Aula_1_Introducao a Química Analítica

Química Analítica
• Definição
– técnicas de identificação e/ou
quantificação
de
espécies
químicas
• Classificação
– Análise Qualitativa: Quem?
– Análise Quantitativa: Quanto?
Métodos de análise qualitativa
• Ensaios que permitem:
– identificação dos elementos/condições
Ex: Fenolftaleína
- indicador de pH:  incolor em meio ácido
 rosa em meio básico
Ex: Turvação de solução de prata frente ao cloreto
Métodos de análise quantitativa
• Identifica quantidade
• Analito: espécie química de interesse
– Ex: Teor de ferro na água do mar
• Amostra: matriz analisada
– Ex: água do mar
Classificação dos métodos analíticos
• Métodos clássicos
– Volumetria ou titrimetria
– Gravimetria
• Métodos instrumentais
– Elétricos
– Ópticos
• Cromatografia
– Separação e determinação
Etapas do processo analítico
1 – Problema analítico: hipótese
2 – Seleção dos métodos de campo e laboratório
3 – Amostragem do material: - draga vs. core vs mergulho
- preservação
- condicionamento
4 – Processamento da amostra: secagem, moagem,etc...
5 – Sobulibilização da amostra, pre-concentracao, digestão
6 – Determinação/ medida
6 – Processamento de dados e avaliação estatística
7 - Divulgação dos resultados
• Medida da quantidade da amostra
–
Amostra sólida  < 1,0g ou µg
–
Amostra líquida  mL ou µL
• Multiplicidade da amostra
–
Amostras simples
–
Amostras duplicadas
–
Amostras triplicadas
• Dissolução da amostra
–
Extração  Água ou Solventes Orgânicos
–
Ataque com Ácidos e Agentes Oxidantes  Abertura úmida
–
Fusão com Sais  Abertura seca
Escolha do método analítico
1. Quantidade de amostra disponível
2. Quantidade relativa do componente
desejado
3. Exatidão requerida
4. Composição química da amostra
5. Número de amostras a analisar
6. Recursos disponíveis
Quantidades aproximadas dos
constituintes de uma amostra
Constituintes (analitos)
Quantidades
Maiores
> 1%
Menores
~0,1% a 1%
Traços
Ultratraços
< 0,1%
ppm; ppb; ppt
MEDIDAS EM QUÍMICA ANALÍTICA
• Mol
– É a quantidade de uma espécie química que contém
6,02x1023 partículas (átomos, moléculas, íons,
elétrons, etc).
• Massa Molar (M ou MM)
– A massa em g de 1 mol da espécie química.
– Massa molar atômica  Peso atômico
Ex: 1 mol de H = 1,0079g de H,
1 mol de Fe = 55,847g de Fe
– Massa molar molecular  Peso Molecular e Peso
Fórmula
Ex: 1 mol de CO2 = 44,01 g de CO2
1 mol de H2O = 18,0158g de H2O
Concentração da solução
• Concentração Molar (Molaridade)
– Concentração da solução expressa em mols
do soluto por litros do solvente.
– Solução 1 molar = 1 mol da substância / 1L
de solução ou 1 molar = 1 mmol da
substância / 1 mL de solução
massa(g)
Molaridade 
MM(g.mol  1).Volume(L )
Densidade
• Densidade = massa da substância / volume
• Unidades: (g/mL) ou (g/cm3) ou (kg/L)
• Expressões de resultados analíticos:
– Amostras sólidas: Relação m/ m
• % analito = massa (g) analito
x 100
massa (g) amostra
– Amostras líquidas:
– Relação m/v
• % analito = massa (g) analito
x 100
volume (mL) amostra
•
Relação v/v
• % analito = volume (mL) analito
volume (mL) amostra
x 100
Fator de diluição
• Fator de correção da concentração da solução após a sua diluição.
V2
C1
f.d. 
ou
V1
C2
V1.C1  V2 .C2
Algumas unidades físicas de massa e volume:
Massas
Volumes
1kg = 103g
1L = 103mL
1g = 103mg
1mL = 103µL
1g = 106µg
1L = 106µL
1mg = 103µg
1L = 109L
Unidades comuns para expressar concentrações
traços de analito:
Abreviação
m/m
m/v
v/v
ppm
mg.kg-1
mg.L-1
µL.L-1
ppm
µg.g-1
µg.mL-1
ppb
µg.kg-1
µg.L-1
mg %
mg/100g mg/100mL mL/100mL
Algarismos significativos
• Representam
os
números
de
dígitos
necessários para expressar os resultados de
uma medida.
– Ex.: 0,032g; 0,1000N; 0,2080g; 3,50mL
• Os valores que resultam de observações devem
ser registrados com apenas 1 algarismo
duvidoso.
– Ex.: 1g ≠ 1,0g ≠ 1,05g ≠ 1,053g ≠ 1,0539g
Algarismos significativos
• O dígito 0 (zero) pode ser parte significante de
uma medida.
• Exemplos:
– 0,261  3 algarismos significativos
– 90,7  3 algarismos significativos
– 800,0  4 algarismos significativos
– 0,0670  3 algarismos significativos
– 9,3660 x 105  5 algarismos significativos
Arredondamento de números
• Avalia-se o algarismo duvidoso:
– Se maior que 5  + 1 unidade
– Se menor que 5  mantém o número
– Se igual a 5  Impar = + 1 unidade
Par = mantém o número
• Ex.:
– 9,47 = 9,5
– 9,43 = 9,4
– 9,45 = 9,4
– 9,35 = 9,4
Exatidão e precisão de uma medida
• Exatidão:
– grau de concordância entre o valor achado e
o valor verdadeiro (ou o mais provável)
• Precisão:
– grau de concordância entre medidas
repetidas de uma quantidade. Exprime a
“reprodutibilidade” de uma série de medidas.
A
B
C
D
Teoria dos Erros
• Erros determinados:
– Erros operacionais e erros pessoais. Ex.: perdas
mecânicas de materiais nas diversas etapas da
análise; observação de mudança de cor, em uma
titulação visual; erros matemáticos nos cálculos.
– Erros instrumentais e erros de reagente. Ex.: falhas ou
defeitos nos aparelhos; aparelhos mal calibrados; uso
de reagentes contendo impurezas.
– Erros de método (método analítico). Ex.: reações
laterais e incompletas.
Teoria dos Erros
• Erros indeterminados:
• Refletem pequeninas diferenças entre os
valores experimentais de uma série de medidas
(números de observações). Esses erros não
podem ser evitados.
• Leis matemáticas de probabilidade podem ser
usadas para tratar os valores de uma série de
medidas. Os erros indeterminados tendem a
seguir uma distribuição normal (ou curva
gaussiana).
Distribuição Normal
Mediana e Média Aritmética
• Mediana:
– Num conjunto disposto em
ordem de grandeza, o valor
acima e abaixo do qual há um
mesmo número de casos
• Média Aritmética:
– O quociente da soma de x
valores por N elementos.
• Exemplo:
– Resultados da análise da acidez
total do vinagre:4,62%; 4,68% e
4,59%
– Mediana = 4,62%
– Média Aritmética = 4,63%
X

X 
N
Modos de expressar a exatidão
Erro Absoluto
EA  Vobservado  Vverdadeiro
Erro relativo
Vobservado  Vverdadeiro
EA
ER(%) 
x100 
x100
Vverdadeiro
Vverdadeiro
• Ex.: O resultado de uma análise é 36,97g. O valor aceito
(valor verdadeiro) para a mesma análise é 37,06g.
Calcular o erro relativo.
Desvio padrão
• Expressa a precisão de uma série de medidas (número
observações).
• s - desvio padrão estimado de um conjunto finito de
valores experimentais, para N  30,
• (N – 1) - graus de liberdade,
• X - média estimada (média aritmética),
• m - valor experimental individual em uma série de
medidas (número de observações).
 xm 

s
N 1
2
Desvio padrão
• Desvio
padrão
relativo
(DPR%
ou
RSD%)
ou
Coeficiente de Variação (CV)
• Limite de confiança (LC) ou
Intervalo de confiança (IC).
– t – parâmetro estatístico
que depende do nível de
confiança usado e N-1
graus de liberdade; os
valores de t encontram-se
tabelados.
s
RSD %  .100
X
t.s
LC  x 
N
Rejeição de resultados
• Usamos o teste Q para
rejeitar valores grosseiros
em uma série de medidas
• Qexp é comparado com Qcrit
(valores críticos para o
quociente Q de rejeição;
encontram-se tabelados).
• Se Qexp > Qcrit rejeitar o
valor
suspeito;
caso
contrário reter o valor.
Qexp 
xsuspeito x próximo
xmaior  xmenor
Carta de controle
• É um gráfico seqüencial com algum
critério de qualidade. Mostra os limites
estatísticos de variações que são
permitidos, para os valores obtidos
experimentalmente.
• Limite de controle superior (LCS ou UCL)
• Limite de controle inferior (LCI ou LCL)
Carta de controle
Exercícios
1. Um químico obteve os seguintes dados para o
teor de álcool em uma amostra de sangue: %
C2H5OH: 0,084; 0,089 e 0,079. Calcular o limite
de confiança da média ao nível de 95% ,
admitindo não se conhecer a precisão do
método.
2. A análise de uma amostra de calcita resultou
nas porcentagens de CaO de 55,95; 56,00;
56,04; 56,08 e 56,23. O último valor aparece
como grosseiro. Este valor deve ser retido ou
rejeitado?
Exercícios:
1. Calcular a massa em gramas em 1 mol de CaSO4.7H2O (M.A.: Ca = 40,08; S
= 32,06; O = 15,999; H = 1,0079)
2. Calcular o número de mols em 500mg de Na2CO3. (M.A.: Na = 22,990; C =
12,011)
3. Quantos miligramas estão contidos em 0,250 mmols de Fe2O3? (M.A.: Fe =
55,847)
4. Uma solução é preparada pela dissolução de 1,26g de AgNO3 em um balão
volumétrico de 250mL e diluído à volume. Calcular a molaridade da solução
de AgNO3. Quantos milimols deste sal foram dissolvidos? M.A.: Ag = 107,87;
N = 14,007
5. Uma alíquota de 5mL de água do mar foi transferida para um balão
volumétrico de 100mL e seu volume completado com água destilada até a
marca. Calcule o fator de diluição aplicado a esta solução.
6. Uma solução de H2SO4 1mol.L-1 foi diluída em um balão volumétrico.
Sabendo que a concentração do H2SO4 após a diluição é 0,01mol.L-1,
calcule o fator de diluição.
7. Uma solução diluída de vinagre (ácido acético) teve a sua acidez calculada
em 0,427%. Sabendo que a amostra inicial de vinagre foi diluída 10 vezes,
calcule a concentração da amostra antes da diluição.
8. 10mL de uma solução padrão de Fe(III) foi diluída, com água destilada, em um
1.
Qual o volume de H3PO4 85% (m/m) necessário para
preparar 250 mL de uma solução de H3PO4 1 mol.L-1.
(MM = 98g.mol-1, d = 1,71 g/mL) ?
2.
Qual a massa de iodeto de potássio para preparar 2L
de uma solução de KI 10% (m/v)?
3.
Qual a massa de CuSO4.5H2O (MM = 249,69 g.mol-1)
necessária para preparar 500mL de uma solução
padrão de Cu(II) 2,0 g.L-1 (MM = 63,546 g.mol-1)?