Governador
Cid Ferreira Gomes
Vice Governador
Domingos Gomes de Aguiar Filho
Secretária da Educação
Maria Izolda Cela de Arruda Coelho
Secretário Adjunto
Maurício Holanda Maia
Secretário Executivo
Antônio Idilvan de Lima Alencar
Assessora Institucional do Gabinete da Seduc
Cristiane Carvalho Holanda
Coordenadora da Educação Profissional – SEDUC
Andréa Araújo Rocha
Escola Estadual de Educação Profissional [EEEP]
Ensino Médio Integrado à Educação Profissional
Escola Estadual de
Educação Profissional - EEEP
Ensino Médio Integrado à Educação Profissional
Curso Técnico em Química
QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA E
QUANTITATIVA
TEXTOS DE APOIO
2012
Técnico em Química
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Química Analítica Qualitativa e Quantitativa
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ÍNDICE
Pág.
01- Apresentação..........................................................................................................
02- Segurança em Laboratório....................................................................................
03- Erros e tratamentos dos dados Analíticos...........................................................
04. Classificação das Operações em procedimentos Analíticos.........................................
05Reações por via Úmida .........................................................................................
...........................................................
06- Classificação dos Cátions em Grupos Analíticos................................................
07- Técnicas de Análise Qualitativa ............................................................................
08- Reações Químicas ..................................................................................................
09- Reações de Equilíbrio Ácido Base.........................................................................
10- Volumetria ...............................................................................................................
11- Análise Química Quantitativa................................................................................
12- Titulações Ácido Fraco Base Forte .......................................................................
13- PH e POH .................................................................................................................
14- LISTAS (Exercícios)..............................................................................................
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01. Apresentação
A ciência e a indústria muito se valem do avanço da química analítica, que lhes oferece re cursos cada
vez mais apurados, com reflexos na qualidade de vida e conservação do meio ambiente.
A Química Analítica identifica e determina as substâncias presentes nos materiais, composição das
matérias primas e produtos intermediários empregados na produção. A evolução dessa área está
intimamente ligada ao desenvolvimento tecnológico e ao surgimento de novos instrumentos de análise.
Atualmente, emprega sofisticados equipamentos eletrônicos, técnicas eletroanalíticas, de ressonância
magnética, espectroscopia de massa e cromatografia. É a parte da Química que estuda os princípios e
métodos teóricos da análise química que são úteis em todos os campos da ciência e medicina. A
Química Analítica compreende a Análise Qualitativa e a Análise Quantitativa. A Análise qualitativa é
utilizada para determinar a identidade das espécies químicas presentes em uma amostra. Neste caso,
não se está interessado na quantidade de cada substância na amostra, mas apenas saber se certas
substâncias estão presentes ou ausentes. Seus resultados são expressos em palavras e símbolos.
Exemplo: Cobre (Cu). Na Análise quantitativa pretende-se determinar a quantidade de uma ou mais
espécies químicas. Seus resultados são expressos em valores numéricos com indicação do que estes
números representam. Exemplo: 5% Fe significa 5 g Fe / 100 g da amostra. Neste caso, os constituintes
da amostra podem estar presentes como elementos maiores, menores e traços (menor que 0,1%).
Estudos envolvendo análise qualitativa são importantes porque nos possibilita rever e aplicar conceitos
relacionados com reações de precipitação, reações ácido-base, reações de oxidação-redução e reações
de formação de complexos, que são utilizadas para separar e identificar as espécies químicas. Além
disso, nos faz compreender como podemos resolver um problema analítico através de técnicas de
separação e detecção, utilizando os esquemas qualitativos de análise.
A Química Analítica é a ciência que estuda os princípios e a teoria dos métodos de análise química que
nos permitem determinar a composição química das substâncias ou de misturas das mesmas. A
análise permite-nos determinar a composição qualitativa da substância em estudo, ou seja, identificar
os elementos ou íons que a constituem e também a composição quantitativa, ou seja, estabelecer as
proporções entre os elementos ou íons que tinham já sido identificados.
A finalidade da Análise Qualitativa é a identificação ou pesquisa dos elementos ou íons que constituem
a substância em estudo. A Análise Quantitativa permite determinar a composição quantitativa dos
elementos que entram na constituição da substância em estudo. Normalmente, a Análise Qualitativa
deve preceder a Análise Quantitativa. Deve-se recorrer à Análise Qualitativa mesmo quando se trate de
determinar a percentagem de um constituinte cuja presença na substância em estudo é conhecida
antecipadamente. De fato, só se pode escolher o método mais adequado para determinação
quantitativa de um componente depois de saber quais os outros elementos ou íons presentes na
substância em estudo. A Química Analítica e, em particular a Análise Qualitativa, tem uma importância
científica e prática enorme, porque apresenta um conjunto de métodos de investigação das substâncias
e das suas transformações. São também de grande valor nas disciplinas
científicas afins da Química: Mineralogia, Geologia, Fisiologia, Microbiologia e também em Medicina e
Agronomia. O trabalho experimental da Análise Qualitativa consiste, no nosso curso, na identificação
e/ou separação de cátions e ânions. Quanto à Análise Quantitativa consiste no estudo de técnicas
relacionadas à gravimetria e à volumetria e preferencialmente será desenvolvido individualmente ou em
dupla.
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“Importância crescente em várias áreas da ciência e tecnologia”
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02. Segurança em laboratório Químico
Regras básicas de Segurança
Um laboratório de Química normalmente é um local que desperta a curiosidade e as pessoas, mas
também contem uma grande variedade de reagentes, vidrarias e equipamentos elétricos que se mal
utilizados podem se tornar causa de acidentes. Aqueles utilizam do laboratório devem estar sempre
atentos para evitar qualquer tipo de problema. Para isto foram criadas algumas regras básica de
segurança que se aplicam a qualquer laboratório, a saber:
a) Nunca trabalhe sozinho em um laboratório, se acontecer alguma coisa não terá o auxilio de ninguém.
b) Dentro do laboratório deve-se ter atitudes responsáveis e prudentes. Não misture material de
laboratório com seus pertences pessoais.
c) Não é permitido dentro do laboratório o uso de bermudas, sandálias e chinelos. Utilizar sempre o
avental, calçado fechado e óculos de segurança. Conforme o serviço a ser executado outros
equipamentos de segurança próprios devem ser utilizados.
d) Não use lentes de contato no laboratório, pois podem ser danificadas por vapores de produtos
químicos, causando lesões oculares graves. Cabelos longos devem ser amarrados.
e) É proibido fumar ou comer no laboratório. Nunca coloque nenhum alimento nas bancadas, armários,
geladeiras e estufas dos laboratórios. Nunca utilize vidraria de laboratório como utensílio doméstico.
f) Procure sempre ter informações sobre a experiência, as propriedades físicas e a toxicidade
dos reagentes a serem utilizados. Antes de utilizar qualquer reagente, leia seu rótulo, verificando os
riscos existentes.
g) Nunca deixar frascos de reagentes abertos e evitar contaminá-los.
h) Afaste qualquer produto ou material, antes de utilizar uma chama.
i) Evitar qualquer contato dos reagentes com a pele e olhos.
Caso ocorra lava-los
imediatamente com água em abundância, exceto quando o produto químico for o ácido sulfúrico, neste
caso a utilização de água irá provocar queimadura. Com ácido sulfúrico é necessário a sua neutralização
com uma solução de carbonato.
j) Existindo a formação de gases ou vapores, utilizar a capela
k) Evitar improvisações, na duvida procurar pessoas mais experientes
l) Ao termino do trabalho, arrumar a bancada e lavar o material utilizado, fechar todas as gavetas e
portas, mantenha as bancadas limpas e organizadas
m) Qualquer fato estranho ou incidente, comunicar ao responsável pelo laboratório.
n) Certifique-se da localização e funcionamento dos equipamentos de segurança coletivos: extintores
de incêndio, lava-olhos e chuveiros de emergência e da saída de emergência.
o) Não pipete nenhum tipo de produto com a boca, use sempre a pera nesta atividade.
p) Não leve as mãos à boca ou aos olhos quando estiver manuseando produtos químicos. Lave
cuidadosamente as mãos com bastante água e sabão, antes de sair do laboratório.
q) Não se exponha a radiação UV, IV ou de luminosidade muito intensa sem a proteção adequada
(óculos com lentes filtrantes).
r) Faça uma limpeza prévia, com água, ao esvaziar um frasco de reagente, antes de colocá- lo para
lavagem.
s) Rotule imediatamente qualquer reagente ou solução preparados e amostras coletadas.
t) Retire da bancada os materiais, amostras e reagentes empregados em um determinado experimento,
logo após o seu término.
u) Jogue papéis usados e materiais inservíveis na lata de lixo somente quando não representar
risco para as pessoas ou meio ambiente.
v) Limpe imediatamente qualquer derramamento de produtos químicos. Proteja-se, se necessário,
para fazer esta limpeza e utilize os materiais e procedimentos adequados.
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Riscos
Chamamos de risco todo perigo ou possibilidade de perigo, onde existe a probabilidade de termos
uma perda ou de causar um dano.
O risco é avaliado com base na probabilidade de exposição e conseqüência detectada pela
exposição. A identificação do risco é uma das atividades primordiais a ser feita antes de iniciar uma
atividade. A partir desta identificação é que podemos avaliar a extensão do mesmo, e estudar a melhor
maneira de prevenir e controlar o mesmo.
Os riscos são identificados pela natureza do agente causador (químico, físico, biológico, etc.), sua
característica física (gás, líquido, vapor,etc.), pela forma com que pode entrar em contato com a
pessoa(inalação, pele, ingestão, etc.) e pelo efeito que a exposição do mesmo pode causar ( lesões
físicas, envenenamento, asfixia, câncer, irritação, etc.)
a) Riscos Químicos – são os oriundos de do contato com produtos químicos irritantes, venenosos,
cancerígenos, tóxicos, etc.
b) Riscos Físicos - são os riscos onde a natureza do agente é uma propriedade física: ruído, radiação,
temperatura, vibração, frio, umidade, etc.
c) Riscos Biológicos – são os riscos onde o agente causador é um microorganismo: vírus, bactéria,
parasita, fungos, etc.
d) Riscos Ergométricos – são os decorrentes de posicionamentos incorretos durante a execução de
atividades.
e) Riscos de Acidentes – são os decorrentes de condições inseguras ou de um ato inseguro praticado
durante a execução das atividades.
Mapa de risco
Mapa de risco é uma representação gráfica que serve para representar todos os riscos existentes
em um local de trabalho. Ele é elaborado com base na planta do local e leva em conta também a
magnitude do risco existente, ou seja, se a probabilidade do risco é alta, média ou baixa. São levados
em consideração na elaboração do mapa de risco todos os fatores capazes de acarretar prejuízos à
saúde dos trabalhadores: acidentes e doenças de trabalho. No mapa de risco além da descrição do
risco tem-se também noção da magnitude do mesmo, pois dependendo do tamanho com que ele é
representado graficamente, tem-se noção se o mesmo é grande médio ou pequeno. Além da
identificação dos riscos existentes no local analisado propicia o fornecimento de medidas preventivas de
controle.
Prevenção de Acidentes
Manuseio de vidraria
As vidrarias de laboratório são em geral composta de vidro borosilicato, que é uma mistura
sintética de óxidos semelhantes ao vidro comum, com a adição de 12% de óxido de Boro (B2O3).
Esta composição faz com este vidro, tenha uma boa resistência química, mecãnica e térmica, e que o
mesmo tolere variações bruscas de temperatura.
Em quase todas as atividades desenvolvidas dentro de um laboratório químico, envolve sempre a
utilização de uma vidraria, de forma que é comum termos acidentes no manuseio da mesma. Para
prevenir acidentes temos que tomar os seguintes cuidados:
a) Nunca utilizar material de vidro que esteja trincado, ou que apresentar alguma irregularidade.
Antes de iniciar o trabalho, deve-se inspecionar visualmente a vidraria, caso haja alguma trinca, a
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mesma deve ser descartada.
b) Deve-se usar luvas de pelica ou de malha metálica e óculos de segurança sempre que:
Atravessar ou remover tubos de vidro ou termômetros em rolhas de cortiça ou borracha;
Remover tampas de vidro emperradas ou cacos de vidro;
Montagem de equipamentos
c) Deve-se sempre usar luvas de Grafatex ou de Kevlar ou pinças quando for manusear vidrarias que
estejam quentes.
d) Deve-se colocar os frascos quentes sempre sobre uma placa refratária, nunca deixar diretamente
na bancada de marmore, pois como a mesma é mais fria pode-se ter um choque térmico, o que
poderá provocar a quebra do vidro.
e) Nunca aqueça líquidos em recipiente de vidro diretamente na chama do bico de Bunsen. Utilize
sempre neste caso a tela de amianto.
f) Deve-se utilizar luvas e protetor facial quando agitar solventes voláteis em frascos fechados.
Neste caso deve-se agitar e periodicamente parar e destampar para que a pressão interna do
frascos e iguale a pressão externa.
Montagens de aparelhagens de vidro
No laboratório haverá algumas situações onde se faz necessário a montagem de aparelhagem
de vidro e introdução de rolhas em tubos de vidro. Para estas atividades algumas recomendações
deverão ser obedecidas:
a) Nas operações de montagem nunca devemos submeter o vidro a forças excessivas, pois este não
possui flexibilidade e pode vir a quebrar.
b) Na montagem de aparelhos de vidro na introdução de rolhas em tubos de vidro, deve- se utilizar
óculos de proteção, luvas, e envolver o tubo em um tecido para obter maior proteção.
c) Cantos vivos de tubos de vidro devem ser eliminados, polindo-o na chama de um bico de Bunsen.
d) Antes de introduzir o tubo na rolha, lubrifique com água ou um pouco de óleo vegetal.
e) Para evitar tensões na montagem de vidrarias é necessário manter-se o alinhamento dos tubos de
conexão entre os diversos frascos, utilizando garras revestidas de PVC.
f) Não deve-se submeter a vidraria a apertos excessivos pois a mesma poderá sofrer quebras quando
aquecidas.
Aquecimento de líquidos
Durante os trabalhos efetuados num laboratório existem várias situações onde se faz necessário o
aquecimento de líquidos, é recomendável que a utilização dos seguintes procedimentos;
a) Efetuar aquecer líquidos em chapas de aquecimento elétrico ou em banho Maria. O aquecimento
em banho Maria é uma operação tranqüila, pois o mesmo é feito de uma forma branda, sendo utilizado
preferencialmente com líquidos inflamáveis com ponto de ebulição inferior a 100ºC. As chapas elétricas
requerem um cuidado maior para que a temperatura recomendada não seja ultrapassada, e o recipiente
de vidro a ser utilizado no aquecimento, deve ter uma superfície menor do que a chapa de aquecimento
b) Onde a presença da água tem que ser evitada, utiliza-se banho seco de areia ou chapas ou mantas
elétricas.
c) Quando houver a necessidade de aquecer tubos de vidro em bico de Bunsen, deve-se fazer o mesmo
de forma branda e com a boca do tubo colocada em direção oposta ao operador. A chama deverá
manter contato somente onde tem líquido para evitar superaquecimento e quebra do tubo devido a
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choque térmico.
d) As operações de evaporação devem ser feitas em capelas e com acompanhamento constante para
que ao final do aquecimento o recipiente seja removido da chapa elé- trica, pois poderá haver
precipitação dos sólidos dissolvidos e se perder a análise, ou se houver a total secagem do líquido,
pode-se trincar o recipiente de vidro.
Manuseio de reagentes químicos
Antes de utilizar um reagente químico é necessário conhecer os riscos que este reagente tem. Assim é
recomendável sempre antes de manuseá-los ler as informações de segurança do mesmo. Isto pode
ser feito através da sua respectiva FISPQ (Ficha de Informação de Segurança
de
Produto Químico),
da informações contindas no própriorótulo
do
reagente.Conhecendo as informações planejar as operações quanto ao local apropriado para
manipulação do mesmo e uso de EPI´s.
Como recomendações básicas temos:
a) Só manipule produtos corrosivos usando uvas de PVC.
b) Não jogue produtos químicos concentrados diretamenta na pia.
c) Não manipule líquidos inflamáveis próximos de fonte de aquecimento.
d) Guarde frascos contendo líquidos inflamáveis e/ou voláteis em geladeira.
e) Ao fazer uma diluição de um ácido, acidione vagorosamente sempre o produto na água e nunca o
contrário.
f) Não utilize espátula de metal para manipulação de peróxido.
g) Não retorne ao frasco original qualquer quantidade de peróxido, ou compostos formadores de
peróxidos não utilizáveis.
h) Não resfrie soluções com peróxido abaixo da temperatura de congelamento
i) Quando
houver necessidade
de montagem de equipamentos,
onde haja
o
desprendimento de gases, teste todas as válvulas e conecções para ver se não existe vazamentos.
j) Só manipule produtos tóxicos dentro de uma capela
k) Havendo qualquer sintoma de intoxicação, interrompa imediatamente o trabalho e informe ao
responsável pelo laboratório.
l) Gelo seco e nitrogênio líquido devem se manipulados com cuidado, e deve-se usar luvas na sua
manipulação.
m) Adicione o gelo seco vagarosamente no líquido refrigerante, para evitar projeções.
n) Não derrame nitrogênio líquido sobre mangueiras de borracha, pois as mesmas facarão
quebradiças e poderão provocar acidentes.
o) Usar a capela sempre que houve necessidade de aquecer líquidos inflamáveis.
A capela só oferecerá máxima proteção se for utilizada de forma adequada portanto:
Nunca inicie um trabalho sem que o sistema de exaustão esteja ligado e o piso e janelas estejam
limpos.
Deixe na capela só o material necessário para o desenvolvimento da análise a ser realizada, ela não
deve ser um local de estocagem de produtos químicos.
Durante os trabalhos mantenha a janela com a abertura mínima possível, para pos- sibilitar o
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funcionamento adequado do sistema de exaustão.
Periodicamente verifique se o sistema de exaustão está funcionando conforme o recomendado
Todo laboratório que trabalhe com reagentes e solventes, tem um perigo em potencial à saúde.
Deste modo a primeira atividade a ser desenvolvida é conhecer as propriedades dos produtos químicos
a serem utilizados. Isto pode ser feito, através das informações contidas na própria embalagem do
reagente, no catálogo de fornecedores dos mesmos,na literatura e pela Ficha de Informação de
Segurança de Produto Químico (FISPQ), que deve sempre estár disponível no laboratório.
O diamante de Hommel é uma outra simbologia bastante aplicada em vários países, no entanto
sem obrigatoriedade. Diferentemente das placas de identificação, o diamante de HOMMEL não
informa qual é a substância química, mas indica todos os riscos envolvendo o produto químico em
questão. Os riscos representados no diamante de Hommel são os seguintes:
Diamante de Hommel
Vermelho – Inflamabilidade:
4 - Gases inflamáveis, líquidos muito voláteis, materiais pirotécnicos
3 - Produtos que entram em ignição a temperatu- ra ambiente
2 - Produtos que entram em ignição quando a- quecidos moderadamente
1 - Produtos que precisam ser aquecidos para entrar em ignição
0 - Produtos que não queimam
Azul - Perigo para Saúde:
4 - Produto Letal
3 - Produto severamente perigoso
2 - Produto moderadamente perigoso
1 - Produto levemente perigoso
0 - Produto não perigoso ou de risco mínimo
Amarelo - Reatividade:
4 - Pode explodir
3 - Pode explodir com choque mecânico ou calor
2 - Reação química violenta
1 - Instável se aquecido
0 – Estável
Branco - riscos específicos:
OXY – Oxidante Forte
ACID – Ácido Forte
ALK - Alcalino (Base) Forte
COR - Corrosivo
W - Não misture com água
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Limpeza de vidrarias
Todo o material utilizado no laboratório deve ser devidamente limpo antes de sua utiliza- ção. Esta
limpeza se faz necessária para eliminar possíveis contaminantes que possam es- tar no material e
venham a ocasionar erros durante o processo analítico.
A limpeza pode ser feita por métodos físicos (Mecânicos) e Químicos. Por métodos físicos temos a
utilização das escovas e a utilização de ultrasom.
Os métodos Químicos envolvem a utilização de detergentes, solventes (etanol, acetona, hexano,
diclorometano), misturas ácidas, básicas ou oxidantes ( água régia, sulfocrômica), conforme:
a) Ácido diluídos (HCl, H2SO4, HNO3) – utilizada para a limpeza de contaminação por óxidos,
carbonatos, sulfetos.
b) Bases diluídas (NaOH ou KOH 0,3M em etanol) – utilizada para a limpeza de con- taminação por
gorduras.
c) Solução sulfocrômica – utilizada para a limpeza de contaminação por gorduras.
d) Água régia ( 3 volumes de HCl + 1 volume HNO3) – utilizada para a limpeza de contami-nação por
óxidos e gorduras.
A limpeza mais comum é feita com a utilização de detergente neutro com posterior enxá- güe com
água potável e finalização com água deionizada e/ou desmineralizada.
O uso de solução sulfocrômica para limpeza de vidraria não é muito recomendado devido
à natureza tóxica desta solução. Entretanto existem ocasiões onde a mesma necessita ser utilizada.
Neste caso, nunca faça o descarte diretamente na pia, utilize um frasco de vidro escuro,
devidamente rotulado para isto. A solução sulfocrômica é fortemente ácida e pro- voca queimaduras
violentas na pele. De forma que é obrigatório, a utilização de luvas de látex para proteção das mãos
e de óculos de segurança para proteção dos olhos.
A solução sulfocrômica deve ser preparada utilizando o seguinte procedimento:.
a) Coloque 3 gramas de dicromato de sódio ou potássio em pó, comercial ou PA em um béquer de
1 litro;
b) adicione água numa quantidade suficiente para umedecer o sal, formando uma pasta grossa.
c) Lentamente sob agitação, adicione 100 mL ácido sulfúrico concentrado comercial;
d) Transfira o conteúdo para um recipiente de vidro com tampa;
e) Utilizar sempre a solução sobrenadante clara.
A solução sulfocrômica pode ser usada repetidamente até se tornar de cor esverdeada. Di- lua em
grandes volumes de água antes de jogar fora ou neutralize a solução diluindo-a com hidróxido de
sódio.
Quando for necessário usar solução sulfocrômica, o produto a ser limpo deve ser enxagua- do com a
solução ou preenchido com a mesma e deixá-lo atuar. O tempo máximo que a solução deve
permanecer depende da extensão da contaminação. Produtos relativamente limpos necessitam de
apenas alguns minutos, enquanto que se houver resíduos sólidos
talvez seja necessário deixar toda uma noite. Depois se deve lavar repetidas vezes com água
potável em abundância e enxaguar com água destilada ou deionizada.
Outra solução comumente utilizada para limpeza de vidraria, é a solução hidroalcólica, ou seja uma
solução de hidróxido de potássio 0,3M em álcool. Para efetuar a limpeza, deixa- se a vidraria de
molho por 10 minutos na solução hidroalcólica, depois se lava com .água potável em abundância,
seguindo pelo enxágüe com água deionizada ou destilada, seguido de enxágüe com solução de ácido
clorídrico 0,01M.
Para secar o material de vidro pode-se utilizar uma estufa a 100ºC, com exceção dos mate- riais
volumétricos, que não devem nunca ser colocados em estufa para não perderem a sua calibração.
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Leitura de vidrarias de laboratório
Alguns equipamentos de laboratório apresentam precisão analítica, ou seja, o valor lido pelo
equipamento é utilizado nos cálculos, com a finalidade de se obter resultados. Os equipamentos
mais comuns são a bureta, pipeta volumétrica e balão volumétrico
Todos os equipamentos de precisão analítica têm um traço de referência que indica onde o líquido
deve estar ao encher o equipamento, vide figura 5.
Neste processo de leitura, existe um desvio criado pelo olho humano, em função do ângulo em se faz
à leitura. Este desvio é conhecido como erro de Paralaxe.
Para eliminar este erro devemos realizar a leitura de modo que os olhos estejam na mesma linha que a
marca.
Outro fato é de que os líquidos quando em frascos de diâmetro pequeno, normalmente, formam
uma curvatura que é denomina de menisco. No uso de um equipamento de precisão analítica,
deveremos ter o cuidado de deixar a parte inferior da curvatura tangenciando traço de
referência, conforme podemos ver
Calibração de equipamentos volumétricas
No mercado existem vários tios de equipamentos volumétricos, sendo que eles podem ser
classificados como equipamentos de precisão com certificado de calibração, podem ser também
vendidos como classe A e B, sendo que a classe A tem maior precisão e deve ser utilizada para
análises de alta precisão.
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03. ERROS E TRATAMENTOS DOS DADOS ANALÍTICOS
Algarismos significativos: número mínimo de algarismos necessários para expressar o valor
em notação científica sem perda de exatidão.
Ex.: o número 142,7 tem quatro algarismos significativos, pois pode ser escrito como
1,427.102, já 1,4270.102 tem cinco algarismos significativos.
Os zeros são significativos quando fazem parte do número e não são significativos quando são
usados somente para indicar a ordem de grandeza, então os zeros situados à esquerda não são
significativos, por exemplo, 0,1516 (1,516.10-1) e 0,0001516 (1,516.10-4) ambos tem quatro algarismos
significativos, os zeros situados à direita de outros dígitos somente são significativos se forem
resultados de uma medida. Exemplo: Se a massa de um corpo (por exemplo, de dois gramas) é medida
com uma balança de que fornece uma precisão de
0,1 g, deve-se representá-la por 2,0 g, que
também pode ser escrita como 2.000 mg (2,0.103
mg) ou 2.000.000 µg (2,0.106
µg) em
todos os casos temos dois algarismos significativos. Os zeros significativos são representados à
seguir em negrito: 106; 0,0106; 0,106; 0,1060.
O último algarismo significativo (o mais afastado à direita) em um número que foi determinado
experimentalmente terá sempre uma incerteza associada, a incerteza mínima deve ser de 1 no
último algarismo significativo.
Algarismos significativos na aritmética: O arredondamento deve ser feito somente na resposta
final (não nos resultados parciais), a fim de se evitar erros de arredondamento.
Regra para arredondamento de números: Se o dígito que segue o último algarismo significativo
é igual ou maior que 5, então o último dígito significativo é aumentado em uma unidade. Caso este dígito
seja menor que 5, o último algarismo significativo é mantido. Existem outras regras, mas não serão
consideradas aqui.
Adição e subtração: Expressamos todos os números com o mesmo expoente e os alinhamos
em relação à vírgula. A resposta deve ser arredondada de acordo com o número que tenha o menor
número de casas decimais.
Ex.: 1,632.105
+ 4,107.103
+ 0,984.106
⇒
1,632.105
+ 0,04107.105
+ 9,84 105
11,51
10
5
Multiplicação e divisão: Estamos normalmente limitados ao número de algarismos contidos no
número com menos algarismos significativos.
Exemplo: 3,26.10-5 (1,78) = 5,80.10-5; 4,3179.1012 (3,6.10-19) = 1,6.10-6; 34,60
2,46287 =
14,05.
Números exatos versus números experimentais: Numa classe de aula tem-se 35 alunos, este número
inteiro 35, é conhecido exatamente, e não existe uma incerteza nesse valor, um número exato
possui infinitos algarismos significativos. Fatores de conversão usados dentro de um mesmo sistema de
unidades são exatos. Por exemplo, 1 Km é exatamente 1.000 m; 1 kg é exatamente 1000g e, uma
polegada é por definição, exatamente 2,54 cm.
Tipos de erro: Toda medida possui uma certa incerteza, que é chamada de erro experimental.
As conclusões podem ser expressas com um alto ou baixo grau de confiança, mas nunca completa
certeza. O erro experimental é classificado como sistemático ou como aleatório.
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Erros sistemáticos ou determinados: Possuem um valor definido e, pelo menos em princípio,
podem ser medidos e computados no resultado final. São inúmeros e foram agregados em quatro grupos
mais importantes, a saber:
a) Erros de método: São provavelmente os mais sérios dos erros determinados, pois são os
mais difíceis de serem detectados. Para realizarmos uma análise geralmente, adaptamos um
procedimento ou método retirado da literatura e, não importando quão cuidadosamente se trabalhe, o
método pode induzir a erros, inerentes ao próprio método. Exemplos: Em gravimetria os erros de método
mais comum são aqueles devidos à solubilidade dos precipitados, à co-precipitação e pós-precipitação e
à decomposição ou higroscopicidade da forma de pesagem. Em volumetria, citam-se o uso impróprio
de indicadores e a aplicação do método a concentrações inadequadas.
b) Erros operacionais: São erros relacionados com as manipulações feitas durante a
realização das análises. Eles não dependem das propriedades químicas e físicas dos sistema, nem dos
instrumentos utilizados, mas somente da capacidade técnica do analista. Exemplos: quando da filtração
em uma análise gravimétrica, não remover o precipitado completamente; usar pipetas e buretas sujas;...
etc.
c) Erros pessoais: Estes erros provêm da inaptidão de algumas pessoas em fazerem
certas observações, corretamente. Por exemplo, dificuldade em observar a mudança de cor dos
indicadores. Forçar os resultados a concordarem entre si após uma análise, também é classificado
como erro pessoal.
d)
Erros devidos a instrumentos e reagentes: São erros relacionados com as
imperfeições dos instrumentos, aparelhos volumétricos e reagentes. Por exemplo, pesos e aparelhos
volumétricos mal calibrados são fontes de erro. Impurezas de reagentes também são fontes gravíssimas
de erros.
Erros indeterminados ou aleatórios: Mesmo na ausência de erros determinados, se
uma pessoa faz uma mesma análise, haverá pequenas variações nos resultados. Isto é conseqüência
dos chamados erros indeterminados, os quais não podem ser localizados e corrigidos.
No entanto, estes erros podem ser submetidos a um tratamento estatístico que permite saber
qual o valor mais provável e também a precisão de uma série de medidas. Admite-se que os erros
indeterminados seguem a lei da distribuição normal (distribuição de Gauss). A probabilidade de erro
aleatório ser positivo ou negativo é a mesma. Exemplos: ruído elétrico de um instrumento; um analista
lendo o instrumento diversas vezes provavelmente obterá diversas leituras diferentes; erro aleatório
associado à leitura de escala.
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04. CLASSIFICAÇÃO DAS OPERAÇÕES EM PROCEDIMENTOS ANALÍTICOS
1. Amostragem (seleção da amostra bruta).
2. Preparação da amostra analítica. (Redução do tamanho da partícula, Peneiramento, Homogeneização,
Redução do tamanho da amostra, Medição da amostra analítica).
3. Operações preliminares com a amostra analítica. (Operações físicas preliminares (Dissolução física e
Separações Físicas: Extração, Evaporação, Destilação, Sublimação, Filtração, Diálise, Cromatografia: em
papel, em camada delgada, eletroforese, em coluna líquida de alto desempenho por troca iônica, gasosa);
Operações químicas preliminares. (Reações em amostras inorgânicas: Separações químicas, Dissolução
química, Complexação, Hidrólise, Precipitação, Dissolução, Troca iônica, Evolução gasosa, Absorção gasosa);
Operações em amostras inorgânicas e orgânicas (em solução): Neutralização, Oxidação, Redução; Operações
(reações) em amostras orgânicas: Adição, Substituição, Eliminação, Fragmentação, Pirólise, Espectrometria de
massa).
4. Determinação Analítica (Operações químicas de identificação ou medição; Observações químicas simples:
Formação de precipitado, Formação de cor solução, Formação de gás; Determinações eletroquímicas:
Corrente de descarga de íons (espectrometria de massa), Potencial de meia onda (polarografia); Operações
Físicas de identificação: Densidade, gravidade específica, Dureza, Análise termogalvanométrica, Medições de
RF e TR (cromatografia); Determinações Mecânicas; Determinações térmicas: Ponto de fusão, Ponto de
congelamento, Ponto de ebulição, Análise térmica diferencial; Determinações óticas: Refratometria,
Espectrometria de emissão, Espectrometria de absorção, Espectrometria de fluorescência, Espectrometria de
Raman, Espectrometria de ressonância magnética nuclear, Difração de raios-X, Arco de CC e de AA, Faísca,
Plasma acoplado indutivamente, Chama, Fluorescência, Raios – x, UV – visível, UV – visível, Infravermelho; Medições de elétrons: Difração de elétrons, Espectrometria de elétrons, Espectrometria
fotoelétrica,Espectrometria de Auger).
ESCALA DAS REAÇÕES ANALÍTICAS
Conforme a quantidade de substância com a qual se opera para realizar as reações analíticas,
distinguem-se os seguintes métodos de Análise Qualitativa: macroanálise, microanálise,
semimicroanálise e ultramicroanálise.
Macroanálise: ensaiam-se quantidades relativamente grandes de substância: 0,5 a 1 g ou, no caso de
solução 20 a 50 mL. As reações realizam-se em tubos de ensaio comuns (10 a 20 mL) ou em balões. Os
precipitados são separados das soluções por filtração através de papel de filtro.
Semimicroanálise: ocupa um lugar intermediário entre a macro e a microanálise. Utilizam-se
quantidades de substâncias da ordem de 1/20 ou 1/25 das usadas na macroanálise, ou seja, cerca de 50
mg de substância sólida ou 1 mL de solução. A semimicroanálise apresenta inúmeras vantagens sobre a
macroanálise e, sendo o trabalho devidamente esmerado, obtêm-se resultados tão precisos quanto os
da macroanálise.
Microanálise: empregam-se quantidades bem menores de substância, cerca de alguns miligramas de
substância sólida ou uns décimos de mililitros de solução. Usam-se reagentes de grande sensibilidade,
que permitem identificar a presença de vários componentes, mesmo que existam somente vestígios de
alguns. As reações realizam-se pelo método microcristaloscópico ou pelo método da gota (spot test):
Método microcristaloscópico: as reações devem realizar-se sobre uma lâmina de vidro, identificando-se o
íon ou o elemento pela forma dos cristais que se formam, observados ao microscópio.
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Método da gota: (reações gota a gota): usam-se reações que são acompanhadas de uma viragem da
coloração da solução ou da formação de precipitados corados. As reações realizam-se numa tira de
papel de filtro onde se depositam sucessivamente e numa ordem bem definida, gota a gota, a solução
em estudo e os reagentes. Como resultado da reação, no papel de filtro aparece uma mancha corada,
cuja cor permite comprovar a presença na solução do íon a identificar.
Ultramicroanálise: usam-se quantidades de substâncias inferiores a 1mg. Todas as operações
analíticas efetuam-se as observando ao microscópio.
CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES ANALÍTICAS QUANTO A FORMA DE EXECUÇÃO
Pode-se trabalhar com o reagente dissolvido ou não em solução, logo existem dois tipos de ensaios:
reações por via seca e reações por via úmida. As primeiras são aplicáveis a substâncias sólidas, e as
últimas, a substâncias em solução. Os ensaios por via seca parecem ter perdido sua popularidade; no
entanto, freqüentemente eles fornecem informações úteis num período de tempo comparativamente
mais curto. Esquematizando estas informações:
Reações por via seca
A AMOSTRA e o REAGENTE estão no estado sólido e, geralmente, a reação é realizada por
aquecimento:
• Reação de coloração de chama.
• Reação de formação de pérolas coloridas (de bórax ou de sal de fósforo).
• Fusão alcalina, ácida ou oxidante.
• Reação sobre carvão.
Reações por via úmida
São as reações mais usuais onde o REAGENTE e a AMOSTRA estão no estado líquido ou em solução
aquosa (caso mais comum).
Quando a amostra é sólida, para a realização da análise, o primeiro passo é dissolvê-la. O solvente
usual é a água, ou um ácido se ela for insolúvel em água. Por exemplo:
BaCl2(s) + H2O(l)
→
Ba2+(aq) + 2Cl-(aq)
CuO(s) + H2O(l)
→
insolúvel
CuO(s) + H2SO4(l)
→ Cu2+(aq) + SO42-(aq) + H2O(l)
Fe(OH)3(s) + H2O(l) → insolúvel
Fe(OH)3(s) + 6 HCl(aq) → Fe3+(aq) + 3 Cl-(aq) + 3 H2O(l)
Para os testes de análise qualitativa, somente, emprega-se as reações que se processam
acompanhadas de variação das suas propriedades físicas ou químicas facilmente detectáveis. Por
exemplo, na mistura de soluções, para identificação de um dado íon deve ocorrer.
• Mudança de coloração (formação de complexos).
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• Formação de substância sólida (formação de precipitados).
• Desprendimento gasoso (formação de gases facilmente identificáveis através da cor e odor).
Nas análises químicas de substâncias inorgânicas, em geral, empregam-se soluções aquosas de sais,
ácidos e bases. Estas substâncias são eletrólitos fortes ou fracos, dependendo do seu grau de ionização
ou dissociação.
Por exemplo:
Sal:
Ácido:
Base:
Ácido:
Base:
BaCl2 → Ba2+ + Cl- (eletrólito forte)
CH3COOH → CH3COO- + H+ (eletrólito fraco)
NH4OH → NH4+ + OH- (eletrólito fraco)
HCl → H+ + Cl- (eletrólito forte)
NaOH → Na+ + OH- (eletrólito forte)
Como nas reações analíticas por via úmida não se detecta o sal, mas sim o(s) íon(s) deste sal,
representa-se estas de uma forma simplificada denominada - EQUAÇÃO DE REAÇÃO. Escrevem-se,
apenas, as fórmulas daquelas espécies que, efetivamente, participam da reação (reação efetiva), ou
seja, estão envolvidas no processo.
Por exemplo: Cl- é detectado em HCl ou soluções de cloretos metálicos por ação de solução de AgNO3:
HCl + AgNO3 → AgCl + HNO3
CaCl2 + 2 AgNO3 → 2 AgCl + Ca(NO3)2
Em ambos os casos, ocorre a formação do precipitado branco de AgCl. Pelas equações observa-se que
apenas ele não está na forma de íons, logo, conclui-se que os íons H+ e NO3-, no primeiro caso, e Ca
2+ e NO3- , no segundo, não participam da reação. Então, ambos os processos podem, simplesmente,
ser representados pela EQUAÇÃO IÔNICA:
Ag+ + Cl- → AgCl
A EQUAÇÃO IÔNICA mostra que a reação ocorre, essencialmente entre os íons Ag+ e Cl- na formação
do precipitado branco de AgCl.
05. REAÇÕES POR VIA ÚMIDA
Solubilização de amostras sólidas (abertura ou preparação da amostra para análise)
O ensaio prioritário é feito com água laboratorial. Caso a amostra não se dissolva é escolhido outro
reagente necessário para a sua abertura (dissolução da amostra). Os reagentes preferenciais são os
ácidos, pois a maioria das amostras sólidas apresentam características alcalinas ou sais e óxidos que
sofrem ataque por estes compostos.
A ação dos ácidos mais comumente usados pode ser assim resumida:
HCl : O ácido clorídrico é o solvente básico para a análise de minérios, minerais, e algumas ligas
metálicas. Rochas carbonáticas são facilmente solubilizadas, até mesmo a frio, mas deixam um resíduo
insolúvel (geralmente sílica, pirita, grafite e silicatos).
Óxidos e hidróxidos de ferro e manganês dissolvem-se em HCl com maior ou menor facilidade. Hematita
e magnetita dissolvem-se em 15 min. Silicatos são, em sua grande maioria, insolúveis em HCl. Com HCl,
pode-se trabalhar em recipientes de vidro, a volatilização do ácido é fácil e os sais obtidos são
geralmente solúveis em água.
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HNO3: o ácido nítrico, diluído ou concentrado, é um ótimo solvente para inúmeros minerais,
particularmente sulfetos e fosfatos. Por seu poder oxidante, o ácido nítrico dissolve a maioria dos
elementos em sua forma metálica, bem como ligas metálicas.
ÁGUA RÉGIA: A combinação do ácido clorídrico com o nítrico chega muito perto do Alcaest (solvente
universal) que os alquimistas tanto procuraram. Na proporção de 3:1 (v/v) forma-se a Água Régia, cujos
componentes ativos são o cloreto de nitrosila e o cloro nascente (facilmente combinável, formando cloro
gasoso), ambos tremendamente agressivos e oxidantes. A reação que ocorre na mistura dos dois ácidos
A água régia dissolve óxidos, sulfetos e sulfossais, minérios polimetálicos e ligas metálicas. Além disso,
pode dissolver materiais como ouro e platinóides.
A Água Régia, embora amplie a ação dos ácidos que a formam, não dissolve todos os minerais.
Continuam insolúveis ou de demorada solubilização algumas ligas metálicas (platinóides), e minerais
como cassiterita, columbita-tantalita, zirconita, barita, cromita, rutilo, espinélio, e alguns silicatos, entre
outros.
HF: O ácido fluorídrico tem alta afinidade por alguns íons, formando complexos importantes com Be, B,
Nb, Ta, Ti e Zr. Por esta característica, o HF tem sido usado industrialmente para separar esses e outros
íons de soluções complexas. Sua ação sobre material geológico difere grandemente dos demais ácidos
pela reação com sílica e silicatos, formando o instável e volátil SiF4, facilmente removido de uma solução
por aquecimento. Há que se remover, posteriormente, os fluoretos restantes, pois causam uma série de
perturbações nas análises, além de corroer materiais de vidro.
H2SO4 - Embora possa decompor vários minérios, é pouco usado em material geológico. O ácido
sulfúrico é o mais denso dos ácidos minerais até agora mencionados, e a viscosidade resultante provoca
um forte abatimento de sinal, que deve ser compensado pela identidade ácida de padrões e amostras.
Pode ser usado na decomposição de muitos minérios como sulfetos, terras raras, fluorsilicatos e
compostos de Nb, Ta, Ti e Zr.
HClO4 - Sendo um agente oxidante poderoso, consegue dissolver materiais refratários, mas oferece
perigo de explosão em contato com matéria orgânica. É mais usado como oxidante, em pequenas
quantidades, junto a outros ácidos, como o fluorídrico. A fluorização de amostras é muito usada, como
citado anteriormente, pela eliminação de boa parte da massa pela volatilização do silício, mas o ácido
fluorídrico deve ser eliminado completamente, para não danificar os equipamentos. O ácido perclórico e
o sulfúrico costumam ser usados: a visualização do final da volatilização do HF é acompanhada pelo
aumento de fumos densos e brancos desses ácidos, cujos pontos de ebulição são bem superiores ao do
fluorídrico. O ácido perclórico é preferido ao sulfúrico nas fluorizações por dois motivos: os sais
resultantes (cloretos) são mais solúveis que os sulfatos e o seu poder oxidante é maior, auxiliando a
solubilização em geral.
H3PO4 - A ação do ácido fosfórico sobre os minerais é muito semelhante à do sulfúrico, e pode ser usado
tanto na destilação do flúor como na solubilização de minerais portadores de terras raras, com a
vantagem de ser a solubilização um pouco mais rápida. Fosfatos são facilmente solubilizados, assim
como sulfetos, cromita, minérios de manganês e ferro, mas este ácido tem sido pouco usado, talvez por
repetir a ação de outros ácidos mais comuns.
ÁCIDOS ORGÂNICOS - São importantes nas análises de material geológico por sua ação bastante
seletiva em determinadas fases minerais.
O ácido acético a 10% em volume é usado para dissolver carbonatos em minérios onde coexistem
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fluorita e calcita, podendo-se estimar o teor de calcita pela dosagem do Ca na solução. Fábricas de
cimento utilizam esse ácido na avaliação da matéria-prima.
Procedimentos analíticos clássicos
Investigações preliminares são realizadas antes de se realizar estes ensaios. São observações válidas
para as etapas subseqüentes de investigação das amostras:
1- Observar a cor, odor e qualquer propriedade física especial.
2- Observar a reação ao papel de tornassol.
a) A solução é neutra: estão ausentes os ácidos livres, bases livres, sais ácidos e sais que apresentam
uma reação ácida ou alcalina, devido à hidrólise.
b) A solução apresenta reação alcalina: isso pode ser devido a hidróxidos dos metais alcalinos e
alcalino-terrosos, carbonatos, sulfetos, hipocloritos e peróxidos de metais alcalinos etc.
c) A solução apresenta reação ácida: pode ser causada por ácidos livres, sais ácidos, sais que produzem
uma reação ácida, devido à hidrólise, ou uma solução de sais em ácidos.
3- Evaporar a solução à secura e observar a cor e aspecto do resíduo. Se não houver resíduo, apenas
as substâncias voláteis podem estar presentes, tais como: dióxido de carbono, amônia, dióxido de
enxofre, gás sulfídrico, ácido clorídrico, bromídrico e iodídrico, ácido fluorídrico, ácido nítrico ou sais de
amônio.
Após a etapa preliminar, percebe-se que a adição de um reagente a solução que contém a amostra em
estudo leva a formação de um precipitado, por desprendimento de gás, ou por mudança de cor. A
maioria das reações de análise qualitativa é conduzida por via úmida.
Reações analíticas usadas no método via úmida
Reações seletivas: são aquelas que sob certas condições tornam possível detectar alguns íons na
presença de outros. A quelação do Ni2+ com dimetilglioxima (DMG) em meio amoniacal (pH=8) é uma
reação seletiva amplamente empregada na análise química.
Outros íons também reagem com a DMG, porém em outras condições de reação. Havendo condições
seletivas, íons Ni2+ podem ser detectados na presença de outros íons. Portanto, diz-se que uma reação é
seletiva quando ocorre somente com um número restrito de íons em determinadas condições. A
seletividade de uma reação é tanto maior quanto menor for o número de íons que dá teste positivo.
Em síntese:
• Servem para separar grupos de íons
• Quando um reagente combina somente com um íon específico.
• Existem poucas interferências.
Ex. Marcha analítica para cátions. A classificação dos íons mais comuns tem por base as diferenças de
solubilidade de seus: cloretos, sulfetos e carbonatos.
Dentro da análise qualitativa inorgânica, para separar e identificar os íons, são usadas reações de:
precipitações, reações de oxidações-redução e a formação de complexos.
Reações ou reagentes específicos: são aqueles que dão produtos com propriedades características
com somente um íon. Tais reações são bastante reduzidas.
Exemplo: reação qualitativa específica para
iodo; uma intensa cor azul escura aparece quando moléculas de iodo reagem com amido (a
especificidade é um caso especial de seletividade).
Em síntese:
• Servem para identificar íons.
• Sem interferências.
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Ex: Íon Ni++
; Reagente utilizado: Dimetilglioxamina (em certas condições do meio); Produto observado:
precipitado vermelho.
06. Classificação dos Cátions (íons metálicos) em Grupos Analíticos
Para fins de análise qualitativa sistemática, os cátions são classificados em cinco grupos, tomando-se
por base sua peculiaridade a determinados reagentes, ou seja, os íons de comportamento análogo são
reunidos dentro de um grupo. Os reagentes usados para a classificação dos cátions mais comuns são o
ácido clorídrico, o ácido sulfídrico (sulfeto de hidrogênio), o sulfeto de amônio e o carbonato de amônio.
A classificação baseia-se no modo como os cátions reagem a tais reagentes pela formação ou não de
precipitados. Os cincos grupos e suas características são, como se segue:
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Classificação dos Cátions (íons metálicos) em Grupos Analíticos
Curiosidade sobre o Grupo III: Vaitsman e Olymar classificam os cátions que não estão em negrito em grupo III e os
em negrito em grupo IV. A solução que contém o primeiro grupo, depois de acidificada com HCl concentrado é
aquecida com cloreto de amônio (sólido) e hidróxido de amônio concentrado, formando hidróxidos. A solução que
contém o segundo grupo tratada com ácido sulfídrico leva a formação de sulfetos. O sistema de grupo de cátions
pode ser estendido para satisfazer a inclusão de íons menos comuns, como o tungstênio, molibdênio, titânio,
vanádio e berílio que têm importantes aplicações industriais. São denominados íons menos comuns ou mais raros
devido sua análise qualitativa de rotina ser menos comum. Logo, nosso estudo se restringirá apenas aos cátions que
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ocorrem com mais freqüência nas amostras comuns. Sendo que serão estudadas apenas as reações mais
importantes de um número limitado de cátions.
07. TÉCNICAS DE ANÁLISE QUALITATIVA
-Adição de Reagentes
É vital que os reagentes sejam preservados contra contaminação. Conta-gotas de frascos de
reagentes devem ser mantidos acima dos tubos ou outros recipientes e não é permitido tocá-los.
Algumas vezes, particularmente na neutralização, é desejável adicionar menos de uma gota
de reagente. Comprima levemente o bulbo do conta-gotas e remova com um bastão limpo a fração
de uma gota que emerge primeiro da extremidade do conta-gotas, introduza então o bastão na
solução.
Amostragem
É essencial que a amostra tirada de uma grande quantidade de material para análise, seja
representativa, isto é, deve conter todos os constituintes presentes no material. No caso de uma
solução é necessário apenas que seja perfeitamente misturada antes que os sólidos tenham tempo
de decantar.
Materiais sólidos podem não ser homogêneos, mesmo depois de terem sido eles cuidadosamente
misturados. A separação dos constituintes pode ocorrer depois que a mistura for guardada caso os
mesmos diferirem consideravelmente em densidade. Examine o material com o auxílio de uma lente
para evidenciar falta de homogeneização e nesse caso misture completamente antes de separar
uma amostra.
Aquecimento de Soluções
As soluções em cápsulas podem ser aquecidas diretamente sobre a chama com tela de amianto ou
em chapas de aquecimento. Isto não é satisfatório para soluções contidas em tubos de ensaio por
causa da tendência em formar bolhas de vapor no fundo e expelir a solução à medida que o volume
se expande. Aqueça sempre essas soluções em tubos imersos em banho-maria. Um banho simples
pode ser feito utilizando um béquer de 250 mL.
– Centrifugação
Para a separação de quantidade pequena de material, a centrifugação é muito mais rápida que a
filtração. Uma centrífuga submete um objeto a uma força excessivamente maior que a gravidade. Se
“d” é a distância do eixo de rotação para o precipitado, a força atuante sobre este é proporcional a
“d” multiplicado pelo quadrado da velocidade da rotação. Quando “d” é 11 cm e a velocidade de
rotação é de 1650 rpm, a força é cerca de 330 vezes maior que a gravidade. O precipitado
decantará 330 vezes mais rápido na centrífuga do que em um tubo colocado em uma estante.
Os pontos seguintes devem ser observados no uso da centrífuga:
♦ O cabeçote deve ser cuidadosamente equilibrado. Equilibre o tubo contendo a amostra com outro
tubo de mesmo tamanho contendo igual volume de água. Ponha-os em posições opostas no
cabeçote. Uma centrífuga desequilibrada vibra ou se desloca sobre a base. Isto pode quebrá-la e
acidentar o operador.
Centrifugue apenas alguns minutos, 1 ou 2 minutos a uma velocidade 2. Não é necessário utilizar a
velocidade máxima de sua centrífuga. Compartilhe o uso da centrífuga com os outros. “NÃO
A MONOPOLIZE”.
♦ Tubos de ensaio são satisfatórios para a maioria das centrifugações e são preferencialmente
usados
porque as soluções são facilmente misturadas em tubo de fundo maior.
♦ Algumas centrífugas podem ser freadas com a mão ou com um dispositivo mecânico, porém isso
não é aconselhável, pois se for feito muito abruptamente o precipitado pode se redispersar no tubo.
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– Separação de um precipitado
Depois de centrifugar um precipitado num tubo de ensaio deve-se separar o líquido sobrenadante. O
modo mais simples será usando a pipeta conta-gota para succionar. É claro que antes de inserir a
pipeta na solução deve-se expelir o ar de dentro do bulbo da borracha. Se o ar for expelido com a
ponta da pipeta introduzida no líquido poderá provocar novamente a dispersão do sólido, devido ao
movimento brusco ocasionado no líquido.
– Lavagem do Precipitado
Mesmo após a remoção do líquido sobrenadante, todos os precipitados conterão ainda uma
pequena quantidade de solução. O precipitado pode também absorver íons da solução em sua
superfície. Para remover esses íons e melhorar a pureza do precipitado, ele deve ser lavado. O
solvente de lavagem é usualmente água, mas algumas vezes é vantajoso lavá-lo com uma solução
muito diluída do reagente usado para a precipitação.
Os cloretos do primeiro grupo de cátions, por exemplo, são lavados com ácido clorídrico muito
diluído, porque sua solubilidade é mais baixa na presença do íon cloreto. A lavagem é efetuada
adicionando-se o líquido ao precipitado e utilizando um bastão de vidro para desagregar o
precipitado e dispersá-lo no líquido. Após a centrifugação o líquido de lavagem pode ser adicionado
à primeira solução se contiver quantidade apreciável de íons, ou pode ser abandonado.
Como regra geral é mais eficiente lavar o precipitado com duas pequenas porções de líquido de
lavagem do que apenas uma porção de maior volume.
– Medidas de Quantidade
As quantidades de soluções são medidas em gotas ou mililitros. Uma gota padrão corresponde a
0,05 mL, desse modo 20 gotas correspondem a um mililitro. Na maioria das vezes é suficiente supor
que os conta-gotas usados liberem gotas desse tamanho. O volume de uma gota pode variar não
apenas com as dimensões do conta-gotas, mas com o reagente, praticamente ignoramos tais
variações. Quando se requer uma medida mais precisa de volume, usam-se pipetas capilares
calibradas.
As quantidades de sólidos são convenientemente medidas com uma balança analítica de
sensibilidade de 10 mg (0,01 g ou 0,1 cg). Essa sensibilidade é satisfatória para a maioria do
trabalho. Pese por diferença: pese primeiro um tubo de ensaio e em seguida pese-o contendo a
amostra. Quando a medida exata de uma quantidade não é importante, pode-se usar uma espátula.
– Dissolução de Amostras
Aqui, são consideradas apenas as situações mais simples que possuem as amostras
desconhecidas. O solvente mais desejável é a água. Teste a solubilidade de uma pequena
quantidade (menos que 20 mg) em água. Se a amostra não se dissolver rapidamente à
temperatura ambiente depois de agitar adequadamente, então experimente aquecer por alguns
minutos em banho-maria. Adicione mais água se as primeiras gotas parecerem dissolver um pouco
a amostra, mas não toda. Caso a amostra não se dissolva em água, teste sua solubilidade em ácido
nítrico 6 mol/L. Espere um pouco para que a amostra se dissolva em ácido. Alguns sais se
hidrolisam extensivamente em água formando precipitados. Muitas vezes é mais fácil dissolvê-los
diretamente em ácido do que tentar dissolver o precipitado que se forma por hidrólise.
Ácidos concentrados e água régia (3:1 HCl:HNO3) podem algumas vezes serem usados com
vantagem, mas devem ser evitados, se possível, pois o excesso de ácido teria que ser neutralizado
ou removido por evaporação. Alguns sais são notavelmente insolúveis em ácidos concentrados.
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– Evaporação de Soluções
Os recipientes mais adequados para evaporação de alguns mililitros de uma solução são as
cápsulas. Micros cadinhos também podem ser usados para evaporação de algumas gotas.
Béqueres pequenos (5 ou 10 mL) também podem ser usados para evaporação, mas não devem ser
aquecidos diretamente na chama.
Evaporações devem ser conduzidas de modo que o material não se perca por projeções.
Usualmente não é desejável superaquecer um resíduo por evaporação completa, pois ele é muitas
vezes volátil ou muda para uma forma menos solúvel.
Sendo assim, durante uma evaporação em que se utiliza cápsula, mantenha os ingredientes
sob agitação circular para mantê-los sempre úmidos, pois o centro do material seca primeiro. Antes
de atingir a completa secura, retire a cápsula da chapa e deixe o calor do próprio recipiente
completar a evaporação, isso evitará o superaquecimento.
– Teste de acidez do meio
Quando for necessário testar a acidez do meio, nunca se deve introduzir o papel indicador na
solução a ser testada, pois irá contaminá-la com o indicador e possivelmente com fibras de
papel. Outra inconveniência ocorre quando se tem uma solução de somente algumas gotas.
Obviamente, o papel indicador irá absorver uma parte da solução, que será perdida. O
procedimento correto para usar o papel indicador será introduzir um bastão de vidro na solução,
retirá-lo cuidadosamente do tubo, e toca-lo no papel indicador. Quando se remover o bastão, devese fazê-lo com muito cuidado, sem tocá-lo nas paredes internas do tubo, na qual pode existir algum
ácido ou base livre, o que poderá dar uma indicação errada do pH da solução.
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08. REAÇÕES QUÍMICAS
MATERIAIS E REAGENTES
Tubos de ensaio / Estante para tubos de ensaio / Pinça de madeira / Pinça metálica ou tenaz
Bico de Bunsen / Tela de amianto e tripé / Cápsula de porcelana / Pisseta com água destilada
Bastão de vidro / Papel indicador universal (pH faixa de 0 – 14) / Prego previamente lixado
Fita de Mg / Sulfato de cobre II 0,1 mol/L / Sulfato de zinco 0,1 mol/L
Cloreto de bário 0,1 mol/L / Cloreto de ferro III 0,1 mol/L / Ferrocianeto de potássio 0,1 mol/L
Zinco em pó ou em grânulos / Ácido clorídrico 10% / Cloreto de sódio 0,1 mol/L
Ácido clorídrico 0,2 mol/L / Nitrato de prata 0,1 mol/L / Nitrato de alumínio 0,2 mol/L
Hidróxido de amônio 30% / Sulfato de sódio 0,1 mol/L / Ácido nítrico 1 mol/L
Acetato de sódio sólido / Nitrato de ferro III 1 mol/L / Tiocianato de potássio 1 mol/L
Ácido acético 1 mol/L / Acetato de sódio 0,2 mol/L./ Hidróxido de amônio 1 mol/L
Cloreto de amônio 0,2 mol/L / Ácido clorídrico 0,1 mol/L / Hidróxido de sódio 0,1 mol/L
Cloreto de amônio 0,1 mol/L / Bicarbonato de sódio 0,1 mol/L / Carbonato de sódio 0,1 mol/L
OBJETIVOS
• Desenvolver a capacidade de observar e coletar dados experimentais, correlacionando-os.
• Utilizar tabelas na resolução de problemas de laboratório.
• Realizar algumas reações químicas para entender a técnica laboratorial.
• Escrever as equações correspondentes para fortalecer o domínio do tema.
• Preparar e observar sistemas ácido-base em equilíbrio.
• Verificar os efeitos da variação de concentração sobre a posição do equilíbrio.
FUNDAMENTOS TEÓRICOS
A matéria encontra-se em permanente transformação. Certas transformações conduzem a
variações drásticas na composição química das espécies, por meio de ruptura e formação
de ligações interatômicas, quase sempre acompanhadas de trocas energéticas com o ambiente.
São transformações geralmente descritas através de equações químicas e recebem a denominação
específica de reações químicas.
Uma reação química ocorre quando certas substâncias se transformam em outras. Para que isso
possa acontecer, a ligação entre átomos e moléculas deve ser rompida e deve ser restabelecida de
outra maneira.
Como estas ligações podem ser muito fortes, energia, geralmente na forma de calor, é necessária
para iniciar a reação. As novas substâncias possuem propriedades diferentes das substâncias
originais (reagentes).
Como a ocorrência de uma reação química é indicada pelo aparecimento de novas substâncias (ou
pelo menos uma) diferentes das que existiam antes, quando as substâncias reagem, às vezes
ocorrem fatos bastante visíveis que confirmam a ocorrência da reação e dentre eles,
podemos destacar:
desprendimento de gás ou luz, mudança de coloração, liberação de odor, formação de precipitados
etc.
As reações químicas não ocorrem somente nos laboratórios, mas, em toda a parte e a todo o
momento.
Oxidação e redução são exemplos destes tipos de reações que ocorrem em nosso dia-a-dia.
Transformações de estado como, por exemplo, fusão, ebulição, sublimação, condensação e
solidificação, também envolvem ruptura e formação de ligações, porém estas não alteram a
composição química das espécies. Neste caso, as ligações rompidas ou formadas são ligações
intermoleculares ou, mais genericamente, interpartículas enquanto, nas reações químicas, são
rompidas e/ou formadas ligações intramoleculares ou intrapartículas (partículas, no caso, podem
ser moléculas ou íons).
Nesta aula prática, você efetuará reações envolvendo substâncias em solução aquosa (reações por
via úmida) e substâncias não dissolvidas em solventes (reações por via seca) e poderá propor
algumas generalizações a respeito da ocorrência de reações em solução.
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Quando um sólido iônico é dissolvido em um líquido (geralmente água), as interações com o
solvente conduzem à formação de íons solvatados, com características bastante distintas das
exibidas no retículo iônico. Inúmeros fatores influem na estabilidade dos íons em solução. Quando
os compostos iônicos são pouco solúveis, a concentração de seus íons, na solução, é baixa. Assim,
quando pelo menos um desses íons é introduzido na solução em quantidades mais altas do que as
produzidas normalmente pela dissolução parcial do sal, o que se verifica é uma rápida associação
do mesmo com o contra-íon pré-existente na solução, formando o composto pouco solúvel. Essas
reações são chamadas de precipitação.
Muitos compostos covalentes são capazes de produzir íons em solução, de maneira semelhante
aos compostos iônicos. Os ácidos e as bases fracas são exemplos típicos destes compostos.
Quando a extensão em que ocorre a ionização é baixa, os compostos são ditos pouco dissociados.
Neste caso, a mistura de quantidades excessivas desses íons em solução é sempre acompanhada
de sua rápida associação, formando o produto pouco dissociado. Produtos pouco dissociados
podem ser água, ácidos e bases fracos e complexos .
Ao lado das reações de associação ou de combinação acima discutidas (também
denominadas metatéticas), os íons, átomos e moléculas podem perder ou ganhar elétrons,
oxidando-se ou reduzindose, respectivamente. Estas transformações exigem sempre a presença
simultânea de um doador e de um receptor de elétrons e são denominadas reações de oxirredução
Equação Química
A equação química é a forma de se descrever uma reação química. Símbolos e números são
utilizados para descrever os nomes e as proporções das diferentes substâncias que entram nestas
reações. Os reagentes são mostrados no lado esquerdo da equação e os produtos no lado direito.
Não é criada e nem destruída matéria em uma reação, os átomos somente são reorganizados de
forma diferente, por isso, uma equação química deve ser balanceada: o número de átomos na
esquerda precisa ser igual ao número de átomos da direita.
Exemplo de uma Equação Química não equilibrada:
H2 + Cl2 → HCl
Exemplo de uma Equação Química equilibrada:
H2 + Cl2 → 2HCl
Oxidação e Redução
Oxidação e redução são exemplos destes tipos de reações que ocorrem em nosso dia-a-dia. A
oxidação pode ocorrer em três circunstâncias: quando se adiciona oxigênio a substância, quando
uma substância perde hidrogênio ou quando a substância perde elétrons. Quando o magnésio
queima no ar, o metal se transforma em cinza à medida que vai ganhando oxigênio e se torna
oxidado. Essa cinza é o óxido de magnésio.
A redução, por sua vez, é o inverso e ocorre também de três maneiras: quando uma substância
perde oxigênio, quando ganha hidrogênio ou quando ganha elétrons. Quando o Óxido de Cobre
(negro) é colocado em aparelhagem apropriada (câmara) para redução do Óxido de Cobre, o Gás
Hidrogênio entra em contato com o Óxido de Cobre superaquecido e como resultado ele perde
oxigênio e vai aos poucos tornando-se rosa, pois, está sendo reduzido a Cobre.
Reação Redox
Sabe-se que oxidação e redução ocorrem juntas na mesma reação química. Esse fenômeno recebe
o nome de reação redox (ou de oxirredução). Algumas dessas reações são muito úteis para a
indústria. O ferro, por exemplo, é extraído pela combinação do minério de ferro com o monóxido de
carbono, num alto-forno. Nessa reação, o minério perde oxigênio para formar o ferro e o CO recebe
oxigênio para formar o CO2. A ferrugem é um dos resultados de uma reação redox, na qual o ferro
se oxida e forma o óxido de ferro (ferrugem), e o oxigênio do ar é reduzido.
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PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
1. EVIDÊNCIAS DE REAÇÕES QUÍMICAS
As experiências de Evidências de Reações Químicas serão fundamentadas em três casos de
reações:
síntese ou formação, deslocamento ou simples troca e de dupla troca ou dupla substituição.
Geralmente estes experimentos são muito rápidos e podem ser realizados em simples tubos de
ensaio, sem a necessidade de utilização de controle de temperatura ou tempo da reação.
Mas vale ressaltar que as observações experimentais ficarão limitadas a: número de fases
(homogeneidade ou heterogeneidade), desprendimento de gás, desprendimento de luz, mudança
de coloração, liberação de odor e formação de precipitados.
Três exemplos de experimentos para se verificar as Evidências de Reações Químicas:
1.1. Colocar em um tubo de ensaio 2 mL de solução de sulfato de cobre II 0,1 mol/L ou sulfato de
zinco 0,1 mol/L e juntar 2 mL de solução de cloreto de bário 0,1 mol/L.
Observar e anotar evidências da reação.
1.2. Colocar em um tubo de ensaio 2 mL de solução de cloreto de ferro III 0,1 mol/L e adicionar uma
gota de ferrocianeto de potássio 0,1 mol/L.
Observar e anotar evidências da reação.
1.3. Colocar uma pequena porção de zinco em pó ou em grânulos em um tubo de ensaio e
acrescentar 3 mL de ácido clorídrico 10%. Aproximar da boca do tubo de ensaio uma chama de um
palito de fósforo.
Observar e anotar evidências da reação.
Pesquisar sobre as explicações químicas das reações ocorridas e escrever as equações envolvidas.
REAÇÕES ONDE SE FORMAM PRODUTOS POUCO SOLÚVEIS
.1. Coloque, num tubo de ensaio, 2-3 gotas de solução de cloreto de sódio 0,1 mol/L ou ácido
clorídrico 0,2 mol/L e observe o seu aspecto. Adicione 1 gota de solução de nitrato de prata 0,1
mol/L.
Guarde este tubo e examine-o após 30 minutos.
Anote a sua observação.
Escreva a equação química que representa este processo na forma completa e na forma iônica.
.2. Adicione, em um tubo de ensaio, 2-3 gotas de solução aquosa de nitrato de alumínio 0,2 mol/L.
Após isto, coloque, gota a gota, solução de hidróxido de amônio 30%, agitando o tubo após cada
adição.
Deixe de adicionar hidróxido de amônio quando observar mudança do sistema. Anote as
suas observações e tente justificá-las.
Escreva a equação química que representa este processo na forma completa e na forma iônica.
.3. Coloque, num tubo de ensaio, algumas gotas de solução de cloreto de bário 0,1 mol/L e adicione
gotas de solução de sulfato de sódio 0,1 mol/L ou sulfato de zinco 0,1 mol/L. Observe e interprete o
que ocorre no sistema.
Escreva a equação química que representa este processo na forma completa e na forma iônica.
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REAÇÕES ONDE SE FORMAM PRODUTOS POUCO DISSOCIADOS
3.1. Coloque 5 gotas de ácido nítrico 1 mol/L num tubo de ensaio. Dobre o volume obtido com água
destilada e agite a solução com o auxílio de um bastão de vidro.
Determine, através de um papel indicador, o caráter ácido-básico da solução. Marque o valor obtido
e conserve o conteúdo do tubo. Escreva equação ocorrida no sistema em estudo.
3.2. À solução obtida em 3.a, adicione uma pequena porção de acetato de sódio sólido. Agite bem o
tubo até dissolver o sal e determine novamente o caráter ácido-básico desta mistura. Compare
com o resultado obtido na experiência anterior, procurando sentir o odor que deve se desprender
da mistura recentemente preparada. Use as Tabelas para justificar, teoricamente, a formação
do produto, escrevendo as equações químicas que representam as transformações observadas no
sistema. Anote as suas observações. Escreva equações ocorridas no sistema em estudo.
3.3. Coloque uma pequena porção de acetato de sódio sólido em um tubo de ensaio. Adicione água,
agitando até dissolver. Determine o caráter ácido-básico da solução, utilizando papel indicador.
Observe e interprete seus resultados. Escreva as equações químicas que representam as
transformações ocorridas no sistema.
- REAÇÕES EM QUE SE FORMAM PRODUTOS COMPLEXOS
4.1. Coloque em um tubo de ensaio 10 gotas de solução de sulfato de cobre II 0,1 mol/L. Adicione a
este tubo, aos poucos e sob agitação, hidróxido de amônio 30%.
Anote a mudança no aspecto da solução comparando o sistema antes e depois da adição da base.
Escreva a equação química que representa esta transformação.
4.2. Coloque em um tubo de ensaio 4 gotas de solução de nitrato de ferro III 1 mol/L e dobre o
volume com água destilada. Junte 2 gotas de tiocianato de potássio 1 mol/L e agite. Observe o que
ocorre e anote suas considerações.
Escreva a equação química que representa a transformação ocorrida no sistema.
REAÇÕES ONDE OCORREM TRANSFERÊNCIAS DE ELÉTRONS
5.1. Coloque em um tubo de ensaio um pouco de solução de sulfato de cobre II 0,1 mol/L e um
prego previamente lixado. Observe após algum tempo.
Escreva a equação que representa esta reação.
5.2. Apanhe uma fita de Mg, previamente lixada, de aproximadamente 3 cm de comprimento e
coloque sobre uma tela de amianto de forma que cerca de 1 cm fique fora do amianto e o resíduo
gerado possa a ser recolhido numa cápsula de porcelana. Acenda o bico de Bunsen e aproxime a
chama da fita. Ao se iniciar a reação, apague o bico. Observe o que ocorre. Coloque água
no resíduo da cápsula, homogeneíze bem até dissolver e teste o pH da solução com papel
indicador universal. Escrevas as equações ocorridas nesses ensaios.
Cuidado: temperatura proveniente da reação é bastante alta.
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09. REAÇÕES DE EQUILÍBRIOS ÁCIDO-BASE
Observação: Trabalhe sempre com 2 a 3 mL de solução nos tubos de ensaio.
6.1. Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de ácido fraco:
Coloque, em dois tubos de ensaio, um pouco de solução de ácido acético 1 mol/L. Com papel
indicador universal, determine o pH desta solução. Anote o valor do pH. Verifique o pH após adição
a um dos tubos de 2 a 3 mL de água destilada e, ao outro tubo, igual volume de solução de acetato
de sódio 0,2mol/L.
6.2. Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de base fraca:
Coloque, em dois tubos de ensaio, um pouco de solução de hidróxido de amônio 1 mol/L e meça o
pH com papel indicador universal. Anote o valor do pH. Verifique o que ocorre no pH quando é
adicionando a um dos tubos 2 a 3 mL de água destilada e, ao outro tubo, igual volume de solução
de cloreto de amônio 0,2 mol/L.
6.3. Estudo de solução tampão:
Misture soluções de ácido acético 1 mol/L e acetato de sódio 0,2 mol/L, de modo a ficarem com
concentrações próximas na solução resultante, cujo volume final deve ser 6 a 10 mL e meça o seu
pH com papel indicador universal. Divida esta solução em dois tubos de ensaio. Verifique o efeito da
adição de 2 – 3 gotas de HCl 0,1 mol/L num tubo e 2-3 gotas de NaOH 0,1 mol/L no outro tubo.
Compare com o efeito da adição de HCl e NaOH, separadamente, sobre água destilada em termos
de pH usando papel indicador universal.
6.4. pH de soluções de sais:
Verifique com papel indicador universal o pH de soluções dos seguintes sais: cloreto de amônio,
acetato de sódio, bicarbonato de sódio, carbonato de sódio e sulfato ou nitrato de alumínio.
1. Escreva as equações representativas das reações e dos equilíbrios envolvidos.
2. Cite alguns produtos encontrados no comércio, para uso cotidiano, que apresentam
características ácidas ou básicas e diga que substâncias neles contidas são responsáveis por
tais características.
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SOLUBILIDADE DE SAIS EM ÁGUA
CORES DE ALGUMAS SOLUÇÕES AQUOSAS
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CORES DE ALGUNS ÍONS COMPLEXOS (EM SOLUÇÃO)
FORÇA DE ÁCIDOS E DE BASES
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REAÇÕES DOS CÁTIONS DO GRUPO DA PRATA ...
Constituem este grupo os seguintes cátions: Ag+, Hg22+ e Pb2+. Esses íons são precipitados como
cloretos insolúveis pela adição de um pequeno excesso de HCl diluído, daí o grupo ser conhecido
como grupo do cloreto insolúvel. Nenhum dos outros cátions considerados neste estudo sistemático
formam precipitados nesta condição, de modo que os íons deste grupo são separados e
identificados primeiro na análise de um grupo geral de cátions. Os íons cobre (I), ouro (I) e Tálio (I)
também podem ser incluídos neste grupo, pois formam cloretos insolúveis, porém não são
comumente encontrados.
PRECIPITAÇÃO DO GRUPO
As solubilidades dos cloretos de prata e de mercúrio (I) são muito baixas e estes sais podem ser
precipitados, quase completamente, mediante adição de um pequeno excesso de ácido clorídrico à
solução de cátions. O cloreto de chumbo é muito mais solúvel, só precipitando se a
concentração do íon Pb2+ for elevada. Portanto, bastante chumbo é deixado em solução para
precipitar como sulfeto de chumbo com o 2º grupo de cátions.
Solubilidade dos cloretos do grupo da prata em água.
O ácido clorídrico é preferido para a precipitação do grupo por não introduzir cátions (tais como
Na+, K+)que deverão ser identificados mais adiante no curso da análise, e porque cria e/ou mantém
uma acidez
na solução. As equações iônicas da precipitação dos cloretos insolúveis são:
Ag+(aq)+ Cl-(aq) → AgCl(s)
Hg22+(aq) + 2Cl-(aq) → Hg2Cl2(s)
Pb2+(aq) + 2Cl-(aq) → PbCl2(s)
A solução deve estar suficientemente ácida com HCl para prevenir a precipitação dos oxicloretos de
bismuto (III) e antimônio (III), ambos brancos e insolúveis em meio aquoso.
Bi3+(aq) + Cl-(aq) + H2O(l) → BiOCl(s) + 2H+(aq)
Sb3+(aq) + Cl-(aq) + H2O(l) → SbOCl(s) + 2H+(aq)
Além do mais, o excesso de íons cloreto assegura uma precipitação mais completa dos cloretos
deste grupo devido à redução de suas solubilidades pelo efeito do íon comum. Entretanto, um
grande excesso do ácido deve ser evitado para que não haja redissolução do precipitado devido à
formação de cloro complexos solúveis, fracamente dissociados, com o excesso de íons cloreto.
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SEPARAÇÃO E IDENTIFICAÇÃO DO CHUMBO
O precipitado resultante da separação dos cátions do grupo da prata é constituído por uma mistura
de AgCl, Hg2Cl2 e PbCl2. Dos íons deste grupo o chumbo é separado primeiro levando em
consideração o aumento da solubilidade do PbCl2 com a elevação da temperatura. Como
demonstrado através da Tabela, todos os cloretos deste grupo tornam-se mais solúveis com o
aumento da temperatura, mas o efeito só é pronunciado no caso do PbCl2. Enquanto a 100oC, 1
mL de água dissolve apenas 0,0021 mg
de AgCl, a quantidade de PbCl2 que se dissolverá em 1 mL de água e a 100oC será superior a 30
mg.
Como a solubilidade do AgCl e Hg2Cl2 é ainda muito baixa em temperatura elevada, estes dois
cloretos não podem ser detectados pelos métodos da análise qualitativa. Assim, a água quente
dissolve apenas o PbCl2 sólido.
PbCl2(s) → Pb2+(aq) + 2Cl-(aq)
Como o AgCl e o Hg2Cl2 são insolúveis em água quente, esta diferença constitui a base
para a separação dos íons chumbo dos íons prata e mercúrio (I).
O cloreto de chumbo solúvel em água quente ou mesmo como precipitado em água fria é facilmente
convertido pelo íon cromato, no cromato de chumbo menos solúvel e de cor amarelobrilhante, confirmando a presença do chumbo.
PbCl2(s) + CrO42(aq)- → PbCrO4(s) + 2Cl-(aq) K = 8.10 10
O chumbo também pode ser identificado por meio do íon sulfato. Forma-se um precipitado branco
de sulfato de chumbo.
Pb2+(aq) + SO42-(aq) → PbSO4(s)
SEPARAÇÃO E IDENTIFICAÇÃO DO MERCÚRIO (I)
O resíduo proveniente da extração com água quente pode ser cloreto de prata ou de mercúrio (I) ou
uma mistura de ambos. Estes dois sólidos diferem na reação com a amônia. O AgCl é solúvel em
amônia. O Hg2Cl2 reage com a amônia para formar uma mistura de Hg e HgNH2Cl, ambos
insolúveis. Este fato é a base para a separação dos íons prata dos íons mercúrio (I).
A reação da amônia com o AgCl sólido forma o íon complexo solúvel, diaminprata, Ag(NH3)2+, que
é
incolor em solução aquosa.
AgCl(s) + 2NH3(aq) →
Ag(NH3)2+(aq) + Cl-(aq)
O Hg2Cl2 sofre auto-oxidação-redução (desproporcionamento) na presença de amônia em excesso.
Isto produz mercúrio metálico finamente dividido, que é negro, e aminocloreto de mercúrio (II),
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HgNH2Cl,branco.
Hg2Cl2(s) + 2NH3(aq)
→ Hg(l) + HgNH2Cl(s) + NH4+(aq) + Cl-(aq)
A formação do resíduo preto é, em geral, uma indicação suficiente da presença de mercúrio (I) na
amostra original.
IDENTIFICAÇÃO DA PRATA
A presença do íon prata é confirmada acidificando com ácido nítrico a solução amoniacal resultante
da separação do mercúrio (I). A amônia que se encontra em equilíbrio com os íons diaminprata é
convertida no íon amônio pelos íons H+ do ácido, deslocando o equilíbrio de dissociação do
complexo para a direita, e os íons prata então se combinam com os íons cloreto da solução para
formar cloreto de prata, branco.
Quando o mercúrio encontra-se presente em grande quantidade, pequenas quantidades de íon
prata podem ser perdidas pela redução do cloreto de prata a prata metálica, prejudicando sua
identificação.
2AgCl(s) + 2Hg(l) → 2Ag(s) + Hg2Cl2(s)
Se o teste da prata é indefinido ou negativo, a prata deve ser investigada no resíduo negro do
tratamento
com amônia. Este resíduo é dissolvido em água régia, que converte a prata em cloreto de prata.
Ag(s) + Cl-(aq) + NO3ou, com excesso de cloreto, no íon dicloroargentato, AgCl2-.
AgCl(s) + Cl-(aq) → AgCl2-(aq)
O excesso dos ácidos nítrico e clorídrico é removido por evaporação e reação:
3Cl-(aq) + NO3-(aq) + 4H+(aq) → NOCl(g) + Cl2(g) + 2H2O(l)
Quando a solução residual é diluída em água, a dissociação do AgCl2- aumenta e o cloreto de
prata reprecipita:
AgCl2-(aq)
→ AgCl(s) + Cl-(aq)
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A água régia também dissolve a parte de mercúrio do resíduo negro:
Observações:
Chumbo, Pb: características analíticas do Pb2+.
O chumbo é um metal cinza azulado com uma alta densidade (11,48 g mL-1). Dissolve-se
facilmente em solução de concentração média de ácido nítrico (8mol/L), produzindo os íons chumbo
(II).
3Pb(s) + 8NO3-(aq) + 8H+(aq) → 3Pb2+(aq) + 6NO3-(aq) + 2NO(g) + 4H2O(l)
Na seqüência desta reação, o gás incolor NO oxida-se no ar dando NO2, vermelho.
Para o estudo das reações, podem ser utilizadas as soluções de nitrato de chumbo ou acetato de
chumbo, ambas são fontes dos íons chumbo (II).
As principais reações:
1- Ácido clorídrico diluído (ou cloretos solúveis): forma-se um precipitado branco (cloreto de
chumbo) em solução fria e não muito diluída:
Pb2+(aq) + 2Cl-(aq) → PbCl2(s)
O precipitado pode ser tratado com água quente na qual apresenta certa solubilidade (33,4 g L-1 a
100ºC contra 9,9 g L-1 a 20ºC).
Ele é também solúvel em ácido clorídrico concentrado ou cloreto de potássio concentrado, formando
íons tetracloroplumbato (II) ([PbCl4]2-):
PbCl2(s) + 2Cl-(aq) → [PbCl4]2-(aq)
Se o precipitado for lavado após decantação e sifonação e se adicionar amônia diluída, não se
observará qualquer alteração (diferença dos íons mercúrio (I) ou prata), embora ocorra uma reação
de precipitação concorrente, formando-se o hidróxido de chumbo:
-(aq)
2- Ácido sulfúrico diluído (ou sulfatos solúveis): forma-se um precipitado branco de sulfato de
chumbo:
Pb2+(aq) + SO42-(aq) → PbSO4(s)
O precipitado é insolúvel em excesso de reagente. A quente, ele é solúvel em ácido
sulfúrico concentrado formando o hidrogenossulfato de chumbo (HSO4-). O sulfato de chumbo é
também solúvel em soluções concentradas de acetato de amônio 10 mol/L ou tartarato de amônio 6
mol/L, na presença de amônia, formando os íons tetracetatoplumbato (II) ([Pb(CH3COO)4]2-) e
ditartaroplumbato (II)
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([Pb(C4H4O6)2]2-). Na presença de carbonato de sódio, ele é convertido em carbonato de
chumbo.
3- Cromato de potássio em solução neutra de ácido acético ou de amônia: forma-se um precipitado
amarelo de cromato de chumbo:
Pb2+(aq) + CrO42(aq)- →
PbCrO4(s)
Ele é dissolvido em ácido nítrico ou hidróxido de sódio. Ambas as reações são reversíveis utilizando
amônia ou ácido acético nestes equilíbrios e fazendo o cromato de chumbo precipitar quando
favorecer a sua formação.
4- Iodeto de potássio: precipitado amarelo de iodeto de chumbo:
Pb2+(aq) + 2I-(aq) → PbI2(s)
A solução mais concentrada de iodeto de potássio (6mol/L) dissolve o precipitado e forma
íons tetraiodoplumbato (II) ([PbI4]2-). Ele é moderadamente solúvel em água fervente, dando uma
solução
incolor, da qual se separa por resfriamento, formando lâminas amarelo-douradas. Um excesso
de solução de iodeto de potássio (6 mol/L) dissolve o precipitado que pode reaparecer por diluição
do meio.
Observações: Produtos de análise mais comuns contendo chumbo são: Ligas metálicas (solda,
fusíveis,projéteis), canos, munição, baterias, minérios (galena-PbS, cerusita-PbCO3, anglesitaPbSO4),inseticidas, vernizes, esmaltes, tintas (zarcão), antidetonante da gasolina [Pb(C2H5)4],
recobrimento de cabos telefônicos, chapas contra radiações...
Mercúrio, Hg: características analíticas do (Hg22+).
O mercúrio é um metal branco prateado, líquido nas temperaturas normais e apresenta um
peso específico de 13,534 g mL-1 a 25ºC. Não é atacado pelo ácido clorídrico ou pelo ácido
sulfúrico 2mol/L,
mas reage prontamente com o ácido nítrico. A frio e em concentração média de ácido nítrico
(8mol/L),com um excesso de mercúrio produz íons mercúrio (I)
6Hg(s) + 8NO3-(aq) + 8H+(aq) → 3Hg22+(aq) + 6NO3-(aq) + 2NO(g) + 4H2O(l)
e com excesso de ácido nítrico concentrado a quente, formam-se íons de mercúrio (II)
3Hg(s) + 8NO3-(aq) + 8H+(aq) → 3Hg2+(aq) + 6NO3-(aq) + 2NO(g) + 4H2O(l)
O ácido sulfúrico concentrado, a quente, também dissolve o mercúrio. Se o mercúrio estiver em
excesso, serão obtidos íons mercúrio (I) e se o ácido estiver em excesso, serão os íons mercúrio
(II).
Para o estudo das reações, pode ser utilizada a solução de nitrato de mercúrio (I), fonte dos íons
mercúrio (I).
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10.VOLUMÉTRIA
Os processos volumétricos constituem a análise química quantitativa denominada
volumetria ou análise volumétrica.
Nesta análise, deve reagir um volume conhecido da solução-problema com uma soluçãopadrão conveniente.
Em seguida, determina-se com o maior rigor possível o volume da solução-padrão, o qual deve
ser exatamente o necessário para reagir com o volume conhecido da solução-problema.
Cálculo da volumetria
Na volumetria, como também é chamada a análise volumétrica os cálculos baseiam-se no
principio da equivalência, ou seja, equivalente reage com equivalente. Portanto, ao completar-se a
reação adiciona-se um volume da solução-padrão que tenha o mesmo número de equivalentes da
solução problema.
Podemos proceder aos cálculos utilizando a equação da reação química balanceada e os valores de
concentração medidos em mol/L
A (solução-problema) e B (solução-padrão) são reagentes/ C e D são produtos. Assim
temos:
Sendo:
VOLUMETRIA ÁCIDO-BASE OU DE NEUTRALIZAÇÃO
A volumetria de neutralização ou volumetria ácido-base é um método de análise baseado na reação
entre os íons H3O+ e OH-.
H3O+ + OH- ↔ 2H2O
cuja extensão e governada pelo produto iônico da água.
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À primeira vista pode-se pensar que a reação entre quantidades equivalentes de um ácido e de
uma base resultaria sempre em uma solução neutra. Entretanto isto não é verdade, por causa dos
fenômenos de hidrolise que acompanham as reações entre ácidos fortes e bases fracas ou ácidos
fracos e bases fortes.
Além disso, a detecção do ponto final na volumetria ácido-base pode se tornar difícil devido a
efeitos tamponantes gerados no meio reagente, que podem prejudicar a ação dos indicadores.
Estas características dos sistemas ácido-base devem ser bem conhecidas e estar sob controle
durante a realização de uma análise por neutralização.
Preparação e padronização de uma solução de NaOH 0,01 mol L-1
O hidróxido de sódio não é um padrão primário porque sempre contém uma certa quantidade
indeterminada de água e de Na2CO3 adsorvida no sólido. Por esta razão é necessário preparar uma
solução de NaOH de concentração próxima daquela desejada e determinar a sua concentração real
através de titulações contra amostras de um padrão primário. O procedimento a ser seguido
consiste em pesar aproximadamente 0,21 g de NaOH em pastilhas e dissolvê-las em água destilada
previamente fervida e resfriada. A solução é então diluída até cerca de 500,0 mL e armazenada em um
frasco plástico.
Para a padronização desta solução usam-se amostras de ftalato ácido de potássio (biftalato de
potássio, C6H4(COOH)(COOK)), seco em estufa por 1-2 horas a 110°C. Pesam-se exatamente, por
diferença, duas ou mais amostras de 0,03 a 0,035 g (anotando até ± 0,1 mg) de sal e transfere-se
cada uma delas para um erlenmeyer de 250 mL, ao qual são adicionados cerca de 25 mL de água
destilada. Agita-se com cuidado até a dissolução total da substância e titulam-se separadamente as
amostras com a solução de NaOH preparada, usando-se duas gotas de solução de fenolftaleína
como indicador. O aparecimento de uma leve coloração rosada que perdura por cerca de 30
segundos indica o ponto final da titulação. Calcula-se, então, através dos dados experimentais
obtidos, a concentração da solução de NaOH, em mol L-1.
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Preparação e padronização de uma solução de HCl 0,01 mol L-1
O ácido clorídrico também não é um padrão primário e por isso torna-se necessário
padronizá-lo. Sabe-se que o cloridreto (HCl gasoso) tem uma massa molar de 36,5 g mol
-1
e que
uma solução saturada deste gás fornece uma solução a 35,6% (m/m) de HCl, com uma densidade d
= 1,18 g mL-1. Tendo-se conhecimento destes dados, calcula-se que cerca de 0,45mL (medidos
com uma proveta) desta solução saturada (HCl, 12 mol L-1) devem ser tomados e diluídos a 500mL
para se obter uma solução aproximadamente 0,01 mol L-1 do referido ácido.
A padronização desta solução é feita com carbonato de sódio (padrão primário) previamente
aquecido a 270ºC < T < 300ºC por 1 hora. O procedimento a ser seguido na prática consiste em
pesar, por diferença, 0,02 a 0,025 g (anotando até ± 0,1 mg) do sal tratado termicamente, transferir a
amostra pesada para um erlenmeyer de 250 mL, adicionar 25 mL de água destilada, duas gotas de
vermelho de metila 0,1% (m/V). Titular até a viragem para coloração rósea. Aquecer a ebulição, para
eliminar o gás carbônico. Esfriar e prosseguir a titulação. Repetir essa operação até coloração
rósea persistente. Com os dados obtidos, calcular a concentração em mol.L-1 da solução de HCl.
Determinação de ácido acético em vinagre
O ácido acético é um ácido fraco tendo um Ka de 1,8x10-5. ele é amplamente usado em
química industrial na forma de ácido acético glacial (densidade de 1,053 e 99,8% m/m) ou em
soluções diferentes concentrações. Na indústria alimentícia é consumido como vinagre, que é uma
solução diluída do ácido acético glacial (3,5 a 8% m/V).
PROCEDIMENTO:
Uma alíquota de 10,0 mL de vinagre é cuidadosamente pipetada e transferida para um balão
volumétrico de 100 mL e diluído até o menisco com água destilada. Uma alíquota de 25,0 mL é
removida do balão, com uma pipeta calibrada, e transferida para um elermeyer de 250 mL.
Adiciona-se aproximadamente 40 mL de água e 3 a 5 gotas de fenolftaleína. A mistura é
cuidadosamente titulada com uma solução de uma leve coloração cor de rosa que persista por 30
segundos.
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Calcula-se a concentração do ácido acético no vinagre expressando o resultado em mol.L-1 e
também em gramas de ácido acético por mL de vinagre.
Análise de leite de magnésia
Amostras de leite de magnésia Phillips podem ser facilmente conseguidas em farmácias ou
supermercados.
Como esta marca contém um teor significativamente acima dos 7% (m/v) de
Mg(OH)2, ela pode ser diluída com água destilada para preparar várias outras amostras com teores de
Mg(OH)2
ligeiramente diferentes, mas não se afastando muito dos 7% (m/v). A amostra
recebida deve ser de pelo menos 20 g de leite de magnésia comercial.
Lava-se, seca-se e pesa-se um erlenmeyer de 250mL (anotando até mg em balança analítica).
Agita-se bem a amostra recebida e transfere-se rapidamente 5 a 6 g para cada o erlenmeyer. Pesa-se
novamente e por diferença anota-se a massa do leite de magnésia. Usando-se uma pipeta
volumétrica de 50 mL (aferida) ou uma bureta de 50 mL adicionam-se exatamente 50 mL da
solução padrão de ácido clorídrico 0,5 mol L-1 para o erlenmeyer. Agita-se para assegurar uma
reação completa. A amostra deve dissolver-se completamente. Se a solução ficar turva ou restar
algum precipitado, isto indica que não foi colocada uma quantidade suficiente do ácido clorídrico.
Conseqüentemente, deve-se adicionar uma quantidade extra, conhecida, do HCl.
A seguir, adicionam-se 3 a 4 gotas do indicador de vermelho de metila no erlenmeyer e titula-1
se o excesso do ácido clorídrico com a solução padrão de hidróxido de sódio 0,25 mol L , até o
aparecimento da cor amarela.
Calcula-se a % (m/m) do hidróxido de magnésio na amostra.
n[Mg(OH)2] = ½ [n(HCl) – n(NaOH)] e
%Mg(OH)2 = n[Mg(OH)2 . 58,34 g mol-1
massa amostra (gramas)
onde n é a quantidade de matéria de cada substância envolvida.
VOLUMETRIA DE PRECIPITAÇÃO
Dentre os métodos volumétricos de precipitação, os mais importantes são os que empregam
solução padrão de nitrato de prata. São chamados de métodos argentimétricos e são usados na
determinação de haletos e de alguns íons metálicos. Nesta discussão apenas os métodos de titulação de
cloretos serão considerados.
Baseados nos diferentes tipos de indicadores disponíveis, existem três métodos distintos para
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a determinação volumétrica de cloreto com íons prata:
1. formação de um sólido colorido, como no método de Mohr;
2. formação de um complexo solúvel, como no método de Volhard;
3. mudança de cor associada com a adsorção de um indicador sobre a superfície de um
sólido, como no método de Fajans.
Método de Mohr
Segundo o método de Mohr para a determinação de cloretos, o haleto é titulado com uma
solução-padrão de nitrato de prata usando-se cromato de potássio como indicador. No ponto final,
quando a precipitação do cloreto for completa, o primeiro excesso de íons Ag
+
reagirá com o
indicador ocasionando a precipitação do cromato de prata, vermelho.
2Ag+ + CrO42- ↔ Ag2CrO4 (s)
Como esta titulação usa as diferenças nos valores dos produtos de solubilidade do AgCl e
Ag2CrO4, é muito importante a concentração do indicador. Teoricamente o Ag 2CrO4
deveria
começar a precipitar no ponto de equivalência. Neste ponto da titulação foi adicionada uma
quantidade de prata igual à quantidade de cloreto em solução, e conseqüentemente, trata-se de uma
solução saturada de cloreto de prata. Considerando-se que as concentrações dos íons Ag+ e Cl- em
solução (em equilíbrio com o sólido AgCl) são iguais, é fácil calculá-las a partir do valor do
produto de solubilidade:
Ag+ + Cl- ↔ AgCl (s)
[Ag+] [Cl-] = [Ag+]2 = 1,56 x 10-10
[Ag+] = [Cl-] = 1,25 x 10-5 mol L-1
Então, a concentração de íons prata no ponto de equivalência é igual a 1,25 x 10 -5 mol L-1.
Assim, a precipitação do Ag2CrO4 deve ocorrer quando a concentração [Ag+] = 1,25 x 10-5 mol L-1.
Substituindo este valor na expressão do produto de solubilidade do Ag2CrO4:
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11.Análise Química Quantitativa
Experimento I
Determinação de Água Higroscópica
Introdução:
A determinação da umidade ou de água higroscópica, é a verificação da quantidade de água presente em
determinado produto.
Para determinar essa umidade, pode-se utilizar do método de análise gravimétrica, que está baseada na
medida indireta da massa de um ou mais constituintes de uma amostra.
Essa medida indireta se dá através de cálculos estequiométricos, utilizando valores iniciais do peso da
amostra, e os valores finais do peso da amostra seca.
A análise pode ser tanto de elementos químicos isolados quanto espécies químicas.
Os principais tipos de análise gravimétrica são: a gravimetria por volatilização e por precipitação química.
Objetivo:
Determinar o percentual de umidade de uma amostra de Sulfato de Cobre Pentahidratado por método
indireto de gravimetria.
Materiais Utilizados:
1 béquer
1 espátula
Procedimento:
1º - Previamente, um béquer foi aquecido em uma estufa regulada entre 105ºC e 110ºC durante uma hora,
em seguida foi levado a um dissecador para ser esfriado até a temperatura ambiente.
2º - Com o auxílio de uma tesoura, o béquer foi levado e colocado dentro uma balança analítica, o peso
obtido foi aproximadamente 50,4080g .Depois de obtido o peso do béquer, a balança foi tarada para que
fosse possível pesar o Sulfato de Cobre Pentahidratado.
3º - Foi acrescentado aos poucos, dentro do béquer, com a ajuda de uma espátula, aproximadamente
1,9903g de Sulfato de Cobre Pentahidratado.
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4º - Após a pesagem da amostra em questão, o béquer foi retirado da balança analítica, e esta foi tarada
novamente, o béquer então foi levado até uma estufa que estava regulada entre 105ºC e 110ºC, e
permaneceu durante uma hora.
5º - Com uma tesoura, o béquer foi retirado da estufa e levado para o dissecador, durante
aproximadamente vinte minutos, para que sua temperatura retorne a ambiente.
6º - Depois de atingida a temperatura suficiente para se conduzir o béquer, ele foi retirado do dissecador
com a amostra seca, com a ajuda de uma tesoura e levado até uma balança analítica, o peso obtido foi de
51,8225g.
Resultado:
Peso Inicial do Béquer = 50,4080g
Peso Inicial da Amostra = 1,9903g
Peso Final ( Béquer + Amostra ) = 51,8225g
Peso da Amostra Seca = 0,5758g
Para determinar o percentual de umidade da amostra, foi utilizada a seguinte expressão:
U% = ( Pi – Pf ) x 100% / PI
Onde Pi = 1,9903g ( peso inicial da amostra ); Pf = 0,5758g ( peso final da amostra ); U% ( percentual de
umidade da amostra ).
Substituindo: U% = ( 1,9903g – 0,5758g ) x 100% / 1,9903g
U% = 71,07 %
Conclusão:
O percentual de umidade de uma amostra de aproximadamente 1,9903g de Sulfato de Cobre
Pentahidratado é de aproximadamente 71,07%.
Determinação de Ferro
Introdução:
O ferro (do latim ferrum) é um elemento químico, símbolo Fe, de número atômico 26 (26 prótons e 26
elétrons) e massa atómica 56 u. À temperatura ambiente, o ferro encontra-se no estado sólido. É extraído
da natureza sob a forma de minério de ferro que, depois de passado para o estágio de ferro-gusa, através
de processos de transformação, é usado na forma de lingotes. Adicionando-se carbono dá-se origem a
várias formas de aço.
Este metal de transição é encontrado no grupo 8B da Classificação Periódica dos Elementos. É o quarto
elemento mais abundante da crosta terrestre (aproximadamente 5%) e, entre os metais, somente o
alumínio é mais abundante.
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É um dos elementos mais abundantes do Universo; o núcleo da Terra é formado principalmente por ferro e
níquel (NiFe). Este ferro está em uma temperatura muito acima da temperatura de Curie do ferro, dessa
forma, o núcleo da Terra não é ferromagnético.
O ferro tem sido historicamente importante, e um período da história recebeu o nome de Idade do ferro.
O ferro, atualmente, é utilizado extensivamente para a produção de aço, liga metálica para a produção de
ferramentas, máquinas, veículos de transporte (automóveis, navios, etc), como elemento estrutural de
pontes, edificios, e uma infinidade de outras aplicações.
O ferro está presente em várias partes do organismo, porém a maior quantidade localiza-se no sangue,
onde encontramos a hemoglobina (Hb) com a função de transportar oxigênio. Este mineral é armazenado
na forma de ferritina.
O ferro contido nos tecidos encontra-se em moléculas chamadas mioglobulina (função de
armazenamento). O compartimento de transporte, o ferro sérico, é constituído de ferro e uma molécula
chamada transferrina (proteína de transporte).
Objetivo:
Determinar a porcentagem de ferro contida na amostra.
Materiais Utilizados:
1 Béquer (400ml)
Papel de filtro
1 Cadinho de porcelana
Reagentes e Soluções:
Sal de Ferro
HCL concentrado
NH4NO3
NH4OH (1:3)
H2O2 (3%)
NH4NO3 (1%) ( c/ gotas de NH4OH )
Procedimento:
1º – Pesou-se 1,0023g de sulfato de ferro.
2º – Em um béquer de 400ml, diluiu-se ácido clorídrico em 300ml de água destilada e adicionou-se 2ml de HCl
concentrado e 2ml de uma solução de H2O2 3%.
3º – A solução resultante foi aquecida a cerca de 70ºC .
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4º – Foram adicionados 3,0164g de NH4NO3.
5º – O sistema foi levado até quase a ebulição e adicionou-se lentamente e sob agitação, NH4OH (1:3) até que foi
notado um forte odor característico.
6º – A mistura foi fervida por 1 minuto.
7º – Após a fervura deixou-se depositar o precipitado.
8º – A solução foi filtrada.
9º – O béquer e o precipitado foram lavados com uma solução (quente) de NH4NO3 a 1% (contendo algumas gotas de
NH4OH).
10º – Colocou-se um papel filtro com o precipitado em um cadinho de porcelana.
11º – O cadinho foi levado para uma mufla, para ser calcinado, a 1000ºC por 30 minutos.
12º – O cadinho foi retirado da mufla e colocado em um dessecador por 1 hora, para ser resfriado.
13° - Em seguida foi pesado.
Resultado:
m(amostra) = 1,0023g
m(cadinho inicialmente) = 23,6210g
m(final) = 23,8222g
m(Fe) = 23,8222 – 23,6210
0,2012g
0,2012/1,0023 = 0,2007 x 100 = 20,07%
Conclusão: A amostra de sulfato de ferro em questão, possuía 20,07% de ferro em massa.
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VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO.
PADRONIZAÇÃO DA SOLUÇÃO APROXIMADAMENTE 0,1 M DE HCl COM
SOLUÇÃO PADRÃO 0,05 M DE Na2CO3.
Colocar no erlenmeyer exatamente 10 mL de solução padrão 0,05 M de Na2CO3 2 gotas
de alaranjado de metila e 30 mL de água desionizada.
Na bureta colocar a solução aprox. 0,1 M de HCl a padronizar.
Proceder a titulação até o aparecimento de uma leve coloração avermelhada. Aquecer
até a ebulição, esfriar e proceder lentamente a titulação até a viragem do indicador
(salmon).
Titular 3x
Repetir o procedimento acima utilizando fenolftaleina para a detecção do primeiro
ponto de Equivalência, e após o aquecimento colocar 2 gotas de alaranjado de metila,
para detecção do ponto Final.
-Reações:
Dados Obtidos
Tratamento dos dados
Cálculo da Concentração do HCl
Responda:
1.Quais as características de uma substancia padrão primária.
2. Como agem os indicadores ácido-base?
3. Como a teoria cromófora explica a mudança de cor dos indicadores?
4. Você pode utilizar dois indicadores para detecção do ponto final na técnica 1, explique.
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5. Se você utilizar o HCl na bureta (titulante) e o Na2CO3 no erlenmeyer (solução titulada),
o ponto final poderá ser detectado com fenolftaleina? Justifique
PADRONIZAÇÃO DA SOLUÇÃO APROXIMADAMENTE 0,1 M DE NaOH COM A
SOLUÇÃO PADRONIZADA DE HCl .
Colocar no erlenmeyer exatamente 10 mL da solução aproximadamente 0,1 M de
NaOH, 2 gotas de alaranjado de metila e 30 mL de água destilada.
Na bureta colocar a solução padronizada de HCl (cf. técnica 1) . Proceder a
titulação até a viragem do indicador.Titular 3 vezes.
cor da solução com indicador antes da titulação:_______________
cor da solução no Ponto final:_________________
→Reações:
Dados Obtidos
Tratamento dos dados
Cálculo da do n0 de mols do HCl
Cálculo da Concentração do NaOH
→ Responda:
1. Porque é necessário padronizar uma solução de HCl ou NaOH para utilizarmos em
análise volumétrica?
2. Como fazemos a escolha de um indicador para ser utilizado na volumetria de
neutralização?
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Tab. I Cálculos de valores de pH durante a titulação de 100mL de HCl a 0,1mol/L com solução a
0,1mol/L de NaOH
vol. de NaOH no de mmol de HCl
no de mmol de
[H+]
OH-]
pH
adicionados
que sobram
NaOH que sobram
0
10
0
10/100
10
9
0
9/110
-
1,09
20
8
0
8/120
-
1,18
50
5
0
5/150
-
1,48
90
1
0
1/190
-
2,28
99
0,1
0
0,1/199
-
3,30
99,9
0,01
0
0,01/199,9
-
4,30
100
0
0
-
-
7,00
100,1
0
0,01
-
0,01/200,1
9,70
0,1
-
0,1/201
10,7
1/210
11,7
01
0
110
0
1
-
1
Evidentemente se estivermos titulando um ácido fraco, digamos CH3COOH (ácido acético)
com uma base forte, por exemplo NaOH, o sal obtido no ponto de equivalência, onde não haveria nem
ácido, nem base, terá uma reação básica, isto é, no ponto de equivalência o pH será maior que 7. Por outro
lado se a titulação for entre um ácido forte, por exemplo HCl e uma base fraca, tal como NH 3H2O (amônia
hidratada), no ponto de equivalência o pH será menor que 7.
A determinação do ponto de equivalência é de máxima importância na volumetria e para tal,
podemos lançar mão de diferentes métodos. Nos restringiremos ao uso de indicadores ácido-base
conforme será a seguir discutido.
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Indicadores Ácido-Base, ou Indicadores de Neutralização
Indicadores ácido-base, também chamados de indicadores de neutralização, são substâncias que podem
mudar de cor conforme o pH do meio. Por exemplo o indicador conhecido como alaranjado de metila
apresenta coloração vermelha em valores de pH
3,1 e coloração amarela em pH
4,4. Para pH entre
3,1 e 4,4 a cor não seria bem definida. Outro indicador de extenso uso é a fenolftaleina. Este indicador
apresenta coloração vermelha para valores de pH
10 e se apresenta como incolor em pH
8.
Teoria dos Indicadores
A primeira teoria para explicar o funcionamento dos indicadores de neutralização, conhecida
como teoria iônica dos indicadores, se baseou na teoria da dissociação eletrolítica de Arrhenius Segundo
esta teoria, os indicadores ácido-base seriam ácidos, ou bases, orgânicos fracos que apresentariam
diferentes colorações conforme se apresentassem na forma molecular, (formas não dissociadas), ou na
forma iônica (forma dissociada). Por exemplo, seja o indicador um ácido orgânico fraco representado por
Hind, que se dissocia segundo a equação:
Hind
H+ + Ind-
Digamos que na forma molecular Hind, o indicador apresenta uma cor azul, enquanto na forma
dissociada Ind-, tem uma cor vermelha. Se aumentarmos o pH do meio, isto é, diminuindo-se a
concentração de íons H+, o equilíbrio (em 57) se desloca para a direita predominando a cor vermelha (cor
de Ind-), mas se diminuirmos o pH, isto é, aumentarmos a concentração de íons H+, o equilíbrio (em 57) se
desloca para a esquerda, passando a predominar a cor azul (cor de Hind).
Exercício: Considere que o indicador é uma base orgânica fraca. Como poderíamos justificar suas
diferentes colorações se o meio estivesse ácido ou básico?
A segunda teoria referente ao funcionamento dos indicadores é conhecida como “teoria cromófora”
e se baseia no fato de que a cor de uma substância orgânica depende da estrutura de suas moléculas e
que pode mudar de coloração quando do rearranjo destas estruturas. Por exemplo, as duas estruturas A e
B, núcleo benzênico e grupo quinólico, respectivamente, que diferem quanto a estrutura e,
consequentemente, apresentam diferentes colorações.
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Pela teoria cromófora a mudança de cor de um indicador seria conseqüência de uma mudança
isomérica, isto é, de um reagrupamento intramolecular na estrutura do indicador. (É conveniente lembrar
que isômeros são compostos que apresentam a mesma composição química, porém tem diferentes
estruturas e consequentemente diferentes propriedades).
Como se observa na fig., as interconversões das formas isoméricas é um processo
reversível, sendo este isomerismo reversível conhecido como tautomerismo. Cada um dos isômeros é
chamado de tautômero Assim, pela teoria cromófora os indicadores ácido-base seriam substâncias que
poderiam ocorrer sob a forma de diferentes tautômeros, com diferentes colorações. Cada tautômero
predominaria em determinadas fachas de pH.
Tomemos por exemplo o indicador ácido-base conhecido como paranitrofenol, que pode
existir sob as duas formas tautoméricas dadas na figura acima.
Tautomerismo apresentado pelo indicador paranitrofenol. O tautômero (A) é descolorido, enquanto o (B) é
amarelo
O tautômero (A) dado na figura acima predominaria em meio ácido, enquanto o (B), em meio
alcalino.
Atualmente aceita-se como mais provavel uma mistura das duas teorias. Numa primeira etapa
haveria um equilíbrio tautomérico e numa segunda, um equilíbrio iônico, conforme mostrado na figura 3,
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ainda para o indicador paranitrofenol.
Equilíbrio tautomérico entre as estruturas (A) e (B) (equilíbrio I) e equilíbrio iônico entre as
estruturas (B) e(C) (equilíbrio II)
Em um meio alcalino haveria consumo de íons H+ e o equilíbrio (II) se deslocaria para a
direita. Em conseqüência, também o equilíbrio (I) se deslocaria para a direita e consequentemente haveria
o predomínio da coloração amarela. Em meio ácido, ao contrário, haveria uma aumento da concentração
dos íons H+ e o equilíbrio (II) se deslocaria para a esquerda. O equilíbrio (I) também se deslocaria para a
esquerda e assim passaria a predominar a estrutura incolor.
Faixa de viragem de um indicador.
O equilíbrio mostrado na figura para o indicador paranitrofenol, pode ser generalizado para todos os
indicadores ácido base, que fossem ácidos orgânicos fracos, pela sequência seguinte:
HIndo
i
ii
Hind
H+ + Ind- (58)
onde as forma Hindo e Hind representariam os tautômeros, com o equilíbrio (i) sendo o equilíbrio
tautomérico e o equilíbrio (ii) o iônico, com Ind- representando a forma iônica do indicador, que seria aquela
que predominaria em meio alcalino.
Aplicando-se a lei da ação das massas a estes equilíbrios teríamos:
Equilíbrio (1)
[ HInd ]
[ HInd o ]
Equilíbrio (2)
[ H ][ Ind ]
[ HInd ]
K tautom erism o
K dissociação
Multiplicando-se membro a membro as expressões e simplificando os termos comuns teríamos:
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[ H ][ Ind ]
[ HInd o ]
K tautom erism o.K dissociação ,
[ H ][ Ind ]
[ HInd o ]
K
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A constante K na equação , produto das constantes de tautomerismos e de dissociação, é
chamada de constante de dissociação aparente do indicador
Resolvendo a equação em relação a [H+] iremos obter:
[H ]
K.
[ HInd o ]
(63)
[ Ind ]
-log[H+] = -log K - log
ou ainda
[ HInd o ]
(64) ou
[ Ind ]
[ HInd o ]
pH = pK - log
[ Ind ]
(65)
O termo pK é chamado de expoente do indicador.
A relação
[ HInd o ]
é uma função do pH do meio.
[ Ind ]
O olho humano só consegue distinguir a predominancia de uma cor devida a cada um dos
tautômeros, quando a concentração do mesmo for no mínimo igual a 10 vezes a do outro, isto é, predomina
a cor devida ao tautômero HIndo, quando (a) [Hindo] = 10.[Ind-]. Por outro lado, predomina a cor de Indquando (b) [Ind-] = 10.[Hindo].
Levando a relação (a) na expressão (64) teremos pH = pK -log
pH = pK –log10
10.[ Ind ]
, o que leva a;
[ Ind ]
pH = pK – 1.
[ HInd o ]
Levando agora na expressão (64) a relação (b) teremos pH = pK - log
.
10.[HInd o ]
Simplificando teremos pH = pK - log
Técnico em Química
1
10
pH = pK + 1.
51
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Podemos então dizer, que um indicador de neutralização muda de cor numa faixa de pH
dada por:
pH = pK
1
Por exemplo, a fenolftaleina que tem pK = 9 tem coloração avermelhada em valores de pH
10 e torna-se incolor para pH
8. Entre 8 e 10 teria cor intermediária.
Exercício: Sabendo-se que o expoente do indicador alaranjado de metila é 4, qual será sua faixa de
viragem ?
A faixa de viragem do amarelo de alizarina é 10 a 12. Qual o valor de seu expoente de
indicador ?
O valor de pH no qual uma titulação é terminada, em função do uso de um dado indicador é
chamado de expoente de titulação deste indicador e é denotado por pT. De um modo geral, o pT coincide
com o pK de indicador. Por exemplo, o alaranjado de metila tem pT = 4, que é também seu expoente de
titulação. O pT da fenolftaleína é igual a 9, valor idêntico para seu pK. Um indicador pode ser referenciado
pela sua faixa de viragem ou seu pT.
Curvas de Titulação. Titulação de um ácido forte com uma base forte ou vice-versa
Uma curva de titulação mostra graficamente a variação do pH durante uma titulação e são bastante
úteis na escolha dos indicadores adequados a uma determinada titulação.
Consideremos a titulação de 50mL de solução de HCl a 0,1mol/L com uma solução de NaOH a
0,1mol/L.
A equação da reação envolvida HCl + NaOH
NaCl + H2O, mostra que 1 mol de NaOH
reage com 1 mol de HCl, formando 1 mol de NaCl.
Antes da primeira adição de NaOH, o pH da solução será –log[H+] = -log10-1 = 1.
Após a adição de 10ml da solução de NaOH (adição de 1 mmol da base) restarão 4mmol de
ácido sem neutralizar e será formado 1mmol do sal NaCl. O sal, derivado de ácido forte e base forte, na irá
intervir no pH do meio. A concentração do ácido que sobra será 4mmol
60mL
0,067 mol / L , onde o volume de
60mL corresponderá aos 50mL de ácido que estão sendo titulados mais os 10mL da base titulante
adicionados. o pH será então igual a –log 0,067=1,18.
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Quando o volume adicionado da base titulante for igual a 20ml, restarão 3mmol de ácido. Sua
concentração será dada por
3mmol
70ml
0,043 e
o pH será 1,37.
Prosseguindo com este raciocínio, iremos obter os dados mostrados na tabela abaixo
Tabela: Valores de pH durante a Titulação de 50mL deHCl 0,1mol/L com NaOH 0,1mol/L
vol de NaOH no mmol de HCl
no de mmol de
H+]
[OH-]
pH
0
0,1
0
1,00
4
0
0,066
0
1,18
20
3
0
0,043
0
1,38
30
2
0
0,025
0
1,60
40
1
0
0,011
0
1,96
49
0,1
0
0,001
0
3,00
49,9
0,01
0
0,0001
0
4,00
50
0
0
0
0
7,00
50,1
0
0,01
0
0,0001
10,00
51
0
0,1
0
0,001
11,0
60
0
1
0
0,010
11,95
70
0
2
0
0,016
12,22
80
0
3
0
0,023
12,36
90
0
4
0
0,029
12,46
100
0
5
0
0,033
12,52
adicionados
que sobram
0
5
10
Técnico em Química
NaOH- que
sobram
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onde observamos que no ponto de equivalência, isto é, quando não tivermos excesso nem de ácido
nem da base (o que foi alcançado quando o volume da base titulante foi de 50mL) o pH será igual a 7. Isto
é consequência de existir neste instante no sistema apenas o sal NaCl, que sendo derivado de base forte e
de ácido forte dará à solução um pH = 7.
Após o ponto de equivalência haverá excesso de base forte. Calculamos os valores de pH após este
ponto levando este fato em consideração. Por exemplo, após o volume adicionado da base ser 50,1mL. O
número de mmol de base adicionados será 5,01. Como estavam sendo titulados 5mmol de ácido, sobrarão
0,01mmol de base, num volume igual a 100,1ml. A concentração de íons OH- será então
0,01mml
100,1ml
9,99 x10 5 . O pOH será –log9,99x10-5 = 4. Como pH = 14-pOH, teremos pH = 14-4=10
Com os dados da tabela podemos construir a curva de pH X Vol. de titulante
Curva de titulação de solução a 0,1mol/L de HCl, com solução a 0,1mol/L de NaOH. São mostradas
também faixas de viragem de dois indicadores (fenolftaleina 8 – 10, e alaranjado de metila 3 – 4)
Da figura acima, como também na tabela II, observamos que o pH varia rapidamente nas
proximidades do ponto de equivalência, ocorrendo um salto brusco entre os volumes de 49,9 e 50,1ml de
titulante adicionados, quando a pequena variação de volume, 0,2ml, provoca uma variação de 6 unidades
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nos valores de pH (de pH 4 a pH 10). Observamos ainda, que nesta titulação o ponto de equivalência situase exatamente a meia distância neste salto brusco.
Evidentemente que o indicador ideal seria aquele que mudaria de cor quando o pH do meio
atingisse o valor 7. Neste caso a titulação seria parada exatamente no ponto de equivalência e o erro seria
zero. Digamos porém que dispomos do indicador alaranjando de metila, que apresenta uma faixa de
viragem compreendida entre pH 3 e 5, (pT = 4) e que apresenta coloração vermelha em valores de pH
e amarela em pH
3
5. Se usássemos este indicador iríamos para a titulação quando o indicador virasse de
vermelho para amarelo, isto é quando o volume adicionado de titulante estivesse entre 49,9 e 50ml. Vemos
que o erro cometido, devido à insuficiência de titulante, seria menor que 0,1 x100
50
0,2% .
Se o indicador disponível fosse a fenolftaleina (faixa de viragem 8 – 10, pT = 9)) que é vermelha em
meios cujos valores de pH
10 e incolor quando pH
8. Com este indicador iríamos para a titulação
quando o indicador ficasse vermelho, isto é quando o volume de titulante adicionado fosse algo como
50,1mL. O erro cometido, devido a excesso de titulante seria também próximo de
0,1
x100
50
0,2% .
Observando-se a curva de titulação correspondente, vemos que as faixas de viragem destes
indicadores interceptam a curva na região do salto brusco. Podemos concluir então, que todos os
indicadores, cujas faixas de viragem situam-se na região do salto brusco, são adequados à titulação.
Consideremos agora a titulação de 50mL de solução a 0,01mol/L de HCl com solução a
0,01mol/L de NaOH.
Efetuando cálculos semelhantes aos anteriores, podemos construir a tabela III.
Valores de pH na titulação de 50mL de HCl a 0,01mol/L com NaOH a 0,01mol/L
Técnico em Química
Vol. de NaOH adicionados
pH
0
2,00
10
2,18
20
2,37
30
2,40
40
2,95
49
4,00
49,9
5,00
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Ensino Médio Integrado à Educação Profissional
50
7,00
50,1
9,00
51
10,00
60
10,95
70
11,22
80
11,36
90
11,46
100
11,53
Curva de Titulação de Solução de HCl 0,01mol/L com solução de NaOH 0,01mol/L
Com os dados da tabela construímos a curva de titulação.
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Na figura abaixo são traçadas as duas curvas referentes às titulações com reagentes de concentrações a
0,1mol/L (curva A) e a 0,01mol/L (curva B).
Curvas de Titulação de Soluções de concentrações 0,1mol/L (A) e 0,01mol/l (B).
Podemos observar na figura, que diminuindo-se as concentrações das soluções, ocorre um
decréscimo na extensão do salto brusco nas imediações do ponto de equivalência. Isto pode inibir o uso de
determinados indicadores, pois com o menor salto, suas faixas de viragem podem não interceptar a curva
na região desta variação brusca, o que inviabilizaria a o uso do indicador.
Exercício -1: Considere os indicadores, cujas faixas de viragem são dadas entre parêntesis:
Amarelo de alizarina (10 – 12); Vermelho de cresol (7,4 – 9); Tropeolina 00 (1,4 – 3,2); Azul de bromofenol
(3 – 4,6); Tornassol (5 – 8). Quais seriam os pT destes indicadores? Quais serviriam e quais não serviriam
para a titulação acima.?
Exercício –2: Trace a curva de titulação de 50mL de uma solução a 0,1mol/L de KOH com solução
de HNO3 a 0,01mol/L. Dos indicadores dados no exercício 1, qual ou quais serviriam para esta titulação ?
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Titulação de Ácido Fraco com Base Forte ou Vice-Versa.
Vamos considerar a titulação de 50mL de solução a 0,1mol/L de CH3COOH (ácido acético) de Ka =
1,86 x 10-5, com solução a 0,1mol/L de NaOH.
A equação da reação, CH3COOH + NaOH
CH3COONa + H2O, mostrar que 1 mol de
NaOH reage com 1 mol do ácido, formando um 1 mol de sal.
O número iniciais de mmol do ácido será 50mL x 0,1mmol/mL = 5mmol.
Antes da adição da base o pH será dado por: pH
concentração do ácido. Teremos pH
log K a .Ca , onde Ca representa a
log 1,86 x10 5.0,1 , pH = 2,87. Após a adição de 10mL da base,
restarão 4mmol do ácido e será formado 1mmol do sal. A concentração do ácido (Ca) será
4mmol
60mL
0,067mmol / mL e a concentração do sal (Cs) será
1mmol
60mL
0,017mmol / mL . Como teremos um
ácido fraco (que sobrou na titulação) e um sal de íon comum com o ácido, teremos um tampão, que irá
reger o pH do meio. O pH será então pH
log K a .
Ca
Cs
pH
log 1,86 x10
5
0,067
0,017
4,13 .
O tampão irá permanecer até que seja atingido o ponto de equivalência, quando então
teremos apenas o sal, que será derivado de um ácido fraco e uma base forte. O pH neste ponto será então
pH
14
log
5mmol
Kw
C s . A concentração do sal (Cs) será
100mL
Ka
pH
14
log
1x10 14.5 x10
1,86 x10 5
0,05mmol / mL . O pH será então
2
8,71 .
A partir do ponto de equivalência, o pH será dado pelo excesso da base forte titulante. Com
estas considerações construimos a tabela abaixo e a seguir a figura
Valores de pH na titulação de um ácido fraco (CH3COOH) com NaOH
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vol NaOH
no mmol
no mmol
no mmol
adicionado
do ácido
da base
do sal
0
5
0
10
4
20
Ca
Cs
[OH-]
pH
0
0,1
0
0
2,87
0
1
0,067
0,017
0
4,13
3
0
2
0,043
0,029
0
4,55
30
2
0
3
0,025
0,038
0
4,91
40
1
0
4
0,011
0,044
0
5,33
49
0,1
0
4,9
0,001
0,049
0
6,42
49,9
0,01
0
4,99
0,0001
0,0499
0
7,43
0
5
0
0,05
0
8,71
50
0
50,1
0
0,01
5
0
0,0499
0,0001
10,00
51
0
0,1
5
0
0,0496
0,001
11,00
60
0
1
5
0
0,0455
0,010
12,00
70
0
2
5
0
0,0416
0,017
12,21
80
0
3
5
0
0,0384
0,023
12,36
90
0
4
5
0
0,0357
0,029
12,46
100
0
5
5
0
0,0333
0,033
12,52
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Curva de Titulação de CH3COOH (0,1mol/lL) com Solução de NaOH (0,1mol/L)
Podemos observar nesta figura que ocorre um ponto de inflexão quando da adição de 10mL da
base titulante. Este fato se deve ao efeito tampão, uma vez que no início não havendo sal, o sistema não
estava tamponado, mas a partir da primeira adição do titulante, haverá a formação de acetato de sódio e
teremos então a ação do tampão, impedindo variações bruscas do pH.
É também visível, que o ponto de equivalência não se coloca a meia distância do salto brusco, mas
se encontra deslocado no sentido do ramo superior da curva, isto é, daquele calculado em função apenas,
da ação da base forte isolada.
Colocando-se na curva as faixas de viragens dos indicadores alaranjando de metila (3 – 5;
pT = 4) e fenolftaleina (8 – 10; pT = 9), observa-se que o primeiro não se presta para esta titulação,
diferentemente da titulação de ácido forte com base forte, quando os dois indicadores eram eficientes
Usando-se soluções mais diluídas, de maneira semelhante à titulação de ácido forte com
base forte, haverá a diminuição do salto brusco, o que restringe o número de indicadores adequados.
Exercício: Trace a curva de titulação de ácido acético com hidróxido de sódio, porém considerando
soluções de concentrações a 0,01mol/L.
Outro fator que influencia a extensão do salto, nas proximidades do ponto de equivalência, é a “força”
do ácido, isto é, o valor da constante de dissociaçãol, Ka, do ácido.
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Por exemplo consideremos a titulação de 50mL de solução a 0,1mol/L de ácido fórmico, HCOOH (K a = 1,74 x
-4
-5
10 ), ácido ligeiramente mais forte que o acético,CH3COOH (Ka = 1,86 x 10 ) com solução a 0,1mol/L de NaOH.
Tab. Variação do pH durante a Titulação de Solução de HCOOH (ácido fórmico) 0,1mol/L com Solução de
NaOH 0,1mol/L.
Vol de NaOH adicionado
pH (ac.fórmico)
Vol. de NaOH adicionado
pH (ac.f’órmico)
0
2,34
50,1
10,00
10
3,16
51
10,99
20
3,58
60
11,96
30
3,94
70
12,22
40
4,36
80
12,36
49
5,45
90
12,46
49,9
6,46
100
12,52
50
8,23
A partir dos dados da tabelas foi construída a figura, onde são traçadas as curvas referentes às
titulações de ácido fórmico (HCOOH) (curva A) e do ácido acético (CH 3COOH) (curva B)
Curvas de titulação de ácido fórmico (HCOOH) (Ka = 1,74 x 10-4) (curva A) e de ácido acético
(CH3COOH) (Ka = 1,86 x 10-5) (curva B) com solução de NaOH e faixa de viragem de um indicador (4 – 6)
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-4
Observa-se na figura , que a curva de titulação para o ácido mais forte, o ácido fórmico (K a = 1,74 x 10 ),
apresenta um salto, na proximidades do ponto de equivalência, com maior extensão, que aquele do ácido mais fraco,
-5
o ácido acético (Ka = 1,86 x 10 ). O indicador hipotético apresentado, com faixa de viragem 4 – 6, se prestaria melhor
para a titulação do ácido fórmico, mas não para a do ácido acético.
Titulação de Base Fraca com Ácido Forte, ou Vice-Versa.
-5
Consideremos a titulação de 50mL de solução a 0,1mol/L de NH3H2O, uma base fraca, de Kb = 1,79 x 10 ,
com HCl a 0,1mol/L.
Também neste caso iremos deparar com a formação de um tampão, após a primeira adição do ácido
titulante, até se alcançar o ponto de equivalência. Assim o cálculo dos valores de pH serão. a) antes da adição do
titulante: pH de uma solução de base fraca, ou pH = 14 + log
K b .Cb , onde Cb = concentração da base. b) Após a
primeira adição do ácido titulante, até ser alcançado o ponto de equivalência, teremos a formação de um tampão, uma
vez que teremos porções de base fraca sem titular e de sal com íon comum com a base. O pH será calculado por: pH
= 14 + log K b
Cb
. c) No ponto de equivalência teríamos apenas o sal derivado de uma base fraca e de um ácido
Cs
forte. O pH neste ponto será dado por pH = -log
Kw
.C s . d) Após o ponto de equivalência, o pH será dado pelo
Kb
ácido forte, que agora estará em excesso.
A equação da reação envolvida será: NH3H20 + HCl
NH4Cl + H2O. Também neste caso a reação será na
proporção de um mol de base, para um mol do ácido. Os valores de pH são mostrados na tabela.
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-5
Tab.– Variação do pH durante a titulação de uma solução a 0,1mol/L de NH 3H2O, (Kb = 1,79 x 10 ) com
solução a 0,1mol/L de HCl
o
o
o
Vol de.HCl
n de mmol
n mmol
n mmol
adicionado
da base
ácido
sal
0
5
0
10
4
20
Cb
Cs
[H+]
pH
0
0,1
0
0
11,13
0
1
0,067
0,017
0
9,85
3
0
2
0,043
0,029
0
9,43
30
2
0
3
0,025
0,038
0
9,08
40
1
0
4
0,011
0,044
0
8,65
49
0,1
0
4,9
0,001
0,049
0
7,56
49,9
0,01
0
4,99
0,0001
0,0499
0
6,55
50
0
0
5
0
0,05
0
5,28
50,1
0
0,01
5
0
0,0499
0,0001
4,00
51
0
0,1
5
0
0,0495
0.001
3,00
60
0
1
5
0
0,0455
0,01
2,00
70
0
2
5
0
0,0417
0,017
1,78
80
0
3
5
0
0,0385
0,023
1,64
90
0
4
5
0
0,0357
0,029
1,54
100
0
5
5
0
0,0333
0,033
1,48
Com os dados pH x volume de titulante foi construído o gráfico da figura 8, onde foram localizadas
ainda as faixas de viragens dos indicadores fenolftaleína (8 – 10) e alaranjado de metila (3 – 5).
Observa-se na figura que o ponto de equivalência se encontra deslocado no sentido do ramo da curva
devido ao ácido forte em excesso. Pode notar também que entre os indicadores aqui citados, o mais apropriado
apropriado para esta titulação é o alaranjado de metila.
Devemos ressaltar ainda, que à semelhança do caso anterior, tanto a diluição das soluções envolvidas
no processo, quanto a menor “força” da base (menor Kb), iriam diminuir a extensão do salto brusco.
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-5
Fig. : Curva de titulação de solução a 0,1mol/L de uma base fraca (Kb= 1,86 x 10 , com solução de HCl a
0,01mol/L usando-se como indicador alaranjado de metila (pT=4) e fenolftaleina (pT=9)
Não é viável a titulação de uma ácido fraco com uma base fraca, ou vice-versa, utilizando-se
indicadores de neutralização, uma vez que não ocorre a variação brusca do pH nas proximidades do ponto de
equivalência. Esta variação sendo suave, não haveria uma nítida mudança de cor do indicador anunciando o ponto
final da titulação.
.
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64
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Prática
Volumetria de Neutralização - Alcalinidade da Água
1- Introdução
Alcalinidade da água é a sua capacidade neutralizante ácida. É a soma de todas as bases tituláveis.
O valor medido pode variar significativamente com o pH do ponto final. Em muitas águas superficiais a
alcalinidade é função dos carbonatos, bicarbonatos e hidróxidos, por isso ela pode ser tomada como uma
indicação da concentração destes constituintes. Se os boratos, fosfatos, silicatos e outras bases estiverem
presentes, elas podem contribuir para os valores medidos da alcalinidade. Os valores da alcalinidade são
usados na interpretação e controle dos processos de tratamento de água e efluentes.
Existem três espécies de alcalinidade: de hidróxidos (OH), de carbonatos (CO3) e de bicarbonatos
(HCO3). Para identificar e quantificar as diferentes espécies de alcalinidades presentes numa amostra, é
feita uma titulação com um ácido padrão usando-se dois indicadores sucessivamente. Os indicadores
utilizados são a fenolftaleína que produz uma coloração rósea apenas na presença de hidróxidos ou
carbonatos e o metilorange que é amarelo em presença de qualquer uma das três espécies de alcalinidade
e torna-se vermelho em presença de ácidos. A mudança de coloração de rosa para incolor ocorre em um
pH=8,3 e de amarelo para vermelho do metilorange em um pH=4,4.
Os carbonatos podem estar presentes juntamente com os hidróxidos ou com os bicarbonatos,
porém os hidróxidos e bicarbonatos não podem estar presentes ao mesmo tempo numa mesma amostra.
As seguinte reações mostram o que ocorre quando cada um dos três tipos de compostos são titulados com
ácido:
a) Hidróxidos:
b) Carbonatos:
c) Bicarbonatos
OH- + H3O+
2H2O
2+
CO3 + H3O
HCO3- + H2O
HCO3- + H3O+
H2CO3 + H2O
HCO3- + H3O+
H2CO3 + H2O
Há cinco condições de alcalinidade possíveis de ocorrer em uma amostra de água: devida apenas
aos hidróxidos; devida aos hidróxidos e carbonatos;devida só aos carbonatos; devida aos carbonatos e
bicarbonatos; devida só aos bicarbonatos
Chamando de P a alcalinidade parcial e de T a alcalinidade total e levando-se em consideração o
que foi dito acima podemos compor a seguinte tabela comparativa (em mg/L de CaCO 3):
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Os valores de alcalinidade são sempre expressas em termos de mg / l CaCO3.
2- Procedimento Experimental
1. Tomar uma alíquota de 100 ml, da amostra e transferi-la para erlenmeyer de 250 mL. Adicionar 2 gotas
do indicador de fenolftaleína e titular com HCl 0,1 N até que a solução mude a coloração de rosa para
incolor.
2. Anotar o volume gasto (VP) de HCl.
3. Adicionar então 2 gotas de metilorange e continuar a titulação com HCl 0,1N até que a coloração da
solução mude de amarelo para alaranjado.
4. Anotar o volume gasto (VT) de HCl.
Alcalinidade parcial (P) =
Alcalinidade total (T) =
VT
VP
N
N
f
VL
f
VL
50000
50000
(em mg / l CaCO3)
(em mg / l CaCO3)
Onde VP = volume de HCl 0,1 N gasto na titulação com fenolftaleína
VT = volume total de HCl gasto na titulação com fenolftaleína + metilorange
N = normalidade do HCl 0,1 N
f = fator de correção do HCl 0,1 N
VL = volume tomado da amostra
OBS: Quando adicionar o indicador fenolftaleína e a solução não tornar-se rosa
VP=0 e P=0.
3- Preparação de Soluções
a - Solução de Fenolftaleína 1%
Dissolver 1,0 g de fenolftaleína em 100 mL de etanol P.A.
b- Solução de Vermelho de Metila 0,1%
Dissolver 0,1 g de vermelho de metila em 100 mL de etanol P.A.
c- Solução de Metilorange 0,5%
Dissolver 0,5 g de metilorange em 50 mL de água destilada quente, esfriar e completar para 100 mL
com água destilada.
d- Solução de Ácido Clorídrico 0,1N
Em 500 mL de água destilada adicionar 8,5 mL de HCl P.A., completar para 1000 mL e deixar em
repouso por 24 horas. Usar balão volumétrico.
Padronização do HCl
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Tomar 25 mL de solução de Na2CO3 0,1 N, transferir para erlenmeyer de 250 mL, adicionar 2 gotas
de vermelho de metila e titular com HCl 0,1 N até que a coloração da solução mude de amarelo para
levemente vermelha.
Aquecer enquanto a coloração avermelhada persistir esfriar e continuar a titulação com HCl 0,1 N.
Aquecer, esfriar e titular a solução até que a coloração avermelhada permaneça.
f
V1
V2
f = fator da solução de HCl 0,1N
V1 = volume de Na2CO3 usado
V2 = volume de HCl gasto na titulação.
e- Solução de Carbonato de Sódio 0,1 N
Secar em estufa à 250
4oC durante 24 horas, cerca de 8,0 g de Na2CO3.
Pesar cerca de 5,3266 g do carbonato seco, dissolver em água destilada recém fervida (isenta de
CO2) e completar o volume para 1000 mL. Usar balão volumétrico
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12. TITULAÇÃO DE UM ÁCIDO FRACO Com BASE FORTE
DETERMINAÇÃO DO ACIDO ACÉTICO EM VINHO E VINAGRE.
1. Pipetar exatamente 10 ml da amostra de vinho ou vinagre para balão volumétrico
de 100 mL e completar com água desionizada. (1:10).
2. Em um erlenmeyer, colocar exatamente 10 mL da solução de vinagre 1:10 obtida em
1, colocar 2 gotas de fenolftaleina e 40 mL de água desionizada.
2. Na bureta colocar solução padrão de NaOH ....................M (padronizada conf .técnica
2).
3. Proceder a titulação até viragem do indicador.
Fazer um única titulação.
→ Reações:
Cálculo.
→ Responda:
1.Segundo a Legislação Brasileira quais os teores máximos permitidos de ácido acético em
vinhos e vinagres?
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DETERMINAÇÃO DA AMÔNIA EM AGENTES DE LIMPEZA - LÍQUIDOS
Agentes de limpeza utilizados ..................................
1.Pipetar exatamente 10 mL da amostra a analisar para balão volumétrico de 100 mL e
completar com água desionizada. (1:5).
2. Em um erlenmeyer, colocar exatamente 10 mL da solução 1:10 obtida em 1, colocar 2
gotas alaranjado de metila e 20 mL de água desionizada.
3. Na bureta colocar solução padrão de HCl ....................... (padronizada conf.técnica 1).
4. Proceder a titulação até viragem do indicador.
Fazer 3 titulações.
→ Reações:
a) Determinar a massa (g) de NH4OH. na amostra.
b) Determinar % de NH4OH na amostra
l
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-Análise de soda cáustica comercial
Objetivo:
Determinação da percentagem de NaOH e de Na2CO3 em soda cáustica comercial.
Introdução:
A soda cáustica apresenta como substância principal o NaOH, porém sempre contém
impurezas de Na2CO3 devido a absorção de umidade e de CO2. Daí a necessidade de
determinar o teor de NaOH na presença de Na2CO3.
Para análise de uma mistura de carbonato e hidróxido, o método mais empregado consiste
na determinação do álcali total (carbonato + hidróxido) por titulação com ácido padrão,
usando-se alaranjado de metila ou azul de bromofenol como indicador. Numa segunda
porção da solução amostra o carbonato é precipitado com ligeiro excesso de solução de
cloreto de bário e, sem filtração, a solução é titulada com ácido padrão usando-se como
indicador fenolftaleína ou azul de timol. A última titulação dá o conteúdo de hidróxido e, por
diferença deste da primeira titulação, obtém-se o volume de ácido consumido pelo
carbonato.
Material e reagentes:
- Béquer de 50 mL.
- Balão volumétrico de 500,0 mL.
- Pipeta volumétrica de 25,00 mL.
- erlenmeyer de 250 mL.
- Bureta de 50,00 mL.
- Soda cáustica comercial.
- Solução de alaranjado de metila 1 % e solução de fenolftaleína 1 %.
- Solução padronizada de HCl 0,100 mol L-1 e solução de BaCl2 1%.
Procedimento:
01- Pesar 1,0 g da amostra, com precisão de 0,1 mg, e transferir para balão
volumétrico de 100,0 mL. Completar o volume com água e homogeneizar. Esta é a
solução estoque.
02- Pipetar uma alíquota de 10,00 mL da solução estoque para um erlenmeyer de
250 mL, juntar 2 gotas de indicador alaranjado de metila 1% e titular com solução
padrão de HCl 0,1 mol L-1 até obter a coloração alaranjada.
03- Pipetar uma outra alíquota de 10,00 mL da solução estoque para um erlenmeyer limpo
de 250 mL e aquecer a ± 70oC.
04- Adicionar à solução ainda quente, devagar e agitando, uma solução de BaCl2 1 % até
precipitação total de BaCO3. Deixar esfriar.
05-Juntar 2 gotas de solução fenolftaleína 1 %, agitar e titular com solução padrão de HCl
0,100 molL-1 até obter descoloração da solução.
Questões:
01) O que significa a expressão "determinação do álcali total"?
02) Como você explica a presença de Na2CO3 na soda cáustica? Dê também a
equação de reação da formação deste carbonato.
03) Escreva a equação de reação de precipitação que é provocada durante a
execução do método de análise. Qual é a finalidade desta precipitação ?
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- Determinação do teor de H3PO4 no ácido fosfórico comercial
Objetivos:
Determinar a pureza de ácido fosfórico comercial em função da escolha do
indicador e do H+ titulado.
Introdução:
Os ácidos polipróticos contêm mais de um átomo de hidrogênio substituível por
molécula. Quando se titula um ácido poliprótico (ex: ácido oxálico) surgem as
seguintes perguntas:
-Será possível titular apenas um, ou os dois átomos de hidrogênio substituíveis?
-No caso de ser possível titular ambos os átomos de hidrogênio substituíveis
por molécula, será possível titulá-los separadamente?
-Em cada caso, que indicador deverá ser empregado?
Estas perguntas podem ser respondidas mediante observação das curvas de
titulação destes ácidos. De modo geral, para que se possa titular o primeiro hidrogênio
ionizável separadamente do segundo, a relação Ka1/Ka2 deve situar-se, pelo menos, ao
redor de 104.
O ácido fosfórico é um ácido poliprótico que possui três etapas de dissociação, as quais
proporcionam, teoricamente, três pontos de equivalência para este sistema químico. O
primeiro é verificado em pH = 4,67; o segundo em pH 9,45 e o terceiro em pH = 11,85.
A mudança de pH na região do primeiro ponto de equivalência não é muito pronunciada.
Usando-se alaranjado de metila ou verde de bromocresol como indicador, é necessário que
uma determinação paralela com fosfato diácido de potássio seja feita, de modo a ser
possível uma comparação de cor para observação do ponto de viragem do indicador.
Em pH ao redor de 9,6 ocorre o segundo ponto de equivalência do sistema.
Nesta região de pH pode-se empregar fenolftaleína ou azul de timol como indicador.
A transição de cor destes indicadores, no entanto, ocorre antes do ponto desejado se
não for adicionado ao meio uma solução saturada de NaCl, a qual, aumentando a força
iônica do meio diminui a extensão da hidrólise dos íons HPO42-. Se for empregado como
indicador a timolftaieína não é necessário a adição de NaCl ao
meio, porque ao contrário dos outros indicadores acima citados, sua transição começa a
ocorrer em pH ≈ 9,6.
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A terceira constante de dissociação do ácido fosfórico é tão pequena (Ka3
corresponde a um ácido tão fraco quanto a água) que o terceiro hidrogênio ionizável
do sistema H3PO4 não tem interesse analítico.
Material e reagentes:
- Béquer de 50 mL.
- Balão volumétrico de 250,0 mL.
- Pipeta volumétrica de 25,00 mL.
- Bureta de 50,00 mL.
- Erlenmeyer de 250 mL.
- Solução padrão de NaOH 0,1 mol L-1.
- Solução de KH2PO4 (0,50 g do sal em 60 mL de água).
- Solução saturada de NaCl (7 g do sal em 20 mL de água)
- Solução dos Indicadores:
a) verde de bromocresol;
b) timolftaleína;
c) fenolftaleína e
d) alaranjado de metila.
Procedimento:
Preparação da amostra:
01- Pesar cerca de 4,0 g (com precisão de 1 mg) do ácido fosfórico comercial e
transferir quantitativamente para um balão volumétrico de 250,0 mL, contendo
uma certa quantidade de água. Completar o volume do balão com água e
homogeneizar. Esta será a solução amostra.
Titulação no primeiro ponto de equivalência:
01- Transferir duas alíquotas de 25,00 mL da solução amostra para dois frascos
erlenmeyers de 250 mL e adicionar o indicador verde de bromocresol em um deles e
indicador alaranjado de metila no outro.
Observação:
Para comparação e para ter-se uma melhor noção do ponto de viragem do
indicador, transfira uma alíquota de 25,00 mL da solução de KH2PO4 para um
erlenmeyer e adicione o mesmo número de gotas de indicador empregado na análise.
Use a cor obtida como paralelo (ou padrão de cor) para determinar o ponto final da
titulação da amostra.
02- Titular a alíquota de solução amostra com solução padrão de NaOH 0,1 mol L-1.
Titulação no segundo ponto de equivalência:
01- Transferir duas alíquotas de 25,00 mL da solução amostra para dois frascos
erlenmeyer de 250 mL. No primeiro adicionar 1,0 mL de solução saturada de NaCl e o
indicador fenolftaleína. No segundo adicionar somente o indicador timolftaleína.
02-Titular as duas alíquotas de solução amostra com solução padrão de NaOH 0,1 M.
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- Determinação da concentração de cálcio e magnésio em calcário
Objetivos:
Analisar uma mistura de cátions utilizando a titulação por complexação.
Introdução:
O ácido etilenodiaminotetraacético (EDTA) é um reagente muito pouco seletivo, pelo fato de
complexar numerosos cátions di, tri e tetravalentes. Quando uma solução que contenha
dois cátions que formem complexos com EDTA é titulada sem adição de um indicador
formador de complexos, se for permissível um erro de titulação de 0,1%, a razão das
constantes de estabilidade dos complexos de EDTA com os dois metais M e N deve ser tal
que KM /KN ≥ 106, caso N não deva interferir com a titulação de M. É claro que,
estritamente, as constantes KM e KN consideradas na expressão acima deverão ser as
constantes de estabilidade condicional dos complexos. Se forem usados indicadores
formadores de complexos, para um erro de titulação semelhante deveremos ter KM /KN ≥
108. Entretanto, pode se ajudar a melhorar a seletividade do método pelo controle
adequado do pH da solução, pelo uso de agentes mascarantes e
emprego de indicadores formadores de complexos.
As constantes de formação dos complexos de cálcio e magnésio com EDTA são muito
próximas, dificultando a diferenciação entre eles numa titulação com EDTA, ainda que se
ajuste apropriadamente o pH do meio. Estes íons serão sempre titulados simultaneamente
usando-se o Ério-T como indicador. É interessante considerar que o indicador Ério-T não
pode ser usado na titulação direta somente de cálcio com EDTA, isto porque ocorre a
formação de um complexo muito fraco com o cálcio, que resulta numa mudança de cor
pouco definida no ponto final da titulação. Posteriormente, com o desenvolvimento dos
métodos complexométricos, novos indicadores surgiram, dentre eles o Cálcon, que permite
a titulação do cálcio em pH alto, no qual o magnésio está quantitativamente precipitado na
forma de hidróxido. Mediante a combinação dos dados obtidos na titulação de cálcio
sozinho e dos dados obtidos na titulação total de cálcio e magnésio, é possível conseguir os
valores individuais de cálcio e magnésio numa amostra de calcário.
Material e reagentes:
- Béquer de 150 mL, forma alta
- Papel de filtro rápido
- Balão volumétrico de 100,0 mL
- Pipeta volumétrica de 5,00 mL
- Pipeta graduada de 10,00 mL 37
- Erlenmeyer de 125 mL
- Bureta de 50,00 mL
- Calcário moído
- HCl concentrado
- Solução de HCl 1%
- cloridrato de hidroxilamina 10%
- Trietanolamina 1:1
- KCN sólido
- Solução de NaOH 20%
- Solução padrão de EDTA 0,01 mol L-1
- Indicador Ério-T
- Indicador Cálcon
- Solução tampão pH 10
- FeSO4 sólido
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Procedimento:
Preparação da amostra:
01- Pesar 0,5 g de amostra de calcário (triturada e seca a 100 - 110oC por duas
horas), com precisão de 1mg, diretamente num béquer de 150 mL, de forma alta.
02- Adicionar 10,00 mL de água destilada e a seguir 10,00 mL de HCl concentrado,
com um conta-gotas, evitando-se qualquer perda devido a efervescência que ocorre
durante a reação dos carbonatos com o ácido. Aquecer a solução resultante durante 15
minutos. Adicionar 20 mL de água e aquecer por mais 5 minutos.
03- Filtrar, recolhendo o filtrado diretamente em balão volumétrico de 100,00 mL.
Lavar o papel de filtro de 3 a 5 vezes com pequenas porções de HCl 1% a quente.
Tomar cuidado para não ultrapassar a marca de menisco do balão. O resíduo,
possivelmente contém sílica e/ou carvão vegetal, e pode ser desprezado.
04- Resfriar o balão e diluir com cuidado até a marca do menisco. Agitar a solução que
será chamada de solução estoque.
Determinação de cálcio:
01- Pipetar uma alíquota de 5,00 mL da solução estoque para um erlenmeyer de
125mL e adicionar 2 mL de solução de cloridrato de hidroxilamina a 10%. Deixar em
repouso por 5 minutos.
02- Adicionar 2 mL de Trietanolamina 1:1 e agitar. Adicionar alguns cristais KCN
(cuidado 1) e agitar.
03- Adicionar 5 mL de NaOH 20% e titular com solução de EDTA 0,01 mol L-1 usando
o indicador Cálcon até os últimos traços da cor vermelha.
(1 Cuidado, adicionar cristais de FeSO4 antes de jogar os detritos na pia).
Determinação de cálcio e magnésio:
01- Pipetar uma segunda alíquota de 5,00 mL da solução estoque para um erlenmeyer
de 125 mL. Adicionar 2 mL de solução de cloridrato de hidroxilamina a 10% e deixar
em repouso por 5 minutos.
02- Adicionar 2 mL de Trietanolamina 1:1 e agitar. Adicionar alguns cristais de KCN
(cuidado2) e agitar.
03- Adicionar 20 mL de solução tampão pH 10 e titular com solução de EDTA
0,01molL-1 usando Ério-T como indicador, até o desaparecimento da cor púrpura e o
aparecimento da cor azul.
(2 Cuidado, adicionar cristais de FeSO4 antes de jogar os detritos na pia)
QUESTÕES
01) Como funciona o indicador complexométrico para indicar o ponto final de
titulações?
02) Explique como é possível usando EDTA como titulante e os indicadores Ério-T e
Cálcon, determinar cálcio e magnésio numa mesma amostra.
03) Qual é a finalidade de se adicionar solução tampão pH 10 em uma titulação e
NaOH na outra, para a determinação de cálcio e magnésio, respectivamente, em
calcário?
04) Nas titulações, qual a função do cloridrato de hidroxilamina, trietanolamina e KCN?
05)Qual o objetivo de se adicionar FeSO4 no erlenmeyer, após a titulação, antes de se
jogar os detritos na pia?
06) Explique o princípio da indicação do ponto final das titulações complexométricas.
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Determinação gravimétrica de sulfato
Objetivos:
Aplicar a técnica de análise gravimétrica para determinação de íons sulfatos.
Introdução:
O método baseia-se na precipitação dos íons sulfatos com cloreto de bário
Ba2+ + SO42- ⇔ BaSO4(s) (solubilidade = 0,3 mg/100 mL).
O produto obtido é secado a 100oC e em seguida pesado, calculando-se daí a
concentração de sulfato na amostra. Várias substâncias são coprecipitadas,
provocando erro na determinação de sulfato. Não se pode empregar reprecipitação
sucessivas para a obtenção de um precipitado mais puro, porque não se tem um
solvente adequado para dissolução deste composto. A melhor maneira de evitar a
contaminação por coprecipitação é remover, a priori, as substâncias interferentes,
através de uma precipitação, complexão ou qualquer outra transformação química
adequada.
Material e reagentes:
- Pipeta volumétrica de 1,00 mL
- Béquer de 400 mL, forma alta
- Vidro de relógio para o béquer
- Bastão de vidro
- Proveta de 100 mL
- Cadinho Gooch de porcelana com camada de amianto
- Banho-maria
- Bomba de vácuo
- Estufa
- Dessecador
- Solução amostra de Na2SO4 0,1 mol L-1
- Solução de HCl 1:1 v/v
- Solução de BaCl2 a 1% m/v
- Álcool etílico
Procedimento:
01- Pesar 0,5 g de CuSO4.5H2O (anote a massa pesada), transferir para um um béquer de
400 e diluir com água destilada até ± 100 mL.
02- Adicionar 1mL de HCl 1:1, aquecer a solução à ebulição e adicionar, gotejando
rapidamente, 100 mL de solução quente de BaCl2 1%. Durante a adição do cloreto de
bário, a agitação deve ser constante.
03- Deixar o precipitado depositar por 1 ou 2 minutos e testar o líquido sobrenadante
com gotas de cloreto de bário para verificar se a precipitação foi completa. Se
necessário adicionar mais solução de cloreto de bário.
04- Deixar a mistura em banho-maria por uma hora e depois em repouso por 12 horas
para digestão do precipitado.
05- Filtrar em cadinho Gooch de porcelana com camada filtrante de amianto
previamente aferido. Lavar o precipitado com água quente (± 100 mL) em pequenas
porções e depois com álcool etílico.
06- Secar em estufa a 110oC por duas horas, deixar em dissecador por 1 hora e pesar.
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Resultados:
Massa pesada de CuSO4 na solução amostra: .......................g L-1.
Massa de íons SO42- correspondentes na amostra:................. g L-1.
Massa determinada de BaSO4:..................
Massa de íons SO42- correspondentes:................. g L-1.
Erro percentual na determinação de íons SO42-:..........................
Discuta o erro encontrado
Atenção: apresente os cálculos!
B) Questões:
01) Dê a equação de reação fundamental do método empregado.
02) No procedimento empregado, qual é a finalidade de adicionar HCl antes da
adição do precipitante?
03) O que é digestão do precipitado e qual a sua importância na determinação
gravimétrica de sulfato?
04) Faça um comentário sobre o sistema de filtração e lavagem do precipitado na
determinação de sulfato. 57
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13 - pH e pOH
Kohlrausch e Heydweiller (1894) descobriram que mesmo a água mais bem purificada ainda
possuía condutividade. A água deve, portanto, estar ionizada segundo a equação:
Aplicando a lei da ação das massas a esta equação, obtém-se para uma dada temperatura que
Como a água está fracamente ionizada, as concentrações de íons são pequenas e seus
coeficientes de atividade podem ser tomados como sendo iguais a um. As atividades das moléculas
não- ionizadas também podem ser tomadas como sendo iguais a um. A expressão então torna-se
Em água pura ou em soluções diluídas, a concentração da água não- ionizada pode ser
considerada como constante. Assim,
em que kw é o produto iônico da água. Ele varia com a temperatura, mas, nas condições
experimentais usuais (cerca de 25ºC), pode ser tomado como sendo igual a 1X10-14, com as
concentrações expressas em moles
.L-1. Este valor é apreciavelmente constante em soluções diluídas. Se o produto [H+] X [OH-]
momentaneamente excede este valor, os íons em excesso se combinam para formar água. Se o
produtoiônico for menor do que 10-14, algumas moléculas de água se dissociam para restabelecer
o equilíbrio.
As concentrações dos íons hidrogênio e hidróxido são iguais em água pura, logo,
em 25ºC. Uma solução em que as concentrações dos íons hidrogênio e hidróxido são iguais é
chamada solução neutra. Se [H+] é maior do que 10-7, a solução é definidacomo ácida e, se menor
do que 10
-7, ela é dita alcalina (ou básica). Em consequência, na temperatura normal,[OH-] é maior do que 10
-7em soluções alcalinas e menor em soluções ácidas.
Introduzindo o logarítimo negativo à constante Kw, tem-se então o pH e o pOH:
Com isso para soluções que contém concentrações de [H+] igual a 10-7, o pH da solução será:
Soluções neutras apresentam pH= 7; ácidas, abaixo de 7 e básicas, acima de 7. O mesmo
raciocínio é feito para o pOH.
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- Sistema Tampão
Uma solução tampão (ou simplesmente tampão) é uma solução que sofre apenas pequena variação
de pH quando a ela são adicionados íons ou H+ou OH. É uma solução que contém um ácido e sua base conjugada, em concentrações aproximadamente
iguais. Um bom exemplo é uma solução de ácido acético e íons acetato em concentrações quase
iguais. De que maneira a combinação CH3COOH / CH3COOtampona a solução?
Considere o seguinte equilíbrio:
CH3COOH (aq) → CH3COO-(aq) + H+(aq)
Se as concentrações de ácido acético e de acetato são aproximadamente iguais, podemos
facilmente deslocar o equilíbrio para qualquer um dos sentidos da reação. A adição de H+ torna
mais prótons disponíveis para os íons acetato capturarem, o que provoca um deslocamento para a
esquerda, no sentido do consumo de H+ , para que [H+] se mantenha constante. Já a adição de
OHaumenta o consumo de íons H+
, e assim, desloca o equilíbrio para a direita, no sentido da formação de mais íons H+, para que [H+]
se mantenha constante.
Para se calcular o pH de uma solução tampão, fazemos o seguinte: Vamos supor um tampão de
ácido acético e acetato:
Agora, ao introduzir logaritmo negativo nos dois lados, temos:
Como na solução tampão as concentrações de ácido e de base conjugada são praticamente iguais,
tem-se que pH = pKa +log 1. como log 1 = 0, então:
Dado que Ka para o ácido acético é 1,8 x 10-5, temos que pH = pKa = -log (1,8 x 10-5) = 4,74
Se forem adicionadas pequenas quantidades de H+ou de OHa esta solução, o resultado será a
conversão de algum CH3COOH a CH3COOou vice-versa. Entretanto, a relação entre as
concentrações de ácido acético e acetato não muda muito. Se forem adicionados íons OH-, por
exemplo, esses íons (base) tenderão a capturar prótons do meio, ou seja, converterão ácido acético
em acetato, através da
. Logo, a concentração de ácido acético é diminuída e a concentração de acetato é aumentada.
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Portanto, se no início tem-se que [CH3COOH] = [CH3COO-] = 1,00mol/L, a adição de 0,1 mol de
OH por litro mudará a relação para:
E como log 0,82 = 0,09, isto significa que o novo pH será 4,74 - 0,09 = 4,83.
Como podemos ver, a adição de 0,01 mol de base aumentou o pH da solução de 0,09 unidades.
Enquanto [CH3COOH] tiver a mesma ordem de grandeza de [CH3COO-], a relação entre os dois
permanecerá bastante próxima de 1,00. Assim, o pH mudará pouco pela adição de ácido ou base à
solução. Logicamente, temos o melhor tampão quando [CH3COOH] = [CH3COO-].
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EXERCÍCIOS
1) Uma amostra de 0,8552 g de uma liga de cobre é tratada com HNO 3 8 mols/L e filtrada. O
precipitado é calcinado gerando um resíduo de 0,0632 g de SnO 2. O zinco é determinado
tomando-se metade do filtrado e precipitando como ZnNH 4PO4, cuja calcinação formou 0,2231
g de Zn2P2O7. O cobre foi determinado como CuSCN usando-se a outra metade do filtrado,
gerando um precipitado de 0,5874 g. Calcule a percentagem de estanho, zinco e cobre na
amostra.
2) Uma série de amostras das quais se sabe conter entre 20,0 e 48,0% de sulfato é analisada
gravimetricamente pelo método do sulfato de bário. Responda:
a) Qual é a massa mínima de amostra que deve ser tomada para assegurar que o precipitado
de BaSO4 pese pelo menos 0,3125 g?
b) Qual será a massa máxima de BaSO4 que pode ser obtida a partir da massa de amostra
calculada acima?
3) O cloreto de NaClOn é convertido, mediante tratamento apropriado, a íon cloreto, que é
precipitado como AgCl. Se 0,2502 g de amostra gera 0,3969 g de AgCl, calcule o valor de n.
4) Uma amostra de solo contém 2,60% de umidade e 19,88% de Al 2O3 na forma como ela foi
enviada para análise. Qual deve ser a percentagem de Al 2O3:
a) após secagem da amostra.
b) após reduzir a umidade a 0,55% por secagem ao ar.
5) Uma amostra de calcário pesando 0,8904 g produziu 0,0426 g de R2O3 (Fe2O3 + Al2O3).
Por análise volumétrica, foi encontrado que o calcário continha 1,75% de Fe 2O3.
Calcule a percentagem de Al 2O3 e Al na amostra.
6) Uma amostra pesando 0,2025 g, consistindo apenas de BaCl 2 e KCl requer 20,25 mL de
AgNO3 0,1200 mols/L para a precipitação quantitativa do cloreto. Calcule a percentagem de
cloreto na amostra.
7) Um químico estava determinando cálcio numa amostra de minério pesando 0,6735 g, e que
também contém manganês, quando observou que o CaO pesado (0,2432 g) não estava
completamente branco. Desconfiado, analisou o calcinado (CaO) e encontrou 0,0183 g de
manganês. Dado que o manganês existe como Mn 3O4 em calcinados, calcule a percentagem de
cálcio no minério.
8) Uma amostra de sal de Mohr [FeSO4.(NH4)2SO4] é analisada para checar sua validade como
padrão primário para ferro. A calcinação de 1,5000 g de amostra rendeu 0,3016 g de Fe 2O3.
Calcule:
a) a pureza da amostra.
b) a percentagem de ferro na amostra.
9) Na determinação gravimétrica de ferro num minério contendo FeS2, a massa final pesada de
Fe2O3 foi de 0,3117 g. Qual é a massa de ferro na amostra original expressa como:
a) Fe
b) FeO
c) FeS2
10) Uma amostra pesando 0,2970 g e contendo alumínio gerou 0,3227 g de hidroxiquinolato
de alumínio [Al(C9H6ON)3]. Calcule a percentagem de alumínio na amostra.
11) Um químico recebeu em seu laboratório um sal de fórmula desconhecida Na 2SxO6. Com o
intuito de determinar o enxofre, ele procedeu à sua precipitação como sulfato de bário,
conseguindo obter 0,3570 g de precipitado a partir de 0,1028 g de sal. Calcule o valor de x.
12) Na determinação gravimétrica de ferro em 0,6225 g de um minério, foi encontrado que o
minério contém 12,69% de Fe. Mais tarde, o químico descobriu que ele usou um filtro comum
ao invés do mais recomendável filtro livre de cinzas. Para corrigir o resultado errôneo, ele
aqueceu um outro filtro comum idêntico, provocando a formação de 0,0029 g de cinzas. Qual é
a percentagem real de ferro na amostra?
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13) Um estudante determinou cloreto numa amostra mas esqueceu-se de secá-la antes. Ele
encontrou 20,35% de cloro na amostra, mas o valor correto era 20,38%. Calcule a
percentagem de umidade na amostra.
14) Considerando amostras sólidas, faça um breve comentário sobre:
a) formação da amostra bruta.
b) quarteamento da amostra bruta.
c) preparação da amostra a ser analisada.
15) Discutir sobre a formação e contaminação de precipitados, tendo em vista a execução de
uma análise gravimétrica.
16) Faça um breve resumo sobre:
a) Digestão do precipitado
b) Abertura por fusão alcalina
17) Explique o que é digestão de um precipitado e quando essa técnica é viável.
18) O que é o fenômeno conhecido por peptização, quando e como ocorre?
19) Explicar a importância dos fenômenos de co-precipitação e pós-precipitação na formação
de precipitados.
20) Numa análise gravimétrica encontrou-se os seguintes resultados, através dos quais devese calcular o teor de íons cloreto na amostra:
p1 = tara do pesa-filtro = 25,7549g
p2 = p1 + amostra = 26,0750g
p3 = tara do cadinho = 23,3564g
p4 = p3 + AgCl = 23,7552g
21) Uma amostra pesando 0,3960g de cloreto de bário dihidratado foi tratada
convenientemente e o cloreto precipitado com solução de prata, obtendo-se 0,3280g de AgCl.
Calcular o teor de cloreto de bário na amostra e a massa de água que está associada ao sal da
amostra.
22) Proponha um método gravimétrico para determinação do teor de cloreto em uma amostra
de cloreto de bário (método e cálculos).
23) Que volume de uma solução de BaCl 2, que contém 20g de BaCl 2.2H2O por litro a 64,26%
de pureza, se necessita para precipitar o sulfato de uma amostra que pesa 0,6250g em Na 2SO4
puro?
24) Uma amostra de minério de cálcio, pesando 0,450g, foi tratada convenientemente e o
cálcio precipitado na forma de oxalato (CaC2O4). Após a secagem, o resíduo foi pesado
acusando 0,6583g. Qual o teor de óxido de cálcio na amostra?
25) 1,5g de m minério de cálcio foi dissolvido e a solução obtida consumiram,
quantitativamente, 200mL de solução 0,05M de ácido sulfúrico para a precipitação total do
cálcio. Pede-se o teor de óxido de cálcio na amostra.
26) tem-se 2 soluções contendo íons férricos. Após a precipitação dos íons férricos com
hidróxido de amônio, ambos os precipitados foram filtrados convenientemente. Em seguida,
um dos precipitados foi lavado com 200mL de água e o outro em 200mL de solução de
-3
hidróxido de amônio 10 mol/L. Qual a perda ocorrida em casa caso? Justifique o melhor
método.
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27) O alumínio pode ser determinado gravimetricamente na forma de óxido de alumínio
hidratado. A precipitação é feita com solução de hidróxido de amônio na presença de cloreto
de amônio. O precipitado obtido é gelatinoso e, após a lavagem, é convertido em óxido por
calcinação e pesado na forma de Al2O3.
a) em função das características do precipitado, quais os cuidados que devem ser tomados
para evitar perdas e contaminação do precipitado obtido?
b) Por que a precipitação é feita usando-se NH4OH em presença de NH4Cl? Poderia ser
empregada solução de NaOH?
28) Uma amostra pesando 0,205g de um minério de ferro foi tratada convenientemente até a
obtenção de uma solução límpida em cloreto. Em seguida, foi adicionado peróxido de
hidrogênio para oxidar o macroconstituinte, supondo que os outros não interferem no
processo. A solução obtida foi tratada com hidróxido de amônio até a precipitação total do
ferro. Após a calcinação obteve-se 0,0850g do respectivo óxido. Calcular o teor de sulfeto de
ferro (II) na amostra.
29) Quantos mL de uma solução de K2Cr2O7 contendo 26,3g desse sal por litro devem ser
necessários para render 0,6033g de Cr 2O3 depois de redução e precipitação de crômio?
30) Quantos gramas de BaCl2.2H2O são necessários adicionar a 0,2721g de Na2SO4 puro para
precipitar todo o sulfato presente?
31) Ao analisar o teor de umidade de uma amostra de solo, partiu-se de 3g dessa amostra,
que foi levada a uma temperatura de 110C durante uma hora, produzindo uma perda de
massa na ordem de 0,159g. Qual a % de umidade?
32) Uma amostra de 0,5231g fornece um precipitado de AgCl que pesa 0.1156g. Qual é a %
de cloreto na amostra?
33) Em uma análise de um minério o Fe e o Al juntos co-precipitam. Após a calcinação
formam-se Al2O3 e Fe2O3, comumente chamados de R2O3. Se a amostra, pesando 1,152g,
fornece 0.1792g de calcinado, calcular a % de R2O3 na mesma.
EXERCÍCIOS
1) Qual é a molaridade de uma solução de NaOH da qual 50,00mL requer 42,19mL de HCl
0,1184mols/L para total neutralização?
2) O volume de titulante consumido numa padronização ou numa titulação deve estar entre 35
a 45mL, de forma a minimizar os erros de leitura de volume (numa bureta de 50mL). Quantos
gramas de substância devem ser tomados:
a) ao padronizar uma solução supostamente 0,1mols/L de NaOH com biftalato de potássio
(KHC8H4O4, MM = 204,223g/mol)?
b) ao titular uma amostra contendo 40% de biftalato de potássio com NaOH 0,1000mol/L?
3) Uma amostra pesando 0,3344g, contendo NaHCO 3, é dissolvida em água e titulada com
38,14mL de uma solução de HCl. Na padronização do HCl, 37,83mL do ácido foram
consumidos para titular 0,2001g de Na2CO3 até a viragem do alaranjado de metila. Calcule a
percentagem de NaHCO3 na amostra.
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4) No método de Kjeldahl para a determinação de nitrogênio a amostra é tratada com H 2SO4
concentrado, na presença de um catalisador, para converter o nitrogênio a NH 4+(digestão). A
solução é tornada fortemente alcalina para converter o íon NH 4 a NH3, que é então
destiladanuma solução contendo um excesso conhecido de um ácido padronizado. O excesso de
ácido não reagido é titulado com uma solução padronizada de uma base. A partir dos
seguintes dados calcule a percentagem de nitrogênio em um fertilizante: 0,5874g de amostra,
50,00mL de HCl 0,1000mols/L e 22,36mL de NaOH 0,1064mols/L.
5) Assinale (V) para verdadeiro e (F) para falso:
( ) Se a substância padrão usada na padronização de uma solução de HCl contém impurezas
que são inertes com respeito ao HCl, a molaridade encontrada do HCl será menor do que o
valor real.
( ) Se o Na2CO3 usado na padronização do HCl contém NaHCO 3, a molaridade encontrada do
HCl será maior do que o valor real.
( ) Na padronização do NaOH com uma solução padrão de HCl, se o volume de NaOH pipetado
for o dobro do descrito no procedimento, a molaridade encontrada para o NaOH será o dobro
do valor real.
( ) Sejam V e v os volumes da solução padrão A consumidos na padronização da solução B e
na titulação do branco, respectivamente. Se por distração o volume V é usado, ao invés de V-v,
no cálculo da molaridade da solução B, a molaridade MB será maior do que o valor real.
6) Uma amostra de álcool etílico pesando 0,2208g foi tratada com um excesso de anidrido
acético. A solução resultante foi aquecida após a adição de água e titulada com 36,76mL de
solução etanólica de NaOH 0,5000mol/L. A prova em branco consumiu 45,54mL de base.
Calcule o conteúdo percentual (m/m) de etanol na amostra.
(CH3CO)2O + C2H5OH → CH3COOC2H5 + CH3COOH
(CH3CO)2O + H2O → 2CH3COOH
CH3COOH + OH- → CH3COO- + H2O
7) Um ácido orgânico de massa molar 170g/mol contém apenas C, H e O. 0,3657g desse ácido
são titulados com 43,21mL de NaOH 0,1000mols/L na presença de fenolftaleína como
indicador. Calcule:
a) o equivalente-grama do ácido;
b) o número de grupos ácidos tituláveis em cada molécula do ácido.
8) Defina e dê exemplo de alcalimetria e acidimetria.
9) Faça um breve resumo sobre:
a) padrão primário
b) período de transição de um indicador.
10) 5mL de solução de NH3 comercial (d = 1,25g/mL) foram diluídos e completados para
250mL. 25mL dessa solução consumiram 28mL de HCl 0,1M. Qual a % de NH 3?
11) 1,15g de uma amostra de hidróxido de amônio técnico foram transferidos para um frasco
erlenmeyer contendo 30mL de água. Juntou-se vermelho de metila e titulou-se com 16,75mL
de solução de H2SO4 0,5M. Calcular o teor de NH3 na amostra.
12) Considere que 25mL de solução de hidróxido de amônio 0,090mol/L foram titulados com
ácido clorídrico 0,1M. Pergunta-se:
a) a massa de NH4OH na solução.
b) o volume gasto de HCl, em mL.
13) O químico responsável da Mack Produtos Químicos recebeu um lote de hidróxido de
amônio em cuja nota fiscal estipulava o teor de 25% de amônia. Por sua vez, o químico
responsável coletou em um erlenmeyer, previamente tarado, uma amostra pesando 0,820g.
Em seguida, juntou água e vermelho de metila e titulou-a com uma solução de HCl,
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consumindo 13,05mL dessa solução ácida. Sabe-se que a solução de HCl foi padronizada com
carbonato de sódio puro (P.A.), utilizando 1,1498g do sal contra 30mL do ácido. Qual a atitude
do químico frente ao lote recebido? Justifique.
14) Um carregamento de ácido acético foi adquirido por uma empresa de produtos químicos.
Na nota fiscal constava o teor de 20g/L de acidez total. Por sua vez, o químico responsável
retirou uma alíquota de 20mL e titulou-a em presença de fenolftaleína, com solução de NaOH
0,10M, consumindo 53mL. Qual a atitude do químico frente ao carregamento recebido?
Justifique.
15) 1,475g de ácido ortofosfórico comercial foram dissolvidos em 250mL de água. Uma
alíquota de 25mL dessa solução foram titulados com solução de NaOH 0,14M, usando a
timolftaleína como indicador, gastando-se 21,00mL. Calcular o teor de H3PO4 na amostra.
16) Uma certa amostra pesando 570mg foi dissolvida em água. Utilizando-se o processo de
apenas uma alíquota, a solução permaneceu incolor à fenolftaleína e em presença de
alaranjado de metila foram consumidos 63,78mL de HCl 0,09975M. Calcular o teor do
componente da amostra e indicar o nome do processo descrito.
17) Uma amostra pesando 0,640g de uma mistura de carbonato de sódio e hidróxido de sódio
foi dissolvida em água, e a solução transferida para um balão de 25mL com o seu volume
completado com água. Uma alíquota de 25mL dessa solução foi titulada com solução de ácido
clorídrico 0,15M, em presença de azul de bromofenol, consumindo-se 4,76mL do titulante e
depois desprezada. Outra alíquota de 25mL foi transferida para um erlenmeyer e submetida a
um ligeiro aquecimento. Juntou-se solução de cloreto de bário a 1% até a precipitação total do
bário. Em seguida, juntou-se fenolftaleína, titulando-a com a mesma solução de ácido
clorídrico que consumiu 3,0mL. Pede-se o teor dos componentes da amostra e o nome do
processo descrito.
18) Pelo processo Winkler, foi analisada uma mistura de NaOH e de Na 2CO3. Sabe-se que 0,75g
dessa amostra foram dissolvidas em água e seu volume completado para 100mL. Em seguida,
titulou-se, em presença dos indicadores necessários. Pede-se calcular o volume gasto em cada
titulação para que se tenha como resultado aproximadamente 40% e 60% respectivamente.
19)Calcular a concentração em g/L de uma solução de NaOH sabendo-se que 25mL de solução
consumiram 72mL de HCl 0,12mol/L.
20) 25mL de uma solução de HCl 0,10mol/L foram titulados com solução 0,20M de KOH.
Calcular o volume gasto de KOH e o teor de HCl na amostra.
21) Uma solução contendo 0,7500g de H 2C2O4.2H2O foi adicionada de 25mL de solução de
KOH. O excesso desse reagente foi titulado com 4,02mL de solução de HCl a 0,1250M. Qual a
concentração molar da solução alcalina?
22) De uma solução de KOH retirou-se uma alíquota de 25mL. Juntou-se água e fenolftaleína
e, em seguida, titulou-se com solução de HCl 0,10mol/L. Calcular a concentração em g/L do
reagente.
23)Barrilha, que é carbonato de sódio impuro, é um insumo básico da indústria química. Uma
amostra de barrilha de 10g foi totalmente dissolvida em 800mL de ácido clorídrico 0,2mol/L. O
excesso de ácido clorídrico foi neutralizado por 250mL de NaOH 0,1mol/L. Qual é o teor de
carbonato de sódio, em porcentagem de massa, na amostra da barrilha?
24) 1,24g de ferro impuro foi dissolvido em 20mL de HCl 3 molar, produzindo cloreto ferroso e
hidrogênio. Após essa reação, o excesso de HCl foi neutralizado por 10mL de NaOH 2 molar.
Qual é a porcentagem de pureza do ferro analisado?
25) O rótulo de um produto de limpeza diz que a concentração de amônia (NH 3) é de 9,5g/L.
Com o intuito de verificar se a concentração de amônia corresponde à indicada no rótulo, 5mL
desse produto foram titulados com ácido clorídrico (HCl) de concentração 0,1mol/L. Para
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consumir toda a amônia dessa amostra, foram gastos 25mL do ácido. Qual a concentração, em
g/L, da solução, calculada com os dados da titulação?
26) 25g de hidróxido de sódio (NaOH) impuro são dissolvidos em água suficiente para 500mL
de solução. Uma alíquota de 50mL dessa solução gasta, na titulação, 25mL de ácido sulfúrico
(H2SO4) 1 molar. Qual é a porcentagem de pureza do hidróxido de sódio?
27) O metal X reage com ácido clorídrico de acordo com a equação balanceada: X + 3HCl →
+
X
+ 3Cl + /2H2. Considerando que 500mL de uma solução 3M de ácido clorídrico reagem
completamente com 26,0g desse metal, calcule a massa atômica de X.
28) Uma amostra impura de hidróxido de potássio (KOH), com massa igual a 16,8g foi
dissolvida em água até obter-se 300mL de solução. Uma amostra de 250mL desta solução foi
neutralizada totalmente por 50mL de ácido sulfúrico 2 molar. Admitindo que as impurezas não reagem
com ácido, determine a molaridade da solução de KOH e o teor de pureza do hidróxido de potássio.
29) 0,195g de um metal bivalente foi dissolvido em 10mL de ácido sulfúrico 0,50
molar. O excesso de ácido foi neutralizado por 16mL de hidróxido de potássio 0,25
molar. Calcule a massa atômica do metal.
30) Para realizar a titulação de 20mL de hidróxido de sódio (NaOH) de
molaridade desconhecida, foram utilizados 50mL de ácido sulfúrico 0,2 molar. Qual a
molaridade do hidróxido de sódio?
31) Por lei, o vinagre (solução aquosa de ácido acético) pode conter, no máximo,
4% em massa de ácido acético (M = 0,67mol/L). Suponha que você queira verificar se
o vinagre utilizado em sua casa atende as especificações legais. Para isso, você verifica
que 40mL de vinagre são completamente neutralizados por 15mL de uma solução
aquosa de hidróxido de sódio 2,0 molar. A que conclusão você chega?
32) Qual o volume de Mg(OH)2 0,4 molar necessário para neutralizar 80mL de HCl
1,5 molar?
33) Um estudante verifica que 20mL de KOH 0,3 molar são necessários para
neutralizar uma amostra de 30mL de ácido clorídrico (HCl). Determine a molaridade do
HCl.
34) Que massa de carbonato de cálcio é necessária para neutralizar 20mL de ácido
sulfúrico de concentração 490g/L?
35) Qual a massa de ácido fórmico (HCOOH), que, dissolvida em 500mL de água,
resulta em uma solução que é completamente neutralizada por 500mL de uma solução
de hidróxido de sódio 1 molar?
36) 1,4g de Iodo foi dissolvido em álcool; a seguir, juntou-se água até o volume de
250mL. Dessa solução, retiraram-se 25mL, que foi titulados com 5mL de tiossulfato de
sódio 0,2 molar. Qual é a porcentagem de pureza do iodo analisado? Dado: I2 +
2Na2S2O3 à 2NaI + Na2S4O6
37) 0,3g de cloreto de cálcio impuro é dissolvido em água e a solução é titulada,
gastando 25mL de oxalato de sódio 0,1 molar. Qual é a porcentagem de pureza do
cloreto de cálcio?
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EXERCÍCIOS
1) Na titulação de 50mL de água de caldeira em presença do indicador fluoresceína, sobrepassado
o ponto estequiométrico, houve uma mudança de coloração em virtude da adsorção do ânion
fluoresceinato, formando uma camada sobre o precipitado. Nesta titulação gastaram-se 7mL de
uma solução de nitrato de prata 0,2mol/L com fator de correção 0,9987. calcular a concentração
de cloreto na água de caldeira na forma de cloreto de cálcio em molaridade, em normalidade e
em concentração comum.
2) Foi pesada uma massa de 0,760g de uma amostra de CaCl2.H2O para ser analisada, sendo
dissolvida convenientemente em meio ácido. A esta amostra foi adicionado um volume de
50mL de uma solução padrão de AgNO3 0,02mol/L e fc = 0,9850. o excesso de AgNO3 foi titulado
com solução padronizada de KSCN 0,02mol/L e FC=0,9860, tendo-se gasto 15mL desta
solução. Pede-se o teor (%) de cloreto de cálcio na amostra e o método utilizado.
3) Pesou-se uma massa igual a 0,284g de cloreto de cálcio para ser analisada e transferiu-se esta
massa para um erlenmeyer, sendo dissolvida convenientemente. Foi adicionado o indicador
fluoresceína e titulado com uma solução padronizada de AgNO3 0,15mol/L e fc =
1,002. sabendo que foram consumidos na titulação 28mL da solução de AgNO3, calcule o teor de
NaCl na amostra.
4) Pesou-se 0,270g de uma amostra de cloreto de potássio impuro e dissolveu-se em água, sendo
adicionado cromato de potássio como indicador. Foi titulado com solução padronizada de AgNO3
0,12mol/L e FC=0,9985. o final da reação foi definido pela formação de um precipitado
vermelho, no qual foram lidos na bureta um volume consumido de AgNO3 de 30mL. Pede-se o
teor de KCl na amostra e o método utilizado.
5) Quantos mL de solução de oxalato de sódio 0,12mol/L são necessários para precipitar
37,0mg de íons cálcio?
6) 25mL de uma solução de NaCl 0,1mol/L são titulados com AgNO3 0,1mol/L. Como indicador do
ponto final é escolhido o cromato de potássio a 5% (m/v). Qual o volume de nitrato de prata
consumido e a massa de NaCl presente na alíquota?
7) Uma amostra de NaBr comercial pesando 0,452g foi dissolvida em água e o volume da solução
elevado a 200mL. Uma alíquota de 20mL foi titulada com solução de AgNO3 0,1mol/L, em
presença de cromato de potássio, consumindo 5,25mL do titulante. O volume gasto na prova
em branco foi de 1,10mL. Calcular o teor de NaBr e de Br na amostra.
8) Uma amostra de NaCl pesando 0,25g foi dissolvida em água e o volume da solução elevado a
250mL. Uma alíquota de 25mL de solução foi adicionada de 5mL de AgNO3 0,1mol/L e o
precipitado formado foi protegido com nitrobenzeno. Em seguida, a mistura foi titulada com
solução de KSCN 0,01mol/L em presença de Fe3+ e de ácido nítrico, consumindo-se 1,6mL.
Calcular o teor de sal na amostra.
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Bibliografia
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http://www.4shared.com/office/8sXMKUTG/livro_-fundamentos-de-quimica-.html
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Técnico em Química – Química Analítica Qualitativa e Quantitativa
Escola Estadual de Educação Profissional [EEEP]
Ensino Médio Integrado à Educação Profissional
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Técnico em Química – Química Analítica Qualitativa e Quantitativa
Hino Nacional
Hino do Estado do Ceará
Ouviram do Ipiranga as margens plácidas
De um povo heróico o brado retumbante,
E o sol da liberdade, em raios fúlgidos,
Brilhou no céu da pátria nesse instante.
Poesia de Thomaz Lopes
Música de Alberto Nepomuceno
Terra do sol, do amor, terra da luz!
Soa o clarim que tua glória conta!
Terra, o teu nome a fama aos céus remonta
Em clarão que seduz!
Nome que brilha esplêndido luzeiro
Nos fulvos braços de ouro do cruzeiro!
Se o penhor dessa igualdade
Conseguimos conquistar com braço forte,
Em teu seio, ó liberdade,
Desafia o nosso peito a própria morte!
Ó Pátria amada,
Idolatrada,
Salve! Salve!
Brasil, um sonho intenso, um raio vívido
De amor e de esperança à terra desce,
Se em teu formoso céu, risonho e límpido,
A imagem do Cruzeiro resplandece.
Gigante pela própria natureza,
És belo, és forte, impávido colosso,
E o teu futuro espelha essa grandeza.
Terra adorada,
Entre outras mil,
És tu, Brasil,
Ó Pátria amada!
Dos filhos deste solo és mãe gentil,
Pátria amada,Brasil!
Deitado eternamente em berço esplêndido,
Ao som do mar e à luz do céu profundo,
Fulguras, ó Brasil, florão da América,
Iluminado ao sol do Novo Mundo!
Do que a terra, mais garrida,
Teus risonhos, lindos campos têm mais flores;
"Nossos bosques têm mais vida",
"Nossa vida" no teu seio "mais amores."
Ó Pátria amada,
Idolatrada,
Salve! Salve!
Brasil, de amor eterno seja símbolo
O lábaro que ostentas estrelado,
E diga o verde-louro dessa flâmula
- "Paz no futuro e glória no passado."
Mas, se ergues da justiça a clava forte,
Verás que um filho teu não foge à luta,
Nem teme, quem te adora, a própria morte.
Terra adorada,
Entre outras mil,
És tu, Brasil,
Ó Pátria amada!
Dos filhos deste solo és mãe gentil,
Pátria amada, Brasil!
Mudem-se em flor as pedras dos caminhos!
Chuvas de prata rolem das estrelas...
E despertando, deslumbrada, ao vê-las
Ressoa a voz dos ninhos...
Há de florar nas rosas e nos cravos
Rubros o sangue ardente dos escravos.
Seja teu verbo a voz do coração,
Verbo de paz e amor do Sul ao Norte!
Ruja teu peito em luta contra a morte,
Acordando a amplidão.
Peito que deu alívio a quem sofria
E foi o sol iluminando o dia!
Tua jangada afoita enfune o pano!
Vento feliz conduza a vela ousada!
Que importa que no seu barco seja um nada
Na vastidão do oceano,
Se à proa vão heróis e marinheiros
E vão no peito corações guerreiros?
Se, nós te amamos, em aventuras e mágoas!
Porque esse chão que embebe a água dos rios
Há de florar em meses, nos estios
E bosques, pelas águas!
Selvas e rios, serras e florestas
Brotem no solo em rumorosas festas!
Abra-se ao vento o teu pendão natal
Sobre as revoltas águas dos teus mares!
E desfraldado diga aos céus e aos mares
A vitória imortal!
Que foi de sangue, em guerras leais e francas,
E foi na paz da cor das hóstias brancas!