apostila de quimica analÍtica quantitativa (1)

UNIVERSIDADE CATÓLICA DE GOIÁSDepartamento de Matemática e Física

Coordenação de Química

EXPERIÊNCIASDE LABORATÓRIO

em

Química Analítica QuantitativaMAF 1860

Autora: Profa. Dra. Adélia Maria Lima da Silva

Agosto de 2006

Química Analítica Quantitativa Prefácio

Prefácio

Este manual de Química Analítica Quantitativa apresenta as aulas experimentais destinadas aos alunos de Licenciatura em Química. Tem por objetivo auxiliar e possibilitar ao aluno uma situação de maior aproveitamento.

O trabalho que se realiza em um curso prático requer, além de grande dedicação e interesse, muito cuidado e atenção. Para melhor aprendizagem, torna-se necessário o aproveitamento substancial do tempo. O volume de informações é enorme e a quantidade de conceitos é muito grande.

A medida em que as aulas ocorrem, procure fixar muito bem os conceitos básicos, deixando-os cada vez mais solidificados e vivos na memória; isto lhe dará mais segurança e uma maior capacidade de raciocínio. Com certeza, quando um aluno consegue entender e assimilar claramente os fundamentos teóricos de uma análise química, se sentirá mais firme, hábil e determinado para realizar um experimento analítico.

O tempo de laboratório é importantíssimo, quanto mais, melhor. Tenha sempre presente que a Química é uma ciência experimental, por isso aproveite ao máximo o tempo de laboratório.

Anote tudo o que observar e procure representar por meio de equações de reação todos os fenômenos químicos processados. Reserve um tempo para estudar e explore a literatura.

A autora

2

Química Analítica Quantitativa Sumário

1Sumário

Aulas Página

Instruções para o Trabalho de Laboratório..............................................................

4

Aferição de materiais volumétricos: calibração de pipetas....................................

5

Preparação e padronização de solução de NaOH 0,1 mol/L..................................

11

Determinação da acidez no vinagre...........................................................................

16

Preparação e padronização de solução de HCl 0,1 mol/L.......................................

19

Determinação da pureza da soda cáustica................................................................

22

Determinação da dureza da água...............................................................................

25

Determinação de cálcio no leite em pó......................................................................

28

Preparação e padronização de solução de KMnO4 0,02 mol/L..............................

32

Determinação do peróxido de hidrogênio na água oxigenada comercial............

35

Preparação e padronização de solução de AgNO3 0,02 mol/L..............................

38

Determinação de cloreto em amostras de água........................................................

41

Análise Gravimétrica........................................................................................

45

3

Química Analítica Quantitativa Sumário

............

4

Química Analítica Quantitativa Instruções para o Trabalho de Laboratório

1Instruções para o Trabalho de Laboratório

1. Introdução

Mesmo que outras disciplinas de laboratório do curso tenham apresentado e discutido as normas e fornecido esclarecimento sobre o trabalho prático, convém relembrar alguns itens importantes assim como mencionar aqueles de caráter específico.

1. É adequado o uso de óculos de segurança durante todo o tempo de permanência no laboratório.

2. Evitar usar lentes de contato.

3. É indispensável o uso do jaleco de algodão.

4. Os alunos devem trajar calças compridas, sapatos fechados e se necessário cabelos presos.

5. Caso o aluno não esteja trajado de forma adequada, o mesmo não poderá permanecer e realizar os experimentos. Não haverá reposição das aulas perdidas.

6. O laboratório é um lugar de trabalho sério. Evite conversas desnecessárias e qualquer tipo de brincadeira.

7. O trabalho de laboratório será em dupla. Antes de iniciar e após término dos experimentos mantenha sempre limpa a aparelhagem e a bancada de trabalho.

8. Estude com atenção os experimentos antes de executá-los, registrando na apostila de laboratório as suas observações e conclusões.

9. As lavagens das vidrarias são de responsabilidade da equipe. Lave com água e sabão. No final passe água destilada.

10. Todas as operações nas quais ocorre desprendimento de gases tóxicos (evaporações de soluções ácidas, amoniacais, etc.) devem ser efetuadas na capela.

11. Ao observar o cheiro de uma substância não se deve colocar o rosto diretamente sobre o frasco que a contém. Deve-se abanar com a mão por cima do frasco aberto, na sua direção, para poder cheirar os vapores.

12. Na preparação ou diluição de uma solução, use água destilada.

13. Verificar cuidadosamente o rótulo do frasco que contém um dado reagente antes de tirar dele qualquer porção de seu conteúdo.

14. Cuidado ao trabalhar com ácido concentrado. No caso de diluição, adicione primeiro a água, depois o ácido lentamente.

15. Evite contaminar os reagentes químicos.

16. No caso de quebra de alguma vidraria, avise o professor imediatamente, para que o mesmo providencie a sua troca.

17. Lave sempre as suas mãos no final da aula.

18. Sempre que tiver dúvidas, pergunte!

5

Química Analítica Quantitativa Aferição de materiais volumétricos

Uso Aferição de materiais volumétricos: calibração de pipetas

1. Introdução

A medida precisa de volume é tão importante em muitos métodos analíticos como é a medida de massa. A unidade de volume é o litro (L), definido como um decímetro cúbico. O mililitro (mL) é 1/1000 L e é usado onde o litro representa uma unidade de volume inconvenientemente grande.

O volume ocupado por uma dada massa de líquido varia com a temperatura, assim como varia também o recipiente no qual está colocado o líquido, durante a medida. Entretanto, a maioria dos equipamentos de medida de volume são feitos de vidro, o qual felizmente tem pequeno coeficiente de expansão. Conseqüentemente, as variações no volume em função da temperatura de um recipiente de vidro não precisam ser consideradas em trabalhos comuns em química analítica.

O coeficiente de expansão para soluções aquosas diluídas (aproximadamente 0,025%/oC) é tal que uma variação de 5oC tem efeito considerável na confiabilidade da medida volumétrica.

As medidas volumétricas devem tomar como referência alguma temperatura padrão; este ponto de referência é geralmente 20oC. A temperatura ambiente da maioria dos laboratórios fica suficientemente perto de 20oC de modo que não há necessidade de se efetuar correções das medidas de volume. No entanto, o coeficiente de expansão para líquidos orgânicos pode requerer correções para diferenças de temperatura de 1oC ou até menos.

Medidas confiáveis de volume são realizadas com uma pipeta, uma bureta ou um balão volumétrico.

As pipetas permitem a transferência de volumes exatamente conhecidos de um recipiente para outro. As informações relacionadas ao seu uso são dadas na Tabela 1.

Tabela 1: Características de pipetas

Nome Tipo de calibração *

Função Capacidade disponível, mL

Tipo de drenagem

Volumétrica TD Liberação de volumes fixos 1-200 Livre

Mohr (graduada)

TD Liberação de volumes variáveis 1-25 Até a menor linha de calibração

Sorológica TD Liberação de volumes variáveis 0,1-10 Soprar a última gota**

Sorológica TD Liberação de volumes variáveis 0,1-10 Até a menor linha de calibração

Oswald-Folin TD Liberação de volumes fixos 0,5-10 Soprar a última gota**

Lambda TC Conter um volume fixo 0,001-2 Lavar com solvente adequado

Lambda TD Liberação de volumes fixos 0,001-2 Soprar a última gota**

Eppendorf TD Liberação de volumes fixos ou variáveis

0,001-1 Ponteira esvaziada por deslocamento de ar

* TD, para dispensar; TC, para conter** Um anel fosco próximo ao topo da pipeta indica que a última gota deve ser assoprada

6


Uma pipeta volumétrica ou de transferência dispensa um volume fixo e único, entre 0,5 e 200mL. Muitas pipetas têm códigos coloridos para cada volume, para conveniência na identificação e manuseio. As pipetas de medida ou graduadas são calibradas em unidades convenientes para permitir a liberação de qualquer volume até sua capacidade máxima, variando de 0,1 a 25mL.

As pipetas volumétricas e graduadas são preenchidas até a marca de calibração pela abertura inferior; a maneira pela qual a transferência se completa depende do seu tipo específico. Como existe uma atração entre a maioria dos líquidos e o vidro, uma pequena quantidade de líquido costuma ficar retida na ponta da pipeta após esta ser esvaziada. Esse líquido residual nunca deve ser assoprado em uma pipeta volumétrica ou em algumas pipetas graduadas, mas pode ser assoprado em outros tipos de pipeta.

Tabela 2: Tolerâncias de Pipetas Volumétricas e Graduadas, Classe A

Capacidade, mL Tolerância, mL

0,5 0,006

1 0,006

2 0,006

5 0,01

10 0,02

20 0,03

25 0,03

50 0,05

100 0,08

2. Considerações gerais sobre o uso de equipamentos volumétricos

As marcas de volume são feitas pelos fabricantes com os equipamentos volumétricos bem limpos. Um nível de limpeza análogo deve ser mantido no laboratório se estas marcas forem usadas com confiança. Somente superfícies de vidro limpas sustentam um filme uniforme de líquido. Poeira ou óleo rompe este filme. Portanto, a existência de rupturas no filme é uma indicação de uma superfície "suja".

Limpeza. Uma breve agitação com uma solução quente de detergente é geralmente suficiente para remover graxa e poeira. Agitação prolongada não é aconselhável já que pode aparecer um anel na interface detergente/ar. Este anel não pode ser removido e inutiliza o equipamento. Depois de ser limpo, o equipamento deve ser bem enxaguado com água de torneira e então duas a três vezes com água destilada. Raramente é necessário secar vidraria volumétrica.

Evitando a paralaxe. A superfície de um líquido confinado num tubo estreito exibe uma curvatura marcante, ou menisco. É comum utilizar a parte inferior do menisco como ponto de referência na calibração e no uso de equipamento volumétrico. Este ponto mínimo pode ser melhor visualizado segurando-se um cartão de papel opaco atrás da coluna graduada.

Ao se ler volumes, seu olho deve estar no nível da superfície do líquido para assim evitar um erro devido à paralaxe. Paralaxe é um fenômeno que provoca a sensação: (a) do volume ser menor que seu o valor real, se a leitura do menisco for acima da linha perpendicular e (b) do volume ser maior, se a leitura do menisco for abaixo da linha do líquido.

7


3. Como usar a pipeta

As seguintes instruções são especificamente apropriadas para pipetas volumétricas, mas podem ser consideradas para o uso de outros tipos de pipetas.

O líquido é sugado para o interior da pipeta pela aplicação de um pequeno vácuo. Sua boca nunca deve ser usada para sucção já que há possibilidade de ingerir acidentalmente o líquido que está sendo pipetado. Ao invés da boca, deve-se usar uma pêra de borracha ou um tubo de borracha conectado à trompa de vácuo.

Limpeza. Use uma pêra para aspirar solução de detergente a um nível de 2 a 3 cm acima da marca de calibração da pipeta. Drene esta solução e enxágüe a pipeta com várias porções de água de torneira. Verifique se o filme de água na parede da pipeta é homogêneo ou se há rupturas do filme. Se houver rupturas, lave tantas vezes quantas forem necessárias com detergente. Finalmente, preencha a pipeta com água destilada com um terço de sua capacidade e rode-a até molhar toda a sua superfície interna. Repita este procedimento com água destilada pelo menos duas vezes.

A medida de uma alíquota. Use uma pêra para aspirar um pequeno volume do líquido a ser amostrado para a pipeta e molhe sua superfície interna com este líquido. Repita isto com outras duas porções do líquido. Então, cuidadosamente, preencha a pipeta com um volume um pouco acima da marca de calibração. Certifique-se que não há bolhas no líquido e nem espuma em sua superfície. Acerte o zero. Toque a ponta da pipeta na parede interna de um béquer (não o frasco para onde a alíquota vai ser transferida), e vagarosamente, deixe que o líquido escorra livremente. Descance então a ponta da pipeta na parede interna do frasco por poucos segundos. Finalmente, retire a pipeta com um movimento de rotação para remover qualquer líquido aderido na sua ponta. O pequeno volume retido na ponta de uma pipeta volumétrica nunca deve ser soprado para ser liberado.

4. Calibração de Material de vidro volumétrico

O material de vidro volumétrico é calibrado pela medida da massa do líquido (geralmente água destilada ou deionizada) de densidade e na temperatura conhecidos, que é contida ou dispensada no recipiente volumétrico. A correção para o empuxo precisa ser feita na realização da calibração, uma vez que a densidade da água é bastante diferente daquelas dos pesos.

Os cálculos associados com a calibração, apesar de não serem difíceis, são de alguma forma complexos. Os dados brutos das pesagens são primeiramente corrigidos para o empuxo, com a

equação:

Onde, P1 é a massa corrigida do objeto, P2 é a massa dos padrões, dobj é a densidade do objeto, dmassas é a densidade das massas padrão e dar tem um valor de 0,0012 g/cm3.

Em seguida, o volume do aparato na temperatura de calibração (T) é obtido pela divisão da densidade do líquido, naquela temperatura, pela massa corrigida. Finalmente, esse volume é corrigido para a temperatura-padrão a 20 °C.

A Tabela 4 é fornecida para auxiliar nos cálculos do empuxo. As correções para o empuxo, em relação a pesos de aço inoxidável ou latão (a diferença entre os dois é suficientemente pequena, podendo ser negligenciada) e para as variações no volume da água e recipientes de vidro, foram incorporadas nesses dados. A multiplicação pelo fator adequado, presente na Tabela 3, converte a massa de água na temperatura T para (1) o volume correspondente naquela temperatura ou (2) o volume a 20 °C.

Tabela 3: Volume ocupado por 1,000 g de água, pesado ao ar, empregando-se massas-padrão de aço inoxidável*

8


Temperatura, T, °C Volume, mL

Na temperatura ambiente, T Corrigida para 20 °C

10 1,0013 1,0016

11 1,0014 1,0016

12 1,0015 1,0017

13 1,0016 1,0018

14 1,0018 1,0019

15 1,0019 1,0020

16 1,0021 1,0022

17 1,0022 1,0023

18 1,0024 1,0025

19 1,0026 1,0026

20 1,0028 1,0028

21 1,0030 1,0030

22 1,0033 1,0032

23 1,0035 1,0034

24 1,0037 1,0036

25 1,0040 1,0037

26 1,0043 1,0041

27 1,0045 1,0043

28 1,0048 1,0046

29 1,0051 1,0048

30 1,0054 1,0052

* Foram aplicadas as correções para o empuxo (pesos de aço inoxidável) e variações no volume do recipiente

5. Objetivos

Determinar o volume real de pipetas graduadas e volumétricas de 1,0; 2,0; 5,0; 10,0; 25,0mL, considerando a tolerância apresentada na Tabela 2.

6. MATERIAIS

Pipetas graduadas de 1,0; 2,0; 5,0; 10,0; 25,0mL (escolher aleatoriamente uma por grupo)

Erlenmeyer de 125mL (dois por grupo)

Pipetas volumétricas de 1,0; 2,0; 5,0; 10,0; 25,0mL (escolher aleatoriamente uma por grupo)

Frasco com água destilada

Termômetro Papel absorvente

Balança analítica Pipetador de borracha (pêra)

7. Procedimento experimental

1. Verifique e anote a temperatura da água destilada e a temperatura ambiente.

9


2. Pese com o auxílio de um papel absorvente, um erlenmeyer de 125mL previamente limpo, seco e tarado em balança analítica (anote a massa na tabela de resultados).

3. Pipete com o auxílio da pipeta volumétrica disponível, o volume desejado. Acerte o menisco e transfira a porção de água para o erlenmeyer.

4. Pese o conjunto (erlenmeyer + água). Anote na tabela de resultados.

5. Repita os procedimentos 2 ao 4, com uma pipeta graduada de mesma capacidade volumétrica.

6. Faça os cálculos.

8. Referências

BACCAN, N.; ANDRADE, J. C. ; GODINHO, O. E. S.; BARONE, J. S. Química Analítica Quantitativa Elementar, 2a edição. Campinas: Editora da UNICAMP, 1995.

SKOOG, D. A.; WEST, D. M.; HOLLER, F. J.; CROUCH, S. R. Fundamentos de Química Analítica. Tradução Marco Tadeu Grassi. Revisão Técnica Célio Pasquini. São Paulo: Pioneira Thomson Learning, 2006.

Química Analítica Quantitativa – MAF 1860 - Licenciatura em Química - UCG

10


Nomes:

Aula: Data:

Resultados da calibração das pipetas volumétricas

Grupo Capacidade da pipeta

(mL)

Massa do erlenmeyer

(g)

Massa erlenmeyer +

água (g)

Massa da água (g)

Volume na Temperatura

Ambiente (mL)

Volume a 20 °C (mL)

1

2

3

4

5

Resultados da calibração das pipetas graduadas

Grupo Capacidade da pipeta

(mL)

Massa do erlenmeyer

(g)

Massa erlenmeyer +

água (g)

Massa da água (g)

Volume na Temperatura

Ambiente (mL)

Volume a 20 °C (mL)

1

2

3

4

5

Exercícios

1. Calcule o volume escoado pelas pipetas graduada e volumétrica na temperatura ambiente e a 20 °C. Estes volumes são calculados multiplicando-se a massa de água obtida em cada medida pelo fator dado na Tabela 3.

2. A temperatura da sala (ambiente) e da água foram iguais? Em caso de resposta negativa verifique se a alteração é significativa.

3. Qual pipeta apresentou maior erro, considerando a tolerância apresentada na Tabela 2 ? Justifique sua resposta.

Conclusão

11

Química Analítica Quantitativa Preparação e padronização de NaOH 0,1 mol/L

Uso Preparação e padronização de solução NaOH 0,1 mol/L

1. Introdução

A solubilidade de uma substância num determinado solvente é controlada principalmente pela natureza do próprio solvente e do soluto, mas também pela temperatura e pressão. Uma solução é formada quando uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias formam uma única fase. O componente presente em maior quantidade é chamado solvente e os outros componentes são denominados solutos.

As propriedades das soluções, por exemplo, a cor ou o sabor depende de sua concentração. Em química, a quantidade de soluto dissolvido numa unidade de volume ou de massa da solução ou do solvente se denomina concentração. A concentração é expressa, comumente, em mol do soluto por litro da solução; esta concentração é a molaridade da solução.

Em análise química é necessário preparar soluções de concentração exatamente conhecida, isto é soluções padrões. Essas soluções requerem, muitas vezes, que se faça uma análise titulométrica para se determinar à quantidade exata do soluto presente no volume da solução. Este procedimento chama-se padronização da solução.

A solução padrão é usualmente adicionada por uma bureta. O processo de adição da solução padrão até que a reação esteja completa é chamado de titulação e a substância a ser determinada de titulada. O ponto final da titulação chama-se ponto de equivalência. Este final deve ser identificado por alguma mudança, produzida pela própria substância padrão, por exemplo KMnO4

ou pela adição de um reagente auxiliar conhecido como indicador. Após a finalização da reação entre a substância e a solução padrão, o indicador deverá produzir uma mudança de cor no líquido que está sendo titulado. Este ponto é chamado de ponto final da titulação. Em um laboratório analítico é essencial manter em estoque soluções de vários reagentes, algumas delas terão concentrações exatamente conhecidas (soluções padrões) e é imperativo que a temperatura de estocagem destas soluções seja a correta.

As soluções padrões são preparadas pesando-se a quantidade de substância apropriada numa balança analítica, dissolve-se um pouco com o solvente apropriado e transfere-se com o auxílio de um funil, à solução para um balão volumétrico de capacidade adequada, tendo o cuidado de não perder a solução. O funil deve ser lavado algumas vezes com um jato do solvente e transferindo-se para o balão. Agita-se a mistura e completa-se o volume até o traço de referência e finalmente homogeneiza-se.

Quando a substância não for facilmente solúvel em água, é aconselhável aquecer o béquer com a substância e um pouco do solvente, ligeiramente e com agitação, até que a substância se dissolva completamente. Em seguida, deixa-se a solução resfriar e depois se transferi com o auxílio do funil para o balão volumétrico. Lava-se o béquer algumas vezes com o solvente, transferindo para o balão. Em nenhuma circunstância o balão pode ser aquecido.

Em alguns casos pode ser preferível preparar a solução padrão a partir de soluções concentradas, por diluição apropriada.

As soluções que são relativamente estáveis e não são afetadas pela exposição ao ar podem ser estocadas em frascos de 1litro. Nos trabalhos de grande exatidão, os frascos devem ser de pyrex, ou de outro vidro resistente com tampas esmerilhadas. Para soluções alcalinas os frascos de vidro são substituídos por frascos de polietileno. Deve-se observar que os frascos de vidro são obrigatórios para algumas soluções, por exemplo, iodo e nitrato de prata. Nestes dois casos o vidro deve ser escuro (castanho).

12


Os frascos de estocagem devem estar limpos e secos. Eles devem ser lavados com um pouco da solução, esgotando-se o líquido, enchendo-se os frascos e fechando-os imediatamente. Se o frasco estiver limpo, porém, molhado, deve-se lavá-lo sucessivamente com três pequenas parcelas da solução, esgotando-se completamente o líquido depois de cada lavagem. Depois se enche o frasco com a solução e rotulá-o com o nome da solução, concentração, data de preparação e nome do analista. Antes de usá-lo para qualquer análise deve-se homogeneizar a solução.

2. Considerações sobre reações químicas

Para uma reação ser utilizada em uma titulação, ela deve satisfazer as seguintes condições:

1- Deve ocorrer uma reação simples que possa ser expressa por uma equação química.

2- A substância a ser utilizada deverá reagir completamente com o reagente em proporções estequiométricas.

3- A reação deve ser rápida. Em alguns casos, deve-se adicionar um catalisador para acelerar a reação.

4- Deve haver uma mudança de energia livre marcante conduzindo a alteração de alguma propriedade física ou química do soluto no ponto de equivalência.

5- Deve haver um indicador específico que defina nitidamente o ponto final da reação.

3. Considerações sobre hidróxido de sódio

Para preparar soluções padrões alcalinas, o reagente mais usado é o hidróxido de sódio. No entanto, este reagente não é padrão primário, porque é higroscópio e sempre contém uma quantidade indeterminada de água e carbonato de sódio adsorvida no sólido. O carbonato de sódio pode ser completamente removido quando se prepara uma solução saturada de NaOH, a qual é deixada em repouso por 24horas. O carbonato de sódio precipita por ser pouco solúvel na solução. Isto significa que as soluções de NaOH devem ser padronizadas com um reagente padrão primário, por exemplo o biftalato de potássio, para poder determinar a concentração real da solução.

As soluções de hidróxido de sódio atacam o vidro e dissolvem a sílica com formação de silicatos solúveis. A presença de silicatos solúveis causa erros e as soluções de hidróxidos devem ser conservadas em frascos de polietileno.

4. Considerações sobre padrão primário

Para uma substância ser considerada padrão primária, ela deve apresentar as seguintes características:

1- Fácil obtenção, purificação e secagem;

2- Deve existir teste qualitativo simples para identificação de contaminantes, que se presentes devem estar em pequena porcentagem;

3- Deve possuir massa molecular elevada (para diminuir o erro de pesagem);

4- Solúvel nas condições experimentais;

5- Deve reagir com a espécie de interesse de modo estequiométrico e instantâneo;

6- Deve manter-se inalterada ao ar durante a pesagem. Não pode ser higroscópica, oxidada ou afetada pelo CO2.

As soluções de hidróxido de sódio são geralmente padronizadas com hidrogenoftalato de potássio ou biftalato de potássio [HKC6H4(COO)2], que é um padrão primário.

13


5. Objetivos

Esta aula tem como objetivos treinar a técnica de pesagem, ilustrar as técnicas de preparação e padronização de solução aquosa de hidróxido de sódio 0,1mol/L para posteriormente determinar a acidez de uma amostra de vinagre.

6. MATERIAIS

Espátula Balança analítica e semi-analítica

Béquer de 50 e 100 mL Frascos de plástico para acondicionar a solução

Bastão de Vidro Béquer de 300mL com água destilada recém fervida

Balão volumétrico de 250 mL Bureta de 50 mL

Erlenmeyer de 250mL Proveta de 50mL

Béquer de 1000 mL Agitador e barra magnética

7. REAGENTES

Hidróxido de sódio P.A. Biftalato de potássio seco a 105ºC

Fenolftaleína 1%


8.1. Preparação da solução NaOH 0,1 mol/L

Calcule a quantidade de hidróxido de sódio necessária para se preparar 250mL de solução (massa molecular = 40,0 g/mol). Com o auxílio de um béquer de 100mL, pese numa balança semi-analítica a quantidade de hidróxido calculada. Dissolva com 50mL de água destilada recém fervida e transfira quantitativamente para um balão volumétrico de 250mL. Lave o béquer com pequenos volumes de água destilada, transfira para o balão e finalmente complete o volume com água destilada recém fervida e homogeneíze. Após preparação, junte todas as soluções preparadas pelos diferentes grupos num béquer de 1L, para posterior padronização.

8.2. Padronização da solução de NaOH 0,1 mol/L

Calcule a massa de biftalato de potássio necessária para reagir completamente com 25,00mL da solução de NaOH 0,1mol/L. Pese numa balança analítica exatamente a massa calculada e transfira quantitativamente para um erlenmeyer de 250mL. Meça numa proveta 50mL de água destilada fria e recém fervida e transfira para o erlenmeyer, para dissolver completamente o biftalato de potássio. Adicione duas gotas de fenolftaleína 1% e homogeize.

Lave uma bureta de 50mL com pequena quantidade da solução de NaOH 0,1mol/L. Fixe a bureta de 50mL no suporte universal. Feche a torneira de controle de escoamento. Com auxílio de um béquer de 50mL, encha a bureta com solução de NaOH 0,1 mol/L e observe se há vazamento. Verifique se há bolhas entre a torneira e a extremidade inferior da bureta. Caso tenha, abra a torneira rapidamente até removê-la. Em seguida, encha a bureta com NaOH 0,1mol/L e acerte o menisco com o traço de aferição (zero), que fica na parte superior. Monte o sistema de agitação magnética.

Titule com a solução recém preparada de NaOH 0,1M, até mudança de coloração do indicador de incolor para rosa. Anote o volume gasto e calcule o fator de correção, utilizando a seguinte fórmula.

14


ou

m = massa do biftalato de potássio pesada; V = volume gasto da solução de NaOH (mL)

M= molaridade da solução (0,1mol/L) 0,2042 = mmol do biftalato de potássio

Calcule a média dos fatores de correção da turma. Em seguida, calcule a concentração real da solução de NaOH 0,1M, multiplicando-se pelo fator de correção.

Finalmente, transfira as soluções de NaOH 0,1 mol/L para frascos de plásticos e escreva no rótulo o nome da solução, concentração, data, fator de correção e turma.

9. Referências



OHLWEILER, O.A. Química analítica quantitativa. 3a edição. Volume 2. Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos, 1981.

VOGEL, A.I. Análise Química Quantitativa. 5a. edição. Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos, 1992.

15



Nomes:

Aula: Data:

RESULTADOS DA PADRONIZAÇÃO DA SOLUÇÃO DE NAOH 0,1 MOL/L

Grupo Massa de Biftalato de Potássio (g)

Volume gasto de NaOH (mL)

Fator de Correção (Fc)

Molaridade real (mol/L)

1

2

3

4

5

Exercícios

1- Quais as características necessárias para que uma substância seja considerada padrão primário? Exemplifique.

2- Por que as soluções de NaOH devem ser armazenadas em frascos de plásticos?

3- Justifique por que se deve usar água destilada recém fervida na preparação de soluções alcalinas?

4- Calcule a massa de NaOH necessária para preparar 250 mL de solução 0,1 mol/L. (M.M. = 40,0 g/mol).

5- Calcule a massa de biftalato de potássio necessária para reagir com 25,0 mL de solução de NaOH 0,1 mol/L. (M. M. = 204,2 g/mol).

Conclusão

16

Química Analítica Quantitativa Determinação do teor de acidez no vinagre

Uso Determinação do teor de acidez no vinagre

1. Introdução

Vinagre de vinho ou simplesmente vinagre é o produto obtido pela fermentação acética do vinho, apresentando uma acidez mínima de 4g/100mL do produto, expressa em ácido acético, sendo os outros componentes proporcionais à matéria-prima usada em sua elaboração. De acordo com a matéria-prima que lhe deu origem, o vinagre pode ser classificado como vinagre de vinho tinto ou branco.

Na fermentação do vinho o álcool etílico é oxidado pelo ar e forma-se ácido acético, do Latim acetum e a reação é catalisada por enzimas bacterianas, Acetobacter. Após fermentação, apresenta cerca de 4 a 5% de ácido acético, recebendo o nome de vinagre, vinho azedo. O ácido acético é um ácido fraco, apresentando Ka de 1,8x10-5. Ele é amplamente usado em Química Industrial na forma de ácido acético glacial (densidade de 1,053g/cm3 e 99,8%) ou em soluções de diferentes concentrações.

Fermentado acético é o produto resultante da fermentação de frutas, cereais, vegetais, mel ou da mistura de vegetais, devendo apresentar uma acidez volátil expressa em ácido acético de no mínimo 4g/100mL. O fermentado acético pode ter adição de condimentos, aromas, extratos vegetais e óleos essenciais.

As características de vinagres estão definidas nos padrões de identidade e qualidade estabelecidos pelo Ministério da Agricultura, Pecuária e Abastecimento.

Na análise destes produtos, as determinações usuais são, entre outras: extração preliminar, densidade relativa, acidez total, acidez volátil, acidez fixa, álcool em volume, pH, extrato seco, glicídeos redutores em glicose, sulfatos, extrato seco reduzido, cinzas, dióxido de enxofre e eventualmente corantes orgânicos artificiais e contaminantes orgânicos.

No laboratório, a análise da acidez é realizada através da titulação de neutralização utilizando solução NaOH 0,1mol/L padronizada e fenolftaleína 1% como indicador. O NaOH reage quantitativamente com o ácido acético presente no vinagre e após a reação total, um pequeno excesso de NaOH torna a solução alcalina e o indicador adquire uma coloração rosa.

2 Objetivos

Esta aula tem como objetivos determinar a concentração de ácido acético presente numa amostra de vinagre por volumetria de neutralização e verificar se o produto atende as especificações de qualidade, ou seja, se contém 4 a 5g de ácido acético em 100mL de vinagre.

3. MATERIAIS

Vinagre branco Pipeta volumétrica de 25mL (2)

Balão volumétrico de 250mL Erlenmeyer de 250mL

Bureta de 50mL Proveta de 50mL

Béquer de 50 ou 100mL Béquer com água destilada recém fervida

Agitador magnético Barra magnética

17


4. REAGENTES

Fenolftaleína 1% Solução padrão de NaOH 0,1mol/L


5.1. Preparação da solução de vinagre (uma solução por turma)

Homogeneíze a amostra de vinagre branco e pipete uma alíquota de 25mL para um balão volumétrico de 250mL. Complete o volume com água destilada e acerte o menisco. Agite para homogeneizar.

5.2. Determinação da acidez total no vinagre (por grupo)

Pipete uma alíquota de 25mL da solução de vinagre preparada anteriormente e transfira para um erlenmeyer de 250mL. Meça 40mL de água destilada numa proveta e adicione no erlenmeyer. Adicione 2 a 3 gotas de solução alcoólica de fenolftaleína e homogeneíze. Monte o sistema de agitação magnética.

Lave a bureta de 50mL com um pouco de NaOH 0,1mol/L. Descarte este volume. Fixe a bureta de 50mL no suporte universal. Feche a torneira de controle de escoamento. Com auxílio de um béquer de 50mL, encha a bureta com solução de NaOH 0,1mol/L e observe se há vazamento. Verifique se há bolhas entre a torneira e a extremidade inferior da bureta. Caso tenha, abra a torneira rapidamente até removê-la. Em seguida, encha a bureta com NaOH 0,1mol/L e acerte o menisco com o traço de aferição (zero), que fica na parte superior.

Titule com a solução de NaOH 0,1mol/L até mudança de coloração para levemente rosa. Anote o volume e calcule o teor de ácido acético no vinagre em g/100 mL.

6. Referências





18


Química Analítica Quantitativa – MAF 1860 - Licenciatura em Química- UCG

Nomes:

Aula: Data:

RESULTADOS DA ACIDEZ NO VINAGRE

Grupo Volume gasto de NaOH (mL) Teor de acidez (g/100mL)

1

2

3

4

5

Exercícios

1- Escreva a reação envolvida na titulação.

2- Demonstre os cálculos para a determinação da acidez no vinagre e expresse os resultados em g de ácido acético/100 mL de vinagre. Dados: Massa molecular do ácido acético = 60,0 g/mol.

3- Porque o vinagre é ácido? Porque é necessário diluir a amostra de vinagre em água?

4- A técnica aprendida nesta aula pode ser utilizada em uma indústria para o controle da acidez de vinagre? Justifique.

5- Compare o valor experimental com o dado fornecido pelo fabricante.

Conclusão

19

Química Analítica Quantitativa Preparação e padronização de solução de HCl 0,1 mol/L

Uso Preparação e padronização de solução de HCl 0,1 mol/L

1. Introdução

Os reagentes comumente usados na preparação de soluções padrões ácidas são os ácidos clorídrico e sulfúrico. Os dois são encontrados no comércio na forma de soluções concentradas. O HCl apresenta concentração 12 mol/L, enquanto que o H2SO4 é cerca de 18 mol/L. Mediante diluição apropriada, pode-se preparar com facilidade qualquer solução com uma concentração aproximada.

As soluções preferidas são as de ácido clorídrico, pois são estáveis indefinidamente e podem ser usadas na presença da maior partes dos cátions sem sofrer interferência devida à formação de sais solúveis. O ácido sulfúrico forma sais insolúveis com os hidróxidos de bário e de cálcio. Nas titulações de líquidos quentes, ou nas determinações que exigem fervura com excesso de ácido durante um certo tempo, o ácido sulfúrico padrão é, no entanto, o preferível. O ácido nítrico é raramente empregado, pois quase sempre contém um pouco de ácido nitroso que tem uma ação destrutiva sobre muitos indicadores.

Um método adequado para preparar uma solução é obtê-la com concentração aproximada e em seguida padronizá-la com uma substância alcalina padrão primário, por exemplo, o tetraborato de sódio (Na2B4O7.10H2O) ou o carbonato de sódio anidro (Na2CO3). A solução padronizada pode ser utilizada para determinar alcalinidade de diversas amostras.

2 HCl (aq) + Na2CO3 (aq) 2 NaCl (aq) + H2O + CO2

2. Objetivos

Esta aula tem como objetivos preparar e padronizar uma solução de ácido clorídrico 0,1mol/L para posterior determinação de pureza de amostras alcalinas.

3. MATERIAIS

Pipeta graduada de 10mL Balão volumétrico de 1000mL

Erlenmeyer 250mL Proveta de 50mL

Bureta de 50mL Pipeta volumétrica de 50mL


4. REAGENTES

HCl (P.A.) Alaranjado de metila 1%

Na2CO3 (P.A.)


5.1 Preparação da Solução de Ácido Clorídrico 0,1 mol/L

Cuidado: ácido clorídrico concentrado é altamente tóxico e corrosivo

20


Utilizando os dados do rótulo (36,5-38% HCl, M.M. 36,46, e densidade 1,19 g/mL), calcule o volume do ácido concentrado necessário para preparar 250 mL de solução 0,1 mol/L. (Uma solução para a TURMA).

Na capela com o exaustor ligado, meça o volume do ácido concentrado e transfira para um balão volumétrico de 1000 mL contendo cerca de 400 mL de água destilada. Lave algumas vezes a pipeta com um pouco de água destilada transferindo sempre para o balão. Agite cuidadosamente o balão e adicione água até completar os 1000 mL. Feche bem o balão e vire-o de ponta-cabeça várias vezes para homogeneizar a solução.

Transfira esta solução para um frasco limpo e rotule-o.

5.2. Padronização da Solução de Ácido Clorídrico com Caronato de Sódio (Na2CO3)

Calcule a massa de carbonato de sódio que reagirá completamente com 25,0mL de solução 0,1 mol/L de ácido clorídrico. (M.M. = 106 g/mol).

Pese a massa calculada e transfira para um erlenmeyer de 250 mL. Dissolva o sal com 50mL de água destilada (medir na proveta). Adicione, a seguir, 3 gotas de indicador alaranjado de metila à solução de carbonato. Monte o sistema de agitação magnética.

Titule essa solução com o ácido clorídrico 0,1 mol/L preparado no item anterior, seguindo rigorosamente, a técnica de titulação demonstrada pelo professor. Anote o volume de ácido gasto e calcule o fator de correção pela seguinte fórmula:

Com a média dos fatores de correção, calcule a concentração real da solução do ácido, multiplicando-se 0,1 mol/L pelo fator de correção e anote no rótulo.

6. Referências





21



Nomes:

Aula: Data:

RESULTADOS DA PADRONIZAÇÃO DA SOLUÇÃO DE HCL 0,1 MOL/L

Grupo Massa de Tetraborato de sódio (g)

Volume gasto de HCl (mL)


Molaridade real (mol/L)

1

2

3

4

5

Exercícios

1- Calcule a molaridade real da solução de HCl, após padronização.

2- Quais os cuidados que um analista deve ter ao preparar uma solução de HCl, a partir da solução do reagente concentrada 37%?

3- Utilizando os dados do rótulo (37% HCl, M.M. 36,46g/mol, e densidade 1,19 g/mL), calcule o volume do ácido concentrado necessário para preparar 1000 mL de solução 0,1 mol/L.

4- Calcule a massa de carbonato de sódio que reage completamente com 25,0mL de solução 0,1 mol/L de ácido clorídrico. Dados: massa molecular 106,0 g/mol.

Conclusão

22

Química Analítica Quantitativa Determinação da pureza da soda caústica

Uso Determinação da pureza da soda cáustica comercial

1. Introdução

Dois métodos podem ser usados para se determinar à mistura de carbonato (Na2CO3) e de hidróxido de sódio (NaOH) na soda cáustica comercial.

No primeiro método, inicialmente, determina-se o álcali total (carbonato + hidróxido) pela titulação com solução padrão de ácido clorídrico 0,1 mol/L e indicador metilorange, ou metilorange e carmim de índigo, ou azul de bromofenol. Numa outra alíquota da solução, precipita-se o carbonato com um ligeiro excesso de solução de cloreto de bário (BaCl2) e sem filtrar, titula-se a solução com ácido padrão do ácido e azul de timol ou fenolftaleína como indicador. Esta titulação dá o volume necessário para neutralizar o hidróxido de sódio e por subtração do volume na determinação do álcali total, encontra-se o volume necessário para neutralizar o carbonato de sódio.

HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (aq) + H2O

2 HCl (aq) + Na2CO3 (aq) 2 NaCl (aq) + H2O + CO2

BaCl2 (aq) + Na2CO3 (aq) BaCO3 (s) + 2 NaCl (aq)

O segundo método adota um indicador misto, constituído por 6 partes de azul de timol e 1 parte de vermelho de cresol. Esta mistura é violeta no pH 8,4, azul no pH 8,3 e rosa no pH 8,2. Com este indicador misto, a mistura tem a cor violeta em solução alcalina e vira para o azul nas vizinhanças do ponto de equivalência. Ao se fazer à titulação, o ácido é adicionado lentamente até que a solução tenha coloração rosa. Neste estágio, todo o hidróxido foi neutralizado e o carbonato convertido a hidrogenocarbonato.

OH- + H+ H2O

CO32- + H+ HCO3

2-

Faz-se outra titulação com o indicador metilorange, ou metilorange e carmim de índigo, ou azul de bromofenol, sendo possível determinar o teor correspondente ao hidróxido e ao carbonato e conseqüentemente a alcalinidade total.

OH- + H+ H2O

CO32- + 2H+ H2CO3

H2CO3 H2O + CO2

Para se obter resultados satisfatórios com este método, a solução titulada deve estar fria a 0C e deve-se impedir, tanto quanto for possível, a perda de dióxido de carbono, mantendo-se a ponta da bureta dentro do líquido. Portanto, este método é extremamente inviável em relação ao primeiro.

2. Objetivos

Esta aula tem como objetivos determinar a concentração de álcali total (carbonato e hidróxido) de uma amostra de soda cáustica comercial por titulação com solução de HCl 0,1mol/L padronizada, utilizando o primeiro método de análise.

23


3. MATERIAIS

Béquer de 400mL Espátula e bastão de vidro

Proveta de 250mL Balão volumétrico de 1000mL

Erlenmeyer de 250mL (2 por grupo) Pipetas volumétricas de 50mL

Manta aquecedora e reostato Termômetro

Bureta de 50mL Pipeta graduada de 10mL


4. Reagentes

Soda cáustica comercial Fenolftaleína 1%

Solução de ácido clorídrico 0,1 mol/L Solução de cloreto de bário 5%

Alaranjado de metila 1%

5. Procedimento Experimental

5.1 Preparação da amostra (por turma)

Pese num béquer de 400mL cerca de 5g de soda cáustica e adicione cerca de 250mL de água destilada para dissolver a amostra. Agite com cuidado, pois a amostra é corrosiva!

Transfira quantitativamente para um balão volumétrico de 1000mL. Lave o béquer com porções de água destilada e complete o menisco no traço de aferição. Agite bastante o balão.

5.2. Determinação do teor da pureza da soda cáustica

Pipete duas alíquotas de 50mL da solução da amostra e transfira para dois erlenmeyer de 250mL.

No primeiro erlenmeyer, adicione duas gotas do indicador alaranjado de metila.

Lave a bureta com a solução de HCl 0,1 mol/L e acerte o menisco. Titule a amostra do primeiro erlenmeyer até mudança de cor de alaranjado para vermelho (rosado). Anote o volume. A diferença entre os volumes gastos pelos grupos não deve ser maior que 0,1mL. Nesta titulação obtém-se a alcalinidade total (hidróxido + carbonato).

No segundo erlenmeyer, aqueça a outra alíquota de 50mL até 50C e adicione gota a gota, com o auxílio de uma pipeta, solução de cloreto de bário 5% até que não se forme precipitado.

Resfrie a temperatura ambiente, adicione duas gotas de fenolftaleína 1%. Acerte e titule com solução de ácido clorídrico 0,1 mol/L muito lentamente, com agitação constante. Nesta titulação obtém-se a alcalinidade devida ao hidróxido. O ponto final é a mudança de cor do indicador de rosa para incolor. Calcule o teor de hidróxido e carbonato na soda cáustica.

6. Referência


24



Nomes:Aula: Data:

Resultados da pureza da soda cáustica comercial

Grupo Volume gasto de HCl na primeira titulação

Volume gasto de HCl na segunda titulação

% NaOH % Na2CO3

1

2

3

4

5

Exercícios

1- Escreva as reações envolvidas na análise.

2- Calcule a concentração de hidróxido de sódio e carbonato de sódio na amostra de soda cáustica, sabendo-se que: M.M. (NaOH) = 40 g/mol; M. M. (Na2CO3) = 106 g/mol.

3- O que acontece com a amostra ao adicionar gota a gota, solução de cloreto de bário 1%? O resultado deste procedimento interfere na análise? Justifique.

Conclusão

25

Química Analítica Quantitativa Determinação da dureza da água

Uso Determinação da dureza da água por volumetria de

complexação

1. Introdução

Um íon complexo (ou molécula) consta de um átomo central (íon) e vários ligantes intimamente acoplados a ele. As quantidades relativas desses componentes num complexo estável seguem uma estequiometria bem definida, embora não possa ser interpretado dentro do conceito clássico de valência. Muitos íons metálicos formam complexos estáveis, solúveis em água, com um grande número de aminas terciárias contendo grupos carboxílicos. A formação destes complexos serve como base para a titulação complexométrica de uma variedade de íons metálicos.

O EDTA (Figura 1) pode ser obtido com alta pureza, na forma do ácido propriamente dito ou na forma do sal dissódico hidratado. As duas formas possuem alto peso molecular, mas o sal dissódico tem a vantagem de ser mais solúvel em água. Este ácido é fraco e apresenta valores de pK1 = 2,00, pK2 = 2,66, pK3 = 6,16, pK4 = 10,26. Os valores de pKa mostram que os dois primeiros prótons são mais facilmente ionizáveis, do que os dois restantes.

Figura 1: Estrutura do EDTA

A utilização do ácido etilenodiaminotetraacético (EDTA) como agente complexante iniciou-se no fim da Segunda Guerra Mundial. Este composto é largamente utilizado em volumetria de complexação, pois forma complexos estáveis de estequiometria 1:1 com um grande número de íons metálicos em solução aquosa.

Os íons cálcio e magnésio formam complexos estáveis e solúveis em água com o EDTA. A soma da concentração destes íons é conhecida como índice da dureza da água e é um dado muito importante na avaliação da qualidade da água. Os cátions ferro, alumínio, cobre e zinco que estão associados aos íons cálcio e magnésio, são geralmente mascarados ou precipitados antes da determinação.

A dureza da água é medida tradicionalmente como a capacidade que a água se relaciona com o sabão, visto que uma água dura requer uma grande quantidade de sabão para produzir espuma. Uma água de elevada dureza é prejudicial, quando esta é utilizada na limpeza, resfriamento ou geração de vapor. Desta forma, existe a necessidade do controle prévio, a fim de adotar as medidas de correções necessárias, conforme o uso a que se destina.

Numerosos processos industriais, tais como fábricas de cervejas, conservas, papel e celulose, requerem águas brandas. Para o caso de lavanderias as águas ocasionam um elevado consumo de sabão e resultam em danos para os tecidos. Também é importante considerar que as águas duras formam crostas em caldeiras de vapor, ocasionando elevadas perdas de calor e podendo também provocar explosões.

A água, quanto a dureza, pode ser classificada de acordo com o teor de sais de cálcio e de magnésio presente, expresso em ppm ou miligrama por litro.

- Água mole: 0-60 ppm de CaCO3

- Moderamente dura: 61-120 ppm de CaCO3

- Água dura: 121-180 ppm de CaCO3

- Dura: > 180 ppm de CaCO3

26


2. Objetivos

Esta aula tem como objetivo determinar o teor de íons cálcio e magnésio, numa amostra de água das dependências da Universidade Católica de Goiás, por volumetria de complexação com EDTA.

3. Princípio do método

Os íons Ca2+ e Mg2+ de uma solução formam um complexo vermelho-vinho com o indicador negro de eriocromo-T, em pH 10. Pela adição de EDTA à solução colorida ocorre a formação de um complexo estável e não dissociado com o EDTA, separando-se assim o indicador. Quando a quantidade de EDTA adicionada for suficiente para complexar todo o cálcio e magnésio, a solução vermelho-vinho torna-se azul, indicando o final da reação.

4. MATERIAIS

Béquer de 100mL Balão volumétrico de 250mL

Erlemeyer de 250mL (2 por grupo) Bastão de vidro

Pipeta volumétrica de 50mL Bureta de 50,0mL

Pipeta volumétrica de 25 mL Proveta de 50 mL

5. Reagentes

Solução de EDTA 0,1mol/L Solução tampão pH10

Negro de Eriocromo T Solução padrão de CaCO3 0,01 mol/L


6.1. Preparação da Solução de EDTA 0,01mol/L

Pipete 25mL da solução estoque de EDTA (0,1mol/L), transfira para um balão volumétrico de 250mL e dilua com água destilada até o traço de aferição.

6.2. Padronização da Solução de EDTA 0,01mol/L

Adicione num erlemeyer de 250mL, 50mL de água destilada, 10mL de solução tampão pH10, 25mL da solução padrão de CaCO3 0,01 mol/L e 0,05g de negro de eriocromo T. Titule com a solução de EDTA 0,01mol/L até a viragem do indicador de vermelho para azul. Calcule o fator de correção.

6.3. Determinação da dureza da água

Pipete 50mL da amostra de água e transfira para um erlenmeyer de 250mL. Adicione 1mL da solução tampão pH10 e 0,05g de negro de eriocromo T. Titule com a solução de EDTA 0,01mol/L até a viragem do indicador de vermelho para azul. Calcule o teor de CaCO 3 em ppm na amostra de água.

8. Referências

Vogel, A. Análise Química Quantitativa. 5a. ed. Livros Técnicos e Científicos. Rio de Janeiro, 1992.

27



Nomes:Aula: Data:

Resultados da dureza da água

Grupo Volume gasto de EDTA na

padronização (mL)


Volume gasto de EDTA com a amostra (mL)

Dureza da água CaCO3

1

2

3

4

5

Exercícios

1- Calcule o fator de correção utilizando a seguinte fórmula: , onde Vg é o volume gasto

na padronização do EDTA.

2- Faça os cálculos da determinação da dureza da água, expressando o resultado em mg/L de CaCO3 (ppm). Como se classifica a água analisada quanto a sua dureza?

, onde V é o volume gasto com a amostra de água.

3. Calcule a massa de EDTA necessária para preparar 250 mL de solução 0,01mol/L.

Dados: massa molar EDTA = 372,24 g/mol

4. O que é um íon complexo? Por que o EDTA é a substância mais utilizada em volumetria de complexação?

Conclusão

28

Química Analítica Quantitativa Determinação do cálcio no leite

Uso Determinação do teor de cálcio no leite por volumetria de

complexação

1. Introdução

O leite contém teores consideráveis de cloro, fósforo, potássio, sódio, cálcio e magnésio e baixos teores de ferro, alumínio, bromo, zinco e manganês, formando sais orgânicos e inorgânicos. A associação entre os sais e as proteínas do leite é um fator determinante para a estabilidade das caseínas devido ao fosfato de cálcio fazer parte da estrutura das micelas de caseína.

Os agentes quelantes ou sequestrantes desempenham um papel fundamental na estabilização dos alimentos, ao reagirem com os íons metálicos e alcalinos terrosos para formar complexos que alteram as propriedades dos íons e seus efeitos sobre os alimentos.

Qualquer molécula ou íon comum com um par de elétrons não compartilhados pode coordenar ou formar complexos com os íons metálicos. Assim os compostos que contém dois ou mais grupos funcionais, como: -OH, -SH, -PO3H2, -COOH, -C = O, -NR2, -S-, e -O-, na disposição espacial apropriada entre si podem complexar metais em um meio físico favorável. Os agentes quelantes mais comumente utilizados nos alimentos são o ácido cítrico e seus derivados, diferentes fosfatos e os sais de ácido etilenodiaminotetraacético (EDTA).

Normalmente para que um quelato (complexo) seja estável é necessário que o agente quelante (ligante) seja capaz de formar anéis de cinco ou seis membros com um metal (Figura 1). Por exemplo, o EDTA, representado como Y4-, forma quelato de grande estabilidade com íons cálcio (Ca2+), devido à coordenação participarem pares de elétrons dos átomos de nitrogênio e pares de elétrons dos átomos de oxigênio aniônico dos grupos carboxílico, resultando assim na formação de um complexo bastante estável que utiliza os seis grupos doadores de elétrons.

Ca2+ + Y4- DCaY2- Figura 1: Complexo Ca-EDTA

A dissociação do EDTA (H4Y) pode ser representada por quatro valores de Ka. Cada uma das frações é uma função do pH.

H4Y + H2O H3O+ + H3Y- K1=1,02x10-2

H3Y- + H2O H3O+ + H2Y2- K2=2,14x10-3

H2Y2- + H2O H3O+ + HY3- K3=6,92x10-7

HY3- + H2O H3O+ + Y4- K4=5,50x10-11

2. Objetivos

Esta aula tem como objetivos determinar a concentração de cálcio numa amostra de leite em pó, por volumetria de complexação e também comparar o resultado com o exposto pelo fabricante.

29


3. Função da solução de Mg-EDTA

Quando se titulam os íons cálcio pelo EDTA (H2Y2-), forma-se um complexo de cálcio relativamente estável (Kform = 5,0x1010).

Com os íons cálcio isolados não se consegue um ponto final nítido com o indicador de negro de eriocromo-T, e não se observa a transição do vermelho para o azul nitidamente. Com os íons magnésio, o EDTA forma um complexo um tanto menos estável (Kform = 4,9x108).

O complexo do magnésio com o indicador (Mg-Ind-) é mais estável que o complexo do cálcio com o indicador (CaY2-), mas é menos estável que o complexo do magnésio com o EDTA (MgY2-). Por isso, durante a titulação de solução com íons magnésio e íons cálcio pelo EDTA, na presença de negro de eriocromo, o EDTA reage inicialmente com os íons cálcio livres, depois com os íons magnésio livres e finalmente com o complexo do magnésio com o indicador. Uma vez que o complexo do magnésio com o indicador tem a cor vermelho-vinho e o indicador livre é azul, no pH entre 7 e 11, a cor da solução vira do vermelho-vinho para o azul, no ponto final.

Se os íons magnésio não estiverem presentes na solução dos íons cálcio, é necessário adicioná-los, pois são indispensáveis para a viragem de cor do indicador.

Ao se colocar o complexo Mg-EDTA (MgY2-) na amostra de leite, o cálcio do leite reage com o EDTA do Mg-EDTA, formando o complexo Ca-EDTA (CaY2-), pois é mais estável e desloca o equilíbrio, deixando o Mg2+ livre.

Ao adicionarmos o indicador (Ind), este reage com o cálcio e o magnésio livre (cor violeta). Durante a titulação o EDTA reage primeiro com o cálcio livre, depois com Ca-Ind e finalmente desloca o Mg do indicador em quantidade equivalente àquela que estava combinada com o EDTA (Mg-EDTA) e que foi deslocada inicialmente pelo cálcio, antes da titulação. Neste instante desfaz o complexo Mg-Ind, liberando o indicador que é azul em pH de 10 a 11.

4. MATERIAIS

Papel indicador Erlenmeyer de 300 mL (2 por grupo)

Água destilada (pisseta) Bastão de vidro

Proveta de 50mL Béquer de 50 ou 100 mL

Bureta de 50,0 mL Agitador e Barra magnética

5. REAGENTES

Amostra de leite em pó Cianeto de Potássio (sólido)

Solução EDTA 0,02 mol/L Indicador negro de eriocromo-T

Solução Mg-EDTA Solução tampão pH 10 (NH4OH/NH4Cl)

30



Pese numa balança semi-analítica 2,0g de leite em pó e transfira para um erlenmeyer de 300 mL. Esta análise deve ser feita em duplicata.

Adicione cerca de 50 mL de água destilada. Evite deixar qualquer quantidade do leite em pó aderido nas paredes do frasco, sem se dissolver, pois isto levará a resultados mais baixo no teor de cálcio. Se for necessário pode aquecer levemente, para facilitar a dissolução, e resfriar antes de prosseguir a análise.

Na seguinte ordem, adicione na capela 15 mL de solução tampão pH 10, agite e verifique o pH. Em seguida, adicione alguns cristais de KCN (Cuidado VENENO!), para mascarar outros íons como Cu2+, Zn2+, Fe3+ presentes no leite que interferem bloqueando o indicador. Adicione 1 mL de solução Mg-EDTA. Finalmente, adicione uma 0,05 g de eriocromoT (indicador), até o aparecimento da cor vermelho-vinho.

Lave a bureta de 50 mL com a solução de EDTA 0,02mol/L. Em seguida zere a bureta e titule até mudança de cor do indicador (azul).

8. Referências

Vogel, A. Análise Química Quantitativa. 5a. ed. Livros Técnicos e Científicos. Rio de Janeiro, 1992.


31


Nomes:Aula: Data:

Resultados do teor de cálcio no leite

Grupo Volume gasto de EDTA na primeira titulação (mL)

Volume gasto de EDTA na segunda titulação (mL)

Cálcio no leite (mg/100g de amostra

1

2

3

4

5

Exercícios

1- Qual a finalidade de se adicionar KCN na análise do teor de cálcio?

1- Porque a titulação deve ser realizada em pH 10?

2- Qual a finalidade da solução Mg-EDTA na análise?

3- Calcule o teor de cálcio (mg/100g de leite). Verifique se o valor experimental está concordante com o teor apresentado no rótulo do fabricante.

4- O que é necessário para que uma molécula possa vir a ser um agente complexante?

5- Como o pH o influi na formação de complexos de EDTA?

Conclusão

32

Química Analítica Quantitativa Preparação e padronização de KMnO4

Uso Preparação e padronização de KMnO4 0,02 mol/L

1. Introdução

Quando numa reação química ocorre transferência de elétrons, ela é chamada de reação de óxido-redução ou simplesmente redox.

Um grande número de análise baseia-se em reações deste tipo, incluindo vários métodos volumétricos, como por exemplo, as determinações permanganimétricas.

Este método volumétrico envolve uma reação de óxido-redução em meio ácido, na qual íons MnO4

- são reduzidos a Mn2+.

O potencial padrão de redução em solução ácida (E0) é igual a 1,51V. Isto significa que o íon permanganato em meio ácido é um forte agente oxidante. O ácido sulfúrico diluído é o mais apropriado para acidificar o meio, pois não tem ação sobre o permanganato de potássio.

Geralmente, não é necessário o uso de indicadores em titulações de soluções incolores ou levemente coradas, pois basta 0,01 mL de permanganato de potássio 0,02 mol/L para atribuir uma cor rosa-pálida no término da titulação.

Uma das desvantagens das análises permanganimétricas é a de não poder preparar uma solução padrão de permanganato de potássio por simples pesagem do sal e posterior diluição, visto que esta substância não é um padrão primário. Geralmente, ela apresenta traços de MnO2

(dióxido de manganês) que tem propriedade de catalisar a reação entre os íons MnO4- e as

substâncias redutoras presentes na água destilada usada na preparação da solução padrão.

Assim sendo, antes da padronização da solução é necessário que o dióxido de manganês seja eliminado por filtração e a matéria orgânica por aquecimento sob refluxo. As soluções de permanganato de potássio devem ser armazenadas em frascos escuros, pois são instáveis e se degradam com a luz.

2. Objetivos

Esta aula tem como objetivos preparar e padronizar uma solução de permanganato de potássio (KMnO4) 0,02 mol/L, com solução padrão de oxalato de sódio (Na2C2O4), em meio ácido.

3. Materiais e reagentes

3.1. Parte 1: Preparação da solução KMnO4

Balão de fundo chato de 500mL Béquer de 100mL

Manta aquecedora e reostato Balão volumétrico de 250mL

Suporte universal com garra Bastão de vidro

33


Sistema de refluxo Erlenmeyer de 250mL

Balança semi-analítica 300mL de água recém fervida

Barbante, tesoura, mangueiras Condensador reto

Sistema de filtração à vácuo Kitassato de 1000mL

3.2. Parte 2: Padronização da solução KMnO4

Solução de H2SO4 1:8 (v/v) Erlenmeyer de 250mL

Manta aquecedora e reostato Proveta de 100mL

100mL de água recém fervida Termômetro

Na2C2O4 P. A. Bureta de 50 mL


4.1. Preparação da Solução de KMnO4 0,02 mol/L – Parte 1

Pese numa balança semi-analítica um béquer de 100mL e adicione 0,79g de permanganato de potássio. Adicione 50mL de água destilada recém fervida para dissolver o sal e em seguida transfira para um balão volumétrico de 250mL, agite por alguns minutos e acerte o menisco.

Transfira esta solução para um balão de fundo chato de 500mL. Monte o sistema de refluxo (manta, reostato, suporte com garras e condensador reto) e aqueça por 10 minutos.

Filtre a solução a vácuo, onde as impurezas serão retidas no funil de vidro sinterizado.

Transfira a solução para um frasco âmbar e rotule-o.

4.2. Padronização da solução de KMnO4 com oxalato de sódio (Na2C2O4) – Parte 2

Utilize oxalato de sódio seco em estufa a 120 °C por 2 horas.

Pese num papel de filtro cerca de 0,1675 g de oxalato de sódio em balança analítica, anotando o valor da massa até a quarta casa decimal e transfira para um erlenmeyer de 250mL.

Adicione 50 mL de água destilada para dissolução do sal. Junte 15 mL de H2SO4 1:8 V/V.

Lave a bureta com solução de KMnO4 e VERIFIQUE SE NÃO HÁ VAZAMENTO. Preencha com a solução, verifique se não há bolhas e acerte o volume no zero. Coloque um fundo branco para facilitar a visualização do término da titulação.

Aqueça a solução do erlenmeyer até cerca de 90 °C e titule rapidamente com a solução de KMnO4. Se ficar solução de KMnO4 nas paredes do erlenmeyer, lave com pequena quantidade de água destilada e continue a adição de KMnO4. Não deixe a temperatura da solução no erlen inferior a 60 °C. O aparecimento de uma LEVE coloração rósea persistente por 30 segundos, indica o final da titulação. Anote o volume.

5. Referências

JEFFREY, G. H.; BASSET, J.; MEDHAM, J.; DENNEY, R.C. Vogel: Análise Química Quantitativa, 5a edição. Rio de Janeiro: Guanabara Koogan, 1992.

34



Nomes:Aula: Data:

Resultados da preparação e padronização de solução de KMnO4 0,02 mol/L

Grupo Massa do KMnO4 (g) Massa do Na2C2O4 (g) Volume gasto (mL) Fator de Correção

1

2

3

4

5

Média do fator de Correção =

Exercícios

1- Calcule o fator de correção da solução 0,1 mol/L de KMnO4

Onde:

M: massa do oxalato de sódio (g) V: volume gasto na titulação em mL

2- Porque a solução de KMnO4 deve ser armazenada em frasco de vidro escuro?

3- Porque a solução deve ser aquecida sob refluxo?

4- Qual a função da solução de H2SO4 1:8?

Conclusão

35

Química Analítica Quantitativa Determinação do H2O2 na água oxigenada

Uso Determinação de H2O2 em água oxigenada 20 volumes

comercial

1. Introdução

O peróxido de hidrogênio (H2O2) é usualmente encontrado na forma de solução aquosa com cerca de 3%, 6%, 12% e 30% de peróxido de hidrogênio, conhecida como água oxigenada a 10, 20, 40 e 100 volumes, respectivamente.

A terminologia está baseada no volume de oxigênio libertado quando a solução for decomposta pela ebulição. Assim, 1 mL de água oxigenada a 100 volumes libertará 100mL de oxigênio (O2) medidos nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP).

Quando se adiciona solução de permanganato de potássio a solução de peróxido de hidrogênio acidificada por ácido sulfúrico diluído, ocorre a seguinte reação:

2 MnO4- + 5 H2O2 + 6H+ 2 Mn2+ + 5 O2 + 8 H2O

Neste caso o MnO4- atua como agente oxidante, sofrendo redução a íons Mn2+ e o

peróxido de hidrogênio como agente redutor, sofrendo oxidação a O2.

2. Objetivos

Esta aula tem como objetivo determinar o teor de H2O2 numa amostra de água oxigenada comercial, por volumetria de óxido-redução.

3. Materiais

Pipeta volumétrica de 25 mL (2) Balão volumétrico de 500 mL

Bureta de 50 mL Proveta de 50 mL

Erlenmeyer de 250 mL Agitador e barra magnética

Béquer de 100 mL

4. Reagentes

Água oxigenada 20 Volumes Solução de H2SO4 1:8 v/v

Solução padrão de KMnO4 0,02 mol/L


5.1. Preparação da amostra (uma por turma)

Pipete 25 mL da água oxigenada comercial 20 volumes, transfira para um balão volumétrico de 500 mL e complete o volume com água destilada. Homogeneize a solução.

5.2. Titulação da amostra (por grupo)

36


Retire uma alíquota de 25 mL da solução da água oxigenada com pipeta volumétrica. Transfira para um erlenmeyer de 250 mL e adicione 50 mL água destilada (medir com a proveta).

Acrescente 35 mL de solução de H2SO4 1:8 v/v.

Com o auxílio de um béquer de 100 mL, lave a bureta com solução de KMnO4 0,02 mol/L padronizada e VERIFIQUE SE NÃO HÁ VAZAMENTO. Preencha com a solução, verifique se não há bolhas e acerte o menisco.

Coloque um papel branco sob o erlenmeyer para facilitar a visualização da mudança de cor. Titule com a solução de KMnO4 sob agitação magnética. O aparecimento de uma leve coloração rósea na solução, que persista por mais de 30 segundos indica o final da titulação. Anote o volume da solução.

6. Referência

JEFFREY, G. H.; BASSET, J.; MEDHAM, J.; DENNEY, R.C. Vogel: Análise Química Quantitativa, 5a edição. Rio de Janeiro: Guanabara Koogan, 1992.


37


Nomes:Aula: Data:

Resultados da determinação do teor de H2O2 na água oxigenada

Grupo Volume gasto (mL) Massa de H2O2 por litro de água oxigenada

Título em volumes

1

2

3

4

5

Exercícios

1- Calcule a massa de peróxido de hidrogênio por litro de água oxigenada original.

2- Calcule o título “em volumes”, isto é, o número de mililitros de oxig~enio, nas CNTP, que podem ser obtidos a partir de 1 mL da solução original.

Conclusão

38

Química Analítica Quantitativa Preparação e padronização de AgNO3 0,02 mol/L

Uso Preparação e padronização de solução AgNO3 0,02 mol/L

1. Introdução

A volumetria de precipitação se baseia em reações com formação de compostos pouco solúveis. A reação de precipitação deve processar-se praticamente de forma quantitativa no ponto de equivalência, completar-se em tempo relativamente curto e oferecer condições para uma conveniente sinalização do ponto final.

Na prática, tais condições limitam muito o número de reações de precipitação utilizáveis. Muitas delas não podem servir em virtude da carência de meios apropriados para a localização do ponto final. Em um número reduzido de casos, é possível conduzir a titulação sob observação visual até o ponto em que a formação de precipitado deixa de ocorrer. Mais comumente, apela-se para o uso de indicadores.

Muitos métodos volumétricos de precipitação empregam indicadores mais ou menos específicos, ou seja, apropriados para uma dada reação de precipitação. Há, entretanto, uma classe especial de indicadores, os indicadores de adsorção, que encontram um campo mais geral de aplicação. As possibilidades de aplicação das reações de precipitação na análise volumétrica se ampliam consideravelmente com a utilização dos métodos físico-químicos para a localização do ponto final.

Os indicadores de adsorção foram introduzidos por Fajans. São corantes orgânicos, com caráter de ácidos ou bases fracos (aniônicos ou catiônicos, respectivamente), que acusam o ponto final através de uma mudança de coloração sobre o precipitado. A mudança de coloração se deve à adsorção ou dessorção do corante como conseqüência de uma modificação da dupla camada elétrica em torno das partículas do precipitado na passagem do ponto de equivalência: assim, o aparecimento ou desaparecimento de uma coloração sobre o precipitado serve para sinalizar o ponto final.

Nas análises volumétricas em geral, a variação das concentrações dos íons reagentes em torno do ponto de equivalência depende grandemente do grau como se completa a reação. Na volumetria de precipitação, os fatores que decidem a questão são o produto de solubilidade do precipitado e as concentrações dos reagentes.

O método volumétrico de precipitação mais importante, único com um campo de aplicação mais ou menos amplo, é a argentimetria, que se baseia na formação de sais (haletos, cianeto, tiocianato) de prata pouco solúveis. Existem basicamente três métodos argentimétricos: método de Mohr, método de Volhard e por indicadores de adsorção.

A argentimetria envolve o uso de soluções padrões de nitrato de prata (AgNO3) e tem como principal campo de aplicação à determinação de haletos e outros ânions que formam sais de prata pouco solúveis. A argentimetria compreende diferentes métodos, que podem ser classificados conforme a titulação seja direta ou indireta.

Nos métodos diretos, a solução que contém a substância a determinar é titulada com solução padrão de nitrato de prata até o ponto de equivalência. O ponto final pode ser identificado de várias maneiras: adição de nitrato de prata até que não mais se observe a formação de precipitado ou mudança de coloração de um indicador.

39


2. Objetivos

Esta aula tem como objetivos preparar e padronizar uma solução de AgNO3 0,02 mol/L.

3. Materiais

Béquer de 100mL Erlenmeyer de 250mL

Bastão de vidro Proveta de 50 ou 100mL

Balão volumétrico de 250 mL Bureta de 50mL

4. Reagentes

NaCl (P.A) Solução de cromato de potássio 5%

AgNO3P.A.)


5.1. Preparação de solução 0,02mol/L de AgNO3

Com o auxílio de um béquer de 100mL, pese na balança semi-analítica, a quantidade de massa de nitrato de prata, necessária para preparar 250mL de solução 0,02 mol/L. Adicione água destilada para dissolver o sal, e transfira quantitativamente para um balão volumétrico de 250mL. Agite até dissolver completamente o sal e depois complete o volume até o traço de aferição com água destilada. Esta solução deve ser armazenada em um frasco âmbar (escuro) e conservar ao abrigo da luz. Identifique a solução escrevendo o nome, concentração, turma e fator de correção.

5.2. Padronização da solução 0,02 mol/L de AgNO3 com Cloreto de Sódio (1 mol=58,5g)

Pese num papel manteiga, aproximadamente 0,0293g de cloreto de sódio seco em estufa a 110C por 1-2 horas (anote o valor da massa até a quarta casa decimal). Transfira quantitativamente para um erlenmeyer de 250mL (esta massa de cloreto de sódio é a quantidade necessária para reagir completamente com 25mL da solução de AgNO3 0,02mol/L). Adicione 0,1mL de solução de cromato de potássio a 5%. Titule com a solução de AgNO3 0,02mol/L agitando constantemente até mudança de coloração. Coloque um fundo branco sob o erlenmeyer para facilitar a visualização da viragem do indicador.

6. Referências

VOGEL, A. Análise Química Quantitativa. 5a. ed. Livros Técnicos e Científicos. Rio de Janeiro, 1992.

BACCAN, N.; ALEIXO, L. M.; STEIN, E.; GODINHO, O. E. S. Química Analítica Quantitativa Elementar. Editora Edgard Blücher Ltda, Campinas, 1979.

40



Nomes:Aula: Data:

Resultados da preparação e padronização de solução de AgNO3 0,02 mol/L

Grupo Massa do AgNO3 (g) Massa do NaCl (g) Volume gasto (mL) Fator de Correção

1

2

3

4

5

Média do fator de Correção =

Exercícios

1- Calcule o fator de correção da solução 0,1 mol/L de KMnO4

Onde:

m: massa do cloreto de sódio (g) V: volume gasto na titulação em mL

2- Calcule a solubilidade do AgCl, sabendo-se que KPS = 1,8x10-10.

3- Calcule a solubilidade do Ag2CrO4 , sabendo-se que o KPS = 1,1x10-12.

Conclusão

41

Química Analítica Quantitativa Determinação de cloreto pelo método de Mohr

Uso Determinação de cloretos pelo método de Mohr

1. Introdução

O método de Mohr é aplicável à determinação de cloreto ou brometo. A solução neutra do haleto é titulada com solução padrão de nitrato de prata na presença de cromato de potássio como indicador. Os haletos são precipitados como sais de prata: o cloreto de prata é branco e o brometo de prata branco-amarelado. O ponto final é assinalado pela formação de cromato de prata, vermelho. O método baseia-se na precipitação fracionada, pois, precipita-se primeiro o cloreto de prata (AgCl) e, depois, o cromato de prata (Ag2CrO4).

Na titulação de íons cloreto com nitrato de prata na presença de íons cromato, as condições da análise devem ser tais que o cloreto seja quantitativamente precipitado como cloreto de prata (branco) antes que a precipitação do cromato de prata (vermelho tijolo) se torne perceptível. Para isso, é necessário que o indicador acuse a mudança de coloração com apenas um leve excesso de prata.

Estando as duas fases sólidas, cloreto de prata e cromato de prata, em equilíbrio com a solução, têm-se:

[Ag+] [Cl-] = KAgCl = 1,8x10-10

[Ag+]2 [CrO42-] = KAg2CrO4 = 1,1x10-12

no ponto de equivalência,

[Ag+] = [Cl-] = = =1,35x10-5 mol/L

Para o cromato de prata poder precipitar exatamente neste ponto, a concentração de íon cromato teria de ser a seguinte:

Portanto, teoricamente, a concentração de cromato de potássio na solução deveria ser igual a 0,006 mol L-1. Entretanto, na prática, faz-se uso do cromato em concentração mais baixa, aproximadamente 0,002 mol L-1 (no ponto final), pois a coloração amarela das soluções mais concentradas dificultam a observação do ponto final. Então, o cromato de prata começará a precipitar quando:

mol/L

Esta concentração de íon prata é atingida além do ponto de equivalência. Quando a [Ag+] = 2,4x10-5, [Cl-] = 7,5x10-6. Portanto, haverá precipitação de uma quantidade adicional de cloreto de prata além do ponto de equivalência, que corresponde a um consumo de íon prata igual a (1,35x10-5) - (7,5x10-6) = 6,0x10-6 mol L-1. De fato, o ponto de equivalência deve ser sobrepassado ainda mais, para que se forme cromato de prata em quantidade suficiente para tornar a mudança de coloração perceptível. Experimentalmente, verificou-se que a quantidade mínima de cromato de prata, necessária para uma mudança de coloração bem definida corresponde ao consumo de aproximadamente, 2x10-5 mol L-1 de íon prata.

42


O erro da titulação será maior com o aumento da diluição da solução e será bem apreciável (cerca de 0,4%) em soluções diluídas, quando a concentração de cromato é da ordem de 0,003 a 0,005 mol L-1. Elimina-se este erro mediante um ensaio em branco com o indicador. Neste ensaio se mede o volume da solução padrão de nitrato de prata que é necessário para atribuir uma cor perceptível à água destilada com a mesma quantidade de indicador que a usada na titulação. Este volume é subtraído do volume consumido da solução padrão.

Deve-se observar que a titulação deve ser feita em solução neutra, ou em solução levemente alcalina, isto é, no intervalo de pH 6,5 a 9, pois em solução ácida, ocorre a seguinte reação:

O HCrO4- é um ácido fraco e por isso a concentração do íon cromato se reduz e é possível

que o produto de solubilidade do cromato de prata não seja excedido. Em soluções muito alcalinas, é possível a precipitação do hidróxido de prata (Ksol. = 2,3x10-8). Um procedimento simples de tornar neutra uma solução ácida é adicionar um excesso de carbonato de cálcio ou de hidrogenocarbonato de sódio. Uma solução alcalina pode ser acidificada com ácido acético e então se acrescenta um pequeno excesso de carbonato de cálcio. O produto de solubilidade do cromato de prata cresce com a elevação de temperatura; por isso a titulação deve ser feita na temperatura ambiente. Por outro lado, em pH muito alto a presença da alta concentração de íons OH- ocasiona a formação do hidróxido de prata.

Como conseqüência, o método de Mohr é um bom processo para se determinar cloretos em soluções neutras ou não tamponadas, tal como em água potável, onde o teor máximo permitido é de 250mg de Cloreto/Litro de água.

2. Objetivos

Esta aula tem como objetivos determinar o teor de cloreto em amostras de água obtidas nas dependências da UCG, pelo método de Mohr.

3. Materiais

Béquer de 50 ou 100mL Erlenmeyer de 125 mL

Pipeta volumétrica de 50 ou 100 mL Bureta de 50mL

Pipeta graduada de 10 mL ou 25 mL Cápsula de porcelana

Agitador e barra magnética Banho-maria

4. Reagentes

Solução padrão de AgNO3 0,02mol/L Solução de cromato de potássio 5%


43


5.1. Determinação do teor de cloreto na água

Pipete 100mL de amostra para uma cápsula de porcelana de 300 mL. Aqueça em banho-maria até reduzir o volume para 20mL (meça o volume). Este procedimento deve ser feito no início da aula. Pipete 20 mL da amostra e transfira para um erlenmeyer de 125 mL. Adicione 0,5mL de indicador (cromato de potássio a 1%) ou 0,1 mL a 5%. Titule com a solução de nitrato de prata 0,02 mol/L padronizada até aparecimento de coloração avermelhada. Coloque um fundo branco sob o erlenmeyer para facilitar a visualização da viragem do indicador.

6. Referências



44



Nomes:Aula: Data:

Resultados da determinação de cloreto na amostra de água

Grupo Procedência da Amostra Volume gasto (mL) mg Cl-/L de água

1

2

3

4

5

Exercícios

1- Calcule o teor de cloreto em (mg/L) da amostra de água analisada e verifique se está adequada para o consumo (potabilidade), considerando um teor máximo de 250 mg de Cloreto por litro de água.

Conclusão

45

Química Analítica Quantitativa Análise Gravimétrica

UAnálise Gravimétrica

1. Introdução

A análise gravimétrica está baseada na medida indireta da massa de um (ou mais constituinte) de uma amostra. Na medida indireta é necessário converter determinada espécie química em uma forma separável do meio em que se encontra, para então ser recolhida e, através de cálculos estequiométricos, ser determinada a quantidade real do determinado elemento ou do composto químico que constitui a amostra inicial.

A gravimetria pode ser dividida em precipitação e volatilização. Em linhas gerais a precipitação segue a seguinte ordem: precipitação; filtração; lavagem; aquecimento e pesagem.

Vários íons podem ser determinados por gravimetria, pois podem ser precipitados com um reagente específico e pesados após secagem (Tabela 1).

Tabela 1: Alguns elementos determinados por gravimetria

Substância analisada Precipitado formado Precipitado pesado Interferências

Fe Fe(OH)3 Fe2O3Al, Ti, Cr e metais

tetravalentes

AlAl(OH)3

Al(ox)3

Al2O3

Al(ox)3

Fe,Ti,Cr e muitos outros

Idem. Mg não interfere em soluções ácidas

Ca CaC2O4 CaCO3 ou CaOTodos os metais exceto

alcalinos e Mg

Mg MgNH4PO4 Mg2P2O7Todos os metais exceto

alcalinos

Zn ZnNH4PO4 Zn2P2O7Todos os metais exceto

Mg

Ba BaCrO4 BaCrO4 Pb

SO42- BaSO4 BaSO4 NO3

-, PO43-, ClO3

-

Cl- AgCl AgClBr-, I-, SCN-, CN-, S2-,

S2O32-

Ag AgCl AgCl Hg(I)

PO43- MgNH4PO4 Mg2P2O7 MoO4

2-, C2O42-, K+

Ni Ni(dmg)2b Ni(dmg)2 Pd

aox = oxina (8-hidroxiquinolina) com um H+ removido. bdmg = dimetildioxima com um H+ removido

Para ser realizada a separação é adicionado um agente precipitante. O produto formado é então convertido em uma forma insolúvel no meio, de modo que, ocorre o surgimento de fases e não há perda apreciável por redissolução, permitindo o recolhimento do precipitado através de meios filtrantes, sendo este reconvertido ou não em uma forma de pesagem.

45

http://www.ufpa.br/quimicanalitica/compgravimetricos.htm


A filtração pode ser efetuada com simples aparatos de vidro (funil de vidro sinterizado) ou porcelana (funil de Bückner), com papéis de filtro apropriados e membranas (cujos poros podem alcançar 0,10m).

O aquecimento pode ser realizado, conforme o caso, em bancada através de um bico de Bunsen ou em muflas, onde temperaturas de 1400oC podem ser alcançadas.

Usualmente, o agente precipitante é um dos constituintes de uma espécie química, exemplo: cloreto de sódio (NaCl) em relação ao cátion prata (Ag+) é o ânion cloreto (Cl-), que produz AgCl, um precipitado branco, sendo que os íons (Na+) não interferem no processo. A Tabela 2 apresenta alguns agentes precipitantes orgânicos.

Tabela 2: Alguns agentes precipitantes orgânicos

Reagente Estrutura Metais precipitados

Dimetilglioxima

Ni(II) em NH3 ou tampão acetato.

Pd(II) em HCl.

(M2++2HRMR2+2H+)

alfa-benzoinoxima (cupron)

Cu(II) em NH3 e tartarato.

Mo(VI) e W(VI) em H+.

(M2++H2RMR+2H+;

M2+ = Cu2+, MoO2+, WO2

2+).

Hidroxilamina nitrosofenilamonium

(cupferron)

Fe(III), V(V), Ti(IV), Zr(IV), Sn(IV), U(IV)

(Mn++nNH4RMRn+nNH4+).

8-hidroxiquinolina (oxina)

Vários metais. Útil para Al(III) e Mg(II)

(Mn++nHRMRn+nH+)

Dietilditiocarbamato de sodio

Vários metais em soluções ácidas.

(Mn++nNaRMRn+nNa+)

Borotetrafenil de sodio

K+, Rb+, Cs+, Tl+, Ag+, Hg(I), Cu(I), NH4

+, RNH3+, R2NH2

+, R3NH+, R4N+ em solução acética.

(M++NaRMR+Na+)

Cloreto tetrafenilarsonium

Cr2O72-, MnO4

-, ReO4-, MoO4

-, WO4

2-, ClO4-, I3

- em solução ácida. (An-+nRClRnA+nCl-)

46


Existem sais que devido a grande capacidade de absorção da água atmosférica, não permitem a medida correta de suas massas, bem como precipitados gelatinosos arrastam muita água que, ao evaporar, leva imprecisão da leitura da massa do precipitado. Por isso alguns precipitados são convertidos em outras espécies químicas. Como regras para efetuar a pesagem de um precipitado (quando este se enquadrar o melhor possível nestas definições) ou de sua forma de pesagem, é necessário considerar:

1. Composição química perfeitamente conhecida.

2. A forma de pesagem seja gerada a temperatura relativamente baixa e estável mesmo a altas temperaturas.

3. Não ser apreciavelmente higroscópica.

4. Uma pequena quantidade do constituinte a determinar origine quantidade relativamente grande da forma de pesagem, pois, tanto mais sensível será o método quanto menor a razão entre a massa do constituinte e a massa da forma de pesagem.

5. Deve possuir partículas de dimensões que não passem através do meio de filtração e que não sejam diminuídas neste processo.

2. Objetivos

Demonstrar o uso de filtração a vácuo na separação de precipitados. Determinar gravimetricamente o teor de níquel numa amostra de composição conhecida

3. Fundamentos do Método

O método baseia-se na precipitação do níquel mediante adição, à solução quente e fracamente ácida contendo o íon níquel, de uma solução de dimetilglioxima a 1% em etanol e posterior tratamento com leve excesso de solução de amônia.

Ni2+ (aq) + 2C4H8O2N2 + 2NH3 Ni(C4H7O2N2)2(s) + 2NH4+ (aq)

O precipitado é lavado, dessecado a 100-120 oC e pesado como Ni(C4H7O2N2)2.

A dimetilglioxima é quase insolúvel em água, de modo que somente um leve excesso de precipitante deve ser usado, ou seja, 1 mL de solução de dimetilglioxima a 1% precipita 0,0025 g de níquel.

O precipitado é solúvel em ácidos minerais, em soluções alcoólicas que contenham mais de 50% de etanol (em volume), em água quente e em soluções amoniacais concentradas; porém, é insolúvel em solução de amônia diluída, em soluções de sais amoniacais e em soluções diluídas de ácido acético-acetato de sódio. Deve-se exercer um controle do excesso de solução alcoólica de dimetilglioxima usada. Se um grande excesso é adicionado, a concentração de álcool torna-se elevada o bastante para dissolver quantidades apreciáveis de dimetilglioximato de níquel, levando a resultados baixo. Entretanto, se a concentração de álcool se tornar muito baixa, algo do reagente pode precipitar, levando a um erro positivo.

A precipitação do níquel é geralmente completada em meio amoniacal. O paládio interfere no método, pois precipita quantitativamente nas mesmas condições. Ferro e platina divalentes coprecipitam, e ouro se reduz a forma elementar. Em presença de quantidades consideráveis de cobalto, cobre e zinco, a precipitação do níquel requer uma quantidade adicional de dimetilglioxima, pois o reagente forma compostos solúveis com aqueles metais. A

47


hidrólise de ferro (III), cromo e alumínio, com a conseqüente precipitação dos hidróxidos, pode ser impedida pela adição de ácido tartárico ou ácido cítrico.

4. Materiais

Cadinho de vidro sinterizado de porosidade média Sistema de filtração a vácuo

Béquer de 400 mL Dessecador

Proveta de 50 mL Béquer de 50 mL

Pipeta graduada de 10 mL Estufa

Chapa elétrica Termômetro

Banho-maria Bastão de vidro e Pisseta

4. Reagentes

Solução alcoólica de dimetilglioxima a 1% (m/v)

Solução de HCl (1:1)

Solução de amônia 6 mol/L

Amostra de NiSO4.6H2O sólido, P.A.

Solução de AgNO3 0,1 mol/L


5.1. Preparação do cadinho filtrante – realizado pelos técnicos

Lave um cadinho filtrante de vidro sinterizado de porosidade média (ou porcelana porosa) e desseque-o na estufa a 100-120 oC por 30 minutos. Retire o cadinho do aquecimento, transfira-o para um dessecador e mantenha-o em resfriamento por 30 minutos ou até início da aula.

5.2. Preparação da solução da amostra – Parte 1

Pese cerca de 0,3 a 0,4 g da amostra em um béquer de 400mL e anote o valor exato de sua massa na tabela de resultados. Dissolva a amostra em água, adicione à solução 5 mL de HCl (1:1) e dilua a 200 mL.

5.3. Precipitação da amostra – Parte 1

Aqueça na chapa elétrica a solução da amostra a 70-80 oC e adicione solução de dimetilglioxima a 1% em leve excesso (30 a 35 mL). Imediatamente adicione solução de NH3 6 mol/L, gota a gota e com constante agitação, até que ocorra precipitação e haja um leve excesso da base (se nota por um fraco odor de amônia); então adicione 1 a 2 mL de NH3 em excesso. Transfira o béquer contendo o precipitado para um banho-maria, cubra-o com um vidro de relógio e deixe-o em aquecimento por 20-30 minutos; quando o precipitado vermelho tiver sedimentado, teste para verificar se a precipitação foi completa, adicionando-se duas gotas de dimetilglioxima a 1%. Em

48


seguida, retire o precipitado do aquecimento e deixe-o em repouso por uma hora para esfriar ou até a próxima aula, se for o caso.

5.3 Filtração e lavagem do precipitado.– Parte 2

Identifique um cadinho de vidro sinterizado previamente aquecido e dessecado. Pese-o na balança analítica e anote na tabela de resultados.

Monte o sistema de filtração a vácuo, utilizando um kitasato e o cadinho filtrante previamente pesado. Transfira a solução sobrenadante para o filtro (retenha o precipitado no béquer) com a ajuda do bastão de vidro. Lave o precipitado no béquer por decantação com várias porções de água destilada fria, transferindo as lavagens para o filtro.

Em seguida, transfira o precipitado para o cadinho com ajuda do bastão de vidro e de pequenos jatos de água. Finalmente, lave o precipitado várias vezes com pequenas porções de água destilada fria, até ausência de cloreto (teste qualitativo com AgNO3 0,1 mol/L).

5.4. Secagem do precipitado

Transfira o cadinho contendo o precipitado para uma estufa mantida a 100-120 oC e deixe em aquecimento por 45 minutos nesta temperatura. Retire o cadinho do aquecimento, transfira-o para um dessecador e mantenha-o em resfriamento. Após resfriado, efetue a pesagem do cadinho. Repita o procedimento de secagem até obtenção de peso constante, e determine a massa do precipitado.

6. Referências



49



Nomes:Aula: Data:

Resultados da determinação de cloreto na amostra de água

Grupo Massa da amostra (g)

Massa do cadinho de vidro sinterizado (g)

Massa do cadinho mais precipitado (g)

Massa do precipitado (g)

Teor de Níquel (%)

1

2

3

4

5

Exercícios

1. Com base na massa da amostra (w) e na massa do precipitado após secagem (m), determine o teor de níquel na amostra.

2. Explique a razão de se efetuar a precipitação do Ni(C4H7O2N2)2 em solução levemente alcalina.

3. Verifique se os resultados da determinação de níquel pelo procedimento gravimétrico usual serão altos, baixos ou não serão afetados caso ocorra uma das seguintes circunstâncias, dando a razão para cada resposta:

(a) Há presença de grande excesso de solução alcoólica de dimetilglioxima nas águas mães.

(b) O íon paládio está presente no momento da precipitação do dimetilglioximato de níquel.

4. Explicar como se poderia efetuar a determinação de níquel conforme o procedimento gravimétrico usual, na presença de Fe3+, Cr3+ e Al3+.

5. Calcule o teor de Ni teórico que a substância analisada contém.

6 Compare o resultados experimental obtido com o teor do constituinte mencionado em 4, na amostra analisada.

7. Determinar a pureza da amostra analisada.

Conclusão

50

apostila de quimica analÍtica quantitativa (1)

Documents