Aula práticas de Química Analitica Quantitativa - SOL

UNIVERSIDADE CATÓLICA DE GOIÁS
Departamento de Matemática e Física
Coordenação de Química
EXPERIÊNCIAS
DE LABORATÓRIO
em
Química Analítica Quantitativa
MAF 1860
Autora: Profa. Dra. Adélia Maria Lima da Silva
Agosto de 2006
Química Analítica Quantitativa
Prefácio
Prefácio
Este manual de Química Analítica Quantitativa apresenta as aulas experimentais
destinadas aos alunos de Licenciatura em Química. Tem por objetivo auxiliar e possibilitar ao
aluno uma situação de maior aproveitamento.
O trabalho que se realiza em um curso prático requer, além de grande dedicação e
interesse, muito cuidado e atenção. Para melhor aprendizagem, torna-se necessário o
aproveitamento substancial do tempo. O volume de informações é enorme e a quantidade de
conceitos é muito grande.
A medida em que as aulas ocorrem, procure fixar muito bem os conceitos básicos,
deixando-os cada vez mais solidificados e vivos na memória; isto lhe dará mais segurança e uma
maior capacidade de raciocínio. Com certeza, quando um aluno consegue entender e assimilar
claramente os fundamentos teóricos de uma análise química, se sentirá mais firme, hábil e
determinado para realizar um experimento analítico.
O tempo de laboratório é importantíssimo, quanto mais, melhor. Tenha sempre presente
que a Química é uma ciência experimental, por isso aproveite ao máximo o tempo de laboratório.
Anote tudo o que observar e procure representar por meio de equações de reação todos os
fenômenos químicos processados. Reserve um tempo para estudar e explore a literatura.
A autora
2
Química Analítica Quantitativa
Sumário
1
Sumário
Aulas
Página
Instruções para o Trabalho de Laboratório..............................................................
4
Aferição de materiais volumétricos: calibração de pipetas....................................
5
Preparação e padronização de solução de NaOH 0,1 mol/L..................................
11
Determinação da acidez no vinagre...........................................................................
16
Preparação e padronização de solução de HCl 0,1 mol/L.......................................
19
Determinação da pureza da soda cáustica................................................................
22
Determinação da dureza da água...............................................................................
25
Determinação de cálcio no leite em pó......................................................................
28
Preparação e padronização de solução de KMnO4 0,02 mol/L..............................
32
Determinação do peróxido de hidrogênio na água oxigenada comercial............
35
Preparação e padronização de solução de AgNO3 0,02 mol/L..............................
38
Determinação de cloreto em amostras de água........................................................
41
Análise Gravimétrica....................................................................................................
45
3
Química Analítica Quantitativa
1
Instruções para o Trabalho de Laboratório
Instruções para o Trabalho de Laboratório
1. Introdução
Mesmo que outras disciplinas de laboratório do curso tenham apresentado e discutido as
normas e fornecido esclarecimento sobre o trabalho prático, convém relembrar alguns itens
importantes assim como mencionar aqueles de caráter específico.
1. É adequado o uso de óculos de segurança durante todo o tempo de permanência no
laboratório.
2. Evitar usar lentes de contato.
3. É indispensável o uso do jaleco de algodão.
4. Os alunos devem trajar calças compridas, sapatos fechados e se necessário cabelos presos.
5. Caso o aluno não esteja trajado de forma adequada, o mesmo não poderá permanecer e
realizar os experimentos. Não haverá reposição das aulas perdidas.
6. O laboratório é um lugar de trabalho sério. Evite conversas desnecessárias e qualquer tipo
de brincadeira.
7. O trabalho de laboratório será em dupla. Antes de iniciar e após término dos experimentos
mantenha sempre limpa a aparelhagem e a bancada de trabalho.
8. Estude com atenção os experimentos antes de executá-los, registrando na apostila de
laboratório as suas observações e conclusões.
9. As lavagens das vidrarias são de responsabilidade da equipe. Lave com água e sabão. No
final passe água destilada.
10. Todas as operações nas quais ocorre desprendimento de gases tóxicos (evaporações de
soluções ácidas, amoniacais, etc.) devem ser efetuadas na capela.
11. Ao observar o cheiro de uma substância não se deve colocar o rosto diretamente sobre o
frasco que a contém. Deve-se abanar com a mão por cima do frasco aberto, na sua
direção, para poder cheirar os vapores.
12. Na preparação ou diluição de uma solução, use água destilada.
13. Verificar cuidadosamente o rótulo do frasco que contém um dado reagente antes de tirar
dele qualquer porção de seu conteúdo.
14. Cuidado ao trabalhar com ácido concentrado. No caso de diluição, adicione primeiro a
água, depois o ácido lentamente.
15. Evite contaminar os reagentes químicos.
16. No caso de quebra de alguma vidraria, avise o professor imediatamente, para que o
mesmo providencie a sua troca.
17. Lave sempre as suas mãos no final da aula.
18. Sempre que tiver dúvidas, pergunte!
4
Química Analítica Quantitativa
Uso
Aferição de materiais volumétricos
Aferição de materiais volumétricos: calibração de pipetas
1. Introdução
A medida precisa de volume é tão importante em muitos métodos analíticos como é a medida
de massa. A unidade de volume é o litro (L), definido como um decímetro cúbico. O mililitro (mL)
é 1/1000 L e é usado onde o litro representa uma unidade de volume inconvenientemente grande.
O volume ocupado por uma dada massa de líquido varia com a temperatura, assim como varia
também o recipiente no qual está colocado o líquido, durante a medida. Entretanto, a maioria dos
equipamentos de medida de volume são feitos de vidro, o qual felizmente tem pequeno coeficiente
de expansão. Conseqüentemente, as variações no volume em função da temperatura de um
recipiente de vidro não precisam ser consideradas em trabalhos comuns em química analítica.
O coeficiente de expansão para soluções aquosas diluídas (aproximadamente 0,025%/oC) é tal
que uma variação de 5oC tem efeito considerável na confiabilidade da medida volumétrica.
As medidas volumétricas devem tomar como referência alguma temperatura padrão; este
ponto de referência é geralmente 20oC. A temperatura ambiente da maioria dos laboratórios fica
suficientemente perto de 20oC de modo que não há necessidade de se efetuar correções das medidas
de volume. No entanto, o coeficiente de expansão para líquidos orgânicos pode requerer correções
para diferenças de temperatura de 1oC ou até menos.
Medidas confiáveis de volume são realizadas com uma pipeta, uma bureta ou um balão
volumétrico.
As pipetas permitem a transferência de volumes exatamente conhecidos de um recipiente para
outro. As informações relacionadas ao seu uso são dadas na Tabela 1.
Tabela 1: Características de pipetas
Nome
Tipo de
calibração *
Função
Capacidade
disponível, mL
Tipo de drenagem
Volumétrica
TD
Liberação de volumes fixos
1-200
Livre
Mohr
(graduada)
TD
Liberação de volumes variáveis
1-25
Até a menor linha de
calibração
Sorológica
TD
Liberação de volumes variáveis
0,1-10
Soprar a última gota**
Sorológica
TD
Liberação de volumes variáveis
0,1-10
Até a menor linha de
calibração
Oswald-Folin
TD
Liberação de volumes fixos
0,5-10
Soprar a última gota**
Lambda
TC
Conter um volume fixo
0,001-2
Lavar com solvente
adequado
Lambda
TD
Liberação de volumes fixos
0,001-2
Soprar a última gota**
Eppendorf
TD
Liberação de volumes fixos ou
0,001-1
Ponteira esvaziada por
variáveis
deslocamento de ar
* TD, para dispensar; TC, para conter
** Um anel fosco próximo ao topo da pipeta indica que a última gota deve ser assoprada
5
Química Analítica Quantitativa
Aferição de materiais volumétricos
Uma pipeta volumétrica ou de transferência dispensa um volume fixo e único, entre 0,5 e
200mL. Muitas pipetas têm códigos coloridos para cada volume, para conveniência na identificação
e manuseio. As pipetas de medida ou graduadas são calibradas em unidades convenientes para
permitir a liberação de qualquer volume até sua capacidade máxima, variando de 0,1 a 25mL.
As pipetas volumétricas e graduadas são preenchidas até a marca de calibração pela abertura
inferior; a maneira pela qual a transferência se completa depende do seu tipo específico. Como
existe uma atração entre a maioria dos líquidos e o vidro, uma pequena quantidade de líquido
costuma ficar retida na ponta da pipeta após esta ser esvaziada. Esse líquido residual nunca deve ser
assoprado em uma pipeta volumétrica ou em algumas pipetas graduadas, mas pode ser assoprado
em outros tipos de pipeta.
Tabela 2: Tolerâncias de Pipetas Volumétricas e Graduadas, Classe A
Capacidade, mL
Tolerância, mL
0,5
0,006
1
0,006
2
0,006
5
0,01
10
0,02
20
0,03
25
0,03
50
0,05
100
0,08
2. Considerações gerais sobre o uso de equipamentos volumétricos
As marcas de volume são feitas pelos fabricantes com os equipamentos volumétricos bem
limpos. Um nível de limpeza análogo deve ser mantido no laboratório se estas marcas forem usadas
com confiança. Somente superfícies de vidro limpas sustentam um filme uniforme de líquido.
Poeira ou óleo rompe este filme. Portanto, a existência de rupturas no filme é uma indicação de uma
superfície "suja".
Limpeza. Uma breve agitação com uma solução quente de detergente é geralmente suficiente para
remover graxa e poeira. Agitação prolongada não é aconselhável já que pode aparecer um anel na
interface detergente/ar. Este anel não pode ser removido e inutiliza o equipamento. Depois de ser
limpo, o equipamento deve ser bem enxaguado com água de torneira e então duas a três vezes com
água destilada. Raramente é necessário secar vidraria volumétrica.
Evitando a paralaxe. A superfície de um líquido confinado num tubo estreito exibe uma curvatura
marcante, ou menisco. É comum utilizar a parte inferior do menisco como ponto de referência na
calibração e no uso de equipamento volumétrico. Este ponto mínimo pode ser melhor visualizado
segurando-se um cartão de papel opaco atrás da coluna graduada.
Ao se ler volumes, seu olho deve estar no nível da superfície do líquido para assim evitar um
erro devido à paralaxe. Paralaxe é um fenômeno que provoca a sensação: (a) do volume ser menor
que seu o valor real, se a leitura do menisco for acima da linha perpendicular e (b) do volume ser
maior, se a leitura do menisco for abaixo da linha do líquido.
6
Química Analítica Quantitativa
Aferição de materiais volumétricos
3. Como usar a pipeta
As seguintes instruções são especificamente apropriadas para pipetas volumétricas, mas
podem ser consideradas para o uso de outros tipos de pipetas.
O líquido é sugado para o interior da pipeta pela aplicação de um pequeno vácuo. Sua boca
nunca deve ser usada para sucção já que há possibilidade de ingerir acidentalmente o líquido que
está sendo pipetado. Ao invés da boca, deve-se usar uma pêra de borracha ou um tubo de borracha
conectado à trompa de vácuo.
Limpeza. Use uma pêra para aspirar solução de detergente a um nível de 2 a 3 cm acima da
marca de calibração da pipeta. Drene esta solução e enxágüe a pipeta com várias porções de água de
torneira. Verifique se o filme de água na parede da pipeta é homogêneo ou se há rupturas do filme.
Se houver rupturas, lave tantas vezes quantas forem necessárias com detergente. Finalmente,
preencha a pipeta com água destilada com um terço de sua capacidade e rode-a até molhar toda a
sua superfície interna. Repita este procedimento com água destilada pelo menos duas vezes.
A medida de uma alíquota. Use uma pêra para aspirar um pequeno volume do líquido a ser
amostrado para a pipeta e molhe sua superfície interna com este líquido. Repita isto com outras
duas porções do líquido. Então, cuidadosamente, preencha a pipeta com um volume um pouco
acima da marca de calibração. Certifique-se que não há bolhas no líquido e nem espuma em sua
superfície. Acerte o zero. Toque a ponta da pipeta na parede interna de um béquer (não o frasco
para onde a alíquota vai ser transferida), e vagarosamente, deixe que o líquido escorra livremente.
Descance então a ponta da pipeta na parede interna do frasco por poucos segundos. Finalmente,
retire a pipeta com um movimento de rotação para remover qualquer líquido aderido na sua ponta.
O pequeno volume retido na ponta de uma pipeta volumétrica nunca deve ser soprado para ser
liberado.
4. Calibração de Material de vidro volumétrico
O material de vidro volumétrico é calibrado pela medida da massa do líquido (geralmente
água destilada ou deionizada) de densidade e na temperatura conhecidos, que é contida ou
dispensada no recipiente volumétrico. A correção para o empuxo precisa ser feita na realização da
calibração, uma vez que a densidade da água é bastante diferente daquelas dos pesos.
Os cálculos associados com a calibração, apesar de não serem difíceis, são de alguma forma
complexos. Os dados brutos das pesagens são primeiramente corrigidos para o empuxo, com a
 d ar
d ar 

P

P

P

equação: 1
2
2

 d obj d massas 
Onde, P1 é a massa corrigida do objeto, P2 é a massa dos padrões, dobj é a densidade do
objeto, dmassas é a densidade das massas padrão e dar tem um valor de 0,0012 g/cm3.
Em seguida, o volume do aparato na temperatura de calibração (T) é obtido pela divisão da
densidade do líquido, naquela temperatura, pela massa corrigida. Finalmente, esse volume é
corrigido para a temperatura-padrão a 20 °C.
A Tabela 4 é fornecida para auxiliar nos cálculos do empuxo. As correções para o empuxo,
em relação a pesos de aço inoxidável ou latão (a diferença entre os dois é suficientemente pequena,
podendo ser negligenciada) e para as variações no volume da água e recipientes de vidro, foram
incorporadas nesses dados. A multiplicação pelo fator adequado, presente na Tabela 3, converte a
massa de água na temperatura T para (1) o volume correspondente naquela temperatura ou (2) o
volume a 20 °C.
7
Química Analítica Quantitativa
Aferição de materiais volumétricos
Tabela 3: Volume ocupado por 1,000 g de água, pesado ao ar, empregando-se massas-padrão de
aço inoxidável*
Volume, mL
Temperatura, T, °C
Na temperatura ambiente, T
Corrigida para 20 °C
10
1,0013
1,0016
11
1,0014
1,0016
12
1,0015
1,0017
13
1,0016
1,0018
14
1,0018
1,0019
15
1,0019
1,0020
16
1,0021
1,0022
17
1,0022
1,0023
18
1,0024
1,0025
19
1,0026
1,0026
20
1,0028
1,0028
21
1,0030
1,0030
22
1,0033
1,0032
23
1,0035
1,0034
24
1,0037
1,0036
25
1,0040
1,0037
26
1,0043
1,0041
27
1,0045
1,0043
28
1,0048
1,0046
29
1,0051
1,0048
30
1,0054
1,0052
* Foram aplicadas as correções para o empuxo (pesos de aço inoxidável) e variações no volume do recipiente
5. Objetivos
Determinar o volume real de pipetas graduadas e volumétricas de 1,0; 2,0; 5,0; 10,0;
25,0mL, considerando a tolerância apresentada na Tabela 2.
6. Materiais

Pipetas graduadas de 1,0; 2,0; 5,0; 10,0; 25,0mL 
(escolher aleatoriamente uma por grupo)
Erlenmeyer de 125mL (dois
por grupo)

Pipetas volumétricas de 1,0; 2,0; 5,0; 10,0; 25,0mL 
(escolher aleatoriamente uma por grupo)
Frasco com água destilada

Termômetro

Papel absorvente

Balança analítica

Pipetador de borracha (pêra)
8
Química Analítica Quantitativa
Aferição de materiais volumétricos
7. Procedimento experimental
1. Verifique e anote a temperatura da água destilada e a temperatura ambiente.
2. Pese com o auxílio de um papel absorvente, um erlenmeyer de 125mL previamente limpo, seco e
tarado em balança analítica (anote a massa na tabela de resultados).
3. Pipete com o auxílio da pipeta volumétrica disponível, o volume desejado. Acerte o menisco e
transfira a porção de água para o erlenmeyer.
4. Pese o conjunto (erlenmeyer + água). Anote na tabela de resultados.
5. Repita os procedimentos 2 ao 4, com uma pipeta graduada de mesma capacidade volumétrica.
6. Faça os cálculos.
8. Referências
BACCAN, N.; ANDRADE, J. C. ; GODINHO, O. E. S.; BARONE, J. S. Química Analítica
Quantitativa Elementar, 2a edição. Campinas: Editora da UNICAMP, 1995.
SKOOG, D. A.; WEST, D. M.; HOLLER, F. J.; CROUCH, S. R. Fundamentos de Química
Analítica. Tradução Marco Tadeu Grassi. Revisão Técnica Célio Pasquini. São Paulo: Pioneira
Thomson Learning, 2006.
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Química Analítica Quantitativa
Aferição de materiais volumétricos
Química Analítica Quantitativa – MAF 1860 - Licenciatura em Química - UCG
Nomes:
Aula:
Data:
Resultados da calibração das pipetas volumétricas
Grupo
Capacidade
da pipeta
(mL)
Massa do
erlenmeyer
(g)
Massa
erlenmeyer +
água (g)
Massa da
água (g)
Volume na
Temperatura
Ambiente (mL)
Volume a
20 °C (mL)
Massa da
água (g)
Volume na
Temperatura
Ambiente (mL)
Volume a
20 °C (mL)
1
2
3
4
5
Resultados da calibração das pipetas graduadas
Grupo
Capacidade
da pipeta
(mL)
Massa do
erlenmeyer
(g)
Massa
erlenmeyer +
água (g)
1
2
3
4
5
Exercícios
1. Calcule o volume escoado pelas pipetas graduada e volumétrica na temperatura ambiente e a 20
°C. Estes volumes são calculados multiplicando-se a massa de água obtida em cada medida pelo
fator dado na Tabela 3.
2. A temperatura da sala (ambiente) e da água foram iguais? Em caso de resposta negativa verifique
se a alteração é significativa.
3. Qual pipeta apresentou maior erro, considerando a tolerância apresentada na Tabela 2 ? Justifique
sua resposta.
Conclusão
10
Química Analítica Quantitativa
Uso
Preparação e padronização de NaOH 0,1 mol/L
Preparação e padronização de solução NaOH 0,1 mol/L
1. Introdução
A solubilidade de uma substância num determinado solvente é controlada principalmente pela
natureza do próprio solvente e do soluto, mas também pela temperatura e pressão. Uma solução é
formada quando uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias formam uma única fase. O
componente presente em maior quantidade é chamado solvente e os outros componentes são
denominados solutos.
As propriedades das soluções, por exemplo, a cor ou o sabor depende de sua concentração.
Em química, a quantidade de soluto dissolvido numa unidade de volume ou de massa da solução ou
do solvente se denomina concentração. A concentração é expressa, comumente, em mol do soluto
por litro da solução; esta concentração é a molaridade da solução.
Em análise química é necessário preparar soluções de concentração exatamente conhecida,
isto é soluções padrões. Essas soluções requerem, muitas vezes, que se faça uma análise
titulométrica para se determinar à quantidade exata do soluto presente no volume da solução. Este
procedimento chama-se padronização da solução.
A solução padrão é usualmente adicionada por uma bureta. O processo de adição da solução
padrão até que a reação esteja completa é chamado de titulação e a substância a ser determinada de
titulada. O ponto final da titulação chama-se ponto de equivalência. Este final deve ser
identificado por alguma mudança, produzida pela própria substância padrão, por exemplo KMnO4
ou pela adição de um reagente auxiliar conhecido como indicador. Após a finalização da reação
entre a substância e a solução padrão, o indicador deverá produzir uma mudança de cor no líquido
que está sendo titulado. Este ponto é chamado de ponto final da titulação. Em um laboratório
analítico é essencial manter em estoque soluções de vários reagentes, algumas delas terão
concentrações exatamente conhecidas (soluções padrões) e é imperativo que a temperatura de
estocagem destas soluções seja a correta.
As soluções padrões são preparadas pesando-se a quantidade de substância apropriada numa
balança analítica, dissolve-se um pouco com o solvente apropriado e transfere-se com o auxílio de
um funil, à solução para um balão volumétrico de capacidade adequada, tendo o cuidado de não
perder a solução. O funil deve ser lavado algumas vezes com um jato do solvente e transferindo-se
para o balão. Agita-se a mistura e completa-se o volume até o traço de referência e finalmente
homogeneiza-se.
Quando a substância não for facilmente solúvel em água, é aconselhável aquecer o béquer
com a substância e um pouco do solvente, ligeiramente e com agitação, até que a substância se
dissolva completamente. Em seguida, deixa-se a solução resfriar e depois se transferi com o auxílio
do funil para o balão volumétrico. Lava-se o béquer algumas vezes com o solvente, transferindo
para o balão. Em nenhuma circunstância o balão pode ser aquecido.
Em alguns casos pode ser preferível preparar a solução padrão a partir de soluções
concentradas, por diluição apropriada.
As soluções que são relativamente estáveis e não são afetadas pela exposição ao ar podem ser
estocadas em frascos de 1litro. Nos trabalhos de grande exatidão, os frascos devem ser de pyrex, ou
de outro vidro resistente com tampas esmerilhadas. Para soluções alcalinas os frascos de vidro são
substituídos por frascos de polietileno. Deve-se observar que os frascos de vidro são obrigatórios
para algumas soluções, por exemplo, iodo e nitrato de prata. Nestes dois casos o vidro deve ser
escuro (castanho).
11
Química Analítica Quantitativa
Preparação e padronização de NaOH 0,1 mol/L
Os frascos de estocagem devem estar limpos e secos. Eles devem ser lavados com um pouco
da solução, esgotando-se o líquido, enchendo-se os frascos e fechando-os imediatamente. Se o
frasco estiver limpo, porém, molhado, deve-se lavá-lo sucessivamente com três pequenas parcelas
da solução, esgotando-se completamente o líquido depois de cada lavagem. Depois se enche o
frasco com a solução e rotulá-o com o nome da solução, concentração, data de preparação e nome
do analista. Antes de usá-lo para qualquer análise deve-se homogeneizar a solução.
2. Considerações sobre reações químicas
Para uma reação ser utilizada em uma titulação, ela deve satisfazer as seguintes condições:
1- Deve ocorrer uma reação simples que possa ser expressa por uma equação química.
2- A substância a ser utilizada deverá reagir completamente com o reagente em proporções
estequiométricas.
3- A reação deve ser rápida. Em alguns casos, deve-se adicionar um catalisador para acelerar a
reação.
4- Deve haver uma mudança de energia livre marcante conduzindo a alteração de alguma
propriedade física ou química do soluto no ponto de equivalência.
5- Deve haver um indicador específico que defina nitidamente o ponto final da reação.
3. Considerações sobre hidróxido de sódio
Para preparar soluções padrões alcalinas, o reagente mais usado é o hidróxido de sódio. No
entanto, este reagente não é padrão primário, porque é higroscópio e sempre contém uma
quantidade indeterminada de água e carbonato de sódio adsorvida no sólido. O carbonato de sódio
pode ser completamente removido quando se prepara uma solução saturada de NaOH, a qual é
deixada em repouso por 24horas. O carbonato de sódio precipita por ser pouco solúvel na solução.
Isto significa que as soluções de NaOH devem ser padronizadas com um reagente padrão primário,
por exemplo o biftalato de potássio, para poder determinar a concentração real da solução.
As soluções de hidróxido de sódio atacam o vidro e dissolvem a sílica com formação de
silicatos solúveis. A presença de silicatos solúveis causa erros e as soluções de hidróxidos devem
ser conservadas em frascos de polietileno.
4. Considerações sobre padrão primário
Para uma substância ser considerada padrão primária, ela deve apresentar as seguintes
características:
1- Fácil obtenção, purificação e secagem;
2- Deve existir teste qualitativo simples para identificação de contaminantes, que se presentes
devem estar em pequena porcentagem;
3- Deve possuir massa molecular elevada (para diminuir o erro de pesagem);
4- Solúvel nas condições experimentais;
5- Deve reagir com a espécie de interesse de modo estequiométrico e instantâneo;
6- Deve manter-se inalterada ao ar durante a pesagem. Não pode ser higroscópica, oxidada ou
afetada pelo CO2.
As soluções de hidróxido de sódio são geralmente padronizadas com hidrogenoftalato de
potássio ou biftalato de potássio [HKC6H4(COO)2], que é um padrão primário.
12
Química Analítica Quantitativa
Preparação e padronização de NaOH 0,1 mol/L
5. Objetivos
Esta aula tem como objetivos treinar a técnica de pesagem, ilustrar as técnicas de preparação
e padronização de solução aquosa de hidróxido de sódio 0,1mol/L para posteriormente determinar a
acidez de uma amostra de vinagre.
6. Materiais

Espátula

Balança analítica e semi-analítica

Béquer de 50 e 100 mL

Frascos de plástico para acondicionar a solução

Bastão de Vidro

Béquer de 300mL com água destilada recém fervida

Balão volumétrico de 250 mL

Bureta de 50 mL

Erlenmeyer de 250mL

Proveta de 50mL

Béquer de 1000 mL

Agitador e barra magnética
7. Reagentes

Hidróxido de sódio P.A.

Fenolftaleína 1%

Biftalato de potássio seco a 105ºC
8. Procedimento experimental
8.1. Preparação da solução NaOH 0,1 mol/L
Calcule a quantidade de hidróxido de sódio necessária para se preparar 250mL de solução (massa
molecular = 40,0 g/mol). Com o auxílio de um béquer de 100mL, pese numa balança semi-analítica
a quantidade de hidróxido calculada. Dissolva com 50mL de água destilada recém fervida e
transfira quantitativamente para um balão volumétrico de 250mL. Lave o béquer com pequenos
volumes de água destilada, transfira para o balão e finalmente complete o volume com água
destilada recém fervida e homogeneíze. Após preparação, junte todas as soluções preparadas pelos
diferentes grupos num béquer de 1L, para posterior padronização.
8.2. Padronização da solução de NaOH 0,1 mol/L
Calcule a massa de biftalato de potássio necessária para reagir completamente com 25,00mL da
solução de NaOH 0,1mol/L. Pese numa balança analítica exatamente a massa calculada e transfira
quantitativamente para um erlenmeyer de 250mL. Meça numa proveta 50mL de água destilada fria
e recém fervida e transfira para o erlenmeyer, para dissolver completamente o biftalato de potássio.
Adicione duas gotas de fenolftaleína 1% e homogeize.
Lave uma bureta de 50mL com pequena quantidade da solução de NaOH 0,1mol/L. Fixe a bureta de
50mL no suporte universal. Feche a torneira de controle de escoamento. Com auxílio de um béquer
de 50mL, encha a bureta com solução de NaOH 0,1 mol/L e observe se há vazamento. Verifique se
há bolhas entre a torneira e a extremidade inferior da bureta. Caso tenha, abra a torneira
rapidamente até removê-la. Em seguida, encha a bureta com NaOH 0,1mol/L e acerte o menisco
com o traço de aferição (zero), que fica na parte superior. Monte o sistema de agitação magnética.
Titule com a solução recém preparada de NaOH 0,1M, até mudança de coloração do indicador de
incolor para rosa. Anote o volume gasto e calcule o fator de correção, utilizando a seguinte fórmula.
13
Química Analítica Quantitativa
Preparação e padronização de NaOH 0,1 mol/L
Fc 
25,0
Vgasto
ou Fc 
m
0,2042 .V .M
m = massa do biftalato de potássio pesada;
V = volume gasto da solução de NaOH (mL)
M= molaridade da solução (0,1mol/L)
0,2042 = mmol do biftalato de potássio
Calcule a média dos fatores de correção da turma. Em seguida, calcule a concentração real da
solução de NaOH 0,1M, multiplicando-se pelo fator de correção.
Finalmente, transfira as soluções de NaOH 0,1 mol/L para frascos de plásticos e escreva no rótulo o
nome da solução, concentração, data, fator de correção e turma.
9. Referências
BACCAN, N.; ANDRADE, J. C. ; GODINHO, O. E. S.; BARONE, J. S. Química Analítica
Quantitativa Elementar, 2a edição. Campinas: Editora da UNICAMP, 1995.
SKOOG, D. A.; WEST, D. M.; HOLLER, F. J.; CROUCH, S. R. Fundamentos de Química
Analítica. Tradução Marco Tadeu Grassi. Revisão Técnica Célio Pasquini. São Paulo: Pioneira
Thomson Learning, 2006.
OHLWEILER, O.A. Química analítica quantitativa. 3a edição. Volume 2. Rio de Janeiro: Livros
Técnicos e Científicos, 1981.
VOGEL, A.I. Análise Química Quantitativa. 5a. edição. Rio de Janeiro: Livros Técnicos e
Científicos, 1992.
14
Química Analítica Quantitativa
Preparação e padronização de NaOH 0,1 mol/L
Química Analítica Quantitativa – MAF 1860 - Licenciatura em Química - UCG
Nomes:
Aula:
Data:
Resultados da padronização da solução de NaOH 0,1 mol/L
Grupo
Massa de Biftalato de
Potássio (g)
Volume gasto de
NaOH (mL)
Fator de Correção
(Fc)
Molaridade real
(mol/L)
1
2
3
4
5
Exercícios
1- Quais as características necessárias para que uma substância seja considerada padrão primário?
Exemplifique.
2- Por que as soluções de NaOH devem ser armazenadas em frascos de plásticos?
3- Justifique por que se deve usar água destilada recém fervida na preparação de soluções
alcalinas?
4- Calcule a massa de NaOH necessária para preparar 250 mL de solução 0,1 mol/L. (M.M. = 40,0
g/mol).
5- Calcule a massa de biftalato de potássio necessária para reagir com 25,0 mL de solução de
NaOH 0,1 mol/L. (M. M. = 204,2 g/mol).
Conclusão
15
Química Analítica Quantitativa
Uso
Determinação do teor de acidez no vinagre
Determinação do teor de acidez no vinagre
1. Introdução
Vinagre de vinho ou simplesmente vinagre é o produto obtido pela fermentação acética do
vinho, apresentando uma acidez mínima de 4g/100mL do produto, expressa em ácido acético, sendo
os outros componentes proporcionais à matéria-prima usada em sua elaboração. De acordo com a
matéria-prima que lhe deu origem, o vinagre pode ser classificado como vinagre de vinho tinto ou
branco.
Na fermentação do vinho o álcool etílico é oxidado pelo ar e forma-se ácido acético, do Latim
acetum e a reação é catalisada por enzimas bacterianas, Acetobacter. Após fermentação, apresenta
cerca de 4 a 5% de ácido acético, recebendo o nome de vinagre, vinho azedo. O ácido acético é um
ácido fraco, apresentando Ka de 1,8x10-5. Ele é amplamente usado em Química Industrial na forma
de ácido acético glacial (densidade de 1,053g/cm3 e 99,8%) ou em soluções de diferentes
concentrações.
Fermentado acético é o produto resultante da fermentação de frutas, cereais, vegetais, mel ou
da mistura de vegetais, devendo apresentar uma acidez volátil expressa em ácido acético de no
mínimo 4g/100mL. O fermentado acético pode ter adição de condimentos, aromas, extratos vegetais
e óleos essenciais.
As características de vinagres estão definidas nos padrões de identidade e qualidade
estabelecidos pelo Ministério da Agricultura, Pecuária e Abastecimento.
Na análise destes produtos, as determinações usuais são, entre outras: extração preliminar,
densidade relativa, acidez total, acidez volátil, acidez fixa, álcool em volume, pH, extrato seco,
glicídeos redutores em glicose, sulfatos, extrato seco reduzido, cinzas, dióxido de enxofre e
eventualmente corantes orgânicos artificiais e contaminantes orgânicos.
No laboratório, a análise da acidez é realizada através da titulação de neutralização utilizando
solução NaOH 0,1mol/L padronizada e fenolftaleína 1% como indicador. O NaOH reage
quantitativamente com o ácido acético presente no vinagre e após a reação total, um pequeno
excesso de NaOH torna a solução alcalina e o indicador adquire uma coloração rosa.
2 Objetivos
Esta aula tem como objetivos determinar a concentração de ácido acético presente numa
amostra de vinagre por volumetria de neutralização e verificar se o produto atende as especificações
de qualidade, ou seja, se contém 4 a 5g de ácido acético em 100mL de vinagre.
3. Materiais

Vinagre branco

Pipeta volumétrica de 25mL (2)

Balão volumétrico de 250mL

Erlenmeyer de 250mL

Bureta de 50mL

Proveta de 50mL

Béquer de 50 ou 100mL

Béquer com água destilada recém fervida

Agitador magnético

Barra magnética
16
Química Analítica Quantitativa
Determinação do teor de acidez no vinagre
4. Reagentes

Fenolftaleína 1%

Solução padrão de NaOH 0,1mol/L
5. Procedimento experimental
5.1. Preparação da solução de vinagre (uma solução por turma)
Homogeneíze a amostra de vinagre branco e pipete uma alíquota de 25mL para um balão
volumétrico de 250mL. Complete o volume com água destilada e acerte o menisco. Agite para
homogeneizar.
5.2. Determinação da acidez total no vinagre (por grupo)
Pipete uma alíquota de 25mL da solução de vinagre preparada anteriormente e transfira para um
erlenmeyer de 250mL. Meça 40mL de água destilada numa proveta e adicione no erlenmeyer.
Adicione 2 a 3 gotas de solução alcoólica de fenolftaleína e homogeneíze. Monte o sistema de
agitação magnética.
Lave a bureta de 50mL com um pouco de NaOH 0,1mol/L. Descarte este volume. Fixe a bureta de
50mL no suporte universal. Feche a torneira de controle de escoamento. Com auxílio de um béquer
de 50mL, encha a bureta com solução de NaOH 0,1mol/L e observe se há vazamento. Verifique se
há bolhas entre a torneira e a extremidade inferior da bureta. Caso tenha, abra a torneira
rapidamente até removê-la. Em seguida, encha a bureta com NaOH 0,1mol/L e acerte o menisco
com o traço de aferição (zero), que fica na parte superior.
Titule com a solução de NaOH 0,1mol/L até mudança de coloração para levemente rosa. Anote o
volume e calcule o teor de ácido acético no vinagre em g/100 mL.
6. Referências
BACCAN, N.; ANDRADE, J. C. ; GODINHO, O. E. S.; BARONE, J. S. Química Analítica
Quantitativa Elementar, 2a edição. Campinas: Editora da UNICAMP, 1995.
SKOOG, D. A.; WEST, D. M.; HOLLER, F. J.; CROUCH, S. R. Fundamentos de Química
Analítica. Tradução Marco Tadeu Grassi. Revisão Técnica Célio Pasquini. São Paulo: Pioneira
Thomson Learning, 2006.
OHLWEILER, O.A. Química analítica quantitativa. 3a edição. Volume 2. Rio de Janeiro: Livros
Técnicos e Científicos, 1981.
VOGEL, A.I. Análise Química Quantitativa. 5a. edição. Rio de Janeiro: Livros Técnicos e
Científicos, 1992.
17
Química Analítica Quantitativa
Determinação do teor de acidez no vinagre
Química Analítica Quantitativa – MAF 1860 - Licenciatura em Química- UCG
Nomes:
Aula:
Data:
Resultados da acidez no vinagre
Grupo
Volume gasto de NaOH (mL)
Teor de acidez (g/100mL)
1
2
3
4
5
Exercícios
1- Escreva a reação envolvida na titulação.
2- Demonstre os cálculos para a determinação da acidez no vinagre e expresse os resultados em g
de ácido acético/100 mL de vinagre. Dados: Massa molecular do ácido acético = 60,0 g/mol.
3- Porque o vinagre é ácido? Porque é necessário diluir a amostra de vinagre em água?
4- A técnica aprendida nesta aula pode ser utilizada em uma indústria para o controle da acidez de
vinagre? Justifique.
5- Compare o valor experimental com o dado fornecido pelo fabricante.
Conclusão
18
Química Analítica Quantitativa
Uso
Preparação e padronização de solução de HCl 0,1 mol/L
Preparação e padronização de solução de HCl 0,1 mol/L
1. Introdução
Os reagentes comumente usados na preparação de soluções padrões ácidas são os ácidos
clorídrico e sulfúrico. Os dois são encontrados no comércio na forma de soluções concentradas. O
HCl apresenta concentração 12 mol/L, enquanto que o H2SO4 é cerca de 18 mol/L. Mediante
diluição apropriada, pode-se preparar com facilidade qualquer solução com uma concentração
aproximada.
As soluções preferidas são as de ácido clorídrico, pois são estáveis indefinidamente e podem
ser usadas na presença da maior partes dos cátions sem sofrer interferência devida à formação de
sais solúveis. O ácido sulfúrico forma sais insolúveis com os hidróxidos de bário e de cálcio. Nas
titulações de líquidos quentes, ou nas determinações que exigem fervura com excesso de ácido
durante um certo tempo, o ácido sulfúrico padrão é, no entanto, o preferível. O ácido nítrico é
raramente empregado, pois quase sempre contém um pouco de ácido nitroso que tem uma ação
destrutiva sobre muitos indicadores.
Um método adequado para preparar uma solução é obtê-la com concentração aproximada e
em seguida padronizá-la com uma substância alcalina padrão primário, por exemplo, o tetraborato
de sódio (Na2B4O7.10H2O) ou o carbonato de sódio anidro (Na2CO3). A solução padronizada pode
ser utilizada para determinar alcalinidade de diversas amostras.
2 HCl (aq) + Na2CO3 (aq)  2 NaCl (aq) + H2O + CO2
2. Objetivos
Esta aula tem como objetivos preparar e padronizar uma solução de ácido clorídrico 0,1mol/L
para posterior determinação de pureza de amostras alcalinas.
3. Materiais

Pipeta graduada de 10mL

Balão volumétrico de 1000mL

Erlenmeyer 250mL

Proveta de 50mL

Bureta de 50mL

Pipeta volumétrica de 50mL

Agitador magnético

Barra magnética

Alaranjado de metila 1%
4. Reagentes

HCl (P.A.)

Na2CO3 (P.A.)
5. Procedimento experimental
5.1 Preparação da Solução de Ácido Clorídrico 0,1 mol/L
Cuidado: ácido clorídrico concentrado é altamente tóxico e corrosivo
19
Química Analítica Quantitativa
Preparação e padronização de solução de HCl 0,1 mol/L
Utilizando os dados do rótulo (36,5-38% HCl, M.M. 36,46, e densidade 1,19 g/mL), calcule o
volume do ácido concentrado necessário para preparar 250 mL de solução 0,1 mol/L. (Uma solução
para a TURMA).
Na capela com o exaustor ligado, meça o volume do ácido concentrado e transfira para um balão
volumétrico de 1000 mL contendo cerca de 400 mL de água destilada. Lave algumas vezes a pipeta
com um pouco de água destilada transferindo sempre para o balão. Agite cuidadosamente o balão e
adicione água até completar os 1000 mL. Feche bem o balão e vire-o de ponta-cabeça várias vezes
para homogeneizar a solução.
Transfira esta solução para um frasco limpo e rotule-o.
5.2. Padronização da Solução de Ácido Clorídrico com Caronato de Sódio (Na2CO3)
Calcule a massa de carbonato de sódio que reagirá completamente com 25,0mL de solução 0,1
mol/L de ácido clorídrico. (M.M. = 106 g/mol).
Pese a massa calculada e transfira para um erlenmeyer de 250 mL. Dissolva o sal com 50mL de
água destilada (medir na proveta). Adicione, a seguir, 3 gotas de indicador alaranjado de metila à
solução de carbonato. Monte o sistema de agitação magnética.
Titule essa solução com o ácido clorídrico 0,1 mol/L preparado no item anterior, seguindo
rigorosamente, a técnica de titulação demonstrada pelo professor. Anote o volume de ácido gasto e
calcule o fator de correção pela seguinte fórmula:
Fc 
m
2 x0,1xVx0,106
Com a média dos fatores de correção, calcule a concentração real da solução do ácido,
multiplicando-se 0,1 mol/L pelo fator de correção e anote no rótulo.
6. Referências
BACCAN, N.; ANDRADE, J. C. ; GODINHO, O. E. S.; BARONE, J. S. Química Analítica
Quantitativa Elementar, 2a edição. Campinas: Editora da UNICAMP, 1995.
SKOOG, D. A.; WEST, D. M.; HOLLER, F. J.; CROUCH, S. R. Fundamentos de Química
Analítica. Tradução Marco Tadeu Grassi. Revisão Técnica Célio Pasquini. São Paulo: Pioneira
Thomson Learning, 2006.
OHLWEILER, O.A. Química analítica quantitativa. 3a edição. Volume 2. Rio de Janeiro: Livros
Técnicos e Científicos, 1981.
VOGEL, A.I. Análise Química Quantitativa. 5a. edição. Rio de Janeiro: Livros Técnicos e
Científicos, 1992.
20
Química Analítica Quantitativa
Preparação e padronização de solução de HCl 0,1 mol/L
Química Analítica Quantitativa – MAF 1860 - Licenciatura em Química- UCG
Nomes:
Aula:
Data:
Resultados da padronização da solução de HCl 0,1 mol/L
Grupo
Massa de Tetraborato
de sódio (g)
Volume gasto de
HCl (mL)
Fator de Correção
(Fc)
Molaridade real
(mol/L)
1
2
3
4
5
Exercícios
1- Calcule a molaridade real da solução de HCl, após padronização.
2- Quais os cuidados que um analista deve ter ao preparar uma solução de HCl, a partir da solução
do reagente concentrada 37%?
3- Utilizando os dados do rótulo (37% HCl, M.M. 36,46g/mol, e densidade 1,19 g/mL), calcule o
volume do ácido concentrado necessário para preparar 1000 mL de solução 0,1 mol/L.
4- Calcule a massa de carbonato de sódio que reage completamente com 25,0mL de solução 0,1
mol/L de ácido clorídrico. Dados: massa molecular 106,0 g/mol.
Conclusão
21
Química Analítica Quantitativa
Uso
Determinação da pureza da soda caústica
Determinação da pureza da soda cáustica comercial
1. Introdução
Dois métodos podem ser usados para se determinar à mistura de carbonato (Na2CO3) e de
hidróxido de sódio (NaOH) na soda cáustica comercial.
No primeiro método, inicialmente, determina-se o álcali total (carbonato + hidróxido) pela
titulação com solução padrão de ácido clorídrico 0,1 mol/L e indicador metilorange, ou metilorange
e carmim de índigo, ou azul de bromofenol. Numa outra alíquota da solução, precipita-se o
carbonato com um ligeiro excesso de solução de cloreto de bário (BaCl2) e sem filtrar, titula-se a
solução com ácido padrão do ácido e azul de timol ou fenolftaleína como indicador. Esta titulação
dá o volume necessário para neutralizar o hidróxido de sódio e por subtração do volume na
determinação do álcali total, encontra-se o volume necessário para neutralizar o carbonato de sódio.
HCl (aq) + NaOH (aq)  NaCl (aq) + H2O
2 HCl (aq) + Na2CO3 (aq)  2 NaCl (aq) + H2O + CO2
BaCl2 (aq) + Na2CO3 (aq)  BaCO3 (s) + 2 NaCl (aq)
O segundo método adota um indicador misto, constituído por 6 partes de azul de timol e 1
parte de vermelho de cresol. Esta mistura é violeta no pH 8,4, azul no pH 8,3 e rosa no pH 8,2. Com
este indicador misto, a mistura tem a cor violeta em solução alcalina e vira para o azul nas
vizinhanças do ponto de equivalência. Ao se fazer à titulação, o ácido é adicionado lentamente até
que a solução tenha coloração rosa. Neste estágio, todo o hidróxido foi neutralizado e o carbonato
convertido a hidrogenocarbonato.
OH- + H+  H2O
CO32- + H+  HCO32Faz-se outra titulação com o indicador metilorange, ou metilorange e carmim de índigo, ou
azul de bromofenol, sendo possível determinar o teor correspondente ao hidróxido e ao carbonato e
conseqüentemente a alcalinidade total.
OH- + H+  H2O
CO32- + 2H+  H2CO3
H2CO3  H2O + CO2
Para se obter resultados satisfatórios com este método, a solução titulada deve estar fria a 0C
e deve-se impedir, tanto quanto for possível, a perda de dióxido de carbono, mantendo-se a ponta da
bureta dentro do líquido. Portanto, este método é extremamente inviável em relação ao primeiro.
2. Objetivos
Esta aula tem como objetivos determinar a concentração de álcali total (carbonato e
hidróxido) de uma amostra de soda cáustica comercial por titulação com solução de HCl 0,1mol/L
padronizada, utilizando o primeiro método de análise.
22
Química Analítica Quantitativa
Determinação da pureza da soda caústica
3. Materiais

Béquer de 400mL

Espátula e bastão de vidro

Proveta de 250mL

Balão volumétrico de 1000mL

Erlenmeyer de 250mL (2 por grupo)

Pipetas volumétricas de 50mL

Manta aquecedora e reostato

Termômetro

Bureta de 50mL

Pipeta graduada de 10mL

Agitador magnético

Barra magnética
4. Reagentes

Soda cáustica comercial

Fenolftaleína 1%

Solução de ácido clorídrico 0,1 mol/L

Solução de cloreto de bário 5%

Alaranjado de metila 1%
5. Procedimento Experimental
5.1 Preparação da amostra (por turma)
Pese num béquer de 400mL cerca de 5g de soda cáustica e adicione cerca de 250mL de água
destilada para dissolver a amostra. Agite com cuidado, pois a amostra é corrosiva!
Transfira quantitativamente para um balão volumétrico de 1000mL. Lave o béquer com porções de
água destilada e complete o menisco no traço de aferição. Agite bastante o balão.
5.2. Determinação do teor da pureza da soda cáustica
Pipete duas alíquotas de 50mL da solução da amostra e transfira para dois erlenmeyer de 250mL.
No primeiro erlenmeyer, adicione duas gotas do indicador alaranjado de metila.
Lave a bureta com a solução de HCl 0,1 mol/L e acerte o menisco. Titule a amostra do primeiro
erlenmeyer até mudança de cor de alaranjado para vermelho (rosado). Anote o volume. A diferença
entre os volumes gastos pelos grupos não deve ser maior que 0,1mL. Nesta titulação obtém-se a
alcalinidade total (hidróxido + carbonato).
No segundo erlenmeyer, aqueça a outra alíquota de 50mL até 50C e adicione gota a gota, com o
auxílio de uma pipeta, solução de cloreto de bário 5% até que não se forme precipitado.
Resfrie a temperatura ambiente, adicione duas gotas de fenolftaleína 1%. Acerte e titule com
solução de ácido clorídrico 0,1 mol/L muito lentamente, com agitação constante. Nesta titulação
obtém-se a alcalinidade devida ao hidróxido. O ponto final é a mudança de cor do indicador de rosa
para incolor. Calcule o teor de hidróxido e carbonato na soda cáustica.
6. Referência
VOGEL, A.I. Análise Química Quantitativa. 5a. edição. Rio de Janeiro: Livros Técnicos e
Científicos, 1992.
23
Química Analítica Quantitativa
Determinação da pureza da soda caústica
Química Analítica Quantitativa – MAF 1860 - Licenciatura em Química - UCG
Nomes:
Aula:
Data:
Resultados da pureza da soda cáustica comercial
Grupo
Volume gasto de HCl na
primeira titulação
Volume gasto de HCl na
segunda titulação
% NaOH
% Na2CO3
1
2
3
4
5
Exercícios
1- Escreva as reações envolvidas na análise.
2- Calcule a concentração de hidróxido de sódio e carbonato de sódio na amostra de soda cáustica,
sabendo-se que: M.M. (NaOH) = 40 g/mol; M. M. (Na2CO3) = 106 g/mol.
3- O que acontece com a amostra ao adicionar gota a gota, solução de cloreto de bário 1%? O
resultado deste procedimento interfere na análise? Justifique.
Conclusão
24
Química Analítica Quantitativa
Uso
Determinação da dureza da água
Determinação da dureza da água por volumetria de
complexação
1. Introdução
Um íon complexo (ou molécula) consta de um átomo central (íon) e vários ligantes
intimamente acoplados a ele. As quantidades relativas desses componentes num complexo estável
seguem uma estequiometria bem definida, embora não possa ser interpretado dentro do conceito
clássico de valência. Muitos íons metálicos formam complexos estáveis, solúveis em água, com um
grande número de aminas terciárias contendo grupos carboxílicos. A formação destes complexos
serve como base para a titulação complexométrica de uma variedade de íons metálicos.
O EDTA (Figura 1) pode ser obtido com alta pureza, na forma
do ácido propriamente dito ou na forma do sal dissódico hidratado. As
duas formas possuem alto peso molecular, mas o sal dissódico tem a
vantagem de ser mais solúvel em água. Este ácido é fraco e apresenta
valores de pK1 = 2,00, pK2 = 2,66, pK3 = 6,16, pK4 = 10,26. Os
valores de pKa mostram que os dois primeiros prótons são mais
facilmente ionizáveis, do que os dois restantes.
Figura 1: Estrutura do EDTA
A utilização do ácido etilenodiaminotetraacético (EDTA) como agente complexante iniciouse no fim da Segunda Guerra Mundial. Este composto é largamente utilizado em volumetria de
complexação, pois forma complexos estáveis de estequiometria 1:1 com um grande número de íons
metálicos em solução aquosa.
Os íons cálcio e magnésio formam complexos estáveis e solúveis em água com o EDTA. A
soma da concentração destes íons é conhecida como índice da dureza da água e é um dado muito
importante na avaliação da qualidade da água. Os cátions ferro, alumínio, cobre e zinco que estão
associados aos íons cálcio e magnésio, são geralmente mascarados ou precipitados antes da
determinação.
A dureza da água é medida tradicionalmente como a capacidade que a água se relaciona com
o sabão, visto que uma água dura requer uma grande quantidade de sabão para produzir espuma.
Uma água de elevada dureza é prejudicial, quando esta é utilizada na limpeza, resfriamento ou
geração de vapor. Desta forma, existe a necessidade do controle prévio, a fim de adotar as medidas
de correções necessárias, conforme o uso a que se destina.
Numerosos processos industriais, tais como fábricas de cervejas, conservas, papel e celulose,
requerem águas brandas. Para o caso de lavanderias as águas ocasionam um elevado consumo de
sabão e resultam em danos para os tecidos. Também é importante considerar que as águas duras
formam crostas em caldeiras de vapor, ocasionando elevadas perdas de calor e podendo também
provocar explosões.
A água, quanto a dureza, pode ser classificada de acordo com o teor de sais de cálcio e de
magnésio presente, expresso em ppm ou miligrama por litro.
- Água mole: 0-60 ppm de CaCO3
- Moderamente dura: 61-120 ppm de CaCO3
- Água dura: 121-180 ppm de CaCO3
- Dura: > 180 ppm de CaCO3
25
Química Analítica Quantitativa
Determinação da dureza da água
2. Objetivos
Esta aula tem como objetivo determinar o teor de íons cálcio e magnésio, numa amostra de
água das dependências da Universidade Católica de Goiás, por volumetria de complexação com
EDTA.
3. Princípio do método
Os íons Ca2+ e Mg2+ de uma solução formam um complexo vermelho-vinho com o indicador
negro de eriocromo-T, em pH 10. Pela adição de EDTA à solução colorida ocorre a formação de
um complexo estável e não dissociado com o EDTA, separando-se assim o indicador. Quando a
quantidade de EDTA adicionada for suficiente para complexar todo o cálcio e magnésio, a solução
vermelho-vinho torna-se azul, indicando o final da reação.
4. Materiais

Béquer de 100mL

Balão volumétrico de 250mL

Erlemeyer de 250mL (2 por grupo)

Bastão de vidro

Pipeta volumétrica de 50mL

Bureta de 50,0mL

Pipeta volumétrica de 25 mL

Proveta de 50 mL
5. Reagentes
 Solução de EDTA 0,1mol/L
 Negro de Eriocromo T
 Solução tampão pH10

Solução padrão de CaCO3 0,01 mol/L
6. Procedimento experimental
6.1. Preparação da Solução de EDTA 0,01mol/L
Pipete 25mL da solução estoque de EDTA (0,1mol/L), transfira para um balão volumétrico de
250mL e dilua com água destilada até o traço de aferição.
6.2. Padronização da Solução de EDTA 0,01mol/L
Adicione num erlemeyer de 250mL, 50mL de água destilada, 10mL de solução tampão pH10,
25mL da solução padrão de CaCO3 0,01 mol/L e 0,05g de negro de eriocromo T. Titule com a
solução de EDTA 0,01mol/L até a viragem do indicador de vermelho para azul. Calcule o fator de
correção.
6.3. Determinação da dureza da água
Pipete 50mL da amostra de água e transfira para um erlenmeyer de 250mL. Adicione 1mL da
solução tampão pH10 e 0,05g de negro de eriocromo T. Titule com a solução de EDTA 0,01mol/L
até a viragem do indicador de vermelho para azul. Calcule o teor de CaCO3 em ppm na amostra de
água.
8. Referências
Vogel, A. Análise Química Quantitativa. 5a. ed. Livros Técnicos e Científicos. Rio de Janeiro,
1992.
26
Química Analítica Quantitativa
Determinação da dureza da água
Química Analítica Quantitativa – MAF 1860 - Licenciatura em Química- UCG
Nomes:
Aula:
Data:
Resultados da dureza da água
Grupo
Volume gasto de
EDTA na
padronização (mL)
Fator de
Correção (Fc)
Volume gasto de EDTA
com a amostra (mL)
Dureza da água CaCO3
1
2
3
4
5
Exercícios
1- Calcule o fator de correção utilizando a seguinte fórmula: Fc 
25
Vg
, onde Vg é o volume gasto
na padronização do EDTA.
2- Faça os cálculos da determinação da dureza da água, expressando o resultado em mg/L de
CaCO3 (ppm). Como se classifica a água analisada quanto a sua dureza?
ppm de CaCO3 
1000 xVxFc
, onde V é o volume gasto com a amostra de água.
50
3. Calcule a massa de EDTA necessária para preparar 250 mL de solução 0,01mol/L.
Dados: massa molar EDTA = 372,24 g/mol
4. O que é um íon complexo? Por que o EDTA é a substância mais utilizada em volumetria de
complexação?
Conclusão
27
Química Analítica Quantitativa
Uso
Determinação do cálcio no leite
Determinação do teor de cálcio no leite por volumetria de
complexação
1. Introdução
O leite contém teores consideráveis de cloro, fósforo, potássio, sódio, cálcio e magnésio e
baixos teores de ferro, alumínio, bromo, zinco e manganês, formando sais orgânicos e inorgânicos.
A associação entre os sais e as proteínas do leite é um fator determinante para a estabilidade das
caseínas devido ao fosfato de cálcio fazer parte da estrutura das micelas de caseína.
Os agentes quelantes ou sequestrantes desempenham um papel fundamental na estabilização
dos alimentos, ao reagirem com os íons metálicos e alcalinos terrosos para formar complexos que
alteram as propriedades dos íons e seus efeitos sobre os alimentos.
Qualquer molécula ou íon comum com um par de elétrons não compartilhados pode
coordenar ou formar complexos com os íons metálicos. Assim os compostos que contém dois ou
mais grupos funcionais, como: -OH, -SH, -PO3H2, -COOH, -C = O, -NR2, -S-, e -O-, na disposição
espacial apropriada entre si podem complexar metais em um meio físico favorável. Os agentes
quelantes mais comumente utilizados nos alimentos são o ácido cítrico e seus derivados, diferentes
fosfatos e os sais de ácido etilenodiaminotetraacético (EDTA).
Normalmente para que um quelato (complexo) seja estável é
necessário que o agente quelante (ligante) seja capaz de formar anéis
de cinco ou seis membros com um metal (Figura 1). Por exemplo, o
EDTA, representado como Y4-, forma quelato de grande estabilidade
com íons cálcio (Ca2+), devido à coordenação participarem pares de
elétrons dos átomos de nitrogênio e pares de elétrons dos átomos de
oxigênio aniônico dos grupos carboxílico, resultando assim na
formação de um complexo bastante estável que utiliza os seis grupos
doadores de elétrons.
Ca2+ + Y4- CaY2-
Figura 1: Complexo Ca-EDTA
A dissociação do EDTA (H4Y) pode ser representada por quatro valores de Ka. Cada uma das
frações é uma função do pH.
H4Y + H2O  H3O+ + H3Y-
K1=1,02x10-2
H3Y- + H2O  H3O+ + H2Y2-
K2=2,14x10-3
H2Y2- + H2O  H3O+ + HY3-
K3=6,92x10-7
HY3- + H2O  H3O+ + Y4-
K4=5,50x10-11
2. Objetivos
Esta aula tem como objetivos determinar a concentração de cálcio numa amostra de leite em
pó, por volumetria de complexação e também comparar o resultado com o exposto pelo fabricante.
28
Química Analítica Quantitativa
Determinação do cálcio no leite
3. Função da solução de Mg-EDTA
Quando se titulam os íons cálcio pelo EDTA (H2Y2-), forma-se um complexo de cálcio
relativamente estável (Kform = 5,0x1010).
Ca2+ + H2Y2-
CaY2- + 2H+
Com os íons cálcio isolados não se consegue um ponto final nítido com o indicador de negro
de eriocromo-T, e não se observa a transição do vermelho para o azul nitidamente. Com os íons
magnésio, o EDTA forma um complexo um tanto menos estável (Kform = 4,9x108).
Mg2+ + H2Y2-
MgY2- + 2H+
O complexo do magnésio com o indicador (Mg-Ind-) é mais estável que o complexo do cálcio
com o indicador (CaY2-), mas é menos estável que o complexo do magnésio com o EDTA (MgY2-).
Por isso, durante a titulação de solução com íons magnésio e íons cálcio pelo EDTA, na presença de
negro de eriocromo, o EDTA reage inicialmente com os íons cálcio livres, depois com os íons
magnésio livres e finalmente com o complexo do magnésio com o indicador. Uma vez que o
complexo do magnésio com o indicador tem a cor vermelho-vinho e o indicador livre é azul, no pH
entre 7 e 11, a cor da solução vira do vermelho-vinho para o azul, no ponto final.
Se os íons magnésio não estiverem presentes na solução dos íons cálcio, é necessário
adicioná-los, pois são indispensáveis para a viragem de cor do indicador.
-
MgY2- + H+ + HInd2-(azul)
2-
MgInd (vermelho) + H2Y
Ao se colocar o complexo Mg-EDTA (MgY2-) na amostra de leite, o cálcio do leite reage com
o EDTA do Mg-EDTA, formando o complexo Ca-EDTA (CaY2-), pois é mais estável e desloca o
equilíbrio, deixando o Mg2+ livre.
CaY2- + Mg2+
Ca2+ + MgY2-
Ao adicionarmos o indicador (Ind), este reage com o cálcio e o magnésio livre (cor violeta).
Durante a titulação o EDTA reage primeiro com o cálcio livre, depois com Ca-Ind e finalmente
desloca o Mg do indicador em quantidade equivalente àquela que estava combinada com o EDTA
(Mg-EDTA) e que foi deslocada inicialmente pelo cálcio, antes da titulação. Neste instante desfaz o
complexo Mg-Ind, liberando o indicador que é azul em pH de 10 a 11.
-
H2Ind
vermelho
-H+
-H+
2-
Ind
Ind3-
+H+
pH 11-12 laranja
+H+
pH 6-7 azul
4. Materiais

Papel indicador

Erlenmeyer de 300 mL (2 por grupo)

Água destilada (pisseta)

Bastão de vidro

Proveta de 50mL

Béquer de 50 ou 100 mL

Bureta de 50,0 mL

Agitador e Barra magnética

Cianeto de Potássio (sólido)
5. Reagentes

Amostra de leite em pó
29
Química Analítica Quantitativa
Determinação do cálcio no leite

Solução EDTA 0,02 mol/L

Indicador negro de eriocromo-T

Solução Mg-EDTA

Solução tampão pH 10 (NH4OH/NH4Cl)
6. Procedimento experimental
Pese numa balança semi-analítica 2,0g de leite em pó e transfira para um erlenmeyer de 300 mL.
Esta análise deve ser feita em duplicata.
Adicione cerca de 50 mL de água destilada. Evite deixar qualquer quantidade do leite em pó
aderido nas paredes do frasco, sem se dissolver, pois isto levará a resultados mais baixo no teor de
cálcio. Se for necessário pode aquecer levemente, para facilitar a dissolução, e resfriar antes de
prosseguir a análise.
Na seguinte ordem, adicione na capela 15 mL de solução tampão pH 10, agite e verifique o pH. Em
seguida, adicione alguns cristais de KCN (Cuidado VENENO!), para mascarar outros íons como
Cu2+, Zn2+, Fe3+ presentes no leite que interferem bloqueando o indicador. Adicione 1 mL de
solução Mg-EDTA. Finalmente, adicione uma 0,05 g de eriocromoT (indicador), até o
aparecimento da cor vermelho-vinho.
Lave a bureta de 50 mL com a solução de EDTA 0,02mol/L. Em seguida zere a bureta e titule até
mudança de cor do indicador (azul).
8. Referências
Vogel, A. Análise Química Quantitativa. 5a. ed. Livros Técnicos e Científicos. Rio de Janeiro,
1992.
30
Química Analítica Quantitativa
Determinação do cálcio no leite
Química Analítica Quantitativa – MAF 1860 - Licenciatura em Química- UCG
Nomes:
Aula:
Data:
Resultados do teor de cálcio no leite
Grupo
Volume gasto de EDTA na
primeira titulação (mL)
Volume gasto de EDTA na
segunda titulação (mL)
Cálcio no leite (mg/100g de
amostra
1
2
3
4
5
Exercícios
1- Qual a finalidade de se adicionar KCN na análise do teor de cálcio?
1- Porque a titulação deve ser realizada em pH 10?
2- Qual a finalidade da solução Mg-EDTA na análise?
3- Calcule o teor de cálcio (mg/100g de leite). Verifique se o valor experimental está concordante
com o teor apresentado no rótulo do fabricante.
4- O que é necessário para que uma molécula possa vir a ser um agente complexante?
5- Como o pH o influi na formação de complexos de EDTA?
Conclusão
31
Química Analítica Quantitativa
Uso
Preparação e padronização de KMnO4
Preparação e padronização de KMnO4 0,02 mol/L
1. Introdução
Quando numa reação química ocorre transferência de elétrons, ela é chamada de reação de
óxido-redução ou simplesmente redox.
Um grande número de análise baseia-se em reações deste tipo, incluindo vários métodos
volumétricos, como por exemplo, as determinações permanganimétricas.
Este método volumétrico envolve uma reação de óxido-redução em meio ácido, na qual
íons MnO4- são reduzidos a Mn2+.
MnO4  5e   8H   Mn 2  4H 2 O
O potencial padrão de redução em solução ácida (E0) é igual a 1,51V. Isto significa que o
íon permanganato em meio ácido é um forte agente oxidante. O ácido sulfúrico diluído é o mais
apropriado para acidificar o meio, pois não tem ação sobre o permanganato de potássio.
Geralmente, não é necessário o uso de indicadores em titulações de soluções incolores ou
levemente coradas, pois basta 0,01 mL de permanganato de potássio 0,02 mol/L para atribuir
uma cor rosa-pálida no término da titulação.
Uma das desvantagens das análises permanganimétricas é a de não poder preparar uma
solução padrão de permanganato de potássio por simples pesagem do sal e posterior diluição,
visto que esta substância não é um padrão primário. Geralmente, ela apresenta traços de MnO2
(dióxido de manganês) que tem propriedade de catalisar a reação entre os íons MnO4- e as
substâncias redutoras presentes na água destilada usada na preparação da solução padrão.
4MnO4  2H 2 O  MnO2  3O2  4OH 
Assim sendo, antes da padronização da solução é necessário que o dióxido de manganês
seja eliminado por filtração e a matéria orgânica por aquecimento sob refluxo. As soluções de
permanganato de potássio devem ser armazenadas em frascos escuros, pois são instáveis e se
degradam com a luz.
2. Objetivos
Esta aula tem como objetivos preparar e padronizar uma solução de permanganato de
potássio (KMnO4) 0,02 mol/L, com solução padrão de oxalato de sódio (Na2C2O4), em meio
ácido.
2KMnO4  5Na2 C2 O4  8H 2 SO4  K 2 SO4  5Na2 SO4  2MnSO4  10CO2  8H 2 O
3. Materiais e reagentes
3.1. Parte 1: Preparação da solução KMnO4

Balão de fundo chato de 500mL

Béquer de 100mL

Manta aquecedora e reostato

Balão volumétrico de 250mL

Suporte universal com garra

Bastão de vidro
32
Química Analítica Quantitativa
Preparação e padronização de KMnO4

Sistema de refluxo

Erlenmeyer de 250mL

Balança semi-analítica

300mL de água recém fervida

Barbante, tesoura, mangueiras

Condensador reto

Sistema de filtração à vácuo

Kitassato de 1000mL
3.2. Parte 2: Padronização da solução KMnO4

Solução de H2SO4 1:8 (v/v)

Erlenmeyer de 250mL

Manta aquecedora e reostato

Proveta de 100mL

100mL de água recém fervida

Termômetro

Na2C2O4 P. A.

Bureta de 50 mL
4. Procedimento experimental
4.1. Preparação da Solução de KMnO4 0,02 mol/L – Parte 1
Pese numa balança semi-analítica um béquer de 100mL e adicione 0,79g de permanganato de
potássio. Adicione 50mL de água destilada recém fervida para dissolver o sal e em seguida
transfira para um balão volumétrico de 250mL, agite por alguns minutos e acerte o menisco.
Transfira esta solução para um balão de fundo chato de 500mL. Monte o sistema de refluxo
(manta, reostato, suporte com garras e condensador reto) e aqueça por 10 minutos.
Filtre a solução a vácuo, onde as impurezas serão retidas no funil de vidro sinterizado.
Transfira a solução para um frasco âmbar e rotule-o.
4.2. Padronização da solução de KMnO4 com oxalato de sódio (Na2C2O4) – Parte 2
Utilize oxalato de sódio seco em estufa a 120 °C por 2 horas.
Pese num papel de filtro cerca de 0,1675 g de oxalato de sódio em balança analítica, anotando o
valor da massa até a quarta casa decimal e transfira para um erlenmeyer de 250mL.
Adicione 50 mL de água destilada para dissolução do sal. Junte 15 mL de H2SO4 1:8 V/V.
Lave a bureta com solução de KMnO4 e VERIFIQUE SE NÃO HÁ VAZAMENTO. Preencha
com a solução, verifique se não há bolhas e acerte o volume no zero.
para facilitar a visualização do término da titulação.
Aqueça a solução do erlenmeyer até cerca de 90 °C e titule rapidamente com a solução de
KMnO4. Se ficar solução de KMnO4 nas paredes do erlenmeyer, lave com pequena quantidade
de água destilada e continue a adição de KMnO4. Não deixe a temperatura da solução no erlen
inferior a 60 °C. O aparecimento de uma LEVE coloração rósea persistente por 30 segundos,
indica o final da titulação. Anote o volume.
5. Referências
JEFFREY, G. H.; BASSET, J.; MEDHAM, J.; DENNEY, R.C. Vogel: Análise Química
Quantitativa, 5a edição. Rio de Janeiro: Guanabara Koogan, 1992.
33
Química Analítica Quantitativa
Preparação e padronização de KMnO4
Química Analítica Quantitativa – MAF 1860 - Licenciatura em Química- UCG
Nomes:
Aula:
Data:
Resultados da preparação e padronização de solução de KMnO4 0,02 mol/L
Grupo Massa do KMnO4 (g) Massa do Na2C2O4 (g)
Volume gasto (mL)
Fator de Correção
1
2
3
4
5
Média do fator de Correção =
Exercícios
1- Calcule o fator de correção da solução 0,1 mol/L de KMnO4
Fc 
2 xM
5 x0,134 xVv0,02
Onde:
M: massa do oxalato de sódio (g)
V: volume gasto na titulação em mL
2- Porque a solução de KMnO4 deve ser armazenada em frasco de vidro escuro?
3- Porque a solução deve ser aquecida sob refluxo?
4- Qual a função da solução de H2SO4 1:8?
Conclusão
34
Química Analítica Quantitativa
Uso
Determinação do H2O2 na água oxigenada
Determinação de H2O2 em água oxigenada 20 volumes
comercial
1. Introdução
O peróxido de hidrogênio (H2O2) é usualmente encontrado na forma de solução aquosa
com cerca de 3%, 6%, 12% e 30% de peróxido de hidrogênio, conhecida como água oxigenada a
10, 20, 40 e 100 volumes, respectivamente.
A terminologia está baseada no volume de oxigênio libertado quando a solução for
decomposta pela ebulição. Assim, 1 mL de água oxigenada a 100 volumes libertará 100mL de
oxigênio (O2) medidos nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP).
Quando se adiciona solução de permanganato de potássio a solução de peróxido de
hidrogênio acidificada por ácido sulfúrico diluído, ocorre a seguinte reação:
2 MnO4- + 5 H2O2 + 6H+  2 Mn2+ + 5 O2 + 8 H2O
Neste caso o MnO4- atua como agente oxidante, sofrendo redução a íons Mn2+ e o
peróxido de hidrogênio como agente redutor, sofrendo oxidação a O2.
2. Objetivos
Esta aula tem como objetivo determinar o teor de H2O2 numa amostra de água oxigenada
comercial, por volumetria de óxido-redução.
3. Materiais

Pipeta volumétrica de 25 mL (2)

Balão volumétrico de 500 mL

Bureta de 50 mL

Proveta de 50 mL

Erlenmeyer de 250 mL

Agitador e barra magnética

Béquer de 100 mL

Solução de H2SO4 1:8 v/v
4. Reagentes

Água oxigenada 20 Volumes

Solução padrão de KMnO4 0,02 mol/L
5. Procedimento Experimental
5.1. Preparação da amostra (uma por turma)
Pipete 25 mL da água oxigenada comercial 20 volumes, transfira para um balão volumétrico de
500 mL e complete o volume com água destilada. Homogeneize a solução.
35
Química Analítica Quantitativa
Determinação do H2O2 na água oxigenada
5.2. Titulação da amostra (por grupo)
Retire uma alíquota de 25 mL da solução da água oxigenada com pipeta volumétrica. Transfira
para um erlenmeyer de 250 mL e adicione 50 mL água destilada (medir com a proveta).
Acrescente 35 mL de solução de H2SO4 1:8 v/v.
Com o auxílio de um béquer de 100 mL, lave a bureta com solução de KMnO4 0,02 mol/L
padronizada e VERIFIQUE SE NÃO HÁ VAZAMENTO. Preencha com a solução, verifique se
não há bolhas e acerte o menisco.
Coloque um papel branco sob o erlenmeyer para facilitar a visualização da mudança de cor.
Titule com a solução de KMnO4 sob agitação magnética. O aparecimento de uma leve coloração
rósea na solução, que persista por mais de 30 segundos indica o final da titulação. Anote o
volume da solução.
6. Referência
JEFFREY, G. H.; BASSET, J.; MEDHAM, J.; DENNEY, R.C. Vogel: Análise Química
Quantitativa, 5a edição. Rio de Janeiro: Guanabara Koogan, 1992.
36
Química Analítica Quantitativa
Determinação do H2O2 na água oxigenada
Química Analítica Quantitativa – MAF 1860 - Licenciatura em Química - UCG
Nomes:
Aula:
Data:
Resultados da determinação do teor de H2O2 na água oxigenada
Grupo
Volume gasto (mL)
Massa de H2O2 por litro de água
Título em volumes
oxigenada
1
2
3
4
5
Exercícios
1- Calcule a massa de peróxido de hidrogênio por litro de água oxigenada original.
2- Calcule o título “em volumes”, isto é, o número de mililitros de oxig~enio, nas CNTP, que
podem ser obtidos a partir de 1 mL da solução original.
Conclusão
37
Química Analítica Quantitativa
Uso
Preparação e padronização de AgNO3 0,02 mol/L
Preparação e padronização de solução AgNO3 0,02 mol/L
1. Introdução
A volumetria de precipitação se baseia em reações com formação de compostos pouco
solúveis. A reação de precipitação deve processar-se praticamente de forma quantitativa no
ponto de equivalência, completar-se em tempo relativamente curto e oferecer condições para
uma conveniente sinalização do ponto final.
Na prática, tais condições limitam muito o número de reações de precipitação utilizáveis.
Muitas delas não podem servir em virtude da carência de meios apropriados para a localização
do ponto final. Em um número reduzido de casos, é possível conduzir a titulação sob observação
visual até o ponto em que a formação de precipitado deixa de ocorrer. Mais comumente, apela-se
para o uso de indicadores.
Muitos métodos volumétricos de precipitação empregam indicadores mais ou menos
específicos, ou seja, apropriados para uma dada reação de precipitação. Há, entretanto, uma
classe especial de indicadores, os indicadores de adsorção, que encontram um campo mais
geral de aplicação. As possibilidades de aplicação das reações de precipitação na análise
volumétrica se ampliam consideravelmente com a utilização dos métodos físico-químicos para a
localização do ponto final.
Os indicadores de adsorção foram introduzidos por Fajans. São corantes orgânicos, com
caráter de ácidos ou bases fracos (aniônicos ou catiônicos, respectivamente), que acusam o ponto
final através de uma mudança de coloração sobre o precipitado. A mudança de coloração se deve
à adsorção ou dessorção do corante como conseqüência de uma modificação da dupla camada
elétrica em torno das partículas do precipitado na passagem do ponto de equivalência: assim, o
aparecimento ou desaparecimento de uma coloração sobre o precipitado serve para sinalizar o
ponto final.
Nas análises volumétricas em geral, a variação das concentrações dos íons reagentes em
torno do ponto de equivalência depende grandemente do grau como se completa a reação. Na
volumetria de precipitação, os fatores que decidem a questão são o produto de solubilidade do
precipitado e as concentrações dos reagentes.
O método volumétrico de precipitação mais importante, único com um campo de aplicação
mais ou menos amplo, é a argentimetria, que se baseia na formação de sais (haletos, cianeto,
tiocianato) de prata pouco solúveis. Existem basicamente três métodos argentimétricos: método
de Mohr, método de Volhard e por indicadores de adsorção.
A argentimetria envolve o uso de soluções padrões de nitrato de prata (AgNO3) e tem
como principal campo de aplicação à determinação de haletos e outros ânions que formam sais
de prata pouco solúveis. A argentimetria compreende diferentes métodos, que podem ser
classificados conforme a titulação seja direta ou indireta.
Nos métodos diretos, a solução que contém a substância a determinar é titulada com
solução padrão de nitrato de prata até o ponto de equivalência. O ponto final pode ser
identificado de várias maneiras: adição de nitrato de prata até que não mais se observe a
formação de precipitado ou mudança de coloração de um indicador.
38
Química Analítica Quantitativa
Preparação e padronização de AgNO3 0,02 mol/L
2. Objetivos
Esta aula tem como objetivos preparar e padronizar uma solução de AgNO3 0,02 mol/L.
3. Materiais

Béquer de 100mL

Erlenmeyer de 250mL

Bastão de vidro

Proveta de 50 ou 100mL

Balão volumétrico de 250 mL

Bureta de 50mL
4. Reagentes

NaCl (P.A)

AgNO3P.A.)

Solução de cromato de potássio 5%
5. Procedimento experimental
5.1. Preparação de solução 0,02mol/L de AgNO3
Com o auxílio de um béquer de 100mL, pese na balança semi-analítica, a quantidade de massa
de nitrato de prata, necessária para preparar 250mL de solução 0,02 mol/L. Adicione água
destilada para dissolver o sal, e transfira quantitativamente para um balão volumétrico de
250mL. Agite até dissolver completamente o sal e depois complete o volume até o traço de
aferição com água destilada. Esta solução deve ser armazenada em um frasco âmbar (escuro) e
conservar ao abrigo da luz. Identifique a solução escrevendo o nome, concentração, turma e fator
de correção.
5.2. Padronização da solução 0,02 mol/L de AgNO3 com Cloreto de Sódio (1 mol=58,5g)
Pese num papel manteiga, aproximadamente 0,0293g de cloreto de sódio seco em estufa a 110C
por 1-2 horas (anote o valor da massa até a quarta casa decimal). Transfira quantitativamente
para um erlenmeyer de 250mL (esta massa de cloreto de sódio é a quantidade necessária para
reagir completamente com 25mL da solução de AgNO3 0,02mol/L). Adicione 0,1mL de solução
de cromato de potássio a 5%. Titule com a solução de AgNO3 0,02mol/L agitando
constantemente até mudança de coloração. Coloque um fundo branco sob o erlenmeyer para
facilitar a visualização da viragem do indicador.
6. Referências
VOGEL, A. Análise Química Quantitativa. 5a. ed. Livros Técnicos e Científicos. Rio de Janeiro,
1992.
BACCAN, N.; ALEIXO, L. M.; STEIN, E.; GODINHO, O. E. S. Química Analítica
Quantitativa Elementar. Editora Edgard Blücher Ltda, Campinas, 1979.
39
Química Analítica Quantitativa
Preparação e padronização de AgNO3 0,02 mol/L
Química Analítica Quantitativa – MAF 1860 - Licenciatura em Química - UCG
Nomes:
Aula:
Data:
Resultados da preparação e padronização de solução de AgNO3 0,02 mol/L
Grupo
Massa do AgNO3 (g)
Massa do NaCl (g)
Volume gasto (mL)
Fator de Correção
1
2
3
4
5
Média do fator de Correção =
Exercícios
1- Calcule o fator de correção da solução 0,1 mol/L de KMnO4
Fc 
m
0,0585 xVv0,1
Onde:
m: massa do cloreto de sódio (g)
V: volume gasto na titulação em mL
2- Calcule a solubilidade do AgCl, sabendo-se que KPS = 1,8x10-10.
3- Calcule a solubilidade do Ag2CrO4 , sabendo-se que o KPS = 1,1x10-12.
Conclusão
40
Química Analítica Quantitativa
Uso
Determinação de cloreto pelo método de Mohr
Determinação de cloretos pelo método de Mohr
1. Introdução
O método de Mohr é aplicável à determinação de cloreto ou brometo. A solução neutra do
haleto é titulada com solução padrão de nitrato de prata na presença de cromato de potássio
como indicador. Os haletos são precipitados como sais de prata: o cloreto de prata é branco e o
brometo de prata branco-amarelado. O ponto final é assinalado pela formação de cromato de
prata, vermelho. O método baseia-se na precipitação fracionada, pois, precipita-se primeiro o
cloreto de prata (AgCl) e, depois, o cromato de prata (Ag2CrO4).
Na titulação de íons cloreto com nitrato de prata na presença de íons cromato, as condições
da análise devem ser tais que o cloreto seja quantitativamente precipitado como cloreto de prata
(branco) antes que a precipitação do cromato de prata (vermelho tijolo) se torne perceptível. Para
isso, é necessário que o indicador acuse a mudança de coloração com apenas um leve excesso de
prata.
Estando as duas fases sólidas, cloreto de prata e cromato de prata, em equilíbrio com a
solução, têm-se:
[Ag+] [Cl-] = KAgCl = 1,8x10-10
[Ag+]2 [CrO42-] = KAg2CrO4 = 1,1x10-12
no ponto de equivalência,
[Ag+] = [Cl-] =
KAgCl = 1,8 x10 10 =1,35x10-5 mol/L
Para o cromato de prata poder precipitar exatamente neste ponto, a concentração de íon
cromato teria de ser a seguinte:
[CrO42  ] 
K Ag 2CrO4
[ Ag ]2

1,1x1012
 6,0 x103 mol / L
5 2
(1,35 x10 )
Portanto, teoricamente, a concentração de cromato de potássio na solução deveria ser igual
a 0,006 mol L-1. Entretanto, na prática, faz-se uso do cromato em concentração mais baixa,
aproximadamente 0,002 mol L-1 (no ponto final), pois a coloração amarela das soluções mais
concentradas dificultam a observação do ponto final. Então, o cromato de prata começará a
precipitar quando:
[ Ag  ] 
K Ag2CrO4
[CrO42 ]

1,1x10 12
 2,4 x10 5 mol/L
3
2,0 x10
Esta concentração de íon prata é atingida além do ponto de equivalência. Quando a [Ag+] =
2,4x10-5, [Cl-] = 7,5x10-6. Portanto, haverá precipitação de uma quantidade adicional de cloreto
de prata além do ponto de equivalência, que corresponde a um consumo de íon prata igual a
(1,35x10-5) - (7,5x10-6) = 6,0x10-6 mol L-1. De fato, o ponto de equivalência deve ser
sobrepassado ainda mais, para que se forme cromato de prata em quantidade suficiente para
tornar a mudança de coloração perceptível. Experimentalmente, verificou-se que a quantidade
mínima de cromato de prata, necessária para uma mudança de coloração bem definida
corresponde ao consumo de aproximadamente, 2x10-5 mol L-1 de íon prata.
41
Química Analítica Quantitativa
Determinação de cloreto pelo método de Mohr
O erro da titulação será maior com o aumento da diluição da solução e será bem apreciável
(cerca de 0,4%) em soluções diluídas, quando a concentração de cromato é da ordem de 0,003 a
0,005 mol L-1. Elimina-se este erro mediante um ensaio em branco com o indicador. Neste
ensaio se mede o volume da solução padrão de nitrato de prata que é necessário para atribuir uma
cor perceptível à água destilada com a mesma quantidade de indicador que a usada na titulação.
Este volume é subtraído do volume consumido da solução padrão.
Deve-se observar que a titulação deve ser feita em solução neutra, ou em solução
levemente alcalina, isto é, no intervalo de pH 6,5 a 9, pois em solução ácida, ocorre a seguinte
reação:
2-
+
-
2 CrO4 + 2H
Cr2O72-+H2O
2HCrO4
O HCrO4- é um ácido fraco e por isso a concentração do íon cromato se reduz e é possível
que o produto de solubilidade do cromato de prata não seja excedido. Em soluções muito
alcalinas, é possível a precipitação do hidróxido de prata (Ksol. = 2,3x10-8). Um procedimento
simples de tornar neutra uma solução ácida é adicionar um excesso de carbonato de cálcio ou de
hidrogenocarbonato de sódio. Uma solução alcalina pode ser acidificada com ácido acético e
então se acrescenta um pequeno excesso de carbonato de cálcio. O produto de solubilidade do
cromato de prata cresce com a elevação de temperatura; por isso a titulação deve ser feita na
temperatura ambiente. Por outro lado, em pH muito alto a presença da alta concentração de íons
OH- ocasiona a formação do hidróxido de prata.
2 Ag+ + 2OH-
2AgOH
2Ag2O + H2O
Como conseqüência, o método de Mohr é um bom processo para se determinar cloretos em
soluções neutras ou não tamponadas, tal como em água potável, onde o teor máximo permitido é
de 250mg de Cloreto/Litro de água.
2. Objetivos
Esta aula tem como objetivos determinar o teor de cloreto em amostras de água obtidas nas
dependências da UCG, pelo método de Mohr.
3. Materiais

Béquer de 50 ou 100mL

Erlenmeyer de 125 mL

Pipeta volumétrica de 50 ou 100 mL

Bureta de 50mL

Pipeta graduada de 10 mL ou 25 mL

Cápsula de porcelana

Agitador e barra magnética

Banho-maria
4. Reagentes

Solução padrão de AgNO3 0,02mol/L

Solução de cromato de potássio 5%
5. Procedimento experimental
42
Química Analítica Quantitativa
Determinação de cloreto pelo método de Mohr
5.1. Determinação do teor de cloreto na água
Pipete 100mL de amostra para uma cápsula de porcelana de 300 mL. Aqueça em banho-maria
até reduzir o volume para 20mL (meça o volume). Este procedimento deve ser feito no início
da aula. Pipete 20 mL da amostra e transfira para um erlenmeyer de 125 mL. Adicione 0,5mL
de indicador (cromato de potássio a 1%) ou 0,1 mL a 5%. Titule com a solução de nitrato de
prata 0,02 mol/L padronizada até aparecimento de coloração avermelhada. Coloque um fundo
branco sob o erlenmeyer para facilitar a visualização da viragem do indicador.
6. Referências
VOGEL, A. Análise Química Quantitativa. 5a. ed. Livros Técnicos e Científicos. Rio de Janeiro,
1992.
BACCAN, N.; ALEIXO, L. M.; STEIN, E.; GODINHO, O. E. S. Química Analítica
Quantitativa Elementar. Editora Edgard Blücher Ltda, Campinas, 1979.
43
Química Analítica Quantitativa
Determinação de cloreto pelo método de Mohr
Química Analítica Quantitativa – MAF 1860 - Licenciatura em Química - UCG
Nomes:
Aula:
Data:
Resultados da determinação de cloreto na amostra de água
Grupo
Procedência da Amostra
Volume gasto (mL)
mg Cl-/L de água
1
2
3
4
5
Exercícios
1- Calcule o teor de cloreto em (mg/L) da amostra de água analisada e verifique se está adequada
para o consumo (potabilidade), considerando um teor máximo de 250 mg de Cloreto por litro de
água.
Conclusão
44
Química Analítica Quantitativa
Análise Gravimétrica
U
Análise Gravimétrica
1. Introdução
A análise gravimétrica está baseada na medida indireta da massa de um (ou mais
constituinte) de uma amostra. Na medida indireta é necessário converter determinada espécie
química em uma forma separável do meio em que se encontra, para então ser recolhida e, através
de cálculos estequiométricos, ser determinada a quantidade real do determinado elemento ou do
composto químico que constitui a amostra inicial.
A gravimetria pode ser dividida em precipitação e volatilização. Em linhas gerais a
precipitação segue a seguinte ordem: precipitação; filtração; lavagem; aquecimento e pesagem.
Vários íons podem ser determinados por gravimetria, pois podem ser precipitados com um
reagente específico e pesados após secagem (Tabela 1).
Tabela 1: Alguns elementos determinados por gravimetria
Substância analisada
Fe
Precipitado pesado
Interferências
Al, Ti, Cr e metais
tetravalentes
Fe(OH)3
Fe2O3
Al(OH)3
Al2O3
Al(ox)3
Al(ox)3
Idem. Mg não interfere
em soluções ácidas
Ca
CaC2O4
CaCO3 ou CaO
Todos os metais exceto
alcalinos e Mg
Mg
MgNH4PO4
Mg2P2O7
Todos os metais exceto
alcalinos
Zn
ZnNH4PO4
Zn2P2O7
Todos os metais exceto
Mg
Ba
BaCrO4
BaCrO4
Al
2-
a
Precipitado formado
Fe,Ti,Cr e muitos outros
Pb
-
SO4
BaSO4
BaSO4
NO3 , PO43-, ClO3-
Cl-
AgCl
AgCl
Br-, I-, SCN-, CN-, S2-,
S2O32-
Ag
AgCl
AgCl
Hg(I)
PO43-
MgNH4PO4
Mg2P2O7
MoO42-, C2O42-, K+
Ni
Ni(dmg)2b
Ni(dmg)2
Pd
ox = oxina (8-hidroxiquinolina) com um H+ removido. bdmg = dimetildioxima com um H+ removido
Para ser realizada a separação é adicionado um agente precipitante. O produto formado é
então convertido em uma forma insolúvel no meio, de modo que, ocorre o surgimento de fases e
não há perda apreciável por redissolução, permitindo o recolhimento do precipitado através de
meios filtrantes, sendo este reconvertido ou não em uma forma de pesagem.
45
Química Analítica Quantitativa
Análise Gravimétrica
A filtração pode ser efetuada com simples aparatos de vidro (funil de vidro sinterizado) ou
porcelana (funil de Bückner), com papéis de filtro apropriados e membranas (cujos poros podem
alcançar 0,10m).
O aquecimento pode ser realizado, conforme o caso, em bancada através de um bico de
Bunsen ou em muflas, onde temperaturas de 1400oC podem ser alcançadas.
Usualmente, o agente precipitante é um dos constituintes de uma espécie química,
exemplo: cloreto de sódio (NaCl) em relação ao cátion prata (Ag+) é o ânion cloreto (Cl-), que
produz AgCl, um precipitado branco, sendo que os íons (Na+) não interferem no processo. A
Tabela 2 apresenta alguns agentes precipitantes orgânicos.
Tabela 2: Alguns agentes precipitantes orgânicos
Reagente
Estrutura
Metais precipitados
Ni(II) em NH3 ou tampão acetato.
Dimetilglioxima
Pd(II) em HCl.
(M2++2HRMR2+2H+)
Cu(II) em NH3 e tartarato.
alfa-benzoinoxima (cupron)
Mo(VI) e W(VI) em H+.
(M2++H2RMR+2H+;
M2+ = Cu2+, MoO2+, WO22+).
Hidroxilamina
nitrosofenilamonium
Fe(III), V(V), Ti(IV), Zr(IV),
Sn(IV), U(IV)
(cupferron)
(Mn++nNH4RMRn+nNH4+).
8-hidroxiquinolina (oxina)
Vários metais. Útil para Al(III) e
Mg(II)
(Mn++nHRMRn+nH+)
Dietilditiocarbamato de sodio
Vários metais em soluções
ácidas.
(Mn++nNaRMRn+nNa+)
Borotetrafenil de sodio
K+, Rb+, Cs+, Tl+, Ag+, Hg(I),
Cu(I), NH4+, RNH3+, R2NH2+,
R3NH+, R4N+ em solução acética.
(M++NaRMR+Na+)
Cloreto tetrafenilarsonium
Cr2O72-, MnO4-, ReO4-, MoO4-,
WO42-, ClO4-, I3- em solução
ácida. (An-+nRClRnA+nCl-)
46
Química Analítica Quantitativa
Análise Gravimétrica
Existem sais que devido a grande capacidade de absorção da água atmosférica, não
permitem a medida correta de suas massas, bem como precipitados gelatinosos arrastam muita
água que, ao evaporar, leva imprecisão da leitura da massa do precipitado. Por isso alguns
precipitados são convertidos em outras espécies químicas. Como regras para efetuar a pesagem
de um precipitado (quando este se enquadrar o melhor possível nestas definições) ou de sua
forma de pesagem, é necessário considerar:
1. Composição química perfeitamente conhecida.
2. A forma de pesagem seja gerada a temperatura relativamente baixa e estável mesmo a
altas temperaturas.
3. Não ser apreciavelmente higroscópica.
4. Uma pequena quantidade do constituinte a determinar origine quantidade relativamente
grande da forma de pesagem, pois, tanto mais sensível será o método quanto menor a
razão entre a massa do constituinte e a massa da forma de pesagem.
5. Deve possuir partículas de dimensões que não passem através do meio de filtração e que
não sejam diminuídas neste processo.
2. Objetivos
Demonstrar o uso de filtração a vácuo na separação de precipitados. Determinar
gravimetricamente o teor de níquel numa amostra de composição conhecida
3. Fundamentos do Método
O método baseia-se na precipitação do níquel mediante adição, à solução quente e
fracamente ácida contendo o íon níquel, de uma solução de dimetilglioxima a 1% em etanol e
posterior tratamento com leve excesso de solução de amônia.
Ni2+ (aq) + 2C4H8O2N2 + 2NH3  Ni(C4H7O2N2)2(s) + 2NH4+ (aq)
O precipitado é lavado, dessecado a 100-120 oC e pesado como Ni(C4H7O2N2)2.
A dimetilglioxima é quase insolúvel em água, de modo que somente um leve excesso de
precipitante deve ser usado, ou seja, 1 mL de solução de dimetilglioxima a 1% precipita 0,0025 g
de níquel.
O precipitado é solúvel em ácidos minerais, em soluções alcoólicas que contenham mais
de 50% de etanol (em volume), em água quente e em soluções amoniacais concentradas; porém,
é insolúvel em solução de amônia diluída, em soluções de sais amoniacais e em soluções diluídas
de ácido acético-acetato de sódio. Deve-se exercer um controle do excesso de solução alcoólica
de dimetilglioxima usada. Se um grande excesso é adicionado, a concentração de álcool torna-se
elevada o bastante para dissolver quantidades apreciáveis de dimetilglioximato de níquel,
levando a resultados baixo. Entretanto, se a concentração de álcool se tornar muito baixa, algo do
reagente pode precipitar, levando a um erro positivo.
A precipitação do níquel é geralmente completada em meio amoniacal. O paládio
interfere no método, pois precipita quantitativamente nas mesmas condições. Ferro e platina
divalentes coprecipitam, e ouro se reduz a forma elementar. Em presença de quantidades
consideráveis de cobalto, cobre e zinco, a precipitação do níquel requer uma quantidade
adicional de dimetilglioxima, pois o reagente forma compostos solúveis com aqueles metais. A
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Química Analítica Quantitativa
Análise Gravimétrica
hidrólise de ferro (III), cromo e alumínio, com a conseqüente precipitação dos hidróxidos, pode
ser impedida pela adição de ácido tartárico ou ácido cítrico.
4. Materiais

Cadinho de vidro sinterizado de porosidade média

Sistema de filtração a vácuo

Béquer de 400 mL

Dessecador

Proveta de 50 mL

Béquer de 50 mL

Pipeta graduada de 10 mL

Estufa

Chapa elétrica

Termômetro

Banho-maria

Bastão de vidro e Pisseta
4. Reagentes

Solução alcoólica de dimetilglioxima a 1% (m/v)

Solução de HCl (1:1)

Solução de amônia 6 mol/L

Amostra de NiSO4.6H2O sólido, P.A.

Solução de AgNO3 0,1 mol/L
5. Procedimento Experimental
5.1. Preparação do cadinho filtrante – realizado pelos técnicos
Lave um cadinho filtrante de vidro sinterizado de porosidade média (ou porcelana porosa) e
desseque-o na estufa a 100-120 oC por 30 minutos. Retire o cadinho do aquecimento, transfira-o
para um dessecador e mantenha-o em resfriamento por 30 minutos ou até início da aula.
5.2. Preparação da solução da amostra – Parte 1
Pese cerca de 0,3 a 0,4 g da amostra em um béquer de 400mL e anote o valor exato de sua massa
na tabela de resultados. Dissolva a amostra em água, adicione à solução 5 mL de HCl (1:1) e
dilua a 200 mL.
5.3. Precipitação da amostra – Parte 1
Aqueça na chapa elétrica a solução da amostra a 70-80 oC e adicione solução de dimetilglioxima
a 1% em leve excesso (30 a 35 mL). Imediatamente adicione solução de NH3 6 mol/L, gota a
gota e com constante agitação, até que ocorra precipitação e haja um leve excesso da base (se
nota por um fraco odor de amônia); então adicione 1 a 2 mL de NH3 em excesso. Transfira o
béquer contendo o precipitado para um banho-maria, cubra-o com um vidro de relógio e deixe-o
em aquecimento por 20-30 minutos; quando o precipitado vermelho tiver sedimentado, teste para
verificar se a precipitação foi completa, adicionando-se duas gotas de dimetilglioxima a 1%. Em
48
Química Analítica Quantitativa
Análise Gravimétrica
seguida, retire o precipitado do aquecimento e deixe-o em repouso por uma hora para esfriar ou
até a próxima aula, se for o caso.
5.3 Filtração e lavagem do precipitado.– Parte 2
Identifique um cadinho de vidro sinterizado previamente aquecido e dessecado. Pese-o na
balança analítica e anote na tabela de resultados.
Monte o sistema de filtração a vácuo, utilizando um kitasato e o cadinho filtrante previamente
pesado. Transfira a solução sobrenadante para o filtro (retenha o precipitado no béquer) com a
ajuda do bastão de vidro. Lave o precipitado no béquer por decantação com várias porções de
água destilada fria, transferindo as lavagens para o filtro.
Em seguida, transfira o precipitado para o cadinho com ajuda do bastão de vidro e de pequenos
jatos de água. Finalmente, lave o precipitado várias vezes com pequenas porções de água
destilada fria, até ausência de cloreto (teste qualitativo com AgNO3 0,1 mol/L).
5.4. Secagem do precipitado
Transfira o cadinho contendo o precipitado para uma estufa mantida a 100-120 oC e deixe em
aquecimento por 45 minutos nesta temperatura. Retire o cadinho do aquecimento, transfira-o
para um dessecador e mantenha-o em resfriamento. Após resfriado, efetue a pesagem do
cadinho. Repita o procedimento de secagem até obtenção de peso constante, e determine a massa
do precipitado.
6. Referências
VOGEL, A. Análise Química Quantitativa. 5a. ed. Livros Técnicos e Científicos. Rio de Janeiro,
1992.
BACCAN, N.; ALEIXO, L. M.; STEIN, E.; GODINHO, O. E. S. Química Analítica
Quantitativa Elementar. Editora Edgard Blücher Ltda, Campinas, 1979.
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Química Analítica Quantitativa
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Química Analítica Quantitativa – MAF 1860 - Licenciatura em Química - UCG
Nomes:
Aula:
Data:
Resultados da determinação de cloreto na amostra de água
Grupo
Massa da
amostra (g)
Massa do cadinho de Massa do cadinho mais
Massa do
vidro sinterizado (g)
precipitado (g)
precipitado (g)
Teor de
Níquel (%)
1
2
3
4
5
Exercícios
1. Com base na massa da amostra (w) e na massa do precipitado após secagem (m), determine o
teor de níquel na amostra.
% Ni 
m 58,71
x
x100
w 288,94
2. Explique a razão de se efetuar a precipitação do Ni(C4H7O2N2)2 em solução levemente
alcalina.
3. Verifique se os resultados da determinação de níquel pelo procedimento gravimétrico usual
serão altos, baixos ou não serão afetados caso ocorra uma das seguintes circunstâncias, dando a
razão para cada resposta:
(a) Há presença de grande excesso de solução alcoólica de dimetilglioxima nas águas mães.
(b) O íon paládio está presente no momento da precipitação do dimetilglioximato de níquel.
4. Explicar como se poderia efetuar a determinação de níquel conforme o procedimento
gravimétrico usual, na presença de Fe3+, Cr3+ e Al3+.
5. Calcule o teor de Ni teórico que a substância analisada contém.
6 Compare o resultados experimental obtido com o teor do constituinte mencionado em 4, na
amostra analisada.
7. Determinar a pureza da amostra analisada.
Conclusão
50