Laboratório de Química Analítica 1 Roteiros de Aulas Experimentais

Laboratório de Química Analítica 1
Roteiros de Aulas Experimentais
1º. Semestre/2015
AULA INTRODUTÓRIA
Considerações gerais
• Estudantes que chegarem após 20 min do início da aula não poderão assinar a lista de presença, não realizarão a
prática, ficando com falta registrada nesta aula.
• A falta de traje adequado para trabalho em laboratório e/ou não comparecimento no laboratório até 20min do início
da aula não poderá fazer o experimento.
• Não haverá reposição de experimentos.
1. SEGURANÇA NO LABORATÓRIO
• Durante as aulas práticas, será obrigatório o uso de avental de algodão e de manga comprida e óculos de segurança.
• Alunos trajando calções, shorts, saias curtas e/ou calçados abertos não poderão realizar os experimentos.
• Alunos com cabelos compridos deverão prender o cabelo para evitar acidentes.
• Não será permitido comer, beber ou fumar no recinto do laboratório.
• Para o descarte dos resíduos dos experimentos, deverão ser seguidas as instruções dos professores.
• É importante que o aluno tenha consciência da importância de estar devidamente trajado no laboratório, de respeitar
todas as normas de segurança e de executar as atividades com seriedade.
• Não é permitido o uso de telefones celular no recinto do laboratório ou sala de aula, salvo com anuência do docente.
• Quebra de materiais: a responsabilidade pela quebra ou desaparecimento de materiais e equipamentos poderá ser
atribuída solidariamente ao aluno que está realizando o experimento; qualquer incidente deverá ser imediatamente
comunicado ao técnico responsável.
• A ética profissional recomenda que jamais devamos agir de forma a prejudicar qualquer colega de trabalho. Aja
sempre com seriedade dentro de um laboratório químico.
• Cuidados redobrados devem ser dados a equipamentos e vidrarias de uso coletivo, e no caso de serem observados
problemas ou falta de limpeza, o professor deve ser avisado imediatamente.
• Comportamento no laboratório.
• Identificação e localização do lava-olhos, chuveiro; saídas de emergência e rota de fuga.
NA DÚVIDA, PERGUNTE! OS ACIDENTES NÃO ACONTECEM, SÃO CAUSADOS.
Limpeza de vidraria: após cada prática, as vidrarias devem ser lavadas com solução detergente e enxaguadas em
água corrente inúmeras vezes e finalmente várias vezes com pequenas porções de água destilada. Não seque o interior
de materiais de vidro. Um recipiente de vidro limpo de forma apropriada será recoberto por um filme uniforme e contínuo
de água. Remova qualquer marcação feita na vidraria com um papel umedecido em álcool. Secagem da vidraria:
colocar na bancada sobre um papel absorvente.
Equipamentos de uso geral: capela, mufla, centrífuga. Procedimentos que devem ser realizados na capela:
manipulação de ácidos concentrados e compostos voláteis com capela fechada à altura correta. Válvulas de gás e de
água. Tomadas 110 e 220 V.
Descarte de resíduos: Procure descartar os produtos de reações e reagentes em frascos apropriados. Localize, no
início das aulas, a posição dos frascos de descarte no laboratório. Não descarte reagentes ou produtos de reação na
pia a menos que o professor indique que isso possa ser realizado. Por uma questão de ÉTICA PROFISSIONAL um
químico jamais irá agredir o meio ambiente, independente do trabalho que está realizando.
Manipulação
Reagentes líquidos: utilizar pipetas de Pasteur e/ou provetas. A pipeta deve estar limpa e seca para não contaminar o
reagente e nem causar a sua diluição, respectivamente. Procure introduzir apenas a ponta da pipeta na solução
reagente evitando que a pipeta fique com um excesso de reagente na sua parte externa, principalmente no caso dos
ácidos viscosos como é o caso do ácido sulfúrico. Nunca aspire nada com auxílio da boca.
Reagentes sólidos: uso de espátulas é imprescindível. Nunca use as mãos para pegar reagentes sólidos. Transfira
imediatamente o material sólido para onde é destinado, sem deixa-lo na espátula ou bancada. Caso necessite de ajuda
para dissolução use bastão de vidro o agite o tubo de ensaio.
EXPERIMENTO 1 – Evidências de Transformações químicas
Objetivo: Observação das diferentes evidências de transformação química (reações
químicas) para identificação das soluções desconhecidas.
1) INTRODUÇÃO: a ocorrência de uma reação química pode ser observada por diferentes aspectos:
a) Formação de um eletrólito fraco: reação química entre íons em solução aquosa pode gerar
compostos solúveis com baixo grau de dissociação, os quais promovem alterações nas propriedades
organolépticas (que alternam os sentidos) da substancia produzida, como o sulfeto de hidrogênio que
possui odor bastante desagradável, o que evidência a formação de eletrólito fraco.
S2-(aq) + 2H3O+(aq) ↔ H2S(aq) + H2O(l)
b) Obtenção de produtos insolúveis: a insolubilidade de alguns compostos é considerada uma das
evidências mais comuns sobre a ocorrência de uma reação química. Algumas regras gerais podem
ser consideradas:
- todos os ácidos inorgânicos são solúveis;
- todos os sais de metais alcalinos são solúveis, com exceção do perclorato de potássio, que é pouco
solúvel;
- todos os sais de amônio são solúveis;
- todos os sais contendo nitrato, clorato, perclorato e acetato são solúveis, exceto acetato de prata e
de acetato de mercúrio;
- todos os cloretos, brometos e iodetos são solúveis, exceto os de Ag+, Pb2+ e Hg2+. O cloreto de
chumbo (II) é ligeiramente solúvel;
- todos os sulfatos são solúveis, exceto os de Pb, Sr e Ba. Sulfatos de Ca e Ag são pouco solúveis;
- todos os óxidos metálicos são insolúveis, exceto os de metais alcalinos e os de Ca, Sr e Ba;
- todos os hidróxidos são insolúveis, exceto os de metais alcalino e os de Ba e Sr. O CaOH é
ligeiramente solúvel;
- todos os carbonatos, fosfatos, sulfetos e sulfitos são insolúveis, exceto os de amônio e os de metais
alcalinos.
c) Formação de compostos gasosos: HSO3- (aq) + H+ → SO2(g) + H2O(l)
d) Mudança de coloração da solução: Fe3+(aq) + 6SCN-(aq) → [Fe(SCN-)6]3-(aq)
e) Mudança de temperatura: H2SO4(aq) + H2O(l) → HSO4-(l) + H3O+(aq) (∆H<0)
f) Dissolução de precipitado: Al(OH)3(s) + OH-(aq) → [Al(OH)4]-(aq)
2) PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Na bancada se encontram seis frascos conta-gotas numerados sem ordem específica que contem as
seguintes soluções:
- Solução de hidróxido de sódio
- Solução de hidróxido de amônio
- Solução de carbonato de sódio
- Solução de ácido sulfúrico
- Solução de sulfato de cobre (II)
- Solução de acetato de zinco
Misture em um tubo de ensaio alíquotas de cerca de 1 mL (20 gotas) das soluções, duas a duas,
observando se ocorrem mudanças que evidenciem alguma reação química entre os estados inicial e final
de cada mistura de reação. Anote na Tabela 1 todas as observações referentes a cada mistura (formação
de precipitado, cor do precipitado, produção de gás, cor da solução, etc.) e as respectivas equações
químicas iônicas correspondentes a cada transformação ocorrida. Considerando esses resultados
associe o número do frasco à solução correspondente preenchendo a Tabela 2.
Tabela 1. Resultados observados para mistura das soluções.
Mistura (no.
Observações visuais
dos
frascos)
Equação iônica da reação
Mistura (no.
dos
frascos)
Observações visuais
Tabela 2. Identificação dos frascos.
Frasco
1
Equação iônica da reação
Solução reagente
2
3
4
5
6
Roteiro adaptado de Prof. Claudio Antonio Tonegutti, Roteiros de Aulas práticas – Fundamentos de Química Analítica I, UFPR,
2012.
Introdução a Química Analítica Qualitativa
Química Analítica é uma importante ciência de medição que consiste em um conjunto de idéias e
métodos poderosos que são úteis em todos os campos da ciência e medicina. Para uma análise química de
uma determinada amostra é altamente necessário agregar informações quantitativas e qualitativas. A
análise qualitativa estabelece a identidade química das espécies presentes na amostra e quantitativa
determina as quantidades relativas das espécies, ou analitos, em termos numéricos [1].
Neste curso, compreenderemos os princípios básicos da Química Analítica Qualitativa por meio de
reações de precipitação para separação e identificação de um conjunto de cátions e ânions baseados nos
diferentes valores de produtos de solubilidade.
Para fins de análise qualitativa sistemática, os cátions são classificados em cinco grupos, tomandose por base algumas propriedades comuns a todos os íons de um determinado grupo. Pelo emprego
sistemático de reagentes precipitantes específicos para cada grupo, podemos tirar conclusões sobre a
presença ou ausência de grupos de íons e separar tais conjuntos para uma posterior análise por meio de
reações características.
Os reagentes usados para a classificação dos cátions mais comuns são o ácido clorídrico, o ácido
sulfídrico, o sulfeto de amônio e o carbonato de amônio. A classificação baseia-se no modo como os cátions
reagem a tais reagentes pela formação ou não de precipitados. Por isso, pode-se dizer que a classificação
dos íons mais comuns é baseada nas diferenças de solubilidade de seus cloretos, sulfetos e carbonatos [2].
Desta forma, podem-se classificar os cátions de acordo com seus reagentes precipitantes, conforme
estabelecido por Baccan [3,4]:
•
•
•
•
•
GRUPO I: inclui os cátions dos metais alcalinos, Na+ e K+. Também é incluído o cátion amônio, NH4+,
pois a solubilidade de seus sais assemelha-se àquela dos sais de sódio e potássio. Todos estes
cátions são incolores em soluções. Não existe um reagente comum para esse grupo que possibilite
a sua separação. Testes de chamas são geralmente realizados para suas identificações.
GRUPO II: caracterizados pela insolubilidade de seus carbonatos em solução alcalina e pela
solubilidade de seus sulfetos em água. Eles formam precipitados com carbonato de amônio na
presença de cloreto de amônio em meio neutro ou levemente ácido. Constituído pelos cátions dos
metais alcalinos terrosos, Mg2+, Ca2+, Sr2+ e Ba2+, os quais são incolores em soluções.
GRUPO III: caracterizados pela insolubilidade em água de seus sulfetos e hidróxidos e pela
solubilidade destes compostos em ácidos diluídos. Os cátions desse grupo formam hidróxidos ou
sulfetos insolúveis em meio amoniacal. O reagente geral é o sulfeto de amônio. Os cátions deste
grupo não reagem com ácido clorídrico nem com ácido sulfídrico em meio ácido mineral diluído. é
Composto pelos cátions Zn2+ e Al3+ e cátions de metais de transição do quarto período Cr3+, Fe2+,
Fe3+, Mn2+, Ni2+ e Co2+. Deste grupo somente os cátions Al3+ e Zn2+ em solução são incolores.
Soluções de sais de Ni2+ são verdes. Soluções contendo Cr2+ são azuis, Cr3+ são verdes ou violetas
e as de Cr6+ na forma de cromato são amarelas, as de dicromato são laranjas. As soluções Mn2+ são
ligeiramente rosas embora o cátion seja incolor. Isto é devido à presença do íon [Mn(H2O)6]2+ que é
rosa. Os íons manganato (VII) ou permanganato, MnO4- produzem soluções violetas. Soluções de
Fe2+ são verdes claras embora os íons ferro (II) sejam facilmente oxidados a ferro (III) de coloração
amarela clara.
GRUPO IV: caracterizados pela insolubilidade de seus sulfetos em ácido mineral diluído, ao contrário
dos sulfetos do Grupo III que são solúveis nesse meio. Composto pelos cátions Cu2+, Cd2+, Pb2+,
Hg2+, Bi3+, As3+, As5+, Sb3+, Sb5+, Sn2+ e Sn4+. Destes cátions somente solução de Cu2+ apresenta
coloração azul. Os cátions do grupo IV podem ainda ser separados em dois subgrupos:
Grupo IV A: formados pelos cátions Cu2+, Cd2+, Pb2+, Hg2+ e Bi3+. São identificados como
sulfetos insolúveis em sulfeto de amônio: HgS, CuS, Bi2S3 e CdS.
Grupo IV B: formados pelos íons As3+, As5+, Sb3+, Sb5+, Sn2+ e Sn4+. São identificados como
os sulfetos solúveis em sulfeto de amônio: As2S3, As2S5, Sb2S3, Sb2S5, SnS e SnS2.
GRUPO V: caracterizados pela insolubilidade de seus cloretos em água a frio e em ácido clorídrico
diluído a frio; os cloretos de todos os outros íons metálicos são solúveis. Composto pelos cátions
Ag+, Hg22+ e Pb2+. Todos estes íons são incolores em soluções aquosas.
EXPERIMENTO 2 – Identificação de cátions e ânions pelo teste de chama
Objetivo: Verificar pelo teste de chama como alguns elementos podem ser identificados, baseados
nas diferentes cores observadas na chama.
1)
INTRODUÇÃO
Determinados elementos quando volatilizados e atomizados na chama do Bico de Bunsen, sofrem
transições eletrônicas e emitem radiação eletromagnética na faixa do visível, resultando na produção de
cores características na chama. Os elétrons dos átomos ou íons podem absorver energia fornecida por uma
fonte externa e passarem para o estado excitado, e ao voltar para o estado fundamental perdem energia na
forma de emissão de fótons, de comprimentos de onda correspondentes à diferença de energia entre o nível
inicial e final. Desta forma, como os elementos químicos possuem estruturas eletrônicas distintas, irão
também emitir diferentes comprimentos de onda, o que permite sua identificação. A utilização desse princípio
para quantificação constitui na técnica analítica de espectrometria de emissão atômica.
No caso de elementos químicos com menor energia de ionização (alguns dos metais dos grupos 1 e
2 da tabela periódica) pode-se usar como fonte externa de energia uma chama convencional denominada
de espectrofotometria de chama. Para a análise de um conjunto mais extenso de elementos químicos, utilizase uma fonte de energia de excitação de plasma de argônio de alta temperatura (7.000 a 10.000 K), técnica
denominada Espectrometria de Emissão Atômica por Plasma Acoplado Indutivamente (ICP-AES).
O teste de chama é uma técnica de análise qualitativa elementar que recorre ao aquecimento de
uma pequena porção de amostra sólida/líquida na chama de um bico de Bunsen. A temperatura da chama
do bico de Bunsen é suficiente para excitar uma quantidade de elétrons de certos elementos que emitem
luz ao retornarem ao estado fundamental, que pode ser observada visualmente.
Para este teste usa-se um bico de Bunsen (Figura 1) composto por um tubo com orifícios laterais na
base, por onde entra o ar, o qual se mistura com o gás que entra através do tubo de borracha o que permite
a queima em segurança de um fluxo contínuo de gás. Antes de acender o bico de Bunsen deve-se
primeiramente fechar a entrada de ar, rodando o anel existente na parte inferior do tubo (Figura 1-centro.
Um fósforo (ou um isqueiro) deve ser aceso perto da abertura superior do tubo e, em seguida, abre-se a
válvula de gás, o que deve dar origem a uma chama grande e amarela que desprende fuligem. Na sequencia,
pode-se ajustar a entrada de ar pelos orifícios mediante o giro do anel metálico (Figura 1-direita) para a
obtenção de uma chama oxidante, que é a utilizada na maioria das aplicações (Figura 2).
Figura 1. Bico de Bunsen e procedimentos para fechar a entrada de ar, rodando o anel existente na parte
inferior do tubo.
Figura 2. Tipos de chama no bico de Bunsen – (1) da mais redutora (menor temperatura) para (4) a mais
oxidante (maior temperatura).
2) PARTE EXPERIMENTAL
2.1. Materiais: na bancada estarão disponíveis fio de Ni-Cr e nove tubos de ensaio contendo soluções já
preparadas de sais de sódio, potássio, estrôncio, bário, cobre, ferro, bismuto, zinco e lítio. Tubo de ensaio
contendo solução de HCl 1:1. Amostra desconhecida com identificação numérica.
2.2. Procedimento
a) Acender o bico de Bunsen conforme explicado acima com o auxílio do professor ou técnico.
b) Ajustar a chama para oxidante (Figura 2)
c) Limpar o fio de Ni-Cr ao rubro na chama
d) Mergulhar o fio na solução de ácido clorídrico (20 gotas) contido em um tubo de ensaio. Cuidado para
não mergulhar o fio na solução de ácido enquanto estiver rubro, pois o bastão de vidro pode quebrar na
junção. Este processo deve ser repetido várias vezes até que o fio, quando aquecido, não apresente quase
nenhuma coloração à chama.
e) Mergulhar o fio na solução em estudo e levar à chama oxidante do bico de Bunsen (chama azul). Observar
e anotar na Tabela 1 a coloração produzida.
f) Após verificar a cor da chama repetir os procedimentos dos itens c – e para as outras soluções de estudo.
OBS.: Faça o teste com o elemento lítio por último.
NOTA: O ácido clorídrico é usado devido à volatilidade dos cloretos de metais alcalinos. Os nitratos e sulfatos
se decompõem em óxidos não voláteis.
2.3. Análise de uma amostra desconhecida
Em sua bancada se encontra uma amostra desconhecida. Repita os procedimentos acima para identificação
de seu analito. Complete a Tabela 2 identificando sua amostra.
2.4. Procedimentos demonstrativos (único experimento para todo o grupo)
a) Teste de chama para Magnésio; utilização de fita de Mg.
Um pedaço de fita de Mg deve ser ajustado no orifício do fio de Ni-Cr e colocado na chama. Este teste será
feito pelo técnico responsável e todos deverão observar a cor formada para preencher a tabela 1.
b) Teste de chama para ânion borato
Este experimento será realizado pelo técnico uma única vez na capela para que todos observem a cor
formada pelo boro e anotem na Tabela 1. Coloque uma pequena quantidade do sal em uma cápsula de
porcelana e dissolva-o em algumas gotas (2-5 gotas) de H2SO4 concentrado (18 mol L-1), misture com auxílio
de um bastão de vidro. Em seguida, adicione 10-15 gotas de metanol, misture bem, e rapidamente acenda
a mistura, pois metanol é bastante volátil.
Na prática existem três íons boratos BO33- (ortobórico), BO2- (metabórico), B4O72- (tetrabórico). No tratamento
destes íons com H2SO4 concentrado obtém-se o ácido ortobórico de fórmula H3BO3:
BO2- + H+ + H2O ⇔ H3BO3
B4O72- + 2 H+ + 5 H2O ⇔ 4 H3BO3
BO33- + 3 H+ ⇔ H3BO3
O ácido ortobórico reage com metanol na presença de H2SO4 para formar o borato de metila (CH3)3BO3:
H3BO3 + 3 CH3OH ⇔ (CH3)3BO3(g) + 3H2O
O éster borato de metila, queima produzindo a chama verde característica do elemento boro:
2(CH3)3BO3(g) + 9O2(g) ⇔
6CO2(g) + 9H2O + B2O3(s)
CUIDADO: Se o ânion borato não estiver presente na amostra, a chama não terá cor, mas ela estará
ardendo.
2.5) Resultados
a) Complete a Tabela 1 abaixo com as cores observadas para cada elemento e pesquise na literatura as
demais informações.
Tabela 1. Resultados observados.
Elemento
Sódio
Potássio
Estrôncio
Bário
Cobre
Ferro
Bismuto
Zinco
Lítio
Magnésio
Boro
Cor observada
Comprimento de
onda (nm)
Energia de Ionização
(kJ/mol)
Tabela 2. Resultados observados para amostra desconhecida.
No. Amostra
Cor observada
Elemento
Referências
[1] Skoog, D.A.; West, D.M.; Holler, F.J.; Crouch, S.R. Fundamentos de Química Analítica. São Paulo: Cengage
Learning, 2008.
[2] A.I. Vogel, Análise Inorgânica Quantitativa incluindo Análise Instrumental Elementar, 4a Ed.; Guanabara Dois: Rio
de Janeiro, 1981.
[3] N. Baccan, L.M. Aleixo, E. Stein, O.E.S. Godinho. Introdução à Semimicroanálise Qualitativa, 7ª. ed, Ed. Unicamp,
Campinas, 1997.
[4] Abreu, D.G., Costa, C.R., Assis, M.D., Iamamoto, Y. Uma Proposta para o ensino da química analítica qualitativa.
Quim. Nova 29 (2006)1381-1386.
[5] KOTZ, J. C.; TREICHEL Jr., P. QUÍMICA GERAL E REAÇÕES QUÍMICAS. V.1 e 2. Rio de Janeiro: Thomson. 5ª
Edição. 2005.
Roteiro adaptado de:
Prof.. Claudio Antonio Tonegutti, Roteiros de Aulas práticas – Fundamentos de Química Analítica I, UFPR, 2012
Profa. Marcia helena de Rizzo da Mata – Química Analítica Qualitativa , UFMS, 2008.
EXPERIMENTO 3. Aplicação das reações de hidrólise
Hidrólise é o nome que se dá às reações químicas entre uma espécie e a água que resultam na
quebra de ligações covalentes na molécula da água e, consequentemente, aumentam a concentração de
íons hidrônio ou hidroxila na solução.
Um dos possíveis casos que resultam em hidrólise é a dissolução de sais em água, que podem
resultar em soluções ácidas, neutras ou básicas dependendo de sua composição. Para melhor compreender
esse fenômeno, é necessário considerar o comportamento das quatro categorias de sais [1]:
1) Sais de ácidos fortes e bases fortes
Resultam em soluções neutras quando dissolvidos, uma vez que nem o cátion nem o ânion
combinam-se com íons hidrogênio ou hidroxila.
2) Sais de ácidos fortes e bases fracas
Produzem uma reação de caráter ácido, com o cátion M+ do sal reagindo com a hidroxila produzida
pela dissociação da água e, assim, fazendo com que apenas íons hidrogênio sejam liberados.
+
⇌
+
O pH da solução pode ser obtido a partir da concentração do sal e da constante de dissociação
básica, Kb, da base fraca.
1
1
=7−
− log
2
2
3) Sais de ácidos fracos e bases fortes
Produzem uma reação de caráter alcalino, com o ânion A- do sal reagindo com o hidrogênio produzida
pela dissociação da água e, assim, fazendo com que o meio fique mais alcalino.
+
⇌
+
O pH da solução pode ser obtido a partir da concentração do sal e da constante de dissociação ácida,
Ka, do ácido fraco.
1
1
=7+
+ log
2
2
4) Sais de ácidos fracos e bases fracas
Como tanto o cátion quanto o ânion do sal combinam-se com íons hidrogênio ou hidroxila, a acidez
ou alcalinidade do meio dependerá dos valores das constantes Ka e Kb. Se Ka>Kb, a concentração de íons
hidrogênio será maior e o meio será ácido; se Ka<Kb, a concentração de hidroxila será favorecida e o meio
será alcalino; já se Ka = Kb, o meio será neutro, pois não terá íon preferencial.
A hidrólise, no entanto, não ocorre apenas com a dissolução de sais. Outro caso em que ela está
presente é na dissolução de gás carbônico em água, resultando no seguinte conjunto de reações:
(
+
+
)
+
⇌
⇌
⇌
+
+
1.PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
1.1.
Comprovação da hidrólise a partir da mudança de pH da solução após a adição de sais ácidos,
básicos ou neutros
Esta parte do experimento é dividida em duas etapas, na primeira será preparada uma escala padrão
de pH e na segunda será testada a presença de hidrólise nas soluções dos sais de cloreto de potássio,
nitrato de sódio, cloreto de amônio, acetato de sódio, bicarbonato de sódio e sulfato de cobre, que poderá
ser observada pela mudança de coloração da solução a partir do uso do indicador de E. Bogen.
a. Escala de pH
A partir da solução 0,1 M de HCl, será preparada a parte ácida da escala de pH. Para isso, serão
realizadas diluições sucessivas, que poderão ser feitas utilizando-se uma proveta de 10 mL ou uma pipeta
de Pasteur para medir os volumes especificados e um béquer para misturar as soluções.
A primeira diluição a ser preparada é a de 0,01 M de HCl, de modo que a escala comece no pH 2.
Essa solução é preparada adicionando-se 1 mL de solução 0,1 M de HCl a 9 mL de água destilada em um
béquer. Após agitar a mistura, adicione 5 mL dela a um tubo de ensaio devidamente identificado como pH
2. Não descarte o restante da solução, pois será utilizada para o preparo das seguintes. Prepare as demais
soluções a partir da tabela a seguir utilizando o béquer para a mistura e depois coloque o restante da solução
em um tubo de ensaio devidamente identificado.
Atenção: Lembre-se sempre de limpar a proveta, a pipeta de Pasteur e o béquer com água destilada
após o seu uso para evitar contaminações cruzadas entre as soluções.
Tabela 1 - Modo de preparo das soluções de pH 4 e 6
Solução
pH 4
pH 6
Reagentes
2 gotas da solução de pH 2 + 9,9 mL de água destilada
2 gotas da solução de pH 4 + 9,9 mL de água destilada
O preparo da parte alcalina da escala será feito de forma análoga a descrita anteriormente, porém
será utilizada uma solução de NaOH ao invés do HCl. Dessa forma, prepare as soluções com base na tabela
abaixo:
Tabela 2 - Modo de preparo das soluções de pH 10, 8 e 7
Solução
pH 12
pH 10
pH 8
pH 7
Reagentes
1 mL da solução 0,1 M de NaOH + 9 mL de água destilada
2 gotas da solução de pH 12 + 9,9 mL de água destilada
2 gotas da solução de pH 10 + 9,9 mL de água destilada
1 mL da solução de pH 8 + 9 mL de água destilada
Descarte a solução de pH 12, uma vez que esta não fará parte da escala e só foi preparada para que
se pudesse obter as diluições seguintes. Em seguida, adicione 2 gotas do indicador de E. Bogen em cada
tubo de ensaio identificado (pH 2 a 10) e agite para homogeneizar a mistura. Compare a coloração de cada
tubo de ensaio com a tabela de referência fornecida no fim do roteiro e verifique se as soluções apresentam
a coloração correta.
b. Teste da presença de hidrólise
Em um tubo de ensaio, coloque uma ponta de espátula de um dos sais mencionados a seguir e
depois adicione 5 mL de água. Agite a solução, adicione 2 gotas do indicador de E. Bogen, agite novamente
a solução e depois compare a coloração obtida com a das soluções da escala de pH. Anote na tabela abaixo
o pH e a coloração de cada solução e se houve hidrólise.
Tabela 3 - pH e coloração de cada solução preparada
Solução
KCl
NaNO3
NH4Cl
NaOOCCH3
NaHCO3
CuSO4
pH/Coloração
Houve Hidrólise?
1.2.
Influência do dióxido de carbono no pH da água
Transfira um volume de 50 mL de água destilada para um béquer e meça o pH usando um papel
indicador universal e anote o resultado obtido na tabela 4. Ferva a água contida no béquer sob uma chapa
de aquecimento até ebulição, tampe o béquer com um vidro relógio e deixe esfriar. Após o resfriamento da
água meça o pH novamente usando outra tira de papel indicador universal e anote o resultado obtido na
tabela 4.
Enquanto se espera a água do béquer esfriar, para poder medir o pH, faça a outra etapa do
experimento: monte dois tubos de ensaio conforme a figura abaixo. Coloque 3 mL de água destilada no tubo
B e uma pequena quantidade de carbonato de cálcio no tubo A. Adicione 10 gotas de HCl 2M ao tubo A e
tampe os dois tubos imediatamente, conectando–os com um capilar de vidro em U, para transferir o gás
liberado no tubo A para o tubo B. Desconecte os tubos e meça o pH da solução aquosa do tubo B com uma
tira de papel indicador universal. Anote o resultado na tabela 4.
Figura 1 - Esquema de montagem dos tubos de ensaio
Tabela 4 - Resultados obtidos
Solução
Água destilada
Água destilada fervida
Água destilada com CO2
2.
pH
Tabelas de referência para o indicador de Bogen
Tabela 5 - Tabela de referência para o indicador de E. Bogen (Adaptado de Morita, 2007)
pH
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
Cor
Pêssego-avermelhado
Rósea
Vermelho-alaranjado
Laranja-avermelhado
Laranja
Amarelo
Amarelo-esverdeado
Verde
Azul-esverdeado
Azul
Questões orientadoras
1. Escreva as reações de hidrólise verificadas neste experimento.
2. Proponha como preparar uma escala de pH de 1 a 14, sem pular nenhum valor inteiro, apenas com a diluição de
soluções 2M de HCl e 4M de NaOH. Os materiais para tanto devem ser apenas os encontrados no laboratório de
ensino, isto é, provetas, béqueres e pipetas de Pasteur.
3. Com base no que foi visto neste experimento, explique o motivo da água da chuva não ser naturalmente neutra.
Referências
[1]Vogel, A.I.; Química Analítica Qualitativa, 5ª ed. São Paulo: Mestre Jou, 1981.
[2]Skoog, D.A.; West, D.M.; Holler, F.J.; Crouch, S.R. Fundamentos de Química Analítica. São Paulo: Cengage
Learning, 2008.
[3]Fatibello-Filho, O.; Wolf, L. D.; Assumpção, M. H. M. T.; Leite, O. D.; Experimento simples e rápido ilustrando a
hidrólise de sais, Química Nova na Escola 24 (2006) 30-34.
[4]Morita, T.; Assumpção, R.M.V.; Manual de soluções, reagentes e solventes: padronização, preparação, purificação
com indicadores de segurança e de descarte de produtos químicos, 2ª ed.; São Paulo: Blucher, 2007.
Roteiro adaptado de:
QA-112 Química I, UNICAMP, 2010.
Fatibello-Filho, O.; Wolf, L. D.; Assumpção, M. H. M. T.; Leite, O. D.; Experimento simples e rápido ilustrando a hidrólise de sais,
Química Nova na Escola 24 (2006) 30-34.
EXPERIMENTO 4. Solução Tampão – capacidade tamponante
Soluções tampão são soluções que resistem a modificação de pH proveniente da diluição ou da
adição de pequenas quantidades de ácidos ou bases fortes. Em geral, são preparadas a partir de pares
ácido-base conjugados e são utilizadas no preparo de soluções com pH definido ou para manter o pH em
torno de um valor desejado [1].
Essa propriedade de manter o pH praticamente constante em um determinado valor se deve ao
equilíbrio químico das espécies envolvidas, como no caso do tampão de acetato de sódio e ácido acético.
⇌
+
Para esse tampão, quando há uma adição de íons hidrogênio ao sistema, estes se combinam com
os íons acetato formando mais moléculas de ácido acético não dissociadas, não havendo assim alteração
do pH do meio. Já com a adição de base ao sistema, a concentração de íons hidrogênio inicialmente diminui,
sendo imediatamente compensada pela dissociação das moléculas de ácido acético, novamente
provocando alterações mínimas ao pH do meio.
O valor exato da concentração hidrogeniônica do sistema pode ser calculado com base nas
considerações sobre o equilíbrio químico que há nas soluções tampão [2], de forma que após algumas
simplificações pode-se chegar a forma proposta por Henderson-Hasselbach:
(1)
=
=
(2)
+ log
, para o caso de um tampão feito a partir de um ácido fraco e seu sal;
á"#$%
+ log
+ log
=
ou
&
'
, para o caso de um tampão feito a partir de uma
&
'
base fraca e seu sal.
A partir das equações acima se pode observar que a eficiência de um dado par tampão em resistir à
variação de pH é maior quando a relação das concentrações de seus dois componentes é igual a unidade
[1], uma vez que para esses casos alterações nos valores do nominador e do denominador resultarão em
variações menores do valor final.
Outra propriedade importante que deriva das equações de Henderson-Hasselbach é que a
capacidade tamponante de um par tampão depende não somente das concentrações de seus componentes,
mas sim das concentrações analíticas deles [1], que podem ser calculadas da seguinte maneira:
(
(
)=
)=
−(
+, + (
*+,
-
)+(
)−(
)
)
Como a diferença de concentração entre as espécies OH- e H+ é normalmente muito menor que as
concentrações molares do ácido e da base conjugada, em muitos casos é possível simplificar o cálculo
ignorando-se as concentrações dessas duas espécies [3]. No entanto, no caso de concentrações muito
diluídas essa aproximação deixa de ser válida, resultando em uma capacidade tamponante menor.
1. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
2.1.
Avaliação da capacidade tamponante de soluções com razão de concentrações diferentes –
Tampão acetato
Prepare três soluções de acetato de sódio/ácido acético com razão de concentrações diferentes,
conforme a tabela a seguir, utilizando para tanto uma proveta de 10 mL para medir os volumes especificados
e um béquer para misturar as soluções.
Atenção: Lembre-se sempre de limpar a proveta e o béquer com água destilada após o seu
uso para evitar contaminações cruzadas entre soluções.
Tabela 6 – Modo de preparo das soluções 1,2 e 3
Solução
1
2
3
CH3COONa 0,2M
CH3COOH 0,2M
5 mL
5 mL
0,5 mL (ou 10 gotas)
9,5 mL
9,5 mL
0,5 mL (ou 10 gotas)
Divida cada uma das soluções preparadas em dois tubos de ensaio distintos devidamente
identificados, uma vez que em um deles será adicionado ácido e no outro uma base.
Adicione em cada tubo de ensaio 3 gotas do indicador de E. Bogen e agite para homogeneizar a
mistura. Compare a coloração de cada tubo de ensaio com a tabela de referência fornecida no fim do roteiro
e anote a coloração e o pH da solução de cada tubo na tabela 2 a seguir:
Tabela 7 – pH e coloração inicial das soluções preparadas
Solução
1A
2A
3A
pH/Coloração
Solução
1B
2B
3B
pH/Coloração
Nos tubos identificados para adição de ácido, adicione uma solução de HCl 1M gota a gota até que
tenham sido adicionados 5 gotas no total. Anote a coloração e o pH das soluções após cada adição na
tabela 3.
Tabela 8 – pH e coloração de cada solução após a adição de HCl 1M
Volume de HCl
1 gota
2 gotas
3 gotas
4 gotas
5 gotas
1A
2A
3A
Nos tubos identificados para adição de base, adicione uma solução de NaOH 1M gota a gota até que
tenham sido adicionados 5 gotas no total. Anote a coloração e o pH das soluções após cada adição na
tabela 4.
Tabela 9 – pH e coloração de cada solução após a adição de NaOH 1M
Volume de NaOH
1 gota
2 gotas
3 gotas
4 gotas
5 gotas
2.2.
1B
2B
3B
Avaliação da capacidade tamponante de soluções diluídas – tampão de amônia
Inicialmente prepare as soluções A e B, respeitando a ordem de adição dos reagentes, e a partir da
diluição sucessiva da solução B obtenha as demais soluções, conforme indicado na tabela abaixo.
Tabela 10 – Modo de preparo das soluções A, B, C, D e E
Solução
A
B
C
D
E
Reagentes
6 mL de NH4OH 1M + 3 mL de HCl 1M
3 mL de NH4OH 1M + 3 mL de NH4Cl 1M
0,6 mL da solução B + 5,4 de água destilada
0,6 mL da solução C + 5,4 de água destilada
0,6 mL da solução D + 5,4 de água destilada
Divida cada uma das soluções preparadas em dois tubos de ensaio diferentes devidamente
identificados, uma vez que em um deles será adicionado ácido e no outro uma base. Em seguida, adicione
em cada tubo de ensaio 3 gotas do indicador alizarina e agite para homogeneizar a mistura. Anote a
coloração e o pH de cada solução na tabela 6.
Nos tubos identificados para adição de ácido, adicione 15 gotas de uma solução de HCl 0,1M e agite
o tubo para homogeneizar. Repita o mesmo procedimento utilizando um tubo de ensaio com 3 mL de água
destilada para efeitos de comparação. Anote a coloração e o pH de cada solução na tabela abaixo.
Tabela 11 – pH e coloração de cada solução após a adição de HCl 0,1M
Solução
A1
B1
C1
D1
E1
H2O
pH/Coloração inicial
pH/Coloração após a adição
Nos tubos identificados para adição de base, adicione 15 gotas de uma solução de NaOH 0,1M e
agite o tubo para homogeneizar. Repita o mesmo procedimento utilizando um tubo de ensaio com 3 mL de
água destilada para efeitos de comparação. Anote a coloração e o pH de cada solução na tabela abaixo.
Tabela 12 – pH e coloração de cada solução após a adição de HCl 0,1M
Solução
A2
B2
C2
D2
E2
H2O
3.
pH/Coloração inicial
pH/Coloração após a adição
Tabelas de referência para os indicadores utilizados
Tabela 13 - Tabela de referência para o indicador de E. Bogen (Adaptado de Morita, 2007)
pH
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
Cor
Pêssego-avermelhado
Rósea
Vermelho-alaranjado
Laranja-avermelhado
Laranja
Amarelo
Amarelo-esverdeado
Verde
Azul-esverdeado
Azul
Tabela 14 - Tabela de referência para o indicador alizarina (Adaptado de Kolthoff, 1937)
Intervalo de pH
5,5 a 6,8
6,8 a 10,1
10,1 a 12,1
Cor
Amarelo
Rosa
Violeta
Referências
[1]Ohlweiler, O.A.; Química Analítica Quantitativa Vol.1, 2ª ed.; Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos, 1976.
[2]Vogel, A.I.; Química Analítica Qualitativa, 5ª ed. São Paulo: Mestre Jou, 1981.
[3]Skoog, D.A.; West, D.M.; Holler, F.J.; Crouch, S.R. Fundamentos de Química Analítica. São Paulo: Cengage
Learning, 2008.
[4]Morita, T.; Assumpção, R.M.V.; Manual de soluções, reagentes e solventes: padronização, preparação, purificação
com indicadores de segurança e de descarte de produtos químicos, 2ª ed.; São Paulo: Blucher, 2007.
[5]Kolthoff, I. M.; Rosenblum, C.; Acid-Base Indicators, 4ª ed.; New York: The Macmillan Company, 1937.
Roteiro adaptado de:
QA-112 Química I, UNICAMP, 2010.
QA-216 Química Analítica II, UNICAMP, 2008
Experimento 5 - Identificação de cátions por reações de precipitação
Objetivo: Aplicação de reações de precipitação para identificação de cátions, baseados nos diferentes
valores de produtos de solubilidade.
2. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
1.1. Reações de precipitação para cátions do Grupo II
Nesta primeira etapa do experimento serão avaliados os comportamentos dos íons Mg(II), Ca(II),
Sr(II) e Ba(II) em função da adição de alguns reagentes precipitantes.
Observação 1: Ao longo deste experimento muitas reações serão realizadas, sendo, portanto, imprescindível
identificar a vidraria (principalmente os tubos de ensaio) corretamente para evitar que sejam feitas observações
equivocadas. Os volumes das soluções dos reagentes serão medidos por número de gotas (cada gota equivale a
aproximadamente 0,05 mL). Este é um procedimento bastante comum em Análise Qualitativa. As gotas devem ser
adicionadas diretamente no fundo do tubo de ensaio, procurando evitar que a mesma escorra através da parede interna
do tubo.
a) Adicione em quatro diferentes tubos de ensaio, devidamente identificados, 5 gotas de solução 0,2 mol L1
de nitrato de Mg(II), Ca(II), Sr(II) e Ba(II). Posteriormente, adicione em cada tubo 5 gotas da solução de
hidróxido de sódio 4 mol L-1, agite a mistura para homogeneizar, segurando o tubo com uma das mãos e
tocando repetidamente com os dedos da outra mão, na parte inferior do tubo. Finalmente, confirme se o
meio reacional está alcalino (papel tornassol vermelho), caso contrário, adicione mais hidróxido de sódio
até que o meio se torne alcalino. Nos tubos onde foi observada a formação de um precipitado adicione 5
gotas de cloreto de amônio 6 mol L-1 e anote as observações do meio reacional na Tabela 1. Utilize as
nomenclaturas indicadas abaixo:
PPT - Ocorreu à formação de precipitado na mistura reacional.
N - Não ocorreu alteração perceptível na mistura reacional.
DIS - Ocorreu à dissolução do precipitado
Observação 2: Um modo simples de verificar o pH de uma solução é mergulhar a ponta de uma baqueta na solução
e, posteriormente, tocar a ponta da baqueta em um pedaço de um papel de pH previamente colocado em um vidro de
relógio.
b) Faça em duplicata o seguinte procedimento: adicione em quatro diferentes tubos de ensaio 5 gotas da
solução 0,2 mol L-1 de nitrato de Mg(II), Ca(II), Sr(II) e Ba(II) e 3 gotas de solução 1,5 mol L-1 de carbonato
de amônio, agitando a mistura para homogeneizar. Anote as observações na Tabela 1. Centrifugue o
meio reacional e descarte o sobrenadante com auxílio de uma pipeta de Pasteur. Em 4 tubos contendo
o precipitado de cada cátion, adicione 5 gotas de ácido acético 6 mol L-1 e anote as observações. Nos 4
tubos restantes, adicione cloreto de amônio 6 mol L-1. Anote as observações.
Observação 3: Para a remoção do sobrenadante com a pipeta de Pasteur é recomendado apertar a chupeta antes
de mergulhar a ponta da pipeta no meio reacional evitando assim que as bolhas de ar, quando a pipeta é esvaziada,
possam agitar a solução re-suspendendo o precipitado. Caso isto ocorra, a solução deve ser novamente centrifugada.
c) Adicione em quatro diferentes tubos de ensaio 5 gotas da solução 0,2 mol L-1 de nitrato de Mg(II), Ca(II),
Sr(II) e Ba(II) e 2 gotas de solução de dicromato de potássio 0,5 mol L-1, agitando a mistura para
homogeneizar. Nos tubos onde foi observado a formação de um precipitado adicione 5 gotas de ácido
clorídrico 6 mol L-1. Anote as observações.
d) Adicione em quatro diferentes tubos de ensaio 5 gotas da solução 0,2 mol L-1 de nitrato de Mg(II), Ca(II),
Sr(II) e Ba(II) e 6 gotas de solução de sulfato de amônio 2,5 mol L-1, agitando a mistura para
homogeneizar. Nos tubos onde foi observada a formação de um precipitado adicione 5 gotas de ácido
clorídrico 6 mol L-1. Anote as observações.
e) Adicione em quatro diferentes tubos de ensaio 5 gotas da solução 0,2 mol L-1 de nitrato de Mg(II), Ca(II),
Sr(II) e Ba(II) e 6 gotas de solução 0,25 mol L-1 de oxalato de amônio, agitando a mistura para
homogeneizar. Anote as observações na Tabela 1. Adicione gotas de solução de ácido clorídrico 6 mol
L-1, (anotando o número de gotas até observar a dissolução de cada ppt). Anote as observações.
Tabela 1. Resultados observados durante os experimentos de precipitação.
Etapa
a
a
b
b
b
c
c
d
d
e
e
Reagentes
NaOH
NaOH + NH4Cl
(NH4)2CO3
(NH4)2CO3 + HAc
(NH4)2CO3 + NH4Cl
K2Cr2O7
K2Cr2O7 + HCl
(NH4)2SO4
(NH4)2SO4 + HCl
(NH4)2C2O4
(NH4)2C2O4 + HCl
Mg2+
Ca2+
Sr2+
Ba2+
Questão 1. Faça as equações químicas das reações observadas na Tabela 1.
Questão 2. Para os itens que foram observados solubilização após a precipitação, escreva a equação da
constante de equilíbrio químico e explique o que ocorreu.
Experimento 6 – Identificação de cátions por reações de precipitação em uma
mistura – Marcha analítica
Objetivo: Aplicação de reações de precipitação para identificação de cátions do Grupo II em uma amostra
desconhecida usando uma marcha analítica.
1. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
a) Amostra
A sua amostra desconhecida apresenta três cátions do grupo II e está numerada em seu suporte de tubos
de ensaio. Anote o número na tabela de resultados. As reações químicas para a identificação destes cátions
são baseadas nas reações vistas no Experimento 3. Para facilitar a sequencia das etapas do procedimento
experimental, o ANEXO 1 apresenta um organograma das etapas a serem seguidas para identificação de
quatro cátions.
b) Marcha analítica
Em um tubo de ensaio limpo adicione 10 gotas da solução da amostra, 5 gotas de solução de ácido clorídrico
6 mol L-1 e solução de hidróxido de amônio 6 mol L-1 até a solução apresentar pH alcalino (verifique com
papel tornassol azul). Aqueça a solução em banho-maria e junte 15 gotas de solução de carbonato de
amônio 1,5 mol L-1. Agite o tubo de ensaio exaustivamente e aqueça novamente a mistura reacional por
mais 5 minutos sem deixar ferver. Centrifugue a mistura e teste se a precipitação foi completa.
Observação 1: O teste para verificar se a precipitação foi completa é normalmente realizado após a etapa de
centrifugação da mistura reacional. Assim, após a centrifugação, retire o tubo da centrifuga de forma cuidadosa
procurando não agitar a mistura reacional. Verifique se a solução sobrenadante esta límpida (sem material particulado).
Caso seja observada a presença de material particulado no sobrenadante repita a centrifugação. Somente após a
obtenção de um sobrenadante límpido, adicione 1 ou 2 gotas do reagente precipitante (neste caso, o carbonato de
amônio) e verifique se há a formação de precipitado no sobrenadante. Em caso afirmativo, adicione mais 3 gotas do
reagente precipitante e repita novamente todo o procedimento de precipitação. Se não houver a formação de
precipitado, continue a marcha analítica. Este procedimento será realizado diversas vezes ao longo da marcha analítica
e o cuidado na verificação da completa precipitação irá definir os resultados da análise qualitativa.
Após confirmar a precipitação completa, transfira para outro tubo de ensaio, com auxílio de uma pipeta de
Pasteur, a maior parte do sobrenadante (Sobrenadante 1) para outro tubo de ensaio e guarde o precipitado
(Precipitado 1).
Sobrenadante 1
Adicione 2 gotas da solução de ácido clorídrico 6 mol L-1, 3 gotas de solução de hidrogenofosfato dissódico
3 mol L-1 e adicione lentamente, gota a gota, solução de hidróxido de amônio 6 mol L-1 até o meio ficar
alcalino (verifique com papel tornassol azul). A formação de um precipitado branco confirma a presença
de magnésio.
Precipitado 1
No tubo contendo o precipitado 1 adicione 10 gotas de água destilada quente (entre 60 e 80 °C), agite o
tubo, centrifugue e descarte o sobrenadante com auxílio de uma pipeta de Pasteur. Repita está operação
mais uma vez. Após a lavagem do precipitado, adicione gota a gota solução de ácido acético 6 mol L-1 até
completa dissolução do precipitado e, posteriormente, mais duas gotas de ácido em excesso. Junte à mistura
reacional mais 5 gotas de acetato de sódio 6 mol L-1 e 10 gotas de dicromato de potássio 0,5 mol L-1. Aqueça
a mistura em banho-maria por 3 minutos, centrifugue, verifique se houve precipitação. Certifique-se de que
a precipitação foi completa. Em caso afirmativo, separe o sobrenadante (Sobrenadante 2) com auxílio de
uma pipeta de Pasteur para outro tubo de ensaio, tomando o cuidado para não arrastar o precipitado. A
formação de um precipitado amarelo confirma a presença de bário.
Sobrenadante 2
Ao líquido sobrenadante 2 adicione 3 gotas de solução de hidróxido de amônio 6 mol L-1 e 10 gotas de
solução de sulfato de amônio 2,5 mol L-1, agite a solução e aqueça por pelo menos 5 minutos. Centrifugue
a mistura reacional e verifique se houve precipitação, teste se a precipitação foi completa. Em caso
afirmativo, separe o sobrenadante (Sobrenadante 3) com auxílio de uma pipeta de Pasteur tomando o
cuidado para não arrastar o precipitado. A formação de um precipitado branco confirma a presença de
estrôncio.
Sobrenadante 3
Ao líquido sobrenadante adicione 3 gotas de solução de oxalato de amônio 0,25 mol L-1 e 10 gotas de
solução de sulfato de amônio 2,5 mol L-1. Agite a solução e deixe repousar por pelo menos 2 minutos. A
formação de um precipitado branco confirma a presença de cálcio. Cuidado, a reação é lenta e pode
formar uma pequena quantidade.
Resultados
Amostra
Cátions encontrados
Anexo 1
Amostra
5 gotas de HCl 6 mol L-1
gotas de NH4OH 6 mol L-1
agitação até meio básico
Aquecer
15 gotas de (NH4)2CO3 1,5 mol L-1
agitar
Aquecer t=5 min
Precipitação
incompleta
Centrifugar
Testar se a precipitação foi
Completa com gotas de (NH4)2CO3
Líquido
Sobrenadante 1
Precipitado 1
2 gotas HCl 6 mol L-1
Lavar com Água Quente
3 gotas NaH2PO4 0,3 mol L-1
Centrifugar
-1
NH4OH 6 mol L
Desprezar o líquido
Sobrenadante
Ppt branco
(MgNH 4 PO 4.6H2O)
Magnésio positivo
Precipitado
HAc 6 mol L-1 até dissolução
Solução
5 gotas NaAc 6 mol L-1
10 gotas K2Cr2O7 0,2 mol L-1
Precipitação
incompleta
Aquecer e
Centrifugar
Testar se a precipitação foi
completa gotas de K2Cr2O7
Ppt
Sobrenadante 2
amarelo (BaCrO4)
Bário positivo
3 gotas NH4OH 6 mol L-1
10 gotas (NH4)2SO4 2,5 mol L-1
Aquecer a ebulição
Precipitação
incompleta
Centrifugar
3 gotas de (NH4)2C2O4 0,25 mol L-1
Testar se a precipitação foi
completa gotas de (NH4)2SO4
Ppt Branco (SrSO4)
Estrôncio positivo
Sobrenadante 3
Ppt Branco (CaC2O4)
Cálcio Positivo
EXPERIMENTO 7. Identificação de ânions – Classificação dos grupos
Diferentemente dos cátions, os métodos para detecção de ânions não são tão sistemáticos ou
rigorosos, de forma que variados autores propõem modelos diversos para a sua classificação [1-4].
Vogel propôs uma divisão em dois grupos majoritários, no qual um dos grupos é caracterizado pela
formação de produtos voláteis, enquanto o outro depende de reações em solução [1]. Esses grupos
possuem ainda subdivisões para melhor separar os ânions uns dos outros, no entanto, como alguns ânions
podem ser classificados em mais de uma dessas subdivisões (Tabela 1), a utilização dessa classificação é
dificultada.
Tabela 1. Classificação dos ânions adotada por Vogel [1].
Grupo A
(Envolve a identificação
por produtos voláteis
obtidos por tratamento
com ácidos)
Grupo B
(Dependem de reações
em solução)
A.I
(Gases desprendidos com
HCl ou H2SO4 diluídos)
A.II
(Gases desprendidos com
H2SO4 concentrado)
B.I
(Reações de precipitação)
B.II
(Reações de oxidação e
redução na solução)
CO3-2, HCO3-, SO3-2, S-2,
NO2Ânions do Grupo A.I, Cl-,
Br, I-, NO3-, B4O7-2
SO4-2, PO4-3, B4O7-2, CrO4-2
MnO4-, MnO4-2, CrO4-2,
Cr2O7-2
Para Moeller et al.[2], por sua vez, os ânions poderiam ser divididos em quatro grupos dependendo
da solubilidade dos sais de prata resultantes ou da não formação desses sais [2,3]. O Grupo I é então
composto pelos ânions que em HClO4 diluído decompõem na forma de gases, não formando produtos com
Ag+; o Grupo II pelos ânions que em solução ácida formam precipitados com a adição de Ag+; o Grupo III
pelos ânions que formam precipitados em solução neutra; e o Grupo IV pelos ânions que formam sais de
Ag+ solúveis em solução ácida ou neutra (Tabela 2). Essa classificação, assim como a de Vogel, sofre pela
classificação múltipla de alguns ânions, com situações em que, se a concentração do ânion for muito
elevada, pode-se classificar um ânion como grupo III e não como grupo IV.
Tabela 2. Classificação dos ânions adotada por Moeller et al. [2].
Grupos
I
II
III
IV
Reagente de grupo
HClO4 diluído
HClO4 diluído e AgNO3
Solução neutra e AgNO3
Não possui reagente de grupo
Ânions
SO3-2, S-2, NO2Cl-, Br-, I-, S-2
-2
CO3 , SO4-2, PO4-3, CrO4-2
F-, NO3-, MnO4-, SO4-2
CO3-2,
Por fim, uma classificação alternativa é a de Alexéev, que classifica os ânions em três grupos distintos
[4]: os que formam sais de bário pouco solúveis em água, os que formam sais de prata pouco solúveis em
água e os que formam sais de prata e de bário hidrossolúveis (Tabela 3).
Por ser uma classificação um pouco mais sistemática e que utiliza reagentes menos perigosos,
escolheu-se para este experimento. Contudo, há que se lembrar que os reagentes de grupo servem para
evidenciar os grupos presentes em solução e não para separá-los.
Tabela 3. Classificação dos ânions adotada por Alexéev [4].
Grupo
I
(Sais de Ba pouco solúveis
em água)
II
(Sais de Ag pouco solúveis
em água e HNO3 diluído)
III
(Sais de Ba e Ag
hidrossolúveis)
Reagente de grupo
Ânions
BaCl2
CO3-2, SO4-2, SO3-2, PO4-3,
B4O7-2, CrO4-2, F-
AgNO3
Cl-, Br, I-, S-2
Não possui
NO2-, NO3-, MnO4-
3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
1.1. Reações com nitrato de prata (AgNO3)
Observação: Ao longo deste experimento muitas reações serão realizadas, sendo, portanto, imprescindível identificar
a vidraria (principalmente os tubos de ensaio) corretamente para evitar que sejam feitas observações equivocadas. Os
volumes das soluções dos reagentes serão medidos por número de gotas (cada gota equivale a aproximadamente
0,05 mL). Este é um procedimento bastante comum em Análise Qualitativa. As gotas devem ser adicionadas
diretamente no fundo do tubo de ensaio, procurando evitar que a mesma escorra através da parede interna do tubo.
Nesta parte do experimento, serão avaliadas as reações de alguns ânions com o nitrato de prata em meio
neutro, ácido e básico. Os resultados observados devem ser anotados na tabela 4, que se encontra ao fim
deste roteiro.
Atenção: Como o mesmo ânion será estudado diversas vezes, muitos passos de uma etapa serão
idênticos aos de outra, devendo-se redobrar o cuidado para que não se pule parte do roteiro ou que se faça
observações de uma solução com uma dada acidez na parte referente a outro.
f) Reações em solução neutra
Separe e numere 8 tubos de ensaio e coloque em cada tubo 10 gotas das seguintes soluções:
Tubo 1: nitrato de sódio
Tubo 2: cloreto de sódio
Tubo 3: brometo de sódio
Tubo 4: iodeto de sódio
Tubo 5: fosfato de sódio
Tubo 6: carbonato de sódio
Tubo 7: tetraborato de sódio
Tubo 8: sulfato de sódio
Adicione em cada tubo de ensaio 5 gotas de AgNO3, agite e observe se houve alterações.
g) Reações em solução ácida
Após descartar a solução obtida e limpar os tubos utilizados no item anterior, coloque novamente 10
gotas das mesmas soluções indicadas para cada tubo.
Em seguida, adicione em cada tubo de ensaio 2 gotas de HNO3 3M e agite.
Por fim, adicione em cada tubo de ensaio 5 gotas de AgNO3, agite novamente e observe se houve
alterações.
h) Reações em solução básica
Após descartar a solução obtida e limpar os tubos utilizados no item anterior, coloque novamente 10
gotas das mesmas soluções indicadas para cada tubo.
Em seguida, adicione em cada tubo de ensaio 2 gotas de NH4OH 2M e agite.
Por fim, adicione em cada tubo de ensaio 5 gotas de AgNO3, agite novamente e observe se houve
alterações.
1.2. Reações com cloreto de bário (BaCl2)
Nesta parte do experimento, serão avaliadas as reações dos mesmos ânions anteriores com o cloreto de
bário em meio neutro, ácido e básico. Os resultados observados devem ser anotados na tabela 4, que se
encontra ao fim deste roteiro.
Atenção: Como o mesmo ânion será estudado diversas vezes, muitos passos de uma etapa serão
idênticos aos de outra, devendo-se redobrar o cuidado para que não se pule parte do roteiro ou que se faça
observações de uma solução com uma dada acidez na parte referente a outro.
a) Reações em solução neutra
Separe e numere 8 tubos de ensaio e coloque em cada tubo 10 gotas das seguintes soluções:
Tubo 1: nitrato de sódio
Tubo 2: cloreto de sódio
Tubo 3: brometo de sódio
Tubo 4: iodeto de sódio
Tubo 5: fosfato de sódio
Tubo 6: carbonato de sódio
Tubo 7: tetraborato de sódio
Tubo 8: sulfato de sódio
Adicione em cada tubo de ensaio 5 gotas de BaCl2, agite e observe se houve alterações.
b) Reações em solução ácida
Após descartar a solução obtida e limpar os tubos utilizados no item anterior, coloque novamente 10
gotas das mesmas soluções indicadas para cada tubo.
Em seguida, adicione em cada tubo de ensaio 2 gotas de HNO3 3M e agite.
Por fim, adicione em cada tubo de ensaio 5 gotas de BaCl2, agite novamente e observe se houve
alterações.
c) Reações em solução básica
Após descartar a solução obtida e limpar os tubos utilizados no item anterior, coloque novamente 10
gotas das mesmas soluções indicadas para cada tubo.
Em seguida, adicione em cada tubo de ensaio 2 gotas de NH4OH 2M e agite.
Por fim, adicione em cada tubo de ensaio 5 gotas de BaCl2, agite novamente e observe se houve
alterações.
Referências
1.
2.
3.
4.
Vogel, A.I.; Química Analítica Qualitativa, 5ª ed. São Paulo: Mestre Jou, 1981.
Moeller, T.; Bailar, Jr., J.C.; Kleiberg, J.; Guss, C.O.; Castellion, M.E.; Metz, C.; Chemistry with Inorganic Qualitative
Analysis. New York: Academic Pres, Inc. 1980
Abreu, D.G., Costa, C.R., Assis, M.D., Iamamoto, Y. Uma Proposta para o ensino da química analítica qualitativa. Quim.
Nova 29 (2006)1381-1386
Alexéev, V.; Análise Qualitativa. Porto: Lopes da Silva, 1982.
Roteiro adaptado de:
Profa. Marcia Helena de Rizzo da Mata – Química Analítica Qualitativa , UFMS, 2008.
Tabela 4. Resultados observados.
Íon
Reações com AgNO3
NO3ClBrIPO43CO32B4O72SO42-
Reações com BaCl2
N
N
A
A
B
B
N
N
A
A
B
B
N
N
A
A
B
B
N
N
A
A
B
B
N
N
A
A
B
B
N
N
A
A
B
B
N
N
A
A
B
B
N
N
A
A
B
B
EXPERIMENTO 8. Identificação de ânions
Como já visto na prática anterior, é possível separar os ânions em grupos principais, dependendo
das solubilidades dos seus sais de prata e de bário, mas estes grupos podem ser considerados úteis apenas
para dar indicação das limitações do método e confirmação dos resultados obtidos por processos mais
simples.
Segundo Vogel [1], na prática, o seguinte esquema de classificação resultou satisfatório:
Tabela 1. Classificação dos ânions adotada por Vogel [1].
Grupo A
(Envolvem a identificação
por produtos voláteis
obtidos por tratamento
com ácidos)
Grupo B
(Dependem de reações
em solução)
A.I
(Gases desprendidos com
HCl ou H2SO4 diluídos)
A.II
(Gases desprendidos com
H2SO4 concentrado)
B.I
(Reações de precipitação)
B.II
(Reações de oxidação e
redução na solução)
CO32-, HCO3-, SO32-, S2-,
NO2Ânions do Grupo A.I, Cl-,
Br, I-, NO3-, B4O72SO42-, PO43-, B4O72-, CrO42MnO4-, MnO42-, CrO42-,
Cr2O72-
As reações dos seguintes ânions (SO42-, SO32-, CO32-, PO43-, l- e NO3-) serão estudadas a seguir, de
forma individual ou em uma mistura com mais de um ânion.
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
3.1.
Ânions individuais
a) Teste para fosfato com o reagente molibdato de amônio
Coloque uma ponta de espátula do sal de fosfato em um tubo de ensaio. Acidifique com 3-5 gotas
de HNO3 (3 mol L-1) e, em seguida, adicione alguns cristais de molibdato de amônio. Misture bem através
de agitação leve. Aqueça em banho-maria, por aproximadamente 1-2 minutos, deixe em repouso por 5
minutos e observe a formação lenta do precipitado amarelo de fosfomolibdato de amônio.
Atenção: Se o aquecimento for excessivo poderá formar precipitado branco de MoO3.
.
/
+ 12 0
/
+ 24
+ 33
/
⇄ (3
/)
.
/
∙ 12 0
(6)
+ 12
Observação: A presença de agentes redutores como S2- interferem nessa reação dos íons PO43-, pois
reduzem o Mo(VI) a uma mistura de compostos de molibdênio em estados de oxidação mais baixo
produzindo uma coloração azul
b) Teste para nitrato pelo ensaio do anel castanho
Coloque uma pequena quantidade do sal de nitrato em um tubo de ensaio e adicione 15 gotas de
H2SO4 (18 mol L-1). A seguir, com o tubo inclinado a 45º, adicione cuidadosa e lentamente (escorrendo o
líquido pela parede do tubo), 5-10 gotas de uma solução de sulfato de ferro II (0,5 mol L-1) de modo que esta
solução não se misture com a camada do ácido e, portanto, permitindo que se forme uma camada na
superfície da solução de H2SO4. Não agite o tubo de ensaio!
O anel marrom é formado na interface de contato dos dois líquidos indicando a formação do
[Fe(NO)]2+. Agitando e aquecendo a mistura, a cor marrom desaparece, desprende-se óxido nítrico e
permanece uma solução amarela de íons ferro (III). O ensaio não é confiável na presença de Br-, I-, NO2-,
Cr4O72- e ClO3- [1].
23
+4
7
/
+ 69:
9:
→ 69:
+ 23 ↑ +47
/
+4
+ 3 ↑→ (9:(3 ))
c) Teste para iodeto com solução de nitrito de sódio
Coloque alguns cristais do sal de iodeto em um tubo de ensaio e acidifique com 4-5 gotas de ácido
acético (5 mol L-1), favorecendo a oxidação do iodeto a iodo em meio ácido (utilize um papel de tornassol
para verificar o pH do meio). Adicione 3-5 gotas de NaNO2 (0,2 mol L-1) e observe a coloração marrom
obtida. Em seguida, adicione 2-3 gotas de uma solução saturada de amido e observe a formação de
coloração violeta intensa. Adicione 10 gotas de hexano e observe a coloração violeta clara, característica
do iodo dissolvido no solvente orgânico utilizado.
2= + 4
+ 23
→ = + 23 ↑ +2
3.2.
Mistura de ânions
a) Teste para mistura contendo carbonato e sulfito
Atenção: Antes de começar o teste, adicione em um tubo de ensaio cerca de 6 gotas de solução
saturada de Ba(OH)2, ou o volume necessário para cobrir a saída do tubo que será utilizado para
recolher o gás liberado durante o experimento. Como a liberação do gás nesse teste é relativamente
rápida, faz-se necessário que a solução para captura do gás já esteja pronta antes de iniciá-lo.
Coloque uma pequena quantidade (tamanho de um feijão) dos sais de carbonato e de sulfito em um tubo
de ensaio e adicione 3 gotas de água para dissolvê-los. Em seguida, adicione 7 gotas de H2O2 3%,
misturando com leve agitação. Adicione algumas gotas de HCl (2 mol L-1) e rapidamente recolha o gás
formado (CO2) em uma solução saturada de Ba(OH)2. O dióxido de carbono borbulhado na solução de
hidróxido de bário formará um precipitado branco de carbonato de bário. No tubo original, agora contendo
apenas sulfato, adicione 2-5 gotas de BaCl2 (0,2 mol L-1) e observe a formação do precipitado de sulfato de
bário.
Observação: Caso não forme CO2 suficiente para a formação do precipitado, coloque mais sal.
7
+
→7
+
+ >?(
7
/
→
/
+
↑+
) → >?
+ >? A → >?7
↓+
/
↓ (BC?D 0)
b) Teste para mistura contendo sulfito e sulfato
Coloque uma pequena quantidade dos sais de sulfito e sulfato em um tubo de ensaio, adicione 5 gotas
de BaCl2 (0,2 mol L-1) e agite. O precipitado formado é referente ao sulfato de bário que deve ser removido
por centrifugação. Ao sobrenadante, adicione 5 gotas de H2O2 3% para oxidar o sulfito presente a sulfato e,
finalmente, adicione mais 5 gotas de BaCl2 (0,2 mol L-1), para produzir um outro precipitado de sulfato de
bário (referente ao sulfito em solução).
7
+7
7
7
/
+ >? A → >?7
/
+
→7
/
+ >? A → >?7
/
/
↓ +7
+
↓ (BC?D 0)
Questões orientadoras
4. De acordo com a classificação de Vogel para ânions, qual a classificação que seria dada aos ânions estudados
considerando-se apenas os testes realizados neste experimento?
5. O método descrito para o teste para carbonato em presença de sulfito poderia ser utilizado se ao invés de sulfito a
mistura contivesse iodeto?
Referências
Vogel, A.I.; Química Analítica Qualitativa, 5ª ed. São Paulo: Mestre Jou, 1981.
EXPERIMENTO 9. Reações de Complexação
Os complexos são compostos de grande importância e utilidade para a química analítica, sendo
utilizados, por exemplo, para determinações espectrofotométricas por conta da coloração que proporcionam
às soluções, para precipitações de íons indesejados ou para a dissolução de precipitados insolúveis [1].
Com relação às análises qualitativas, a formação de complexos apresenta dois campos importantes de
aplicação: testes específicos para íons e mascaramento (técnica para evitar interferentes) [2].
Os complexos são formados por um átomo central (íon metálico) ao qual se ligam vários ligantes,
espécies doadoras de elétrons com pelo menos um par de elétrons desemparelhados, como água, amônia
ou haletos. De forma que em meio aquoso, a maioria dos íons metálicos se encontram complexados com
várias moléculas de água e não como um íon simples, como se costuma representar.
A quantidade de moléculas de ligante com a qual um íon consegue se ligar está relacionado com o
número de coordenação do íon, que na maioria dos casos é igual a 6 ( como para o Fe2+, Fe3+,Co3+, Ni2+,
Cr3+) ou 4 (Cu2+, Cu+, Pt2+), mas podendo em alguns casos ser 2 ou 8 [2]. O número de coordenação
representa o número de espaços disponíveis em torno do átomo que podem ser ocupados por um ligante
com apenas um sítio doador de elétrons, unidentado.
Os diferentes ligantes podem ser classificados com base na quantidade de grupos doadores de
elétrons que possuem. Moléculas com apenas um grupo doador de pares de elétrons são conhecidas como
unidentadas, como é o caso da água e amônia, ao passo que moléculas com mais grupos podem ser
denominadas de bidentadas, tridentadas ou, genericamente, de multidentadas. Um ligante multidentado
pode se ligar ao íon central por meio de dois ou mais dentes, resultando em um complexo com estrutura
cíclica, que pode inclusive satisfazer, em um único estágio, o número de coordenação do átomo central [3].
Essas estruturas são muitas vezes denominadas de quelatos e são geralmente mais estáveis que as obtidas
apenas com ligantes monodentados, favorecendo-se assim a substituição de ligantes unidentados pelos
multidentados.
Estruturas de [Zn(NH3)4]2+ (tetraédrica), [Pt(NH3)4]2+ (quadrática plana) e
[Co(NH3)6]2+ (octaédrica)
A formação de complexos está invariavelmente relacionada com a substituição de cada um de seus
ligantes por outros, assim o equilíbrio de complexação ocorre em várias etapas, de modo análogo aos ácidos
e bases polifuncionais. A complexação, no entanto, está normalmente associada com o equilíbrio de
formação, ao contrário dos ácidos polipróticos que eram descritos em termos de equilíbrios de dissociação.
(
F(
)E + F ⇌
)E
G
+F ⇌
F(
F (
)E
G
)E
+
+
FE
G(
)G + F ⇌
FE +
5. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
1.1. Testes específicos para cátions de estado oxidativo diferente
Observação: Ao longo deste experimento muitas reações serão realizadas, sendo, portanto, imprescindível identificar
a vidraria (principalmente os tubos de ensaio) corretamente para evitar que sejam feitas observações equivocadas. Os
volumes das soluções dos reagentes serão medidos por número de gotas (cada gota equivale a aproximadamente
0,05 mL). Este é um procedimento bastante comum em Análise Qualitativa. As gotas devem ser adicionadas
diretamente no fundo do tubo de ensaio, procurando evitar que a mesma escorra através da parede interna do tubo.
Nesta primeira etapa do experimento serão avaliados os comportamentos dos íons Fe2+ e Fe3+ em
função da adição de alguns reagentes complexantes.
i) Identificação de íons Fe2+
a. Adicione em seis diferentes tubos de ensaio, devidamente identificados, 20 gotas de solução 0,5 mol
L-1 de sulfato de Fe2+.
b. Adicione ao primeiro 3 gotas da solução de hexacianoferrato (III) 0,025 mol L-1.
c. Adicione ao segundo 5 gotas da solução de hexacianoferrato (II) 0,025 mol L-1.
d. Adicione ao terceiro 10 gotas da solução de tiocianato de amônio 0,1 mol L-1.
e. Adicione ao quarto 10 gotas da solução de dimetilglioxima 1%.
f. Adicione ao quinto 10 gotas de solução de orto-fenantrolina 0,25%
g. Adicione ao último 10 gotas de solução de fluoreto de sódio 1,0 mol L-1.
Anote as alterações observadas na Tabela 1 abaixo.
j) Identificação de íons Fe3+
a. Adicione em seis diferentes tubos de ensaio, devidamente identificados, 20 gotas de solução 0,5 mol
L-1 de cloreto de Fe3+.
b. Adicione ao primeiro 2 gotas da solução de hexacianoferrato (III) 0,025 mol L-1.
c. Adicione ao segundo 3 gotas da solução de hexacianoferrato (II) 0,025 mol L-1.
d. Adicione ao terceiro 2 gotas da solução de tiocianato de amônio 0,1 mol L-1.
e. Adicione ao quarto 10 gotas da solução de dimetilglioxima 1%.
f. Adicione ao quinto 10 gotas de solução de orto-fenantrolina 0,25%
g. Adicione ao último 10 gotas de solução de fluoreto de sódio 1,0 mol L-1.
Anote as alterações observadas na Tabela 1 abaixo.
Tabela 1. Resultados observados durante os experimentos envolvendo Fe.
Fe2+
Reagentes
K3[Fe(CN)6]
K4[Fe(CN)6]
NH4SCN
Dimetilglioxima
orto-Fenantrolina
NaF
Fe3+
1.2 – Testes específicos para cátions de diferentes elementos
Nesta segunda etapa do experimento serão avaliados os comportamentos dos íons Ni2+ e Co2+ em
função da adição de alguns reagentes complexantes.
a) Identificação de íons Ni2+
1. Adicione em três diferentes tubos de ensaio, devidamente identificados, 20 gotas de solução 0,5 mol
L-1 de sulfato de níquel(II).
2. Adicione ao primeiro, gota a gota, solução de hidróxido de amônio 6,0 mol L-1.
3. Adicione ao segundo 10 gotas de solução de ácido tartárico 0,1 mol L-1 e agite a solução para
homogeneizar. Em seguida, adicione, gota a gota, solução de hidróxido de amônio 6,0 mol L-1.
4. Adicione ao último 5 gotas da solução de dimetilglioxima 1%.
Anote as alterações observadas na Tabela 2 abaixo.
Perceba que nem todos os campos serão preenchidos!
b) Identificação de íons Co2+
1. Adicione em dois diferentes tubos de ensaio, devidamente identificados, 20 gotas de solução 0,5 mol
L-1 de cloreto de Co2+.
2. Adicione ao primeiro, gota a gota, solução de hidróxido de amônio 6,0 mol L-1.
3. Adicione ao segundo uma ponta de espátula de tiocianato de amônio e agite para homogeneizar.
Anote as alterações observadas na Tabela 2 abaixo.
Perceba que nem todos os campos serão preenchidos!
Tabela 2. Resultados observados durante os experimentos envolvendo Ni e Co.
Reagentes
Ni2+
Co2+
NH4OH
NH4OH + Ac. Tart.
Dimetilglioxima
NH4SCN
Questões orientadoras
1) Busque a fórmula estrutural dos ligantes utilizados. Quantos “dentes” eles possuem?
2) Sabendo o número de coordenação dos átomos centrais, escreva as fórmulas moleculares e estruturais dos
produtos obtidos em cada etapa desta prática.
Referências
1. Skoog, D.A.; West, D.M.; Holler, F.J.; Crouch, S.R. Fundamentos de Química Analítica. São Paulo: Cengage
Learning, 2008.
2. Vogel, A.I.; Química Analítica Qualitativa, 5ª ed.; São Paulo: Mestre Jou, 1981.
3. Ohlweiler, O.A.; Química Analítica Quantitativa Vol.1, 2ª ed.; Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos,
1976.
4. Brown, T.L.; LeMay, H.E.; Bursten, B.E. Química, a ciência central. 5ª. ed, São Paulo-SP. Pearson Practice
hall, 2010.
EXPERIMENTO 10. Reações de Oxirredução
As reações de oxirredução são reações que envolvem a transferência de elétrons de uma espécie
para outra. A oxidação é a perda de elétrons por uma espécie, enquanto a redução é o ganho de elétrons
[1]. Uma espécie capaz de doar elétrons é chamada de agente redutor, ao passo que uma capaz de recebêlos é conhecida como agente oxidante.
As reações redox podem ser vistas de modo análogo ao conceito de Brønsted–Lowry para as
reações de ácido-base, no qual a classificação depende se a espécie está doando ou recebendo um próton.
Quando um ácido doa um próton, ele se torna a base conjugada que é capaz de aceitar um próton e, de
forma semelhante, quando um agente redutor doa um elétron, ele se torna um agente oxidante que é capaz
de aceitar um elétron [2]. Sendo assim, pode-se escrever uma equação geral para uma reação redox na
forma:
HIJ
+ >KL →
KL
+ >HIJ (1)
A partir da equação geral, no entanto, não é possível perceber a transferência de elétrons. Por conta
disso, normalmente considera-se uma reação de óxido-redução como o somatório de fases individuais de
oxidação e redução, também conhecidas como semicélulas. Deve-se enfatizar que essas fases individuais
não podem subsistir isoladamente; cada fase de oxidação exige uma fase de redução e vice-versa [3]. Dessa
forma, a equação 1 pode ser dividida em:
HIJ
⇌
KL
+ D: (2)
>KL + D: ⇌ >HIJ (3)
Como se pode observar, em reações de oxidação-redução, a relação do número de mols do agente
redutor para o número de mols do agente oxidante é tal que o número de elétrons doados pela primeira
espécie iguala exatamente o número de elétrons ganhos pela segunda espécie [1]. Essa é uma
característica fundamental para que se possa entender a estequiometria da reação e, consequentemente, o
seu equilíbrio.
Por fim, conhecer apenas as várias reações possíveis de semicélula não é suficiente para saber se
a junção de duas delas resultaria em uma reação real de oxirredução. É necessário, para tanto, fazer o teste
experimentalmente ou então conhecer o potencial de redução de cada semicélula envolvida. A forma
oxidada do sistema com potencial de redução mais positivo oxidará a forma reduzida do sistema com
potencial mais negativo e o inverso jamais irá ocorrer de forma espontânea [3], como é possível ver pela
reação entre Fe3+ e Sn4+ a seguir:
9: + : ⇌ 9: M N = +0,76Q
7D/ + 2: ⇌ 7D M N = +0,15Q
_____________________________
29: + 7D → 9: + 7D/
6. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
3.3.
Reatividade de alguns íons metálicos
Nesta parte do experimento serão avaliadas as reações de alguns metais com íons de outros metais,
de modo que se possa observar qual dos dois é um agente redutor mais forte. Para cada ensaio, insira o
metal correspondente em um dos tubos de ensaio disponíveis e, em seguida, adicione cerca de 1 mL de
solução.
Atenção: Algumas reações podem ser lentas, recomenda-se por tanto que se espere cerca de 3
minutos antes de se fazer as devidas anotações. Além disso, para que o experimento prossiga de
forma mais rápida é recomendado também que não se teste apenas um dos metais por vez, mas que
se faça os ensaios dos três metais ao mesmo tempo, em tubos de ensaio diferente.
a) Reações com fio de cobre
Após cada reação, descarte as soluções, lave os tubos de ensaio com água destilada para utilização
nos ensaios posteriores e lave também o fio de cobre e utilize a palha de aço se necessário.
1. Reação com Ag(I). Em um tubo de ensaio coloque o fio de cobre metálico e adicione 1 mL de solução
de nitrato de prata (I) 0,1 mol L-1. Observe se houve alterações e anote na Tabela 1.
2. Reação com Zn(II). Em um tubo de ensaio coloque o fio de cobre metálico e adicione 1 mL de
solução de sulfato de zinco(II) 0,1 mol L-1. Observe se houve alterações e anote na Tabela 1.
3. Reação com Al(III). Em um tubo de ensaio coloque o fio de cobre metálico e adicione 1 mL de
solução de nitrato de alumínio(III) 0,1 mol L-1. Observe se houve alterações e anote na Tabela 1.
4. Reação com HNO3. Em um tubo de ensaio coloque o fio de cobre metálico e adicione 1 mL de ácido
nítrico 6 mol L-1. Observe se houve alterações e anote na Tabela 1.
b) Reações com fio de zinco
Após cada reação, descarte as soluções, lave os tubos de ensaio com água destilada para utilização
nos ensaios posteriores e corte a parte do fio que esteve mergulhada na solução testada.
1. Reação com Ag(I). Em um tubo de ensaio coloque o fio de zinco e adicione 1 mL de solução de
nitrato de prata (I) 0,1 mol L-1. Observe se houve alterações e anote na Tabela 1.
2. Reação com Cu(II). Em um tubo de ensaio coloque o fio de zinco metálico e adicione 1 mL de
solução de sulfato de cobre(II) 0,5 mol L-1. Observe se houve alterações e anote na Tabela 1.
3. Reação com Al(III). Em um tubo de ensaio coloque o fio de zinco metálico e adicione 1 mL de
solução de nitrato de alumínio(III) 0,1 mol L-1. Observe se houve alterações e anote na Tabela 1.
4. Reação com HCl. Em um tubo de ensaio coloque o fio de zinco metálico e adicione 1 mL de ácido
clorídrico 2 mol L-1. Observe se houve alterações e anote na Tabela 1.
c) Reações com chapa de alumínio
Após cada reação, descarte as soluções, lave os tubos de ensaio com água destilada para utilização
nos ensaios posteriores e corte a parte do fio que esteve mergulhada na solução testada.
Observação: Pode ser necessário utilizar a palha de aço para lixar a chapa de alumínio.
1. Reação com Cu(II). Em um tubo de ensaio coloque o fio de zinco metálico e adicione 1 mL de
solução de sulfato de cobre(II) 0,5 mol L-1. Observe se houve alterações e anote na Tabela 1.
2. Reação com HCl. Em um tubo de ensaio coloque o fio de zinco metálico e adicione 1 mL de ácido
clorídrico 2 mol L-1. Observe se houve alterações e anote na Tabela 1.
Tabela 1. Resultados observados.
Cu0
AgNO3
CuSO4
ZnSO4
Al(NO3)3
HNO3
HCl
3.4.
Reações do íon dicromato
Zn0
Al0
a) Equilíbrio entre dicromato e cromato
Em um tubo de ensaio adicione cerca de 1 mL de solução de dicromato de potássio 0,2 mol L-1.
Adicione, gota a gota, solução de hidróxido de sódio 4 mol L-1 e anote as alterações observadas.
b) Reação de dicromato com álcool
Em um tubo de ensaio adicione cerca de 1 mL de solução de dicromato de potássio 0,2 mol L-1 e
cinco gotas de solução de ácido sulfúrico de 3 mol L-1. Adicione 1 mL de álcool etílico e anote as alterações
observadas.
c) Reação de dicromato com Fe(II)
Em um tubo de ensaio adicione cerca de 1 mL de solução de dicromato de potássio 0,2 mol L-1 e
cinco gotas de solução de ácido sulfúrico de 3 mol L-1. Adicione 1 mL de sulfato de ferro(II) 0,5 mol L-1 e
anote as alterações observadas.
3.5.
Reações do íon permanganato
a) Reação de permanganato com peróxido de hidrogênio em meio ácido
Em um tubo de ensaio adicione cerca de 1 mL de solução de permanganato de potássio 0,06 mol Le cinco gotas de solução de ácido sulfúrico de 3 mol L-1. Adicione, gota a gota, solução de peróxido de
hidrogênio 3% e anote as alterações observadas.
1
b) Reação de permanganato com Fe(II) em meio ácido
Em um tubo de ensaio adicione cerca de 1 mL de solução de permanganato de potássio 0,06 mol Le cinco gotas de solução de ácido sulfúrico de 3 mol L-1. Adicione, 1 mL de sulfato de ferro(II) 0,5 mol L-1
e anote as alterações observadas.
1
c) Reação de permanganato com oxalato em meio ácido
Em um tubo de ensaio adicione cerca de 1 mL de solução de permanganato de potássio 0,06 mol Le cinco gotas de solução de ácido sulfúrico de 3 mol L-1. Adicione, 1 mL de oxalato de sódio 0,2 mol L-1 e
anote as alterações observadas. Aqueça a solução em banho-maria e anote se houve novas alterações.
1
d) Reação de permanganato com nitrito em meio ácido
Em um tubo de ensaio adicione cerca de 1 mL de solução de permanganato de potássio 0,06 mol Le cinco gotas de solução de ácido sulfúrico de 3 mol L-1. Adicione, 1 mL de solução de nitrito de sódio 0,2
mol L-1 e anote as alterações observadas.
1
Questões orientadoras
6. Escreva todas as reações envolvidas neste roteiro.
7. Proponha uma ordem para o poder redutor das substâncias testadas na primeira parte do experimento.
Referências
[1]Ohlweiler, O.A.; Química Analítica Quantitativa Vol.1, 2ª ed.; Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos, 1976.
[2]Skoog, D.A.; West, D.M.; Holler, F.J.; Crouch, S.R. Fundamentos de Química Analítica. São Paulo: Cengage
Learning, 2008.
[3]Vogel, A.I.; Química Analítica Qualitativa, 5ª ed. São Paulo: Mestre Jou, 1981.
Roteiro adaptado de:
QA-217 Química Analítica Fundamental II, UNICAMP, 2010.