Baixe Química Analítica e outras Notas de estudo em PDF para Oceanografia, somente na Docsity! UFPB/CCEN/DEPARTAMENTO DE QUÍMICA APOSTILA DE QUÍMICA ANALÍTICA II PROFA. MARGARIDA CARMO UFPB/CCEN/DEPARTAMENTO DE QUÍMICA QUÍMICA ANALÍTICA II Profa. Margarida Carmo 1. CARGA HORÁRIA DA DISCIPLINA: 90 horas sendo 45 aulas de 2 horas cada. Teoria: 30 horas (15 aulas); Prática: 60 horas (30 aulas); 2. PROGRAMA DA PARTE TEÓRICA Unidade 1 — Introdução à Química Analítica Quantitativa Unidade II — Expressão dos Resultados Analíticos Unidade II — Análise Gravimétrica Unidade IV — Análise Volumétrica IV.1. Volumetria de Neutralização IV.2. Volumetria de Precipitação IV.3. Volumetria de Complexação IV 4. Volumetria de Oxidação-Redução 3. AVALIAÇÕES A média final será calculada pela média aritmética de 5 (cinco) notas, sendo 3 (três) notas da teoria e 2 (duas) notas da prática. Todo aluno tem direito a deixar UMA prova para reposição. A prova de reposição será feita no final do semestre. Notas da teoria: Primeira Nota: Unidade Il e Unidade II (Provas separadas). Segunda Nota: Unidade IV.1 até IV.2 Terceira Nota: Unidades IV.3 a IV.4. 4. REFERÊNCIAS 1. SKOOG, D.A. et al., “Fundamentos de Química Analítica”,Tradução da 8º ed Norte- americana, Pioneira Thomson Learning, 2006. 2. BACCAN, N. et al., “Química Analítica Quantitativa Elementar”, 3º ed., Editora Edgard Bliicher, São Paulo, 2002. 3. MENDHAM, J. et al., “VOGEL - Análise Química Quantitativa”, 6º ed., Livros Técnicos e Científicos, Rio de Janeiro, 2002 4. OHLWEILER, O. A., “Química Analítica Quantitativa, 3º ed., LTC, Rio de Janeiro, Vols. 1 e 2, 1981. 5. RECOMENDAÇÃO Cada aluno deve possuir uma calculadora científica, especialmente durante as avaliações. UFPB/CCEN/DQ - Química Analítica II — Prof." Margarida Carmo 5 Estatística aplicada a Química Analítica A média aritmética para cada analista é: Analista 1 — 49,12 Analista 2 — 49,42 Analista 3 — 49,08 Analista 1 nm UI valor médio Valor coreto vn Pa x 4900 4910 4920 4830 4940 Analista 2 Valor correto | valor médios 4 Y | 1 1 xx x 49,00 4910 4920 4930 4940 Analista 3 valor médio, valor correto TT va x 48,00 49,10 4920 4930 4940 Pode-se observar que: 1. Os valores obtidos pelo Analista 1 são acurados (muito próximos do valor correto), mas não são precisos. 2 Os valores obtidos pelo analista 2 são precisos, mas não são acurados. 3. Os valores obtidos pelo analista 3 são acurados e precisos. 2.4. Algarismos significativos São os dígitos necessários para expressar o valor de uma dada grandeza determinada experimentalmente ou um resultado calculado, de modo que apenas o último algarismo seja duvidoso. 2.4.1. Regras para se determinar o número de algarismos significativos a. Os zeros são significativos quando fazem parte do número e não são significativos quando são usados para indicar a ordem da grandeza, ou seja, zeros situados à esquerda de outros dígitos não são significativos, pois nestes casos são usados apenas para indicar a casa decimal. Ex: 0,15016; 0,015016; 0,0015016; 0,00015016 todos têm algarismos significativos b. Zeros colocados a direita só são significativos se forem resultado de uma medida. Não são significativos se apenas indicam a ordem da grandeza de um número. Ex: 2,00 + 0,01g quando transformados para mg é mg c. Não confundir número de algarismos significativos com casas decimais. Exemplo: 0,0069870 — tem algarismos significativos e casas decimais. 24.2. Regras para arredondamento a Se o dígito que segue o último algarismo significativo for menor que 5, o dígito a ser arredondado permanece inalterado. Exemplo: Apresentar os seguintes valores com 3 algarismos significativos 0,5742 . 1,2345 15624 210000. b. Se o dígito que segue o último algarismo significativo for maior ou igual a 5, o dígito a ser arredondado é aumentado em uma unidade. Exemplo: Apresentar os seguintes valores com 3 algarismos significativos 0,5746 1,2355 15674 20091 24.3. Algarismos significativos do resultado de um cálculo a. Adição e Subtração — a soma ou a diferença deverá conter tantas casas decimais quantas existirem no componente com o menor números delas. Exemplo: Apresentar o resultado das seguintes operações com o número correto de algarismos significativos 2,2+0,1145 = 6,80- 2,636= b. Multiplicação e Divisão — o resultado deverá conter tantos algarismos significativos quanto estiverem expressos no componente com o menor número de significativos. Exemplo: Apresentar o resultado das seguintes operações com o número correto de algarismos significativos 25,11 x 0,104 0,104642 : 24,9: UFPB/CCEN/DQ - Química Analítica II — Prof.* Margarida Carmo 6 Estatística aplicada a Química Analítica 2.5. Erro e Exatidão 2.5.1.. Erro absoluto de uma medida — é a diferença entre o valor medido e o valor verdadeiro. E=X-X, Onde : E= erro absoluto; X;=valor medido; X,= valor verdadeiro O erro absoluto apresenta a unidade da medida e possui sinal. 2.5.2. Erro relativo, Ep — é a relação entre o erro absoluto e o valor verdadeiro. O erro relativo é adimensional e comumente expresso em % ou %o (partes por mil). Ex =5x100 ou E, =É x1000 v v O erro informa sobre a exatidão da medida. Quanto maior o erro menor a exatidão. Exemplo 2.1: Uma substância contém 49,10% de Ag' foi analisada por um estudante que encontrou o valor de 49,20%. Calcular o erro absoluto e o erro relativo. 2.6. Desvio padrão, Variância, Desvio padrão Relativo e Precisão Um dos termos mais comuns na Química Analítica é o desvio padrão de uma população de observações. Esta grandeza é chamada, também, de desvio médio quadrático porque ela é igual à raiz quadrada da média dos quadrados das diferenças entre os valores das observações e a média aritmética destes valores. Se considerarmos uma série de n observações, X1, X2, X3 cu Xn A média aritmética (comumente chamada de média) é dada por: + + + n A dispersão dos valores é medida com mais eficiência pelo desvio padrão, definido por: +x, n x= Esta equação pode ser escrita como: o O quadrado do desvio padrão chamado de variância, $. Uma outra forma de expressar a precisão é o desvio padrão relativo(RSD): RSD=Ê X Esta medida é frequentemente expressa em percentagem e é conhecida como coeficiente de variação (CV): cv= s x100 x A média de uma série de medidas, X, é uma estimativa mais confiável da média verdadeira, u, do que a dada por uma única medida. Quanto maior o número de medidas, n, mais próxima do valor verdadeiro estará a média. A estimativa do desvio padrão da média, ou seja, o erro padrão da média absoluto é dado por: O desvio (erro) padrão da média relativo é dado por: sa ="Ex100 x Exemplo 2.2: As análises de uma amostra de minério de ferro deram os seguintes resultados para o teor de ferro: 7,08; 7,21; 7,12; 7,09; 7,16; 7,14; 7,07; 7,14; 7,18; 7,11. Calcule a média, o desvio padrão, a variância, o coeficiente de variação e o erro padrão da média absoluto e relativo destes resultados. 2.7. Rejeição de Dados Um dado só pode ser rejeitado quando isto for sugerido pela aplicação de um teste estatístico adequado. Para rejeitar ou não um ou mais dados pode-se fazer uso do TESTE Q. [valor suspeito — valor mais próximo | cale 2 DD Do ND maior valor — menor valor Se Quic>Qra: O valor suspeito deve ser rejeitado. UFPB/CCEN/DQ - Química Analítica II — Prof.* Margarida Carmo 7 Estatística aplicada a Química Analítica Exemplo 2.3. A análise de cádmio em poeira deu como resultados: 4,3; 4,1; 4,0 e 32ug.g'. Verifique se algum resultado deve ser rejeitado. — o =Xtx—— ” JN Tabela 2. Probabilidade de ocorrência de desvios em termos de x Tabelal. Coeficiente de Rejeição Q, com x=(Xq/o | Probabilidade de um desvio no - menor que(+) x limite de confiança de 90%. o z 0,00 0 Nº de observações Quo 3 0,94 1,0 68% 4 0,76 2,0 95,5% 5 0,64 3,0 99,7% 6 0,56 7 0,51 Essas equações só podem ser utilizadas se 8 0,47 o valor de 6 é conhecido. Para um pequeno 9 0,44 número de medidas, o fator x é substituído 10 0,41 pelo fator t, conhecido como t de Student. A 2.8. Limites de Confiança e Intervalo de Confiança Já foi visto que os erros indeterminados seguem a curva normal de distribuição. A análise estatística da curva revela que (Fig.2): e 68 % das medidas estarão no intervalo utlio; e 95 % das medidas estarão no intervalo u+20; e 997 % das medidas estarão no intervalo + 36. Os limites que encerram cada uma dessas áreas são chamados LIMITES DE CONFIANÇA. O intervalo coberto pela área é o INTERVALO DE CONFIANÇA. Limite de Intervalo de Nível de Confiança Confiança Confiança +Io utIo 68 % +20 u+26 95 % +30 u+36 99,7 % Para um determinado nível de confiança: u=X+xo Onde: x é um fator que depende apenas do nível de confiança desejado. A Tabela 2 apresenta os valores de x. Geralmente o intervalo de confiança de uma média é de maior interesse. O intervalo de confiança estima a faixa na qual a média verdadeira poderá ser encontrada. Os limites deste intervalo de confiança, conhecidos como limites de confiança, são dados por: tabela 3 apresenta os valores de t para vários graus de liberdade e vários níveis de confiança. Para um determinado nível de de sontança =xt—— Onde: X é a média; t é um de arâmetro que depende do número de graus de liberdade v (N-1) e do nível de confiança desejado. Tabela 3. Valores de t de Student. N 95 % 99 % 2 12,71 63,66 3 4,30 9,93 4 3,18 5,84 5 2,78 4,60 6 2,57 4,03 7 245 3,71 8 237 3,50 9 231 3,36 10 2,26 3,25 1 2,23 3,17 12 2,20 3,11 Exemplo 2.4: A média de 5 observações do teor de CI em uma água potável é 29 ppm com um desvio padrão de 3,4 ppm. Quais os limites confiança da média a 95 %? UFPB/CCEN/DQ - Química Analítica II — Prof.* Margarida Carmo 10 Análise Gravimétrica partículas coloidais são facilmente retidos pelos meios filtrantes usuais. Ex: haletos de prata b. Precipitados gelatinosos — resultam da floculação de colóides | hidrófilos.São volumosos, tem consistência de flocos e arrastam considerável quantidade de água. Difícil filtração e lavagem. Ex: Fe(OH)s; AI(OH); 3.6.2. Mecanismos de Precipitação O tamanho das partículas de um precipitado depende da supersaturação relativa (SSR) que prevalece no momento da precipitação. Uma solução está supersaturada quando contém uma quantidade de soluto dissolvido superior à quantidade dissolvida em uma solução saturada. A expressão matemática para a supersaturação relativa (SSR) é: ssr=2-8 s Onde: S= solubilidade do precipitado no estado de equilíbrio Q= concentração dos íons em solução no instante ao da precipitação A formação do precipitado ocorre em uma solução supersaturada da substância envolvida. A supersaturação é um estado instável, que se transforma em estado de saturação através da precipitação do excesso de soluto. A Fig. 1 relaciona a solubilidade de um soluto com a temperatura. Região instável | l h F Concentração do soluto, Q Região não saturado E Temperatura Figura 1. Solubilidade de um soluto e temperatura Curva AB — curva de solubilidade — região onde há equilíbrio entre os íons em solução e sólido.Abaixo da curva AB — soluções insaturadas. Entre as curvas AB e CD (curva de supersolubilidade) — região metaestável, concentração do soluto excede a solubilidade de equilíbrio, mas não ocorre formação do sólido na ausência de partículas sólidas que atuem como germes. Acima da curva CD, região instável, a supersaturação é rápida e espontaneamente destruída pela formação da fase sólida, mesmo na ausência de partículas sólidas. A temperatura constante e quando adicionado um reagente — precipitante lentamente: a concentração do soluto Q aumentará gradualmente ao longo da linha EFG. Enquanto Q se mantiver abaixo de F, a solução é insaturada, portanto não haverá formação de Precipitado. Quando Q se situar na região acima de F e abaixo de G, região metaestável, também não haverá formação de precipitado. A precipitação poderia ser provocada pela adição de partículas sólidas do soluto. Então Q recuaria até F. Acima de G, região instável, supersaturação, formação do precipitado espontaneamente até Q atingir F (concentração de equilíbrio do soluto). 3.6.3. Etapas de Formação do precipitado A formação de um precipitado a partir de uma solução envolve dois processos: e Nucleação * Crescimento dos Cristais 3.6.3.1. Nucleação — formação de núcleos — é necessário um número mínimo de partículas que se agrupem — agregação de pequenos íons ou moléculas. A nucleação pode ser: Nucleação heterogênea — a agregação de íons ocorre em torno de pequenas partículas de impurezas. Nucleação homogênea — os núcleos se formam pela orientação do número próprio de íons em um arranjo ordenado típico. A Figura 2 representa o efeito da supersaturação sobre a nucleação e o crescimento dos cristais. Para baixos níveis de SSR a formação de núcleos é baixa e é dependente de partículas sólidas presentes na solução como impurezas — nucleação heterogênea. Em condições de alta SSR a nucleação aumenta explosivamente com formação de núcleos homogêneos. UFPB/CCEN/DQ - Química Analítica II — Prof." Margarida Carmo q Análise Gravimétrica A alta SSR favorece a nucleação. Se a nucleação prevalece tem-se a formação de partículas pequenas, portanto formação de precipitados coloidais. A velocidade da nucleação heterogênea é independente da SSR, já a homogênea aumenta notavelmente com SSR. 3.6.3.2. Crescimento dos cristais — deposição de outras partículas de precipitado em torno núcleo. Um nível baixo da SSR favorece o crescimento dos cristais. Se o crescimento dos cristais prevalece sobre a nucleação, tem-se a formação de precipitados cristalinos. Nucleação Homogénea Velocldade Crescimento dos Cristais NucleaçãoHetarogênea Supersaturação Relativa Figura 2. Nucleação e crescimento dos Cristais O crescimento dos cristais em tomo do núcleo pode ocorrer simultaneamente com a nucleação e a velocidade de crescimento é proporcional a SSR. 3.6.4. Técnicas para Precipitação Lenta A obtenção de precipitados com boas características físicas baseia-se nas conclusões de Von Weimarn, que ressaltou a importância da SSR no mecanismo de precipitação. As técnicas de precipitação sob baixo grau de SSR são denominadas técnicas para precipitação lenta. A SSR da solução pode ser diminuída de duas maneiras: e diminuindo-se o valor de Q; * —aumentando-se o valor de S. Na prática isto é conseguido através dos seguintes procedimentos: * Usar soluções diluídas do reagente; e Adição lenta e sob agitação do reagente precipitante; e Realizar a precipitação a temperatura elevada; e Realizar a precipitação em um meio no qual a solubilidade do precipitado seja maior. As duas primeiras medidas diminuem o valor de Q enquanto que as duas últimas aumentam o valor de S. Estes procedimentos favorecem a formação de precipitados com partículas maiores. 3.6.5. Suspensões Coloidais As técnicas de precipitação lenta são particularmente eficientes para melhorar a filtrabilidade dos precipitados cristalinos. No caso de precipitados muito insolúveis S é tão pequeno em relação a Q que a diferença Q — S permanece sempre grande, ou seja, a SSR é mantida elevada favorecendo a formação de núcleos. Portanto, todos os precipitados muito insolúveis apresentam-se como suspensões coloidais. Apenas os precipitados mais solúveis (oxalatos, sulfatos e carbonatos) possibilitam manter a SSR suficientemente baixa de modo a permitir a obtenção de precipitados cristalinos. Tanto os precipitados cristalinos quanto os coloidais são usados na análise gravimétrica. 3.6.5.1. Características das Suspensões Coloidais e Tamanho da partícula — 1 — 100 my de diâmetro. Invisível a olho nu ou com microscópio comum. Parece uma solução verdadeira. Passam através dos filtros comuns. Não se sedimentam sob ação da gravidade. As partículas coloidais têm carga elétrica. Todas as partículas têm carga de mesmo sinal. A ação repulsiva entre as cargas tende a impedir que as partículas se unam e este é um fator de máxima importância na estabilidade das dispersões coloidais. Ex: Precipitação do AgCI (Figura 3) Quando se forma AgCI na presença do excesso de íons Ag”, as partículas coloidais ficam estabilizadas pela adsorção primária de íons Ag”, como é mostrado na Figura 3(a). O sistema em conjunto é eletricamnete neutro: os íons NO; que são atraídos até a partícula positiva é chamado de contra-íonn ou íons UFPB/CCEN/DQ - Química Analítica II — Prof.* Margarida Carmo 12 Análise Gravimétrica contrários. No sistema 3(b) a adsorção primaria é de íons CI e os contra-íons Na”. Figura 3. Precipitação de AgCI na presença de excesso de: (a) Ag” (b) CI. A destruição da dupla camada elétrica permite que as partículas coloidais se unam (floculação ou aglomeração), formando agregados maiores que podem se sedimentar. A floculação pode ser induzida pela adição de um eletrólito ou por aquecimento. A lavagem do precipitado aglomerado com água pode provocar a peptização do mesmo. Portanto a lavagem deve ser feita com um eletrólito ou a quente. Peptização é a passagem do precipitado para o estado coloidal. 3.6.5. Envelhecimento dos Precipitados ou digestão É comum nos procedimentos gravimétricos deixar o precipitado repousar, na presença da solução mãe, durante um determinado tempo, antes de ser filtrado. Neste tempo ocorre um envelhecimento do precipitado. Esse envelhecimento foi definido como um conjunto de transformações irreversíveis que ocorrem no precipitado depois de sua formação e é também chamado de digestão do precipitado. Durante esse processo as imperfeições tendem a desaparecer e as impurezas adsorvidas passam para a solução. Quando realizado a alta temperatura o processo é mais rápido, pois aumenta a solubilidade do precipitado e as partículas menores dissolvem-se e depositam-se sobre as maiores. 3.6.6. Contaminação dos precipitados É o arraste de substâncias estranhas pelo precipitado. Tipos de contaminação: e Coprecipitação * Pós-precipitação 3.6.6.1. Coprecipitação — é o arraste de substâncias estranhas pelo precipitado na sua formação. Pode ser por: a. Adsorção superficial — a substância é adsorvida na superfície do precipitado. Ocorre principalmente em precipitados coloidais. E eliminada por lavagem. b. Inclusão isomórfica — incorporação de impureza no interior dos cristais. O contaminante apresenta semelhança química e mesmo tipo de estrutura cristalina (não causa distorção apreciável a rede cristalina). Ex: BaSO, e PbSO, ce. Inclusão não-isomórfica — incorporação de impureza no interior dos cristais. O contaminante apresenta mesma forma cristalina com espaços reticulares diferentes (causa distorção a rede cristalina) d. Oclusão — a impureza está presa na estrutura cristalina do sólido causando imperfeições. Ex: BaCl, + Na,SO,— BaSO, + 2NaCIl Quem estiver em excesso será o contaminante A digestão diminui a contaminação por oclusão. 3.6.6.2. Pós-precipitação — a impureza é um composto insolúvel que precipita depois que o precipitado analítico se formou. Ex: Ca” com oxalato na presença de Mg*. Se o precipitado for deixado em repouso em digestão haverá precipitação de MgC,0, Velocidade de cristalização Ca*>Mg” Reações: Ca” + CO” —> Ca C,0, (precipitado analítico) Mg* + C,0,7 — Mg C,O, (contaminante) UFPB/CCEN/DQ - Química Analítica II — Prof.* Margarida Carmo 15 Volumetria de Neutralização [Hin] [8,0']= K, m Que também pode ser escrita na forma logarítmica. [im] [Hin] pH = pk, +log O olho humano só consegue distinguir uma das cores do indicador quando a concentração da espécie correspondente é dez vezes maior do que a concentração da outra espécie. Para o indicador Hln a cor ácida será vista quando: [m"] = [Him] 10 pH =pK,-—1 A cor básica será vista quando: [im] [Hm] 10 pH=pK,+1 pH=pK,+1 Essa faixa é chamada de Zona de Transição do indicador. Zona de Transição do indicador — é a faixa de pH na qual o indicador muda de cor. A tabela 5.1 apresenta as zonas de transição dos indicadores mais utilizados na química analítica. Tabela 5.1 — Indicadores ácido-base Indicador Cor ácida | Cor básica Alaranjado de metila vermelho | amarelo Vermelho de metila vermelho | amarelo Fenolftaleína incolor vermelho Exemplo 5.6: Para o indicador vermelho de fenol pK,= 7,2. Calcule a zona de transição do vermelho de fenol. Para fazer em casa: Exercício 5.1: Fazer uma dedução semelhante para um indicador básico, In. 5.4.Titulação de ácido forte com base forte 5.4.1. Curva de titulação A curva de titulação ácido-base é uma representação gráfica da variação que ocorre no pH da solução titulada durante a titulação. O conhecimento desta curva é importante na escolha do indicador mais adequado para uma certa titulação. Considere a titulação de 50,00 mL de solução de HCI 0,1000 moLI! com solução de NaOH com a mesma concentração analítica, calcule o pH da solução nas seguintes situações: a) Vnou = 0,00ml; b) Vnaou = 20,00ml; €) nuou = 50,00ml; d) Vou = 52,00ml. a) V=0,0 mL. Antes de começar a titulação. Trata-se de uma solução de um ácido forte com concentração analítica Ca [H*]=Ca b) V < Ve, Antes do ponto de equivalência. A solução contém o sal e o ácido que ainda não reagiu e cuja concentração é dada por: CN CV, aa H* na Vit, e) V = Ve. No Ponto de equivalência. Trata-se de uma solução de NaCl cujo pH = 7,00 [H']=[0H"] d) V > Vº'. Após o ponto de equivalência. Prevalece o excesso de base forte cuja concentração é dada por: CV, =CV, [0H] ava Va Vo A figura 5.1 apresenta a curva da titulação acima. Observa-se que no início da titulação o pH varia lentamente, mas à medida que o ponto de equivalência (PE) vai se aproximando a variação torna-se cada vez maior, até que muito próximo do ponto PE o pH varia bruscamente. Pela forma da curva de titulação pode ser visto que qualquer indicador com zona de transição na região vertical da curva de titulação não causará erro de titulação. UFPB/CCEN/DQ - Química Analítica II — Prof.* Margarida Carmo 16 Volumetria de Neutralização 5.4.2. Cálculo do erro da titulação Erro da titulação — é a diferença entre o volume do ponto final e o volume do ponto de equivalência da titulação. V, V, > te £ x 100 V, E E = Onde: Vpr= volume no Ponto final da titulação Ve = volume de equivalência Exemplo 5.7. Calcule o erro da titulação anterior se o ponto final ocorre a pH = 5,00. 14,0 L (a) [frota vermelho de metila anjado -1 de metila FE AR pr ipa 20,0 40,0 60,0 80,0 100,0 VinaoH (mL) Figura 5.1. Curvas da titulação de 50,00 mL de soluções de HCI com soluções de NaOH . (a) 0,1000 mol." (b) 0,0100 mol! 5.5. Titulação de base forte com ácido forte O cálculo é semelhante ao caso anterior. A curva obtida é também semelhante só que invertida. O pH começa alto e vai diminuindo durante a titulação. 5.6. Titulação de ácido fraco com base forte 5.6.1. Curva de titulação Considere a titulação de 50,00 mL de solução de ácido acético (HAc) 0,1000 mol! com solução de NaOH com a mesma concentração analítica, calcule o pH da solução nas seguintes situações: a) Vnuou = 0,00; b) Vnaon = 20,00; ) Vmon = 50,00; d) Vxaou = 52.00mL.. Aqui também são consideradas as várias situações que prevalecem na solução durante a titulação: a) V=0,0 mL. Antes de começar a titulação. Trata-se de uma solução de um ácido fraco com concentração analítica C,. A [H'] é dada por: [H'I=VKCs b) V < Ve, Antes do ponto de equivalência. A solução contém o sal formado e o ácido que ainda não reagiu. Como se trata de um ácido fraco e seu sal, configura-se uma solução tampão, cuja [H*] é dada por : [H'J=K Cova Covo a Cv, e) V = Ve. No Ponto de equivalência. Trata-se de uma solução de BA, um sal de base forte e ácido fraco. O cátion não participa de reações ácido-base mas o ânion age como uma base e participa de uma reação chamada Hidrólise: A + HO & HA + OH K HAV0H K,=k, Ee! o ! K, [4] Por este motivo no ponto de equivalência o pH é alcalino. A [OH é dada por: [0H 1=VK,€C, > [0H] d) V > Ve. Após o ponto de equivalência. Prevalece o excesso de base forte cuja concentração é dada por: CV, =CV, aVa Vit, A Figura 5.2 apresenta a curva de titulação do ácido acético juntamente com a curva do ácido clorídrico. Observa-se que a curva do ácido fraco * começa a pH mais alto; * o salto do pH nas proximidades do PE é menor. e OpH do ponto de equivalência é > 7,0. [0H] UFPB/CCEN/DQ - Química Analítica II — Prof.* Margarida Carmo 17 Volumetria de Neutralização fenolftaleína : vermelho de metila jaranjado de metila 20,0 40,0 60,0 80,0 100,0 Vnaom (mL) Figura 5.2. Curva de titulacão de 50,00ml de HAc 0,1000mol.! com NaOH 0,1000mol.I'. A curva tracejada mostra a titulação do HCI com NaOH. 5.7. Titulação de base fraca com ácido forte Os cálculos são semelhantes ao caso anterior e a curva de titulação também é semelhante, só que invertida. 5.7.1. curva de titulação Considere a titulação de titulação de 50,00 mL de solução de amônia, NHs, 0,1000mol.I! com solução de HCL com a mesma concentração analítica, calcule o pH da solução após adição dos seguintes volumes do titulante: a) V = 0,00; b) V = 20,00; ec) V = 50,00; d) V = 52,00mL. a) V =0,0 mL. Antes de começar a titulação. Trata-se de uma solução de uma base fraca com concentração analítica C,F. A [0H] é dada por: [0H 1=VK,C, b)V< VE Antes do ponto de equivalência. A solução contém o sal formado e a base que ainda não reagiu. Como se trata de uma base fraca e seu sal, configura-se uma solução tampão, cuja [OH"] é dada por : Cv, =C, aYa Civ, aYa e) V = Ve. No Ponto de equivalência. [OH 1=K, Trata-se de uma solução de BA, um sal de base fraca e ácido forte. O ânion não participa da reação ácido-base mas o cátion age como um ácido e participa de uma reação chamada Hidrólise: B'+ HO & B + HO” K, =K, = Ke - IBIH,0+] K, [B'] Por este motivo no ponto de equivalência o pH éácido. A [H'] é dada por: [H,0']=VK,€, > [H,0']= Cv. a TV» d) V > Vº. Após o ponto de equivalência. Prevalece o excesso de ácido forte cuja concentração é dada por: = CV Covo + ava na Va +Vo A Figura 5.3 apresenta a curva de titulação da amônia juntamente com a curva do hidróxido de sódio. Observa-se que a curva da base fraca * começa a pH mais baixo; * o salto do pH nas proximidades do PE é menor; e OpH do ponto de equivalência é < 7,0. 14,0 — NaOH 0,100 M 12,0 10,0 E Dunne noob [eottia 80 pesos casasss coeso E a 8º vermelho de metila 4,0 E | Blaranjado osoniscusconsacacdbesosu . de metila 20H Epa py dm 20,0 40,0 600 80,0 100,0 Vhei (mL) Figura 5.3. Comparação entre as curvas de titulação de uma solução de NH; e de NaOH 0,1000 mol.l! com HC1 0,1000 mol.I”'. UFPB/CCEN/DQ - Química Analítica II — Prof.* Margarida Carmo 20 Volumetria de Precipitação Reações: Cr + Ag* — AgCI(s) (precipitado branco) Br + Ag'-> AgBr(s) (precipitado branco amarelado). No ponto final: 2 Ag” + CrOS — AgiCrOds) (precipitado vermelho-tijolo) 6.3.1.1. Cálculo da Quantidade do Indicador Para a titulação considerada no exemplo do item 6.2.1. admita que se acrescente 1 mL do indicador KCrO, 0,10 mol". Kps (Ag,CrO,)= 1,3x 102 z E 4,0) Ponto final. [e método de Motir pAg=4,44 20- o 1 1 1 0 20.0 40,0 60,0 80,0 Vagos (ml) Figura 6.4. Erro de titulação observado na determinação de CI” pelo método de Mohr Na figura 6.4, embora o ponto final ocorra após o ponto de equivalência, eles estão bastante próximos. Levando-se em conta a definição de erro de titulação, conclui-se que tal erro é pequeno. Restrições ao Método: 1) Deve-se evitar pH ácido pois a pH < 6,5 o equilíbrio abaixo desloca-se para a direita: 2Cr02 + 2H & Ch07 + HO 2) Deve-se evitar pH alcalino pois a pH > 10,5 ocorre a seguinte reação: 2Ag' + OH &2AgOHS AgO + HO 6.3.2. MÉTODO DE VOLHARD - Formação de um Complexo Colorido 6.3.2.1. MÉTODO DIRETO Aplicação: Determinação de Ag” Princípio: Titulação de Ag' com solução padrão de SCN' em meio ácido. Reação: Ag” + SCN —> AgSCN() (precipitado branco). Indicador: Sulfato Férrico Amoniacal No Ponto Final: Fe” + SCN' — FeSCN* (complexo solúvel vermelho-tijolo) 6.3.2.2. MÉTODO INDIRETO Aplicações: Determinação de CI, Bre T”. Princípio: Adiciona-se à amostra excesso conhecido de uma solução padrão de AgNO; e o excesso deste é determinado por titulação por retorno com solução padrão de KSCN. O indicador é o mesmo de cima. Problema: no ponto final o precipitado de AgCI está em uma solução que contém excesso de SCN". O AgSCN é menos solúvel que o AgCI, logo, algum AgCI transforma-se em AgSCN: AgCI + SCN' > AgSCN + CI Em consequência, gasta-se mais solução de tiocianato e a % de CI" calculada é muito mais baixa. Para evitar este erro: Separa-se o precipitado, através de filtração, antes da titulação com tiocianato ou então adiciona-se nitrobenzeno à solução. O nitrobenzeno envolve o precipitado isolando-o da solução. Com o Br e T este problema não ocorre. UFPB/CCEN/DQ - Química Analítica II — Prof.* Margarida Carmo 2 Volumetria de Complexação Capítulo 7: Volumetria de Complexação 7.1. Introdução Uma reação de complexação é uma reação entre um íon metálico, M, e um ligante, L, resultando na formação de um complexo, ML. A reação que forma um complexo 1:1 é: M + Leo ML Observação: As cargas das espécies foram omitidas a fim de simplificar a representação. A constante de equilíbrio dessa reação é chamada constante de estabilidade (ou constante de formação), Ks. Kr-.— IML IM] IL] Os métodos complexométricos mais antigos são conhecidos desde a metade do século passado, são: Método de Liebig - titula CN" com solução de AgNO;, formando Ag(CN)>. CN'+ AgNO; & Ag(CN), Mercurimetria - titula CI e Br com solução de nitrato de mercúrio (Il) com formação de precipitados de haletos de Hg(II). CI + Hg,NO; & HgCh| Br + Hg;NO; & HgBr;| Atualmente o EDTA é o reagente complexante mais utilizado como titulante. 7.2. Titulações com EDTA EDTA é a designação abreviada e mais polular do ácido etileno-diaminotetracético cuj; fórmula é: (CH>COOH),NCH,CH;N(CH>COOH),. A estrutura do EDTA é apresentada abaixo: HOOC - Ho€. Ma COOH N-CH,-CH;-N Hooc - Hc CH,- COOH O EDTA é um ácido tetraprótico fraco que também pode ser representado por H,Y. A ionização em etapas do EDTA e suas respectivas constantes são apresentadas a seguir: Hay + HO SH;0' + HY” Ki= 1,02x10? HY+H0SH,0'+ HY” K,=2,14x10º Hoy? +H,50 S HO" + HY” Ks=6,92x107 Hy>+HOSHO' + Y” K=5,50x10" Como o ácido pai é pouco solúvel em água, as soluções de EDTA são normalmente preparadas a partir do sal dissódico, Na,H,Y.2H,0, que é solúvel. O EDTA é um ligante hexadentado capaz de coordenar-se com um íon metálico através dos dois átomos de nitrogênio e os quatro grupos carboxílicos, formando o complexo com a estrutura apresentada na Figura 7.1. Figura 7.1. Estrutura do Complexo Metal-EDTA 7.2.1. Reações do EDTA com íons metálicos Todos os cátions metálicos, exceto os metais alcalinos, reagem com o EDTA formando complexos com estabilidade suficiente para servir de base à análise volumétrica. A reação de um íon metálico com o EDTA pode ser representada por: M* + HY? o MytD + 2H 7.2.1.1. Efeito do pH A composição de uma solução de EDTA depende do pH, pois quando dissolvido em água o EDTA pode formar 4 espécies iônicas. A Figura 7.3 mostra a distribuição dessas espécies em função do pH. pH 3 - 6 > em meio moderadamente ácido predomina a espécie HoY?. pH 6- 10 > predomina a espécie HY*; pH> 10 > predomina a espécie Y”. Na complexação com o EDTA a espécie ativa é o íon Y”, cuja concentração depende do UFPB/CCEN/DQ - Química Analítica II — Prof.* Margarida Carmo 2 Volumetria de Complexação pH. Somente em solução bastante alcalina o EDTA encontra-se nessa forma. Diminuindo-se o pH a concentração de Y* diminui. 1,0 o o Fração « o a o = 0,2 Figura 7.2. Diagrama de distribuição do EDTA A tabela 1 apresenta valores de Kr para vários complexos metal-EDTA. Tabela 7.1. Constantes de estabilidade de complexos Metal-EDTA Cátion log Kr Cátion |log Kr Na* 1,7 car 16,46 Lit 2,8 Zn 16,50 Ag” 7,3 Pb 18,04 Ba” [7,76 Cu” 18,80 Sr” 8,63 Lu” 19,83 Mg” |8,69 Hg” 21,80 ca” 10,70 mº 32 Fe 14,33 Cr 24,0 Jar 16,13 Fe” 25,0 Co 16,31 + 25,9 Observa-se que a estabilidade dos complexos com os metais alcalinos é muito baixa. Já os metais divalentes formam complexos mais estáveis e podem ser titulados em solução alcalina, neutra ou levemente ácida. No caso dos metais tri e tetravalentes a estabilidade é tão grande que eles podem ser titulados até mesmo em meio ácido. 7.2.2. Curva de Titulação A curva de titulação complexométrica pode ser construída representando-se pM em função do volume do titulante, onde pM = - log [M]. Para a titulação de 50,00 mL de solução de Ca” 0,0100 F com solução de EDTA 0,100mol.l! a pH 8, 10 e 12 é apresentada na Figura 7.3. 12H pH 12 10 pH 10 pH8 Lada Ap bl º 10 20 30 40 50 60 70 Veora (mL) , Figura 7.3. Curva de titulação do Ca” com EDTA Influência do pH - Após o ponto de equivalência a curva de titulação é deslocada para maiores valores de pCa 7.2.3. Indicadores Metalocrômicos São compostos orgânicos que se caracterizam por apresentarem uma cor quando estão livres e uma cor diferente quando estão complexados com o EDTA. O ponto final envolve a reação: M-In + EDTA é& M-EDTA + In Cor A CorB No ponto final da titulação o íon metálico é deslocado do complexo M-In e convertido em M-EDTA, liberando o indicador que apresenta outra cor. O complexo M-In deve ser suficientemente estável mas menos estável que o complexo M- EDTA. Os indicadores metalocrômicos mais importantes são: UFPB/CCEN/DQ - Química Analítica II — Prof.* Margarida Carmo 25 Volumetria de Oxidação-Redução 8.4. Soluções padrões e padrões primários 8.4.1. Agentes Oxidantes Reagente | Semi-reação E (V) | Estabilidade KMnO, |MnO4y + 8H* + 5e 6 Mn”! + 4H,0 1,51 | Precisa padronizar regurlarmente Cef Ce” +e o Cet 1,44 |estável em HoSO4 1,70 |requer padronização em HNO». KCn0; [CO + 14H* + 6€ é 2Cr” + HO |1,33 |estável indefinidamente Ca(ClIOp [OCT +HO + 2€ & CI + 20H LO | Estável b +20 6 3 0,54 | Estável 8.4.2. Agentes Redutores Fe? Fo Fe! + e- “0,77 | Instável ao O, Ti” Ti" + HO é Tio” +2H' +e |-0,1 - |Instávelao O, NazS203 28,07 é SO + 2e -0,08 | É preciso padronizar sempre Cr” Cc” e Cr +e +0,41 | Instável ROTEIROS DAS AULAS PRÁTICAS UFPB/CCEN/DQ - Química Analítica II - Roteiros das Aulas Práticas 217 1. CARGA HORÁRIA DA DISCIPLINA: 90 horas sendo 45 aulas de 2 horas cada. Teoria: 30 horas (15 aulas); Prática: 60 horas (30 aulas). 2. AVALIAÇÕES : Duas notas da prática. Cada nota será formada por: 2.1. Uma prova teórica sobre as práticas (50 9%); 2.2. Freqiiência, pontualidade, conduta no laboratório, uso do avental, etc (25%); * Éobrigatório o uso de avental durante as aulas práticas. e Permite-se um atraso de no máximo 15 minutos. Após o início da prática não será permitida a entrada de alunos retardatários. * Oaluno só poderá repor uma aula prática a cada avaliação. 2.3.Relatório (25%). 3. PROGRAMA DAS AULAS PRÁTICAS UNIDADE 1 - INTRODUÇÃO 11. Técnicas gerais de laboratório em Química Analítica Quantitativa UNIDADE II - DETERMINAÇÕES GRA VIMÉTRICAS I.1. Determinação de Água em sólidos 1.2. Determinação de SO,” como sulfato de bário 13. Determinação de ferro como Fe,O; UNIDADE III - DETERMINAÇÕES VOLUMÉTRICAS WII. Preparação e padronização da solução de HCI WI2. Preparação e padronização da solução de NaOH WI3. Determinação do teor de ácido acético em vinagre WI4. Deteminação do teor de Mg(OH), no leite de magnésia HIS. Determinação do teor de HsPO, no reagente comercial. WL6. Prep. e padronização da sol. de AgNO; pelo método de Mohr WI7. Prep. e padronização da sol. de KSCN pelo método de Volhard WI8. Determinação de cloretos pelo método de Mohr e iodeto pelo método de Volhard NI9. Determinação de Ca e Mg em água com EDTA (dureza) WI.10. Preparação e padronização da solução de KMnO, WI.11. Determinação de ferro com KMnO, WI.12. Determinação de ferro com K>Cr,0; 1.13. Preparação e padronização da solução de tiossulfato de sódio WI.14. Determinação de cloro ativo na água sanitária 4. REFERÊNCIAS 1. SKOOG, D.A. et al., “Fundamentos de Química Analítica” Tradução da 8º ed Norte-americana, Pioneira Thomson Learning, 2006. 2. BACCAN,N.etal., “Química Analítica Quantitativa Elementar”, 3º ed., Editora Edgard Bliicher, São Paulo, 2002. MENDHAM, J. et al., “VOGEL - Análise Química Quantitativa”, 6º ed., LTC, Rio de Janeiro, 2002. 4. OHLWEILER, O. A., “Química Analítica Quantitativa, 3º ed., LTC, Rio de Janeiro, Vols. Ie II, 1981. so UFPB/CCEN/DQ -— Química Analítica II - Roteiros das Aulas Práticas 30 ASSUNTO: BALANÇA ANALÍTICA A pesagem é uma das operações fundamentais no laboratório de química analítica. Ao se preparar uma solução padrão ou ao se utilizar um método gravimétrico é necessário pesar os reagentes ou a amostra com precisão. Esta pesagem deve ser realizada em uma balança analítica. A balança analítica é um instrumento para medidas de massa de até 160 g com sensibilidade de +0,1 mg.(0,0001 g). 2.1. TIPOS DE BALANÇAS ANALÍTICAS Até a década de 50 do século passado a balança analítica mais comum era a balança de braços iguais (esse tipo de balança foi usada por Lavoisier) mas os instrumentos mais novos já traziam dispositivos mecânicos a fim de tornar a pesagem mais rápida. Nessa época foi introduzida a balança mecânica de um prato que logo ganhou a preferência dos pesquisadores. Na década de 70 surgiram as balanças eletrônicas. A balança analítica de um prato opera de acordo com a técnica da substituição. Quando o objeto a ser pesado é colocado no prato da balança o travessão se move no sentido anti-horário. A remoção de pesos de referência com massa igual à do objeto faz com que o equilíbrio seja de novo alcançado. Os pesos de referência são manipulados através de botões situados fora da caixa da balança. As balanças eletrônicas surgiram na década de 70 do século passado e sua utilização vem crescendo cada vez mais. Nesse tipo de balança o peso de um objeto é determinado por comparação com uma força eletromagnética variável que foi calibrada contra um peso padrão conhecido. A deflexão causada pelo objeto a ser pesado é sentida por um sensor de posição eletrônico, enquanto que uma força proporcional de polaridade oposta é aplicada através de um dispositivo de geração de força para devolver o sistema ao ponto zero. A corrente pode ser amplificada e apresentada como peso. 2.2. FATORES QUE CAUSAM ERRO NA PESAGEM 2.2.1. Fixação de Umidade Todo material exposto ao ar adsorve umidade sobre sua superfície. A quantidade de umidade adsorvida depende dos seguintes fatores: natureza do material, superfície exposta, tempo de exposição, umidade relativa do ar e temperatura. A umidade adsorvida é eliminada por aquecimento em estufa a 110 ºC durante 1 - 2 horas. A umidade adsorvida durante a pesagem dos recipientes de vidro ou porcelana é desprezível. No caso de substâncias, a umidade adquirida durante a operação de pesagem só será significativa quando a substância for bastante higroscópica. Com a maioria das substâncias, entretanto, a umidade adsorvida durante a pesagem é desprezível se a operação é feita rapidamente. 2.2.2. Eletrificação dos Recipientes Recipientes de vidro, porcelana ou outro material isolante adquirem carga de eletricidade estática quando são esfregados com um pano. Quando um recipiente com carga estática é colocado no prato da balança vai ocorrer repulsão ou atração do mesmo, dependendo do tipo de carga presente, o que causará erro na pesagem. Esse efeito só é importante em ambientes onde a umidade relativa é baixa (< 45 %). 2.2.3. Diferenças de Temperatura O objeto a ser pesado deve estar na mesma temperatura da balança. Se a temperatura do objeto é maior, o ar do interior da balança torna-se aquecido e cria correntes de convecção que tendem a elevar o objeto fazendo assim com que o peso do objeto dê menor do que o real. Por outro lado, o aquecimento do prato e outras partes da balança causa dilatação dos materias, o que também ocasionará erro na pesagem. 2.3. REGRAS PARA UTILIZAÇÃO DA BALANÇA ANALÍTICA 23.1. A balança analítica é um instrumento de alta sensibilidade e por isso deve ser manuseada com muito cuidado, evitando-se movimentos bruscos e mantida sempre limpa. 23.2. A balança analítica deve ser instalada em um ambiente fora do laboratório, para evitar a ação de gases e vapores corrosivos sobre a mesma. O ideal é que seja instalada numa sala climatizada. A balança deve ficar apoiada sobre uma superfície plana e firme que permita o seu nivelamento e a proteção de vibrações. 233. 234. 2.3.5. 2.3.6. 2.3.7. 2.38. 2.39. 2.3.10. 23.11. UFPB/CCEN/DQ -— Química Analítica II - Roteiros das Aulas Práticas 31 A balança deve estar sempre limpa. A limpeza do prato e da caixa da balança é feita com um pincel de pêlo de camelo. Antes de se efetuar a operação de pesagem é necessário zerar a balança. Nunca pegar diretamente com as mãos o objeto que se vai pesar. Conforme o caso usar uma pinça ou uma tira de papel impermeável. Destravar e travar (inclusive a meia trava) com movimentos lentos. Durante as pesagens as portas laterais devem ser mantidas fechadas. Para sucessivas pesagens no decorrer de uma análise usar sempre a mesma balança. Recipiente e/ou a substância que vão ser pesados, devem estar em equilíbrio térmico com o ambiente. Nunca colocar ou retirar massas do prato sem antes ter travado a balança. Após cada pesagem retornar os pesos a zero e retirar imediatamente o material da balança. Os objetos a pesar devem estar na mesma temperatura da balança;Materiais sólidos sob a forma de pós ou pequenos cristais não devem ser pesados diretamente sobre o prato da balança. Para essa operação utiliza-se um vidro de relógio, béquer pequeno, pesa filtro ou até mesmo um pedaço de papel impermeável. UFPB/CCEN/DQ - Química Analítica II - Roteiros das Aulas Práticas 32 AULA PRÁTICA Nº 03 TÍTULO: DETERMINAÇÃO DE ÁGUA EM SÓLIDOS ASSUNTO: GRAVIMETRIA POR VOLATILIZAÇÃO - MÉTODO INDIRETO. 1. TÉCNICA: 1. Lavar um cadinho de porcelana e colocar na estufa à 100 - 110º C durante uma hora. 2. Transferir para um dessecador, deixar esfriar por 30 minutos e pesar. 3. Voltar à estufa e após 15 minutos colocar no dessecador, deixar esfriar por 15 minutos, pesar novamente. Repetir a operação até peso constante. 4. Anotar o peso do cadinho (TARA DO CADINHO). 5. Pesar analiticamente 2,0 g da amostra no cadinho tarado. 6. Anotar o peso do cadinho com a amostra. 7. Colocar na estufa à 100 - 110º C durante duas horas. 8. Transferir para o dessecador, deixar esfriar por 30 minutos e pesar. 9. Voltar à estufa e após 15 minutos colocar no dessecador por 15 minutos e pesar novamente. Repetir a operação até peso constante. 10. Anotar o peso do cadinho com a amostra desidratada. 11. Determinar a porcentagem de água na amostra. 2. CÁLCULO: s(H,0) — >> x 100 g(amostra) %H,O = AULA PRÁTICA Nº 04 TÍTULO: DETERMINAÇÃO GRAVIMÉTRICA DE SULFATO UFPB/CCEN/DQ - Química Analítica II - Roteiros das Aulas Práticas 35 AULA PRÁTICA Nº 06 TÍTULO: PREPARAÇÃO DE SOLUÇÕES ASSUNTO: ANÁLISE VOLUMÉTRICA I- CADA DUPLA PREPARAR: 1. 500 mL de HC1 0,5 mol.” a partir do reagente comercial (d = 1,19 g.mL”!; 37 % (m/m)). 2. 500 mL de NaOH 0,25 mo.I. (recipiente de plástico) 3. 250 mL de solução de HCI 0,1 mol.” por diluição exata da solução 1. 4. 250 mL de solução de NaOH 0,1 mol.l! por diluição exata da solução 2. (recipiente de plástico) 5. 500 mL de AgNO; 0,05 mol. (recipiente escuro) 6. 250 mL de KSCN 0,05 mol! 7. 250 mL de KMnO, 0,02mol”, agente oxidante em meio ácido. (recipiente escuro) 8. 250 mL de Na,S,03 - 5 H5O 0, Imol.I!, agente redutor. (recipiente escuro) II - SOLUÇÕES PARA CADA TURMA (10 duplas): . 1000 mL de BaCL, - 2 H5O 0,0400 mol! 500 mL de NH,0H 1:1 . 3000 mL de NHJNO; 1% . 1000 mL de Na:B,0; - 10 H:O 0,0500 mol” . 250 mL de BaCl,-2H,0 IN 6. 1000 mL de NaCI 0,0500 mol. 7.250 mL de HNO; 6 mol." 8. 1000 mL de EDTA, NaH-C H,0sN>.2H:50 0,01000 mol.” 9. 500 mL de Tampão amônia 10. 1000 mL de Na:C,0, 0,0500 mol” 11.250 mL de H,SO, a 1:8 12. 100 mL de H,SO, 0,5000 mol. 13. 1500 mL de K>Cr;0; a 0,0170 mol! 14.500 mL de KI 12% 15.500 mL de KI 10 % np I- INDICADORES PARA CADA TURMA (10 duplas): - Vermelho de metila . Fenolftaleína . Alaranjado de metila .KCrO, 5% . Sulfato Férrico Amoniacal 40 % (sol. saturada) . Difenilamina . Solução de Amido anna UFPB/CCEN/DQ - Química Analítica II - Roteiros das Aulas Práticas 36 AULA PRÁTICA Nº 07 TÍTULO: PREPARAÇÃO E PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÃO DE HCI - 0,1 N ASSUNTO: VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO I- Preparação das soluções: a. Solução de HCI - 0,1 mol” : Preparar 500 mL de HCI - 0,1 mol." a partir de uma solução de HCI, d = 1,19 g/mL e C=37% em peso. b. Solução de bórax 0,0500 mol” : Preparar 1 litro de solução de bórax (tetraborato de sódio decahidratado, Na>B,0; . 10 H50) exatamente 0,0500 mol.!. e. Solução indicadora de vermelho de metila: Dissolver 0,20 g de vermelho de metila - HOOC.CH,H:N.C,H,N (CH;) -em 60 mL de álcool e diluir com água destilada até 100 mL. II - Padronização da solução de HCI com solução padrão de bórax. 1. Com uma pipeta volumétrica medir exatamente 25,00 mL de solução de bórax 0,0500 mol." para um erlenmeyer de 500 mL. Adicionar 50 mL de água destilada. Adicionar 2 gotas de vermelho de metila. Titular com solução de HCI — 0,1 N até que a coloração da solução se desvie da coloração inicial. a rs Repetir a operação para encontrar o valor médio, de modo que os volumes gastos nas titulações não sejam diferentes em mais que 0,10 mL. Em caso contrário, um dos resultados será rejeitado. 6. Calcular a concentração da solução de HCI em termos de mol." e g/L. AULA PRÁTICA Nº 08 UFPB/CCEN/DQ - Química Analítica II - Roteiros das Aulas Práticas 37 TÍTULO: PREPARAÇÃO E PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÃO DE NaOH - 0,1 N ASSUNTO: VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO I- Preparação das soluções: a. Solução de NaOH - 0,1 mol”: Ferver cerca de 700 mL de água destilada durante 5 minutos a fim de eliminar o CO; nela existente e resfriar. Pesar cerca de 1,0 g de NaOH puro, em balança grosseira e dissolver em 100 mL de água previamente fervida, já fria. Após dissolução, completar o volume a cerca de 250 mL e guardar a solução em recipiente de plástico, previamente lavado com água destilada e água isenta de CO». b. Solução indicadora de fenolftaleína: Dissolver 1,00 g de fenolftaleína - C5H,COO.C(C,H,0H), - em 60 mL de álcool e diluir com água destilada até 100 mL. II - Padronização da solução de NaOH 0,1 N com solução padrão de HCI. 1. Com uma pipeta volumétrica medir exatamente 25,00 mL de solução padrão de HCI para um erlenmeyer de 500 mL. 2. Adicionar 50 mL de água destilada e 3 gotas de fenolftaleína. 3. Titular a alíquota de HCI com solução de NaOH até aparecimento de uma coloração rosa persistente. 4. Repetir a operação para encontrar o valor médio, de modo que os volumes gastos nas titulações não sejam diferentes em mais que 0,10 mL. Em caso contrário, um dos resultados será rejeitado. 5. Calcular a concentração da solução de NaOH em termos de mol.I" e g/L. UFPB/CCEN/DQ - Química Analítica II - Roteiros das Aulas Práticas 40 AULA PRÁTICA Nº 11 TÍTULO: TITULAÇÃO DE ÁCIDOS POLIPRÓTICOS = H;PO, ASSUNTO: VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO I- a. Preparação das soluções: Solução de H;PO, : Com o auxílio de uma pipeta volumétrica retirar 6,0 mL de HsPO,, transferir para um balão volumétrico de 1000 mL e completar o volume com água destilada. b. Solução padrão de NaOH 0,25 mol” : Pesar 2,5 g de NaOH, diluir com água destilada, transferir para um balão volumétrico de 250 mL e completar o volume. ec. Solução indicadora de timolftaleína a 0,1% [(CH,CO.0OC(C,H,40), ] Dissolver 0,1 g de timolftaleína em álcool, transferir para um balão volumétrico de 100 mL e completar o volume com álcool. d. Solução indicadora de verde de bromocresol a 0,1 % Dissolver 0,1 g de verde de bromocresol em álcool, transferir para um balão volumétrico de 100 mL e completar o volume com água destilada. IN. Primeiro Ponto Final da Titulação da solução de H;PO, 1. Com uma pipeta volumétrica medir exatamente 25,00 mL da solução de H;PO, para um erlenmeyer de 500 mL. 2. Adicionar 50 mL de água destilada e 3 gotas do indicador verde de bromocresol. 3. Titular com a solução padrão de NaOH até que a coloração comece a se desviar de amarelo para azul. Anotar o volume consumido. 4. Repetir a operação para encontrar o valor médio, de modo que os volumes gastos na titulação não sejam diferentes em mais que 0,1 mL. Em caso contrário, um dos resultados será rejeitado. 5. Reação: H;PO, + NaOH «es NaH;PO, + HO 6. Calcular a concentração da solução de H;PO,, em %, HI. Segundo Ponto Final da Titulação da solução de H;PO, 1. Com uma pipeta volumétrica medir exatamente 25,00 mL da solução de H;PO, para um erlenmeyer de 500 mL. 2. Adicionar 50 mL de água destilada e 5 gotas do indicador timolftaleína. 3. Titular com a solução padrão de NaOH até que a coloração comece a se desviar de incolor à azul. Anotar o valor consumido. 4. Repetir a operação para encontrar o valor médio, de modo que os volumes gastos na titulação não sejam diferentes em mais que 0,1 mL. Em caso contrário, um dos resultados será rejeitado. 5. Reação: H;PO, + 2 NaOH « Na,HPO, + 2 HO 6. Calcular a concentração do H;PO,, em %. UFPB/CCEN/DQ - Química Analítica II - Roteiros das Aulas Práticas 4 AULA PRÁTICA Nº 12 TÍTULO: PREPARAÇÃO E PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÃO DE AgNO; = 0,05 mol” ASSUNTO: VOLUMETRIA DE PRECIPITAÇÃO - ARGENTIMETRIA I- Preparação das soluções: a. Solução de NaCI 0,0500 mol”: Colocar determinada quantidade de NaCl em estufa a 110º C durante 3 horas e pesar a quantidade requerida para preparar 1000 mL da solução 0,0500 N. Solução de AgNO; — 0,05 mol” : Pesar a quantidade requerida para preparar 500 mL da solução — 0,05 N. Solução indicadora de K,CrO, a 5 %: Pesar 5,00 g de K>CroO, e transferir para um balão volumétrico de 100 mL. II - Padronização da solução de AgNO; com solução de NaCl. 1. Com uma pipeta volumétrica medir exatamente 25,00 mL da solução de NaCI 0,0500 N para um erlenmeyer de 500 mL. Adicionar 50 mL de água destilada e 1,0 mL de solução de KsCrO, a 5 %. Titular com a solução de AgNO; , sob agitação constante até que a coloração se desvie da que o indicador emprestou à solução (a coloração deve permanecer após agitação enérgica). Repetir a operação para encontrar o valor médio, de modo que os volumes gastos nas titulações não sejam diferentes em mais que 0,10 mL. Em caso contrário, um dos resultados será rejeitado. II - Prova em branco. Uma prova em branco deve ser feita a fim de determinar o volume de AgNO; requerido para formar o precipitado de AgCrO,. 1. Transferir para um erlenmeyer de 500 mL um volume de água destilada igual ao volume final da solução no ponto final da titulação anterior. Adicionar 1,0 mL do indicador e aproximadamente 0,50 g de carbonato de cálcio. Titular com solução de AgNO; até que a coloração do ensaio em branco seja igual à da solução titulada. Com os dados obtidos, calcular a mol." da solução de AgNO; e a concentração em g/L. UFPB/CCEN/DQ - Química Analítica II - Roteiros das Aulas Práticas 42 AULA PRÁTICA Nº 13 TÍTULO: DETERMINAÇÃO DE CLORETO EM ÁGUA - MÉTODO DE MOHR ASSUNTO: VOLUMETRIA DE PRECIPITAÇÃO - ARGENTIMETRIA I - Determinação de cloreto: 1. a ron Com uma pipeta volumétrica medir exatamente 100,00 mL da amostra (água da torneira) para um erlenmeyer de 500 mL. Adicionar 1 mL do indicador ( K,CrO, 5 % ). Titular com solução padrão de AgNO; até que a coloração da solução se desvie da inicial. Agitar vigorosamente durante 2 minutos e caso a coloração desapareça continuar a titulação. Repetir a operação para encontrar o valor médio, de modo que os volumes gastos nas titulações não sejam diferentes em mais que 0,10 mL. Em caso contrário, um dos resultados será rejeitado. II - Prova em branco. Uma prova em branco deve ser feita a fim de determinar o volume de AgNO; requerido para formar o precipitado de AgCrO,. 1. Transferir para um erlenmeyer de 500 mL um volume de água destilada igual ao volume final da solução no ponto final da titulação anterior. Adicionar 1,0 mL do indicador e 0,50 g de carbonato de cálcio. Titular com solução de AgNO; até que a coloração do ensaio em branco seja igual à da solução titulada. Com os dados obtidos, calcular a concentração de cloreto, em mg/L, na amostra analisada. UFPB/CCEN/DQ - Química Analítica II - Roteiros das Aulas Práticas 45 AULA PRÁTICA Nº 16 TÍTULO: DETERMINAÇÃO DE CÁLCIO E MAGNÉSIO NA ÁGUA ASSUNTO: VOLUMETRIA DE COMPLEXAÇÃO I- Preparação das soluções: a. Solução de EDTA 0,01 mol” Dissolver 3,723 g de EDTA ( Na,H,C,H,,0sN>.2H,0 ) em um pouco de água e aquecer se necessário. Transferir quantitativamente para um balão de 1 litro, completar o volume com água destilada, homogeneizar e guardar em recipiente de polietileno. Solução Tampão (amoniacal) Dissolver 64,0 g de cloreto de amônio em aproximadamente 100 mL de água, adicionar 570 mL de hidróxido de amônio concentrado. Transferir a solução para um balão volumétrico de 1000 mL e completar o volume com água destilada. Conservar em frasco de polietileno. Solução de NaOH a 2 mol” Dissolver 80 g de NaOH em água e transferir para um balão volumétrico de 1 litro e completar volume com água destilada. Solução indicadora de Negro de Eriocromo T Pesar 0,50 g de Negro de Eriocromo T, juntamente com 50,0 g de cloreto de sódio. Misturar bem em almofariz e conservar em frasco bem fechado. Solução indicadora de Calcon Dissolver 0,5 g, juntamente com 50,0 g de sulfato de sódio anidro. Misturar bem em almofariz e conservar em frasco bem fechado. II - Determinação de Cálcio 1. a duo 6. Com uma pipeta volumétrica medir exatamente 100,00 mL da solução problema para um erlenmeyer de 500 mL. Adicionar 5,0 mL da solução de NaOH a 2 mol.” ou um volume suficiente para levar o pH entre 12 e 13 e homogeneizar. Adicionar uma pitada do indicador calcon. Titular com solução padrão de EDTA, até que a coloração se desvie da cor rósea para azul. Repetir a operação para encontrar o valor médio, de modo que os volumes gastos na titulação não sejam diferentes em mais que 0,1 mL. Em caso contrário um dos resultados será rejeitado. Calcular o teor de cálcio na amostra analisada, em termos de ppm de CaCO». III — Determinação de Magnésio 1. 6. Com uma pipeta volumétrica medir exatamente 100,00 mL da solução problema para um erlenmeyer de 500 mL. Adicionar 10 mL da solução tampão amoniacal ( pH 10 ). Adicionar uma pitada do indicador Negro de Eriocromo T e agitar. Titular com a solução padrão de EDTA até que a coloração se desvie a cor vermelho vinho para azul. Anotar o valor gasto. Repetir a operação para encontrar o valor médio, de modo que os volumes gastos na titulação não sejam diferentes em mais que 0,1 mL. Em caso contrário, um deles será rejeitado. Calcular o teor de magnésio na amostra analisada, em termos de ppm de CaCO;. UFPB/CCEN/DQ - Química Analítica II - Roteiros das Aulas Práticas 46 AULA PRÁTICA Nº 17 TÍTULO: PADRONIZAÇÃO DA SOLUÇÃO DE KMno, - 0,02 mol! ASSUNTO: VOLUMETRIA DE OXIDAÇÃO - REDUÇÃO - PERMANGANIMETRIA I- Preparação das soluções: 1. Solução de KMnO, - 0,1 mol! Pesar 1,58 g de KMnO, e transferir quantitativamente para um balão volumétrico de 500 mL, com água destilada. Aquecer a solução até a ebulição, sob agitação, até o KMnO, se dissolver completamente. Cobrir o bequer com um vidro de relógio e deixar a solução sob aquecimento por 2 hora. Deixar a solução esfriar até a temperatura ambiente e filtrá-la através de algodão de vidro. Logo após transferi-la para vidro escuro. 2. Solução de Na,C,0, 0,0500 mol. Colocar na estufa a 110º C, durante 1 hora, uma quantidade de oxalato de sódio suficiente para preparar 1 litro de solução 0,1000 N. Após resfriamento do sal em dessecador, pesar a quantidade necessária para preparar 1 litro de solução exatamente 0,1000 N. II - Padronização da solução de KMnO, com solução padrão de Na,C,0,. 1. Com uma pipeta volumétrica medir exatamente 25,00 mL da solução padrão de Na>C,0, para um erlenmeyer de 500 mL. 2. Adicionar 10 mL de H5SO, 1:8 e 100 mL de água destilada. 3. Aquecer a solução a 80 - 85º C. 4. Titular a solução de KMnoO, lentamente, sob agitação constante, tendo a precaução de esperar que a solução se torne incolor antes de adicionar novas quantidades de KMnO,. 5. A temperatura deve estar acima de 60º C no ponto final da titulação. 6. Repetir a operação para encontrar o valor médio, de modo que os volumes gastos nas titulações não sejam diferentes em mais que 0,10 mL. Em caso contrário, um dos resultados será rejeitado. 7. Calcular a concentração da solução de KMnO, em termos de normalidade e g/L. UFPB/CCEN/DQ - Química Analítica II - Roteiros das Aulas Práticas 47 AULA PRÁTICA Nº 18 TÍTULO: DETERMINAÇÃO DO TEOR DE Fe”! NUMA AMOSTRA ASSUNTO: VOLUMETRIA DE OXIDAÇÃO - REDUÇÃO - PERMANGANIMETRIA I. Determinação de Fe(ID: Com uma pipeta volumétrica medir exatamente 25,00 mL da solução problema para um erlenmeyer de 500 mL. Adicionar 25 mL de H;SO, 0,05 mol." e 5 mL de H;PO, a 85 %. Titular com solução de KMnO, previamente padronizada, até coloração rosa clara. A temperatura deve estar acima de 60º C no ponto final da titulação. a ron Repetir a operação para encontrar o valor médio, de modo que os volumes gastos nas titulações não sejam diferentes em mais que 0,10 mL. Em caso contrário, um dos resultados será rejeitado. 6. Calcular o teor de Fe (II) na amostra. (g de Fe em 100 ml de solução) AULA PRÁTICA Nº 19 TÍTULO: DETERMINAÇÃO DO TEOR DE Fe”! NUMA AMOSTRA ASSUNTO: Volumetria de Oxidação - redução - Dicromatometria I- Preparação das soluções: a. Solução de K,Cr;O, 0,0170 mol": Colocar na estufa a 110º C uma quantidade de dicromato de potássio suficiente para preparar 1 litro de solução 0,1000 N. Retirar da estufa e deixar esfriar no dessecador. Pesar a quantidade necessária para preparar 1 litro de solução exatamente 0,1000 N. b. Solução indicadora de difenilamina: Dissolver 1,00 g de difenilamina em 100 mL de H,SO, concentrado. II - Determinação de Fe(ID): 1. Com uma pipeta volumétrica medir exatamente 25,00 mL da solução problema para um erlenmeyer de 500 mL. 2. Adicionar 3 gotas de difenilamina e 5 mL de H;PO, a 85 %. 3. Titular com solução de K>Cr50; 0,01700 mol.I!. 4. Repetir a operação para encontrar o valor médio, de modo que os volumes gastos nas titulações não sejam diferentes em mais que 0,10 mL. Em caso contrário, um dos resultados será rejeitado. 5. Calcular o teor de Fe (II) na amostra . (g de Fe em 100 ml de solução)