Universidade Federal do Paraná
Setor de Ciências Exatas
Departamento de Química
CQ 119 FUNDAMENTOS DA QUÍMICA ANALÍTICA I
Curso de Bacharelado e Licenciatura em Química
Roteiros de aulas práticas
Prof. Claudio Antonio Tonegutti
Curitiba
2012
CQ 119 – Fundamentos da Química Analítica I
Prática 1 – Solubilidade e Mascaramento
1.1- Fundamentos
A análise qualitativa de uma substância tem por objetivo determinar a
identidade dos constituintes presentes. Para tal, são observadas as características
físicas da amostra e as diversas evidências de transformação química.
Características Físicas
A observação das características físicas de uma substância pode revelar
indícios que auxiliam durante a análise qualitativa. São elas: estado físico, coloração,
odor, solubilidade, etc.
Evidências de Transformação Química:
a) Formação de um eletrólito fraco
Quando a combinação de íons em solução aquosa dá origem a compostos
solúveis com baixo grau de dissociação (eletrólitos fracos), a ocorrência da reação
pode ser indicada por alguma propriedade organoléptica, isto é, uma propriedade que
impressiona os sentidos e o organismo, da substância produzida, como no caso da
formação de sulfeto de hidrogênio na reação abaixo:
S2-(aq) + 2H3O+(aq)  H2S(aq) + H2O(l)
O sulfeto de hidrogênio é um gás incolor, solúvel em água, que possui odor
bastante desagradável. É este cheiro que impressiona o olfato e que evidencia
imediatamente a formação do eletrólito fraco na mistura da reação. Sem esta
propriedade a ocorrência da reação poderia passar despercebida ao observador, uma
vez que não há outra indicação macroscópica da transformação.
b) Obtenção de produtos insolúveis
Outro aspecto a considerar quando se verifica a ocorrência de uma
determinada transformação é solubilidade de todos os compostos que podem ser
formados a partir dos reagentes. A precipitação de um sólido pouco solúvel é uma das
evidências mais comuns de reação química. As seguintes regras gerais de
solubilidade em água são utilizadas para a previsão de formação de precipitados:
 Todos os ácidos inorgânicos são solúveis.
 Todos os sais de metais alcalinos são solúveis, com exceção do perclorato de
potássio, que é pouco solúvel.
Todos os sais de amônio são solúveis.
Todos os sais contendo nitrato, clorato, perclorato e acetato são solúveis. Exceções:
acetato de prata e acetato de mercúrio.
Todos os cloretos, brometos e iodetos são solúveis, exceto os de Ag +, Pb2+ e Hg2+. O
cloreto de chumbo (II) é ligeiramente solúvel.
 Todos os sulfatos são solúveis, exceto os de chumbo (II), estrôncio e bário. Os
sulfatos de cálcio e de prata são pouco solúveis.
 Todos os óxidos metálicos são insolúveis, exceto os de metais alcalinos e os de
cálcio, estrôncio e bário.
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CQ 119 – Fundamentos da Química Analítica I
 Todos os hidróxidos são insolúveis, exceto os de metais alcalino e os de bário e
estrôncio. O hidróxido de cálcio é ligeiramente solúvel.
Todos os carbonatos, fosfatos, sulfetos e sulfitos são insolúveis, exceto os de
amônio e os de metais alcalino.
c) Outras evidências de transformação química
Além do fenômeno de precipitação, outros sinais da ocorrência de reações
químicas em solução aquosa são a obtenção de compostos gasosos, a mudança de
coloração, a mudança de temperatura e a dissolução de sólidos, com formação de
sais simples ou de complexos solúveis. São exemplos desses processos:
Formação de gás:
HSO3-(aq) + H+(aq)  SO2(aq0 + H2O(l)
Mudança de coloração (com formação de íon complexo):
Fe 3+ (aq) + 6SCN-(aq)  [Fe(SCN-)6]3- (aq)
Amarelo
incolor
vermelho
Mudança de temperatura:
H2SO4(aq) + H2O(l)  HSO4- (l) + H3O+(aq) + calor
(H<0)
Dissolução de precipitado (com formação de íon complexo):
Al(OH)3 (aq) + OH- (aq)  [Al(OH)4]- (aq)
1.2 – Objetivo
Identificar soluções desconhecidas mediante ensaios químicos e físicoquímicos.
1.3 – Materiais, equipamentos e reagentes.
Cada equipe receberá seis soluções aquosas, em tubos de ensaio numerados,
sem conhecer a ordem de distribuição destas soluções. As soluções para o
experimento serão:
Solução de hidróxido de sódio;
Solução de hidróxido de amônio;
Solução de carbonato de sódio;
Solução de ácido sulfúrico;
Solução de sulfato de cobre (II);
Solução de acetato de zinco.
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CQ 119 – Fundamentos da Química Analítica I
1.4 – Parte Experimental
Misture em um tubo de ensaio alíquotas de cerca de 1mL (20 gotas) das
soluções, duas a duas, observando se há diferença entre os estados inicial e final de
cada mistura de reação.
Uma vez que o experimento a ser realizado tem caráter qualitativo, não é
necessário medir volumes com precisão. Por outro lado, é importante minimizar o
consumo de reagentes e a produção de resíduos.
Anote em uma tabela todas as observações referentes a cada mistura de
reação (formação de precipitado, cor do precipitado, produção de gás, etc.).
Escreva as equações químicas (global e iônica simplificada) correspondentes a
cada transformação ocorrida. Analise os resultados obtidos para os diversos sistemas
químicos e associe o número do tubo de ensaio à solução correspondente.
1.5 - Bibliografia
KOTZ, J. C.;TREICHEL, P. M. Química Geral e Reações Químicas, vol. 1 e 2. São
Paulo: Pioneira Thomson Learning, 2005.
BACCAN, N.; ALEIXO, L. M.; STEIN, E.; GODINHO, O. E. S. Introdução à
Semimicroanálise Qualitativa. Campinas: Editora UNICAMP, 7 a ed., 1997.
VOGEL, A. I. Química Analítica Qualitativa; São Paulo: Editora Mestre Jou, 1981.
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CQ 119 – Fundamentos da Química Analítica I
Prática 2 – Separação e identificação dos cátions: Ag+, Hg22+ e Pb2+.
2.1 - Introdução
Podemos separar as metodologias utilizadas na análise qualitativa de cátions e
ânions em dois grupos:
 Métodos de identificação individual ou fracionada;
 Métodos de identificação sistemática.
Nos métodos de identificação individual ou fracionada, os cátions ou ânions
são identificados mediante reações seletivas diretamente em porções retiradas da
amostra original. Nestas metodologias a ordem de análise não tem importância.
Um exemplo da metodologia de identificação individual é a análise de toque
(spot tests em inglês) criada pelo químico austríaco Fritz Feigl (1891-1971). A análise
de toque é uma metodologia simples e eficiente na qual as análises são realizadas
utilizando-se gotas de amostra e reagentes usando como suporte uma placa de toque
ou tiras de papel de filtro (ou, em alguns casos, aparatos especialmente projetados
para uma análise específica). Feigl estudou na Universidade de Viena, onde, em 1920,
se doutorou e ingressou em seu corpo docente, onde atuou até 1938. Por conta da
segunda guerra mundial, acabou se refugiando com a família no Brasil, em 1940, onde
foi contratado para organizar e dirigir um grupo de pesquisa em microanálise no
Laboratório de Produção Mineral, no Rio de Janeiro (na época, vinculado ao Ministério
da Agricultura), onde atuou até seu falecimento.
Os métodos de identificação sistemática, por outro lado, se caracterizam por
separar, mediante a utilização de reagentes chamados “reagentes de grupo”, os
analitos em grupos com alguma propriedade em comum (em geral a solubilidade).
Separado o grupo, procede-se a análise de cada um dos analitos componentes do
mesmo. Para que a separação seja completa, é necessário utilizar quantidades
suficientes de reagente e criar condições ótimas para a precipitação, devendo-se
verificar se a separação foi completa mediante a adição de um excesso do reagente
de grupo.
Esta prática exemplifica esta metodologia, sendo que o grupo de cátions possui
como característica em comum o fato de formarem cloretos insolúveis.
Nas práticas 3 e 4 serão apresentados dois outros grupos de cátions a serem
identificados, de modo a expor o funcionamento e dinâmica da análise qualitativa
sistemática de cátions. Protocolos mais completos para um conjunto maior de cátions
e ânions podem ser encontrados em algumas das referências indicadas no final deste
roteiro.
2.2 – Objetivos
Separar e identificar os cátions Ag +, Hg22+ e Pb2+.
2.3 - Parte Experimental
Colocar em um tubo de ensaio cerca de 10 gotas da solução contendo os
cátions deste grupo, adicionar cerca de 10 gotas de HCl 0,2 mol L -1, agitar e
centrifugar. Verificar se a precipitação foi completa pela adição de 1 ou 2 gotas de HCl
ao líquido sobrenadante. Transferir o sobrenadante para outro tubo de ensaio (no caso
de uma amostra contendo outros cátions além de Ag+, Hg22+ e Pb2+, eles estarão neste
sobrenadante que seria utilizado, então, para dar continuidade à análise), lavar o
precipitado com 2 mL de água contendo 3 gotas de HCl 6 mol L -1. Agitar bem.
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CQ 119 – Fundamentos da Química Analítica I
Centrifugar e desprezar o líquido sobrenadante. Denominar o precipitado (ppt.) de
precipitado I.
Ao Precipitado I adicionar 4 mL de água destilada. Aquecer em banho-maria
pelo menos durante 3 min, agitando constantemente. Centrifugar rapidamente e
transferir o líquido sobrenadante para outro tubo de ensaio. O sólido que restou no
primeiro tubo pode ser chamado de Precipitado II.
Ao tubo de ensaio contendo o sobrenadante, adicionar 2 gotas de ácido acético
6 mol L-1 e 4 gotas de K2CrO4. A formação de um precipitado amarelo de PbCrO 4
confirma a presença de Pb 2+.
Em seguida, lavar o Precipitado II com 4 mL de água destilada e aquecer em
banho-maria. Centrifugar e testar a presença de Pb2+ no líquido sobrenadante,
conforme o procedimento anterior. Continuar a lavagem até que não ocorra reação
positiva para chumbo.
Ao precipitado lavado adicionar cerca de 2 mL de NH 3 6 mol L-1 e agitar bem. O
aparecimento de um precipitado de cor negra ou cinza escuro indica a presença de
Hg22+. Centrifugar e decantar o líquido sobrenadante, que pode conter Ag(NH 3)2+, em
um tubo de ensaio. A presença de Ag + pode ser confirmada pela adição a esse líquido
de cerca de 3 mL de HNO3 6 mol L-1. Verificar com o papel tornassol se a solução está
ácida. A formação de um precipitado branco de AgCl indica a presença de Ag +.
2.4 - Resumo das reações
Elaborar um quadro resumo do resultado das reações realizadas (ver abaixo),
escrever as reações completas em forma iônica e montar um fluxograma das
operações.
Reagente
Ag+
Hg22+
Pb2+
HCl
K2CrO4
NH3
2.5 - Referências Bibliográficas
ALEXEEV, V. Análise Qualitativa. Porto: Lopes da Silva Editora, 1982.
FEIGL, F. Spot Tests in Inorganic Analysis. Amsterdam: Editora Elsevier, 5ª ed., 1958.
BACCAN, N.; ALEIXO, L. M.; STEIN, E.; GODINHO, O. E. S. Introdução à
Semimicroanálise Qualitativa. Campinas: Editora UNICAMP, 7 a ed., 1997.
JIMENO, S. A. Analisis Cualitativo Inorgânico. Madri: Editorial Paraninfo, 4ª ed., 1990.
VOGEL, A. I. Química Analítica Qualitativa; São Paulo: Editora Mestre Jou, 1981.
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CQ 119 – Fundamentos da Química Analítica I
Prática 3 – Identificação e Separação dos cátions Fe3+, Cr3+, Al+3, Mn2+.
3.1 – Objetivos
Separar e identificar os cátions Fe3+, Cr3+, Al+3, Mn2+.
3.2 – Parte Experimental
Colocar em um tubo de ensaio cerca de 20 gotas da amostra (ou, se for o caso,
utilizar o sobrenadante da precipitação dos cloretos dos cátions Ag+, Pb2+ e Hg22+) e
adicionar 10 gotas de HCl 6,0 mol L-1 e em seguida NH3 6,0 mol L-1 gota a gota com
agitação, até o meio ficar básico (verifique com papel tornassol). Colocar duas gotas
de NH3 6,0 mol L-1 em excesso. Aquecer com cuidado durante 1 minuto, centrifugar e
retirar o sobrenadante rapidamente, colocando-o em outro tubo de ensaio. Lavar o
precipitado duas vezes com cerca de 2 mL de NH 4Cl 2,0 mol L-1. O precipitado
conseguido será denominado Precipitado I e o líquido sobrenadante denominado
Sobrenadante I.
O Precipitado I pode conter Fe(OH)3, Cr(OH)3, Al(OH)3 e Mn(OH)2, enquanto o
Sobrenadante I pode conter os íons Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+ (ver a prática 4)
Precipitado I
Adicionar ao precipitado 1 mL de NaOH 4 mol L-1 e 1 mL de H2O2 3%, agitar
bem e aquecer em banho-maria por cerca de 5 minutos até cessar o desprendimento
de O2. Centrifugar e transferir o líquido sobrenadante para outro tubo de ensaio,
denominando-o de sobrenadante II. O sólido restante no primeiro tubo pode-se
denominar de precipitado II.
Sobrenadante II
No sobrenadante II, uma cor amarela da solução serve para identificar a
presença de crômio. Adicionar ao tubo de ensaio HCl 6 mol L-1 até o meio ficar ácido
(use papel tornassol) e em seguida adicionar algumas gotas de NH 3 6 mol L-1 até o
meio ficar alcalino, agitar bem e aquecer com cuidado. A formação de um precipitado
branco gelatinoso indica a presença de alumínio.
Precipitado II
Lavar o Precipitado II duas vezes com água destilada quente e desprezar o
sobrenadante. Dividir o precipitado em duas porções.
A uma delas, adicionar cerca de 3 gotas de HCl 6 mol L-1 e juntar 2 gotas de
solução de NH4SCN 1 mol L-1. O aparecimento de uma cor vermelha intensa devido ao
complexo Fe(SCN)63-, indica a presença de ferro.
À outra porção do precipitado, adicionar HNO 36 mol L-1 até dissolvê-lo e, em
seguida, PbO2 sólido. Agitar e aquecer cuidadosamente diretamente na chama do bico
de bunsen durante 1-2 minutos. Diluir com água e deixar em repouso. O aparecimento
de uma cor violeta na solução devido ao íon MnO4- indica a presença de manganês.
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CQ 119 – Fundamentos da Química Analítica I
3.3 - Referências Bibliográficas
ALEXEEV, V. Análise Qualitativa. Porto: Lopes da Silva Editora, 1982.
FEIGL, F. Spot Tests in Inorganic Analysis. Amsterdam: Editora Elsevier, 5ª ed., 1958.
BACCAN, N.; ALEIXO, L. M.; STEIN, E.; GODINHO, O. E. S. Introdução à
Semimicroanálise Qualitativa. Campinas: Editora UNICAMP, 7a ed., 1997.
JIMENO, S. A. Analisis Cualitativo Inorgânico. Madri: Editorial Paraninfo, 4ª ed., 1990.
VOGEL, A. I. Química Analítica Qualitativa; São Paulo: Editora Mestre Jou, 1981.
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CQ 119 – Fundamentos da Química Analítica I
Prática 4 – Identificação e separação dos cátions Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+
4.1 – Objetivos
Separar e identificar os cátions Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+.
4.2 – Parte Experimental
Colocar em um tubo de ensaio cerca de 20 gotas da amostra (ou, se for o caso,
utilizar o sobrenadante I da separação e identificação dos cátions da prática 3),
adicionar 5 gotas de HCl 6 mol L -1 e em seguida NH3 6 mol L-1 gota a gota com
agitação até o meio se tornar básico. Aquecer a solução em banho-maria e juntar
cerca de 15 gotas de solução de (NH 4)2CO3 1,5 mol L-1. Agitar vigorosamente a
solução para homogeneizar, aquecer o tubo cerca de 5 minutos e centrifugar o
precipitado. Testar se a precipitação foi quantitativa juntando algumas gotas de
(NH4)2CO3 1,5 mol L-1 ao líquido sobrenadante. Se ainda houver precipitação, repetir
esse procedimento até não haver mais precipitação pela adição de carbonato de
amônio ao sobrenadante. Transfira o sobrenadante para outro tubo (chamaremos de
sobrenadante I). Ao sólido no primeiro tubo chamamos de precipitado I.
Sobrenadante I
O sobrenadante I deve conter Mg2+ e sua presença deve ser confirmada pela
reação com fosfato de sódio com a conseqüente formação de um precipitado branco
cristalino de MgNH4PO4.6H2O.
Precipitado I
Lavar o precipitado, que deve conter os carbonatos de cálcio, estrôncio e bário,
com cerca de 2 mL de água quente, centrifugar e desprezar o sobrenadante. Ao
resíduo adicionar ácido acético 6 mol L -1 gota a gota até completa dissolução. A
seguir, juntar 5 gotas de acetato de sódio 3 mol L -1 e 10 gotas de K2Cr2O7 0,2 mol L-1 e
agitar a solução. Aquecer em banho-maria, centrifugar e verificar se a precipitação foi
completa. Após a precipitação quantitativa, centrifugar e separar o Sobrenadante II. O
precipitado amarelo (Precipitado II) formado deve ser o BaCrO 4, enquanto o
Sobrenadante II deve conter os íons Ca 2+ e Sr2+.
Precipitado II
Lavar o precipitado várias vezes com água destilada, centrifugar e desprezar o
sobrenadante. Dissolver o resíduo com algumas poucas gotas de HCl concentrado e
confirmar a presença de Ba 2+ pelo teste de chama, cuja coloração deverá ser verdeamarelada.
Sobrenadante II
Ao líquido sobrenadante, adicionar 3 gotas de NH 4OH6 mol L-1, cerca de 10
gotas de (NH4)2SO4 2,5 mol L-1, agitar e aquecer à ebulição. Centrifugar o Precipitado
III e testar se a precipitação foi quantitativa adicionando-se mais uma gota de sulfato
de amônio 2,5 mol L-1 ao sobrenadante. Se houver formação de mais precipitado,
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CQ 119 – Fundamentos da Química Analítica I
agitar, aquecer à ebulição e centrifugar. O precipitado branco formado deve ser o
sulfato de estrôncio e o Sobrenadante III deve conter os íons Ca 2+.
Precipitado III
Lavar o precipitado diversas vezes com água destilada quente, centrifugar e
desprezar o sobrenadante. Dissolver o resíduo com algumas poucas gotas de HCl
concentrado e fazer o teste de chama, cuja coloração vermelho-carmim confirma a
presença de estrôncio.
Sobrenadante III
Ao líquido sobrenadante, adicionar 3 gotas de (NH 4)2C2O4 0,25 mol L-1, agitar e
deixar o repousar cerca de 2 minutos. A formação de um precipitado branco de
CaC2O4, confirma a presença de cálcio. Centrifugar e desprezar o sobrenadante.
Lavar o precipitado várias vezes com água destilada e desprezar a água de lavagem.
Dissolver o resíduo com algumas poucas gotas de HCl concentrado e fazer o teste de
chama, cuja coloração vermelho-tijolo, indica a presença de cálcio.
4.3 - Referências Bibliográficas
ALEXEEV, V. Análise Qualitativa. Porto: Lopes da Silva Editora, 1982.
FEIGL, F. Spot Tests in Inorganic Analysis. Amsterdam: Editora Elsevier, 5ª ed., 1958.
BACCAN, N.; ALEIXO, L. M.; STEIN, E.; GODINHO, O. E. S. Introdução à
Semimicroanálise Qualitativa. Campinas: Editora UNICAMP, 7 a ed., 1997.
JIMENO, S. A. Analisis Cualitativo Inorgânico. Madri: Editorial Paraninfo, 4ª ed., 1990.
VOGEL, A. I. Química Analítica Qualitativa; São Paulo: Editora Mestre Jou, 1981.
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CQ 119 – Fundamentos da Química Analítica I
Prática 5: Solução-Tampão
5.1 - Introdução
Uma solução tampão é aquela que dentro de certos limites sofre apenas
ligeiras variações de pH quando recebe a adição de pequenas quantidades de íons H +
ou OH-. É constituída por um ácido fraco e sua base conjugada ou por uma base fraca
e seu ácido conjugado, em concentrações aproximadamente iguais. Exemplos:
NaC2H3O2 e HC2H3O2; NH3 e NH4Cl; Na2HPO4 e Na3PO4.
1) Considerando o equilíbrio existente entre um ácido fraco genérico (HA) e a
água, temos uma pequena concentração do íon A-, bem como de H3O+ no
meio, predominando a espécie HA na forma molecular.
HA(aq) + H2O(l) A-(aq) + H3O+(aq) (eq. 1)
Admitindo que a essa solução seja adicionada uma dada quantidade da base
conjugada A-, as concentrações de HA e A- serão predominantes, ao passo que a
concentração de H3O+ será ainda menor do que antes da adição de A -.
Se uma pequena concentração de um ácido forte é adicionada a esse
meio,esse ácido será consumido pela base, formando mais HA e água, mantendo
dessa forma o pH inalterado.
H3O+(aq) + A-(aq)HA(aq) + H2O(l)
(eq. 2)
Analogamente, se uma pequena concentração de base forte é adicionada a
esse meio, a OH-será consumida pelo ácido do tampão, sendo mais HA dissociado
para repor o H3O+ consumido (eq.1) e o pH é mantido constante:
OH-(aq)+ H3O+(aq)2H2O(l)
(eq. 3)
Na solução tampão estará em equilíbrio o ácido e sua base conjugada segundo
a equação 4:
HA (aq)+
H2O(l)
Ácido
A-(aq)
+
H3O+(aq)
(eq. 4)
Base conjugada
A constante de dissociação ácida (Ka) desta reação será:
Ka = [A-] [H3O+] / [HA]
(eq. 5)
Dessa forma, de posse do valor de K a e conhecendo-se as concentrações de
HA e A-, pode-se determinar a concentração de H3O+ e o valor de pH da solução
tampão formada, com base na equação 5. Além disso, pode-se calcular a variação de
pH em decorrência da adição de uma certa concentração de um ácido ou uma base
forte.
2) Considerando agora a base conjugada A -, derivada de um ácido fraco (HA)
A-(aq)
+
H2O(l)
HA(aq)+ OH-(aq)
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(eq. 6)
CQ 119 – Fundamentos da Química Analítica I
De forma similar ao caso 1, se uma certa quantidade do ácido fraco HA é
adicionada ao meio, haverá o predomínio de maiores concentrações de HA e A- e
consequente diminuição da [OH-]. Se uma pequena concentração de ácido forte é
adicionada ao meio, esse reagirácom os íons OH - livres, e mais A- reage com a água
para repor a concentração de OH- que reagiu, e assim o pH se mantém inalterado.
De modo semelhante, ao adicionar íons OH- provenientes de uma base forte ao
meio, esses íons irão reagir com o HA presente, sendo o pH também mantido
constante. De forma análoga a equação 5, tem-se a expressão envolvendo a
constante de dissociação básica (Kb), com base na equação 6:
Kb = [HA] [OH-]/ [A-]
(eq. 7)
Normalmente os valores de K a são tabelados, podendo facilmente ser obtido o
valor de Kb com base no produto iônico da água (K w) = 1,00 x 10-14, onde:
Kw = Kax Kb
(eq. 8)
Assim é possível calcular a [OH-], utilizando o valor de Kb e as concentrações
de HA e A-, e consequentemente determinar o valor de pH da solução tampão
formada. Além disso, pode-se calcular a variação de pH em decorrência da adição de
uma certa concentração de um ácido ou de uma base forte.
5.2 – Objetivos
Preparar uma solução tampão e verificar a alteração de pH pela adição de um
ácido forte.
5.3 – Procedimento experimental
Parte A) - Preparo das soluções
Em quatro béqueres de 100 mL, adicione as seguintes substâncias:




Béquer A: 75 mL de solução de ácido clorídrico (HCl) 0,01 mol L -1 .
Béquer B: 75 mL de solução de ácido acético (CH3COOH) 0,01 mol L-1.
Béquer C: 1,5 g de cloreto de sódio (NaCl)
Béquer D: 1,5g de acetato de sódio (CH3COONa)
Adicione 3 gotas da solução de “mistura de indicadores” aos béqueres A e B.
Determine o pH das soluções consultando a Tabela 1. Anote os resultados na Tabela
2.
Transfira metade da solução do béquer A para o béquer C. Observe se houve
mudança de coloração e anote o pH da solução resultante na Tabela 2.
Transfira metade da solução do béquer B para o D e verifique se há alteração
de pH. Anote na Tabela 2.
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CQ 119 – Fundamentos da Química Analítica I
Tabela 1: Cores observadas na “mistura de indicadores” a ser utilizada
Cores:
Vermelho laranja amarelo Amarelo esverdeado verde azul
pH aproximado
1,5
1,8
2,3
4,6
5,2
7,6
Tabela 2: pH das soluções preparadas
Béquer: Solução presente pH medido com a “mistura de indicadores”
A
B
C
D
Parte B) Teste da capacidade de tamponamento das soluções acima preparadas:
Adicione 5 gotas de solução HCl 6,0 mol L -1 a cada um dos quatro béqueres
acima Observe o que ocorre com as cores dos indicadores e anote o pH na Tabela 3.
Entre todas as soluções verifique aquela que não apresentou mudança de pH
após a adição de HCl 6,0 mol L -1. A este béquer adicione HCl 6,0 mol L -1, gota a gota,
até que a mistura de indicadores mude de cor. Conte o número de gotas que foram
adicionadas.
Tabela 3. pH das soluções preparadas após a adição de HCl 6,0 mol L-1
Béquer: Solução presente pH medido com a “mistura de indicadores”
A
B
C
D
5.4 – Referências Bibliográficas
RUSSEL, J.B., Química Geral, Soluções Aquosas: Equilíbrios Ácido-Base, 1982.
SKOOG, D. A., WEST, D. M., HOLLER, J. F., Crouch, S.R. Fundamentos de Química
Analítica, tradução da 8a edição norte-americana, Thomson, 2006.
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CQ 119 – Fundamentos da Química Analítica I
ANEXOS
1. Testes de pH, de meio ácido e de meio básico
Para a medida de meio ácido-básico ou do pH de uma solução são muito úteis
os papeis indicadores.
Eles são fabricados impregnando-se papel filtro de alta qualidade com soluções
indicadoras ou misturadas. O papel é então, seco, cortado e embalado nos tamanhos
correspondentes.
Para usar um papel indicador, introduza a ponta do bastão de vidro na solução,
retire-o cuidadosamente da solução e toque o papel com a ponta do bastão até que
um pouco da solução seja transferida para o papel. Tome cuidado para não encostar o
bastão nas paredes internas do tubo, pois elas podem estar umedecidas com ácido ou
base em decorrência de um processo de mistura inadequado.
Os papéis indicadores nunca devem ser imersos na solução para evitar alguns
convenientes, tais como, perda de solução por absorção do papel, especialmente
quando o volume for pequeno, e contaminação com indicador e com fibra de papel.
Para determinar se uma solução é acida ou básica utiliza-se o papel de
tornassol, em geral disponível em tiras montadas em cartelas (figura 1.1). Quando o
papel de tornassol está vermelho-alaranjado indica meio ácido e quando está azul
indica meio básico. Para realizar as medidas é indiferente a utilização do papel
vermelho ou o azul. Basta lembrar o que significa o vermelho-alaranjado e o azul. Por
exemplo, se fizemos o teste utilizando o papel azul, então após o papel ser umedecido
com a solução, pelo toque do bastão de vidro, temos apenas duas possibilidades para
o resultado: 1) se o papel continua azul significa que a solução é básica; 2) se o papel
muda de azul para vermelho-alaranjado então a solução testada é básica.
Figura 1.1: Papel de tornassol em cartela.
Se o objetivo é ter uma medida aproximada do pH de uma solução então
utilizamos o papel indicador universal. Ele está disponível no comércio em fita
(embalagem em rolo), em tiras de papel acondicionadas em cartelas de
papelão ou montado em pequenas tiras de material polimérico (geralmente,
embalagem em caixa com 100 tiras). Em todos os casos, vem acompanhado
de uma carta de escala de pH com a correspondência de cores, com a qual se
compara o teste realizado para obter a leitura do pH correspondente (figura
14
CQ 119 – Fundamentos da Química Analítica I
1.2). Estão disponíveis no comércio papéis indicadores que cobrem a faixa
inteira de pH (1-14) numa mesma medida ou os que cobrem faixas menores
(que fornecem maior precisão dentro da faixa coberta).
Figura 1.2: Indicador universal em tiras.
2. Testes de Chama
Para os chamados testes de chama em química analítica utiliza-se o bico de
Bunsen, que é principalmente usado para o aquecimento de soluções em laboratório
(para esta finalidade, utiliza-se uma tela de amianto montada sobre um tripé metálico
em baixo da qual se coloca o bico e acima da tela de amianto o frasco com a solução
a ser aquecida). Ele é composto por um tubo com orifícios laterais, na base, por onde
entra o ar, o qual se mistura com o gás que entra através do tubo de borracha, o que
permite a queima em segurança de um fluxo contínuo de gás (sem haver o risco da
chama se propagar pelo tubo até o depósito de gás). O bico de Bunsen pode
queimar gás natural (basicamente metano) ou um GPL, tal como propano ou butano,
ou uma mistura de ambos.
Figura 2.1: Bico de Bunsen
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Antes de acender o bico de Bunsen deve-se primeiramente fechar a entrada de
ar, rodando o anel existente na parte inferior do tubo (figuras 2.2.1 e 2.2.2).
Figura 2.2.1: Entrada de ar aberta
Figura 2.2.2: Entrada de ar fechada
Um fósforo (ou um isqueiro) deve ser aceso perto da abertura superior do tubo
e, em seguida, abre-se a válvula de gás, o que deve dar origem a uma chama grande
e amarela que desprende fuligem. Na sequencia, pode-se ajustar a entrada de ar
pelos orifícios da parte inferior do tubo mediante o giro do anel metálico (figuras 2.2.1
e 2.2.2) para a obtenção de uma chama oxidante, que é a utilizada na maioria das
aplicações (figura 2.3).
Figura 2.3: Tipos de chama no bico de Bunsen – (1) da mais redutora (menor temperatura)
para (4) a mais oxidante (maior temperatura).
O aparato leva esse nome devido a Robert Wilhelm Eberhard von Bunsen
(1811-1899), químico alemão que o desenvolveu a partir de um aparato inventado por
Michael Faraday (1791-1867). Bunsen e o físico alemão Gustav Kirchhoff (1824-1887)
são considerados os fundadores da espectrometria de emissão atômica, através da
qual descobriram, em 1861, os elementos césio e rubídio e também puderam estudar
a composição química do Sol.
Os elétrons dos átomos ou íons podem absorver energia fornecida por uma
fonte externa e passarem a orbitais atômicos de maior energia, chamado de estado
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excitado, que é uma situação instável no que decorre que na sequencia tendem a
voltar ao estado fundamental. No processo de retorno ao estado fundamental, a
passagem para níveis de menor energia pode ocorrer mediante a perda de energia na
forma de emissão de fótons, de comprimentos de onda correspondentes à diferença
de energia entre o nível inicial e final. Como a estrutura eletrônica de cada um dos
elementos químicos é distinta entre si, os seus espectros de emissão (a combinação
da luz emitida na passagem dos elétrons pelos vários níveis eletrônicos com a
emissão de fótons) também são diferentes, o que permite, após registro e análise, a
identificação dos elementos químicos presentes na amostra e a sua quantificação,
pela técnica denominada de espectrometria de emissão atômica.
No caso de elementos químicos com menor energia de ionização (alguns dos
metais dos grupos 1 e 2 da tabela periódica) pode-se usar como fonte externa de
energia uma chama convencional numa técnica denominada de espectrofotometria de
chama. Para a análise de um conjunto mais extenso de elementos químicos, utiliza-se
uma fonte de energia de excitação de plasma de argônio de alta temperatura (7.000 a
10.000 K) numa técnica denominada de ICP-AES (Inductively Coupled Plasma Atomic Emission Spectrometry), ou, em português, Espectrometria de Emissão
Atômica por Plasma Acoplado Indutivamente. A amostra é nebulizada e introduzida no
centro do plasma e os átomos presentes emitem radiação na faixa de 125 a 950 nm,
características dos elementos presentes.
O teste de chama é uma técnica de análise elementar que recorre ao
aquecimento de uma pequena porção de amostra sólida na chama de um bico de
Bunsen.
A temperatura da chama do bico de Bunsen é suficiente para excitar uma
quantidade de elétrons de certos elementos que emitem luz ao retornarem ao estado
fundamental, que pode ser observada visualmente.
Para este teste usa-se um bico de Bunsen ajustado para produzir uma chama
azul.
A amostra é introduzida na chama mediante um fio de platina (cerca de 5 cm
de comprimento) fixado num bastão de vidro. Pode-se fazer uma pequena alça na
ponta do fio de platina para facilitar a fixação da amostra.
O fio deve ser limpo aquecendo-se ao rubro na chama, em seguida
mergulhando a sua ponta (ou alça) em ácido clorídrico concentrado contido num vidro
de relógio ou cápsula de porcelana. Repete-se a operação só que ao invés de
mergulhar em HCl utiliza-se agora água destilada. Esta sequencia de operações deve
ser repetida até que não haja emissão significativa de luz quando se coloca o fio de
platina na chama.
O teste é feito colocando-se uma pequena porção da amostra na ponta do fio
de platina e levando-se ao topo da chama no bico de Bunsen.
Os metais que se podem identificar por teste de chama são listados na tabela
2.1 e as cores observadas são apresentadas nas figuras 2.4 a 2.9.
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Tabela 2.1: Metais que podem ser identificados por teste de chama
Metal
Cor
Lítio
Vermelho carmim
Sódio
Amarelo
Potássio
Violeta
Cálcio
Laranja-avermelhado
Estrôncio
Vermelho
Bário
Amarelo-esverdeado
Figura 2.4: Lítio
Figura 2.5: Sódio
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Figura 2.6: Potássio
Figura 2.7: Cálcio
Figura 2.8: Estrôncio
Figura 2.9: Bário
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