.
Por último, efectue 10 leituras de absorvância (também em intervalos de 10 segundos)
para as soluções de permanganato com concentrações de 5,00x10-4 e de 5,00x10-5 M, que
preparou.
41
Trabalho nº9 – Determinação espectrofotométrica do teor de ferro em comprimidos
1. Introdução
Neste procedimento, o ferro existente no comprimido é dissolvido em ácido, reduzido a
2+
Fe
com hidroquinona, e complexado com 1,10-fenantrolina para formar um complexo
fortemente corado cuja absorvância é lida a 508 nm.
Hidroquinona
1,10-Fenantrolina
Quinona
Tris (1,10-fenantrolina) ferro (II)
2. Procedimento experimental
2.1. Material, reagentes e equipamento
-
1 goblé de 100 mL e vidro de relógio a servir de tampa
-
2 goblés de 50 mL
-
15 balões volumétricos de 100 mL
-
3 goblés de 25 mL
-
1 proveta de 25 mL
-
1 pipeta volumétrica de 5 mL
-
2 pipetas volumétricas de 10 mL
-
1 pipeta graduada de 2 mL
-
2 pipetas graduadas de 5 mL
-
funil e papel de filtro
-
1 bureta
-
placa de aquecimento
-
solução aquosa hidroquinona (10 g dm-3; preparada de fresco e armazenada em frasco
escuro)
-
solução aquosa de citrato de trisódio (25 g dm-3)
-
solução de 1,10-fenantrolina (dissolver 2,5 g em 100 mL de etanol e adicionar 900 mL
de água; armazenar em frasco escuro)
-
comprimidos com ferro
-
solução padrão de ferro
-
solução de HCl 6 M
42
2.2. Execução prática
a) Pré-tratamento da amostra
-
Coloque 1 comprimido ou suspensão do material a analisar num goblé de 100 mL.
-
Adicione 25 mL de HCl 6 M, tape com um vidro de relógio, e aqueça quase à
ebulição, sem deixar ferver (na hotte), durante 15 min.
-
Filtre, directamente para um balão volumétrico de 100 mL, transferindo
quantitativamente o conteúdo do goblé para o matrás por lavagem sucessivas com
pequenas porções de água.
-
Deixe a solução arrefecer, complete o balão até à marca e agite a solução.
-
Dilua 5,00 mL desta solução num balão volumétrico de 100 mL (se o comprimido
contiver a indicação de ter uma quantidade de Fe < 15 mg, use um volume de 10,00
mL em vez de 5,00 mL).
b) Preparação das soluções padrão
-
Prepare uma bureta com a solução padrão de ferro.
-
Meça 10,00 mL da solução padrão de ferro (contida na bureta) para um balão
volumétrico de 100 mL. Adicione 3 mL da solução de citrato para o ajuste de pH a
3,5. Junte 2 mL de solução de hidroquinona (agente redutor) e 3 mL de solução de
1,10–fenantrolina, dilua até à marca e agite convenientemente para homogeneizar a
solução.
-
Em seguida, prepare mais 7 soluções padrão de trabalho de ferro. Para isso, meça
para diferentes balões volumétricos de 100 mL os seguintes volumes de solução
padrão de ferro: 8.00, 6.00, 5.00, 4.00, 3.00, 2.00 e 1.00 mL. A cada um dos balões
adicione 3 mL solução de citrato de sódio. Por fim, junte 2 mL de solução de
hidroquinona, 3 mL de solução de 1,10–fenantrolina, dilua até à marca e
homogeneize a solução.
-
Prepare também uma solução de referência (branco) que não contenha Fe mas
possua a mesma quantidade de hidroquinona e 1,10–fenantrolina que os outros
padrões (se usar um balão volumétrico de 100 mL, 2 e 3 mL, respectivamente).
-
Espere pelo menos 15 minutos e depois meça absorvância de cada solução a 508
nm.
Nota: O complexo Tris (1,10-fenantrolina) ferro (II) formado é estável por um
alargado período de tempo. Assim, deverá preparar todas as soluções - quer de
padrões quer da amostra (ver parágrafo seguinte) - aguardar pelo menos os 15
minutos e ler as absorvâncias de cada uma delas na mesma altura.
43
c) Preparação da amostra para análise
-
Transfira 5,00 mL da solução de suplemento vitamínico para três balões
volumétricos de 100 mL e adicione a cada um deles 4 mL de solução de citrato.
Junte 2 mL de solução de hidroquinona, 3 mL de solução de 1,10–fenantrolina, dilua
até à marca e agite convenientemente.
-
Espere pelo menos 15 minutos e depois meça absorvância de cada solução a 508
nm.
44
Trabalho nº10 – Determinação espectrofotométrica de fósforo inorgânico numa amostra
de soro sanguíneo
1. Introdução
O anião fosfato é o principal anião existente no sangue, sendo um elemento de
importância nutricional necessário em quantidade superior a 100 mg/dia . No corpo humano,
grande parte está presente nos ossos, na forma de fosfato de cálcio, conferindo-lhes a sua
rigidez. Além disso, encontra-se em todos as células do corpo, constituindo um importante
sistema tampão intracelular. A sua presença é também indispensável para a produção de
compostos de elevada energia (ex. ATP), núcleo-proteínas, ácidos nucleicos, fosfolipídeos e
algumas proteínas. Assim, um dos testes clínicos efectuados numa análise de sangue é a
determinação do teor de fósforo inorgânico no soro sanguíneo. O intervalo normal de fósforo no
soro é de cerca de 30-45 mg/L para os adultos e 45-65 mg/L para as crianças. Um aumento
destes níveis pode ser indicação de hipoparatiroidismo, doença de Addison ou nefrite crónica
enquanto que uma diminuição poderá ter como origem hiperparatiroidismo ou diabetes melito.
Neste trabalho, o fósforo inorgânico presente numa amostra de soro sanguíneo reage
com o molibdato [Mo(VI)] de amónio para formar fosfomolibdato de amónio. Este composto é
depois reduzido com um agente redutor de força média para produzir “azul de molibdénio”, que
confere à solução uma cor azul susceptível de determinação colorimétrica.
As equações que traduzem as reacções são:
7 PO43- + 12 (NH4)6Mo7O24 7 (NH4)3PO4·12MoO3 + 51 NH4+ + 72 OH(NH4)3PO4·12MoO3 + agente redutor- espécie Mo(V) (azul)
azul de molibdénio
1. Procedimento experimental
2.1. Material e reagentes
-
1 balão volumétrico de 100 mL
-
9 balões volumétricos de 25 mL
-
1 pipeta volumétrica de 1 mL
-
1 pipeta volumétrica de 2 mL
-
1 pipeta volumétrica de 4 mL
-
1 pipeta volumétrica de 6 mL
-
1 pipeta volumétrica de 8 mL
-
1 pipeta volumétrica de 10 mL
-
12 tubos de ensaio (15x150 mm) e respectivo suporte
-
micropipeta de 1000 µL
45
-
1 goblé de 250 mL para desperdícios
-
vortex
-
espectrofotómetro e cuvete
-
amostra de plasma ou soro humano
-
solução de ácido tricloroacético a 5% (m/v)solução redutora de ácido
aminonaftosulfónico
-
solução padrão de fósforo
-
solução de molibdato de amónio
2.2. Execução prática
Para um balão volumétrico de 100 mL, pipete 1,00 mL da solução mãe de fósforo e
perfaça o volume do balão com ácido tricloroacético (TCA) 5%.
Atenção: O ácido tricloroacético é extremamente corrosivo. Evite o contacto com a pele.
Nunca deve ser pipetado com a boca.
Transfira 2,00 mL de amostra de soro para 7 balões volumétricos de 25 mL. Para 6
desses balões pipete 1,00, 2,00, 4,00, 6,00, 8,00 e 10,00 mL, respectivamente, da uma solução
padrão de fósforo que acabou de preparar. Em seguida dilua todos os balões com TCA 5%.
Transfira 5,00 mL de cada balão para tubos de ensaio diferentes. Para um outro tubo de
ensaio pipete 5,00 mL de TCA 5% (branco).
Adicione aos 8 tubos de ensaio, 1,00 mL de reagente de molibdato e misture. Finalmente
adicionar 400 µL de reagente ácido aminonaftosulfónico e agite convenientemente (use o
vortex).
Aguarde pelo menos 10 minutos e meça a absorvância de cada solução a 690 nm.
46
ANEXOS
47
T1 - PREPARAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO DE ÁCIDO CLORÍDRICO (HCl) E PADRONIZAÇÃO
COM TETRABORATO DE SÓDIO (BÓRAX) – Grupos 1 a 4
Ficha para registo de resultados, observações e cálculos
Data de realização do trabalho:
Horário da aula:
Nomes:
Grupo nº
Nº de inscrição:
Qual o objectivo deste trabalho e qual o princípio (ou princípios) em que assenta a análise efectuada ?
Apresentação de resultados:
Solução de HCl (solução titulante)
Ensaio nº Massa de bórax (g)
Volume inicial (cm3)
Volume final (cm3)
Volume gasto (∆V, cm3)
1
2
3
4
5
Cálculos para verificar a concordância dos resultados:
48
Calcule, para cada ensaio, a molaridade da solução de HCl.
Resultado final (média aritmética de pelo menos 2 ensaios concordantes).
ESCREVA NO RÓTULO A CONCENTRAÇÃO RIGOROSA DA SOLUÇÃO.
49
T1 - PREPARAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO DE HIDRÓXIDO DE SÓDIO (NaOH) E
PADRONIZAÇÃO COM HIDROGENOFTALATO DE POTÁSSIO (KHP) – Grupos 5 a 8
Ficha para registo de resultados, observações e cálculos
Data de realização do trabalho:
Horário da aula:
Nomes:
Grupo nº
Nº de inscrição:
Qual o objectivo deste trabalho e qual o princípio (ou princípios) em que assenta a análise efectuada ?
Apresentação de resultados:
Solução de NaOH (solução titulante)
Ensaio nº
Massa de KHP (g)
Volume inicial (cm3)
Volume final (cm3)
Volume gasto (∆V, cm3)
1
2
3
4
5
Calcule, para cada ensaio, a molaridade da solução de NaOH.
50
Cálculo da concentração de NaOH (mol/L) da solução preparada (média aritmética de pelo menos 2 ensaios
concordantes).
ESCREVA NO RÓTULO A CONCENTRAÇÃO RIGOROSA DA SOLUÇÃO.
51
T2 - DETERMINAÇÃO DA PUREZA DE UMA AMOSTRA DE ÁCIDO ACETILSALICÍLICO
Ficha para registo de resultados, observações e cálculos
Data de realização do trabalho:
Horário da aula:
Nomes:
Grupo nº
Nº de inscrição:
Dados:
[HCl]padrão =
[NaOH]padrão =
MM [AAS] = 180,16 g/mol
Apresentação de resultados:
Solução de HCl (solução titulante)
Ensaio nº
Volume inicial (cm3)
Volume final (cm3)
Volume gasto (∆V, cm3)
1
AAS
2
3
4
1
NaoH
2
3
4
Confirmação da concentração da solução de hidróxido de sódio
52
Cálculo do número de moles iniciais de hidróxido de sódio
Cálculo do número de moles de hidróxido de sódio que não reagiu com o ácido acetilsalicílico (em cada
ensaio)
Cálculo do número de moles de ácido acetilsalicílico (em cada ensaio)
Cálculo da quantidade de ácido acetilsalicílico presente em cada um dos comprimidos
Cálculo da pureza média dos comprimidos (em % m/m)
53
T3 - DETERMINAÇÃO DE CLORETOS NUMA AMOSTRA DE ÁGUA POTÁVEL PELOS
MÉTODOS DE CHARPENTIER-VOLHARD E DE FAJANS
Ficha para registo de resultados, observações e cálculos
Data de realização do trabalho:
Horário da aula:
Nomes:
Grupo nº
Nº de inscrição:
Dados:
[AgNO3]padrão =
[KSCN]padrão =
Diluição da amostra (se efectuada):
Qual o objectivo deste trabalho e qual o princípio (ou princípios) em que assenta a análise efectuada ?
Apresentação de resultados:
Método de Charpentier-Volhard
Solução de KSCN (solução titulante)
Ensaio nº
Volume de amostra
(cm3)
Volume inicial (cm3)
Volume final (cm3)
Volume gasto (∆V, cm3)
1
2
3
4
Verificação da concordância dos resultados: | (20,00 - ∆V) 1ºensaio - (20,00 - ∆V) 2ºensaio | ≤ 0,10 mL, em que ∆V é
o volume gasto em cada ensaio.
54
Calcule, para cada ensaio, a concentração em cloreto:
Resultado final (média aritmética de pelo menos 2 ensaios concordantes).
Método de Fajans
Solução de AgNO3 (solução titulante)
Ensaio nº
Volume de amostra (cm3)
Volume inicial (cm3)
Volume final (cm3)
Volume gasto (∆V, cm3)
1
2
3
4
Verificação da concordância dos resultados: | ∆V 1ºensaio - ∆V 2ºensaio | ≤ 0,10 mL, em que ∆V é o volume de
solução de nitrato de prata gasto em cada ensaio.
55
Calcule, para cada ensaio, a concentração em cloreto.
Resultado final (média aritmética de pelo menos 2 ensaios concordantes).
56
Apresente os cálculos efectuados para estabelecer a concordância dos resultados
obtidos pelas metodologias utilizadas (Charpentier-Volhard e Fajans).
Comente as limitações e vantagens de cada um dos 2 métodos utilizados.
Calcule a concentração da solução amostra em anião cloreto (expressa em mg/L).
57
T4 - DETERMINAÇÃO DO MAGNÉSIO EM FORMULAÇÕES FARMACÊUTICAS POR
QUELATOMETRIA E DETERMINAÇÃO DE CÁLCIO POR TITULAÇÃO DE SUBSTITUIÇÃO
Ficha para registo de resultados, observações e cálculos
Data de realização do trabalho:
Horário da aula:
Grupo nº
Nomes:
Nº de inscrição:
1ª Parte - Determinação do magnésio em formulações farmacêuticas por quelatometria
Dados:
[Na2EDTA]padrão =
MM(Mg2+) = 24,305 g/mol
Concentração de magnésio na formulação farmacêutica (informação indicada pelo fabricante):
Qual o objectivo deste trabalho e qual o princípio (ou princípios) em que assenta a análise efectuada ?
Apresentação de resultados:
Solução de Na2EDTA (solução titulante)
Ensaio nº
Volume inicial (cm3)
Volume final (cm3)
Volume gasto (∆V, cm3)
1
2
3
4
Verificação da concordância dos resultados: | ∆V 1ºensaio - ∆V 2ºensaio | ≤ 0,10 mL, em que ∆V é o volume de
solução de EDTA gasto em cada ensaio
58
Cálculo da concentração de Mg2+ na solução (mol/L)
Cálculo da quantidade de Mg2+ (mg) na formulação farmacêutica
Comparação da quantidade de Mg2+ no farmáco com eventuais indicações do laboratório fabricante
59
2ª Parte - Determinação de cálcio por titulação de substituição
Dados:
[Na2EDTA]padrão =
MM(Ca2+) = 40,08 g/mol
Concentração de cálcio na formulação farmacêutica (informação indicada pelo fabricante):
Qual o objectivo deste trabalho e qual o princípio (ou princípios) em que assenta a análise efectuada ?
Apresentação de resultados:
Solução de Na2EDTA (solução titulante)
Ensaio nº
Volume inicial (cm3)
Volume final (cm3)
Volume gasto (∆V, cm3)
1
2
3
4
Verificação da concordância dos resultados: | ∆V 1ºensaio - ∆V 2ºensaio | ≤ 0,10 mL, em que ∆V é o volume gasto
em cada ensaio.
Cálculo da concentração de cálcio na solução analisada (mol/L e mg/L)
Comparação da quantidade de Ca2+ no farmáco com eventuais indicações do laboratório fabricante
60
T5 – PREPARAÇÃO E PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES PADRÃO DE IODATO DE
POTÁSSIO (KIO3) E TIOSSULFATO DE SÓDIO (Na2S2O3)
Ficha para registo de resultados, observações e cálculos
Data de realização do trabalho:
Horário da aula:
Nomes:
Grupo nº
Nº de inscrição:
Dados:
MM [KIO3] = 214,00 g/mol
1ª Parte - Preparação de soluções padrão de iodato de potássio (KIO3)
Massa de iodato de potássio pesada (g):
Concentração molar da solução de iodato de potássio (mol L-1):
2ª Parte - Preparação de uma solução de tiossulfato de sódio (Na2S2O3) e padronização
com iodato de potássio (KIO3)
Apresentação de resultados:
Solução de tiossulfato de sódio (Na2S2O3) - solução titulante
Ensaio nº
Massa de KIO3 (g)
Volume inicial (cm3)
Volume final (cm3)
Volume gasto (∆V, cm3)
1
2
3
4
61
Calcule, para cada ensaio, a concentração da solução de Na2S2O3 (mol/L) preparada
Cálculo da concentração de Na2S2O3 (mol/L) da solução preparada (média aritmética de pelo menos 2
ensaios concordantes).
62
T6 - QUANTIFICAÇÃO DA VITAMINA C NUM SUPLEMENTO
Ficha para registo de resultados, observações e cálculos
Data de realização do trabalho:
Horário da aula:
Grupo nº
Nomes:
Nº de inscrição:
Dados:
[KIO3] padrão =
[Na2S2O3]padrão =
Concentração da vitamina C no comprimido (informação indicada pelo fabricante):
Massa comprimido analisado (g):
Ácido ascórbico (C6H8O6): MM = 176,13 g/mol
Qual o objectivo deste trabalho e qual o princípio (ou princípios) em que assenta a análise efectuada ?
Apresentação de resultados:
Solução de tiossulfato de sódio (Na2S2O3) - solução titulante
Ensaio nº
Volume inicial (cm3)
Volume final (cm3)
Volume gasto (∆V, cm3)
1
2
3
4
Verificação da concordância dos resultados: : | ∆V 1ºensaio - ∆V 2ºensaio | ≤ 0,10 mL, em que ∆V é o volume de
solução de tiossulfato de sódio gasto em cada ensaio.
Calcule do número de moles iniciais de iodato de potássio (KIO3)
63
Calcule do número de anião triiodeto formado (I3-)
Calcule o número de moles de anião triiodeto que não reagiu com o ácido ascórbico (nº mol I3- em excesso)
Calcule o número de moles de ácido ascórbico
Massa de ácido ascórbico por comprimido
Comparação da quantidade de ácido ascórbico no farmáco com as indicações do laboratório fabricante
64
T7 - DETERMINAÇÃO DE PERÓXIDO DE HIDROGÉNIO NUMA ÁGUA OXIGENADA (H2O2)
COMERCIAL. DETERMINAÇÃO DA PERCENTAGEM DE HIPOCLORITO DE SÓDIO NUMA
LÍXIVIA COMERCIAL.
Ficha para registo de resultados, observações e cálculos
Data de realização do trabalho:
Horário da aula:
Nomes:
Grupo nº
Nº de inscrição:
1ª Parte - Determinação de peróxido de hidrogénio numa água oxigenada (H2O2) comercial
Concentração em peróxido de hidrogénio (informação do fabricante):
Volume de amostra:
Diluição da amostra (se efectuada):
[KMnO4]padrão =
Apresentação de resultados:
Solução de permanganato de potássio (KMnO4) - solução titulante
Ensaio nº
Volume inicial (cm3)
Volume final (cm3)
Volume gasto (∆V, cm3)
1
2
3
4
Verificação da concordância dos resultados: | ∆V 1ºensaio - ∆V 2ºensaio | ≤ 0,10 mL, em que ∆V é o volume de
solução de permanganato de potássio gasto em cada ensaio.
65
Cálculo da concentração molar de peróxido de hidrogénio da amostra
Cálculo da concentração da amostra em volumes
Comparação da concentração obtida com indicações do laboratório fabricante
66
2ª Parte – Determinação da percentagem de hipoclorito de sódio numa lixívia comercial
Concentração em hipoclorito de sódio (informação do fabricante):
Volume de amostra:.
Diluição da amostra (se efectuada):
[Na2S2O3]padrão =
MM (NaOCl) = 74,44 g/mol
Apresentação de resultados:
Solução de tiossulfato de sódio (Na2S2O3) - solução titulante
Ensaio nº
Volume inicial (cm3)
Volume final (cm3)
Volume gasto (∆V, cm3)
1
2
3
4
Verificação da concordância dos resultados: | ∆V 1ºensaio - ∆V 2ºensaio | ≤ 0, 10 mL, em que ∆V é o volume de
solução de tiossulfato de sódio gasto em cada ensaio.
67
Cálculo da concentração molar de hipoclorito de sódio da amostra.
Cálculo da concentração de hipoclorito de sódio em percentagem
Comparação da concentração obtida com indicações do fabricante
68
T8 - DETERMINAÇÃO DE ALGUNS PARÂMETROS CARACTERÍSTICOS DE UM
PROCEDIMENTO ANALÍTICO
Ficha para registo de resultados, observações e cálculos
Data de realização do trabalho:
Horário da aula:
Nomes:
Grupo nº
Nº de inscrição:
Apresentação de resultados:
a) Traçado do espectro electrónico
Comprimento de onda (nm)
Absorvância
Comprimento de onda (nm)
Absorvância
λmáximo =
69
b) Traçado da curva de calibração
Conc. KMnO4 (mol L-1)
Absorvância
c) Leituras do Branco
Leitura nº
Absorvância
Leitura nº
1
11
2
12
3
13
4
14
5
15
6
16
7
17
8
18
9
19
10
20
Absorvância
70
d) Ensaios de precisão
KMnO4 5,00x10-4 M
Leitura nº
Absorvância
KMnO4 5,00x10-5 M
Leitura nº
1
11
2
12
3
13
4
14
5
15
6
16
7
17
8
18
9
19
10
20
Absorvância
71
T8 - DETERMINAÇÃO DE ALGUNS PARÂMETROS CARACTERÍSTICOS DE UM
PROCEDIMENTO ANALÍTICO (continuação)
Ficha para registo de resultados, observações e cálculos
Data de realização do trabalho:
Horário da aula:
Nomes:
Grupo nº
Nº de inscrição:
No tratamento de resultados e discussão deve efectuar todos os cálculos e discutir todos os tópicos que
achar conveniente. Contudo, deve efectuar os cálculos e responder obrigatoriamente às alíneas seguintes:
(a) Qual é o intervalo de linearidade do método, a equação resultante de ajuste dos pontos experimentais
e o valor da absortividade molar média (ε na lei de Beer)?
(b) Quais são os limites de detecção e de quantificação?
(c) Qual a sensibilidade do método e a precisão para os 2 valores de concentração testados?
72
T9 - DETERMINAÇÃO ESPECTROFOTOMÉTRICA DO TEOR DE FERRO EM COMPRIMIDOS
Ficha para registo de resultados, observações e cálculos
Data de realização do trabalho:
Horário da aula:
Nomes:
Grupo nº
Nº de inscrição:
Dados:
Concentração de ferro no comprimido (informação indicada pelo fabricante):
Massa comprimido analisado (g):
Apresentação de resultados:
Conc. Fe (mg L-1)
Absorvância
Determine a equação resultante do ajuste dos pontos experimentais do sinal obtido (absorvância) em
função da concentração em ferro.
73
Determine a absortividade molar média (ε na lei de Beer) do complexo [Fe(1,10-fenantrolina)32+].
Determine, para cada ensaio, por interpolação gráfica na equação de ajuste, a concentração em ferro
presente na amostra em miligramas por litro.
Com os valores de concentração obtidos, calcule a média (x), desvio padrão (s) e desvio padrão relativo
(DPR).
Compare os resultados obtidos com os valores esperados.
74
T10 – DETERMINAÇÃO ESPECTROFOTOMÉTRICA DE FÓSFORO INORGÂNICO NUMA
AMOSTRA DE SORO SANGUÍNEO
Ficha para registo de resultados, observações e cálculos
Data de realização do trabalho:
Horário da aula:
Nomes:
Grupo nº
Nº de inscrição:
Volume de amostra:
Diluição da amostra (se efectuada):
Conc. solução padrão de fósforo =
Apresentação de resultados:
Solução nº
Conc. Fósforoadicionada (mol L-1)
Absorvância
1
2
3
4
5
6
7
8
Determine a concentração em fósforo adicionada a cada uma das soluções em que foram realizadas as
medidas de absorvância. Introduza os valores obtidos no quadro acima apresentado
Determine a equação resultante do ajuste dos pontos experimentais do sinal obtido (absorvância) em
função da concentração de fósforo (mg/L).
75
Determine, por interpolação gráfica na equação de ajuste, a concentração em fósforo presente na amostra
em mg por litro.
Diga, resumidamente, no que consiste o método de adição padrão e em que situações deve ser aplicado
referindo-se às suas vantagens.
76