roteiro pratica analitica 2 competo

Av. Dr. José Loureiro da Silva, 655
Gravataí – RS
Curso Técnico em Química
Componente Curricular: Análise Química
Terceira Edição - 2010
Módulo II
Apostila de Experimentos
Nome:______________________________________
Turma: ___________
Segunda Edição
Produção e digitação: Profº Marcelo Antunes Gauto
Coordenação e aprovação: Profº Gilber Ricardo Rosa
Terceira Edição:
Atualização: Profª Cristina Lorenski Ferreira
Proibida a reprodução total ou parcial desta obra sem autorização prévia do autor.
Gravataí, agosto de 2010
Sumário:
Introdução à Química Analítica Quantitativa.......................................................................................
Laboratório Químico...............................................................................................................................
Técnicas de Volumetria..........................................................................................................................
Medidas de Massa...........................................................................................................................
Medidas de Volume..........................................................................................................................
Aparelhos Volumétricos...................................................................................................................
Preparo e Padronização de Soluções...................................................................................................
Substâncias padrões primários........................................................................................................
Soluções padrões.............................................................................................................................
Volumetria de Neutralização..................................................................................................................
Preparo de solução de Na2CO3........................................................................................................
Preparo de solução padrão de HCl 0,1M.........................................................................................
Preparo de solução padrão de NaOH 0,1M.....................................................................................
Experimento 1 - Determinação do teor e ácido acético no Vinagre..........................................
Experimento 2 - Determinação da acidez total em Vinhos.........................................................
Experimento 3 - Determinação do teor de ácido cítricos em Frutos.........................................
Experimento 4 – Retrotitulação....................................................................................................
Volumetria de Precipitação....................................................................................................................
Preparo de solução padrão de AgNO3 0,05M..................................................................................
Experimento 5 - Determinação de cloreto em Soro fisiológico.................................................
Volumetria de oxi-redução.....................................................................................................................
Iodometria e Iodimetria ......................................................................................... ....................
Preparo de solução padrão de Na2S2O3 0,1M.............................................................................
Preparo de solução padrão de Iodo 0,03M..................................................................................
Experimento 6 - Análise de comprimidos de Vitamina C.......................................................
Experimento 7 - Determinação da porcentagem de Cloro em Alvejante..............................
Permanganometria.........................................................................................................................
Preparo de solução padrão de KMnO4 0,02M.............................................................................
Experimento 8 - Determinação do teor de H2O2 em água oxigenada....................................
Experimento 9 - Determinação de Ferro em lâmina de barbear............................................
Volumetria de Complexação..................................................................................................................
Preparo de solução de EDTA 0,02M............................................................................................
Experimento 10 - Determinação da dureza em Água..............................................................
Experimento 11 - Determinação de Cálcio em Leite...............................................................
Bibliografia..............................................................................................................................................
Apêndice 1 – Limpeza de materiais volumétricos...............................................................................
Apêndice 2 – Calibração de equipamentos volumétricos...................................................................
03
03
04
04
05
06
11
11
11
12
12
12
13
15
16
17
18
20
20
22
23
23
26
27
29
30
31
31
33
34
35
35
37
38
39
40
40
Análise Química
INTRODUÇÃO À QUÍMICA ANALÍTICA QUANTITATIVA
A Química Analítica Quantitativa indica a quantidade de cada substância presente em uma amostra.
Análise Quantitativa Típica:
1. Escolha do método analítico:
 Quantidade de amostra disponível
 Sensibilidade e exatidão requeridas
 Composição química da amostra
 Número de amostras para análise
 Recursos disponíveis
2. Obtenção da Amostra
Amostragem: processo de seleção de uma quantidade de material cuja composição represente
exatamente o todo do material que está sendo analisado.
Total do material do qual são retiradas
amostras
São pequenas porções da
amostra
de
laboratório
utilizadas para análises.
Geralmente as análises são
realizadas
em
réplicas,
melhorando a confiabilidade
dos resultados.
Lote
Amostra bruta representativa
Amostragem
Amostra de laboratório
Alíquota
Alíquota
Preparo da amostra:
Etapas necessárias para
converter a amostra
bruta em uma forma
apropriada para análise
química.
Alíquota
LABORATÓRIO QUÍMICO
Apesar do grande desenvolvimento teórico da Química, ela continua a ser uma ciência
eminentemente experimental; daí a importância das aulas práticas de Química. A experiência treina o
aluno no uso de métodos, técnicas e instrumentos de laboratório e permite a aplicação dos conceitos
teóricos aprendidos.
O laboratório Químico é o lugar privilegiado para a realização de experimentos, possuindo
instalações de água, luz e gás de fácil acesso em todas as bancadas. Possui ainda local especial para
manipulação das substâncias tóxicas (a capela), que dispõe de sistema próprio de exaustão de gases.
O laboratório é um local onde há um grande número de equipamentos e reagentes que possuem os
mais variados níveis de toxidez. Este é um local bastante vulnerável a acidentes, desde que não se
trabalhe com as devidas precauções. Abaixo, apresentamos alguns cuidados que devem ser
observados, para a realização das práticas, de modo a minimizar os riscos de acidentes.
Antes, durante e após o experimento
Não se entra num laboratório sem um objetivo específico, portanto é necessária uma
preparação prévia ao laboratório: O que vou fazer? Com que objetivo? Quais os princípios químicos
envolvidos nesta atividade?
Durante a realização dos experimentos são necessárias anotações dos fenômenos
observados, das massas e dos volumes utilizados, do tempo decorrido, das condições iniciais e finais
do sistema, portanto um caderno deve ser usado especialmente para o laboratório. Este caderno de
PARA SUA SEGURANÇA, INDISPENSÁVEL O USO DE EPI’S DURANTE AS AULAS PRÁTICAS.
3
Análise Química
laboratório possibilitará uma descrição precisa das atividades de laboratório. Não confie em sua
memória, tudo deve ser anotado.
Após o experimento vem o trabalho de compilação das etapas anteriores através de um
relatório. O relatório é um modo de comunicação escrita de cunho científico sobre o trabalho
laboratorial realizado.
Pré-laboratório
1. Estude os conceitos teóricos envolvidos, leia com atenção o roteiro da prática e tire todas as
dúvidas.
2. Obtenha as propriedades químicas, físicas e toxicológicas dos reagentes a serem utilizados.
Essas instruções são encontradas no rótulo do reagente.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
Aula prática
O laboratório é um local de trabalho sério; portanto, evite brincadeiras que dispersem sua
atenção e de seus colegas.
O cuidado e aplicação de medidas de segurança é responsabilidade de cada indivíduo; cada
um deve precaver-se contra perigos devido a seu próprio trabalho e ao dos outros. Consulte o
professor sempre que tiver dúvidas ou ocorrer algo inesperado ou anormal.
Faça apenas a experiência prevista; qualquer atividade extra não deve ser realizada sem a
prévia consulta ao professor.
Não cheire, toque ou prove qualquer reagente. Lembre-se que a contaminação ocorre por
inalação e/ou ingestão e/ou absorção pela pele. Não fume, coma ou beba no laboratório.
Nunca deixe o bico de Bunsen aceso quando não estiver usando. Não use substâncias
inflamáveis próximo a chama.
Trabalhe com cuidado com substâncias tóxicas e corrosivas, como ácidos, álcalis e solventes.
Todo material tóxico e/ou que exale vapor deve ser usado na capela.
Leia com atenção o rótulo do frasco de reagente antes de usá-lo para certificar-se que é o
frasco certo. Todo frasco contendo reagentes, amostras e soluções deve ser devidamente
etiquetado (identificação do material e do responsável e data).
Não contamine os reagentes, voltando o reagente não utilizado ao frasco original ou usando
espátulas e pipetas sujas ou molhadas.
Experimentos em andamento devem apresentar anotações indicando o procedimento em
caso de acidente. Não utilize material de vidro quebrado, rachado ou com defeito,
principalmente para aquecimento ou em sistemas com vácuo.
Enxugue e lave qualquer local onde cair reagente. Nunca jogue papéis, fósforo ou qualquer
sólido na pia.
Pós-laboratório
1. Lave todo o material logo após o término da experiência, pois conhecendo a natureza do
resíduo pode-se usar o processo adequado de limpeza.
2. Guarde todo o equipamento e vidraria. Guarde todos os frascos de reagentes, não os deixe
nas bancadas ou capelas. Desligue todos os aparelhos e lâmpadas e feche as torneiras de
gás.
TÉCNICAS DE VOLUMETRIA
É necessário que qualquer pessoa que trabalhe em laboratórios de química analítica saiba
distinguir e usar convenientemente cada equipamento volumétrico, de modo a reduzir ao mínimo o
erro nas análises.
Medidas de Massa: Balança analítica
- Centralize o material a ser pesado no prato da balança;
PARA SUA SEGURANÇA, INDISPENSÁVEL O USO DE EPI’S DURANTE AS AULAS PRÁTICAS.
4
Análise Química
- Nunca colocar reagentes diretamente no prato da balança; pesá-os em recipientes adequados
(pesa-filtro, béquer pequeno, vidro de relógio, barquinha de pesagem, papel apropriado para a
pesagem);
- Não toque diretamente com as mãos o material a ser pesado (utilize uma pinça ou uma tira de
papel).
- A massa de muitos sólidos varia com a umidade. Uma análise típica envolve a secagem da amostra
para que os resultados não sejam influenciados pela umidade do ambiente.
Secagem até massa constante: Uma amostra é levada à massa constante por meio de um ciclo de
aquecimento em temperaturas adequadas, resfriamento e pesagem. Este ciclo é obtido até que se
obtenha massas sucessivas com concordância de 0,2 a 0,3mg. A secagem é realizada em estufa,
com temperatura adequada. Após, a amostra é mantida em dessecador.
Dessecador: é uma câmara fechada que contém um agente de secagem chamado
dessecante (ex.: sílica gel, sulfato de cálcio, pentóxido de fósforo, perclorato de magnésio anidro,
etc.). A tampa é tratada com graxa para fazer um fechamento hermético. O dessecante é colocado
abaixo do disco de porcelana perfurado na parte de baixo do dessecador.
Medidas de Volume
Em um laboratório são basicamente dois os tipos de frascos volumétricos disponíveis, a saber:
aqueles calibrados para conter um certo volume, o qual se transferido não o será totalmente (exibem
a sigla TC, to contain, gravada no vidro) e aqueles calibrados para transferir um determinado volume
(exibem a sigla TD, to deliver, gravada no vidro, dentro de certos limites de precisão).
Em trabalhos de laboratório, as medidas de volume aproximadas são efetuadas, na quase
totalidade dos casos, com provetas graduadas; as de modo muito grosseiro, com béqueres com
escala e as medidas volumétricas, chamadas precisas, com aparelhos volumétricos (Figuras 1 e 2).
PARA SUA SEGURANÇA, INDISPENSÁVEL O USO DE EPI’S DURANTE AS AULAS PRÁTICAS.
5
Análise Química
Aparelhos Volumétricos
A prática de análise volumétrica requer a medida de volumes líquidos com elevada precisão.
Para efetuar tais medidas são empregados vários tipos de aparelhos, que podem ser classificados em
duas categorias:
a) Aparelhos calibrados para dar escoamento a determinados volumes (TD).
b) Aparelhos calibrados para conter um volume líquido (TC).
Na classe a estão contidas as pipetas e as buretas e, na classe b, estão incluídos os balões
volumétricos.
A medida de volumes líquidos com qualquer um dos referidos aparelhos está sujeita a uma série
de erros devido às seguintes causas:
a)
b)
c)
d)
Ação da tensão superficial sobre as superfícies líquidas;
Dilatações e contrações provocadas pelas variações de temperatura;
Imperfeita calibração dos aparelhos volumétricos;
Erros de paralaxe.
A leitura de volume de líquidos claros deve ser feita pela parte inferior do menisco e a de
líquidos escuros pela parte superior, como mostra a Figura 3. Na leitura de volumes, o olho precisa
estar no nível da superfície do liquido, para se evitar o erro devido à paralaxe, uma condição que faz
que o volume pareça menor que seu valor verdadeiro, se o menisco for visto de cima, e maior, se o
menisco for visto de baixo.
Figura 3 – Posição correta do menisco
PARA SUA SEGURANÇA, INDISPENSÁVEL O USO DE EPI’S DURANTE AS AULAS PRÁTICAS.
6
Análise Química
1. Balões volumétricos: Os balões volumétricos são balões de fundo chato e gargalo comprido,
calibrados para conter determinados volumes líquidos (Figura 4).
Os balões volumétricos são providos de rolhas esmerilhadas
de vidro ou de polietileno. O traço de referência marcando o
volume pelo qual o balão volumétrico foi calibrado é gravado
sobre a meia-altura do gargalo (bulbo). A distância entre o traço
de referência e a boca do gargalo deve ser relativamente grande
para permitir a fácil agitação do líquido (a solução deve ser bem
homogeneizada), depois de ser completado o volume até a
marca. O traço de referência é gravado sob a forma de uma linha
circular, tal que, por ocasião da observação, o plano tangente à
superfície inferior do menisco tem que coincidir com o plano do
círculo de referência. Os balões volumétricos são construídos
para conter volumes diversos; os mais usados são os de 50, 100,
200, 500, 1000, 2000 mL.
Os balões volumétricos são especialmente usados na
preparação de soluções de concentração conhecida.
Para se preparar uma solução em um balão volumétrico, transfere-se* ao mesmo, o soluto ou a
solução a ser diluída. Adiciona-se, a seguir, solvente até cerca de 3/4 da capacidade total do balão.
Misturam-se os componentes e deixa-se em repouso até atingir a temperatura ambiente, tendo-se o
cuidado de não segurar o balão pelo bulbo. Adiciona-se solvente até “acertar o menisco”, isto é, até o
nível do líquido coincidir com a marca no gargalo. As últimas porções do solvente devem ser
adicionadas com um conta-gotas, lentamente, e não devem ficar gotas presas no gargalo. O
ajustamento do menisco ao traço de referência deverá ser feito com a maior precisão possível. Fechase bem o balão e vira-se o mesmo de cabeça para baixo, várias vezes, agitando-o, para
homogeneizar o seu conteúdo. Antes de ser usado, o balão volumétrico deve ser bem lavado com
detergente e bem enxaguado. Raramente eles precisam ser secos. Se for necessária a secagem, esta
deve ser feita com o balão emborcado de cabeça para baixo. A colocação de um tubo de vidro ligado
a uma trompa de vácuo dentro do balão pode ser feita para acelerar o processo de secagem.
*Transferência quantitativa de líquido para um balão volumétrico. Quando estamos
preparando uma solução padrão, toda e qualquer perda de soluto acarretará em erros na análise. Por
isso, devemos ter o máximo de cuidado para não ocorrer perdas de massa nos processos de
transferências de um frasco para outro. Caso seja necessário, insira um funil no balão volumétrico.
Use um bastão de vidro para direcionar o fluxo do líquido do béquer para o funil. Retire a última gota
de líquido do béquer com a ajuda do bastão de vidro. Enxágüe tanto o bastão como o interior do
béquer com o solvente e transfira a "água de enxágüe" para o balão volumétrico. Repita este processo
de enxágüe pelo menos duas vezes mais.
2. Pipetas: Existem duas espécies de pipetas:
a) Pipetas volumétricas ou de transferência, construídas para dar escoamento, a um determinado
volume (Fig. 5B).
As pipetas volumétricas são constituídas por um tubo de vidro com um bulbo na parte central. O traço
de referência é gravado na parte do tubo acima do bulbo. A extremidade inferior é afilada e o orifício
deve ser ajustado de modo que o escoamento não se processe rápido demais, o que faria com que
pequenas diferenças de tempo de escoamento ocasionassem erros apreciáveis. As pipetas
volumétricas são construídas com as capacidades de 1, 2, 5, 10, 20, 50, 100 e 200 mL, sendo de uso
mais freqüente as de 10, 25 e 50 mL.
b) Pipetas graduadas ou cilíndricas que servem para escoar volumes variáveis de líquidos (Fig. 5A).
PARA SUA SEGURANÇA, INDISPENSÁVEL O USO DE EPI’S DURANTE AS AULAS PRÁTICAS.
7
Análise Química
As pipetas graduadas consistem de um tubo de vidro estreito, geralmente graduado em 0,1mL. São
usadas para medir pequenos volumes líquidos. Encontram pouca aplicação sempre que se quer medir
volumes líquidos com elevada precisão. Têm a vantagem de se poderem medir volumes variáveis.

Para se encher uma pipeta, coloca-se a ponta da mesma no líquido e
faz-se a sucção com a pêra de sucção (NÃO usar a boca para
pipetagem em laboratórios). Deve-se ter o cuidado em manter a ponta
da mesma sempre abaixo do nível da solução do líquido. Caso
contrário, ao se fazer a sucção, o líquido alcança a pêra de sucção. A
sucção deve ser feita até o líquido ultrapassar o traço de referência.
Feito isto, tapa-se a pipeta com o dedo indicador (ligeiramente úmido) caso não se esteja usando a pêra de sucção - e deixa-se escoar o
líquido lentamente até o traço de referência (zero). O ajustamento deve
ser feito de maneira a evitar erros de paralaxe.

Os líquidos que desprendem vapores tóxicos e os líquidos corrosivos
devem sempre ser introduzidos na pipeta, através de pêras de sucção.

Para escoar os líquidos, deve-se colocar a pipeta na posição vertical,
com a ponta encostada na parede do recipiente que vai receber o
líquido; caso esteja usando a boca na pipetagem (técnica
desaconselhável), levanta-se o dedo indicador até que o líquido escoe
totalmente. Esperam-se 15 ou 20 segundos e retira-se a gota aderida a
ponta da pipeta, encostando-a a parede do recipiente (Figura 6).
i) Pipetas com escoamento total: contêm duas faixas na parte superior, indicando que as mesmas
são calibradas para - assoprando-se até a ultima gota - liberar sua capacidade total.
ii) Pipetas com esgotamento parcial: contêm na parte superior uma faixa estreita que as diferencia
das pipetas de escoamento total. Não precisa ser assoprada (vide figura 6- letra D).
PARA SUA SEGURANÇA, INDISPENSÁVEL O USO DE EPI’S DURANTE AS AULAS PRÁTICAS.
8
Análise Química
3- Buretas
As buretas servem para dar escoamento a volumes variáveis de líquidos. São constituídas de
tubos de vidro uniformemente calibrados, graduados em 1mL e 0,1 mL. São providas de dispositivos,
torneiras de vidro ou polietileno entre o tubo graduado e sua ponta afilada, que permitem o fácil
controle de escoamento





As buretas podem ser dispostas em suportes universais contendo mufas (Figura 7).
As buretas de uso mais constantes são as de 50 mL, graduadas em décimos de mL; também
são muito usadas as de 25 mL.
Nos trabalhos de escala semimicro, são freqüentemente usadas as buretas de 5 e 10 mL,
graduadas em 0,01 ou 0,02mL.
Para o uso com soluções que possam sofrer o efeito da luz, são recomendadas buretas de
vidro castanho.
As torneiras das buretas, quando forem de vidro, devem ser levemente lubrificadas para que
possam ser manipuladas com mais facilidade. Serve para este fim uma mistura de partes
iguais de vaselina e cera de abelhas; misturas especiais são encontradas no comércio.
RECOMENDAÇÕES PARA USO DA BURETA
a) A bureta limpa e vazia deve ser
fixada em um suporte na posição
vertical.
b) Antes de se usar um reagente
líquido, deve-se agitar o frasco
que o contém, pois não é raro
haver na parte superior do
mesmo,
gotas
de
água
condensada.
c) A bureta deve ser lavada, pelo
menos uma vez, com uma
porção de 5 mL do reagente em
questão, o qual deverá ser
adicionado por meio de um funil,
em buretas que não possuam
gargalo especial; cada porção é
deixada escoar completamente
antes da adição da seguinte.
d) Enche-se então a bureta até um
pouco acima do zero da escala e
remove-se o funil.
e) Abre-se a torneira para encher a
ponta ou expulsar todo o ar e,
deixa-se escoar o líquido, até
que a parte inferior do menisco
coincida exatamente com a divisão zero (Figura 7). Quando se calibra a bureta (acerto do
zero) deve-se tomar o cuidado de eliminar todas as bolhas de ar que possam existir.
PARA SUA SEGURANÇA, INDISPENSÁVEL O USO DE EPI’S DURANTE AS AULAS PRÁTICAS.
9
Análise Química
f) Coloca-se o frasco que vai receber o líquido sob a bureta e deixa-se o líquido
escoar, gota a gota, geralmente a uma velocidade não superior a 10 mL por minuto.
Controla-se a torneira da bureta com a mão esquerda (Figura 8). Após o
escoamento da quantidade necessária de líquido, espera-se de 10 a 20 segundos e
lê-se o volume retirado.
Notas:
1. Se ainda não estiver habituado com uma titulação, é aconselhável preparar uma amostra extra.
Nenhum cuidado é tomado neste caso, já que sua função é a de determinar somente o valor
aproximado do ponto final da titulação. Este procedimento de sacrificar uma amostra freqüentemente
resulta em ganho no tempo total de análise.
2. Adições menores do que uma gota podem ser feitas permitindo que um pequeno volume de
titulante forme-se na ponta da bureta (na forma de uma gota suspensa) e então encosta-se a ponta na
parede interna do erlen. Esta gota é então combinada com o resto do líquido, como descreve a nota 3.
Este procedimento é chamado de técnica da meia-gota.
3. Ao invés de ser enxaguado perto do ponto final da titulação, o erlen pode ser inclinado e rodado de
forma que o líquido capture qualquer gota que fique aderida nas paredes internas do erlen.
PARA SUA SEGURANÇA, INDISPENSÁVEL O USO DE EPI’S DURANTE AS AULAS PRÁTICAS.
10
Análise Química
PREPARO E PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES
Em análise volumétrica, a concentração ou massa da amostra é determinada a partir do
volume da solução titulante de concentração conhecida. Qualquer erro na concentração da solução
titulante levará a um erro na análise.
O processo da adição da solução padrão até que a reação esteja completa é chamado de
TITULAÇÃO. O reagente de concentração exatamente conhecida é chamado de titulante e a
substância a ser determinada é chamada titulada. Sabendo-se qual a quantidade da solução padrão
necessária para reagir totalmente com a amostra e a reação química envolvida calcula-se a
concentração da substância analisada.
O ponto exato onde a reação completa-se é chamado de ponto de equivalência ou ponto
final teórico.
Na prática, o término da titulação é percebido por alguma modificação física provocada pela
própria solução ou pela adição de um reagente auxiliar, conhecido como indicador. O ponto em que
isto ocorre é o ponto final da titulação. Esse é o ponto experimental no qual é sinalizado o final da
titulação (final da reação entre o titulante ou titulado).
A determinação da concentração do titulante deve ser realizada, preferencialmente, através
do mesmo método que será aplicado na análise, neste caso a titulação de neutralização, mas ela
aplica-se às outras volumetrias, gravimetria e métodos instrumentais.
Em qualquer reação estequiométrica, o número de equivalentes dos reagentes devem ser
iguais. Partindo-se desse princípio, temos:
A + B  C, onde A é a amostra e B o titulante
neqA = neqB
mA/EqA = NB . VB ou NA . VA = NB . VB,
dependendo se foi realizada a medida de massa da amostra ou volume de uma solução desta.
A solução padrão a ser usada em uma análise volumétrica deve ser cuidadosamente
preparada, pois, caso contrário, a determinação resultará em erros. A preparação dessas soluções
requer direta ou indiretamente, o uso de um reagente quimicamente puro e com composição
perfeitamente definida. Os reagentes com essas características são chamados de padrões
primários.
Substâncias padrões primários
Uma substância padrão primário deve satisfazer os seguintes requisitos:
1. Deve ser de fácil obtenção, purificação, secagem (preferivelmente a 110-120ºC), preservação
no estado de pureza (este requisito não é geralmente satisfeito pelas substâncias hidratadas,
porque é difícil de remover completamente a umidade superficial sem que haja uma
decomposição parcial).
2. A substância deve ser inalterável ao ar durante a pesagem; esta condição implica que não
seja higroscópico, nem oxidável ao ar, nem afetada pelo dióxido de carbono. O padrão deverá
manter a sua composição imutável durante o armazenamento.
3. A determinação de impurezas deve ser possível e não deve, em geral, exceder a 0,01- 0,02%.
4. A substância deverá ser prontamente solúvel sob as condições em que é utilizada.
5. A reação com o solução deverá ser estequiométrica e praticamente instantânea. O Erro de
titulação deverá ser desprezível, ou de fácil determinação.
6. Exemplos: Na2CO3, KHC8H4O4, NaCl, K2Cr2O7, KIO3, KBrO3, Na2C2O4.
Soluções Padrões
Método direto: são as soluções preparadas a partir da dissolução, em balão volumétrico, de
quantidade exata de padrão primário.
PARA SUA SEGURANÇA, INDISPENSÁVEL O USO DE EPI’S DURANTE AS AULAS PRÁTICAS.
11
Análise Química
Método Indireto (padronização): prepara-se uma solução com concentração aproximada à desejada e,
depois, determina-se a concentração exata pela determinação de sua capacidade de reação contra
um padrão primário.
VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO
1. Preparo de uma solução padrão do tipo direto de Na2CO3 0,05mol/L
Introdução: o carbonato de sódio é um padrão primário muito utilizado para padronização de soluções
ácidas. O seu peso molecular é de 106g/mol. O referido carbonato para fins analíticos contém
umidade, devendo ser dessecado por meio de aquecimento com o cuidado para que não haja
rompimento de suas ligações e produção de gás carbônico:
Na2CO3 + aquecimento a 300º  Na2O + CO2
Procedimento
Pesar, com máxima exatidão, 5,3000g de carbonato de sódio anidro PA, previamente
dessecado a 200ºC, durante 1 hora. Transferir para um béquer e dissolver bem com água deionizada
e, em seguida, transferir para um balão de 1 litro, evitando qualquer perda, com inúmeras águas de
lavagens.
2. Preparo de uma solução padrão do tipo indireto de HCl 0.1mol/L
Determinar o volume necessário de HCl concentrado (d = 1,15g/cm 3 e T= 30%) para preparar
250mL de solução 0,1M de HCl. Despejar lentamente o volume de HCl calculado sobre um pouco de
água deionizada em um balão volumétrico de 250mL de capacidade. Completar o volume até a marca
com água deionizada. Homogeneizar a solução conforme técnica adequada citada anteriormente, ou
em caso de dúvida solicite ajuda do professor. Transferir a solução quantitativamente para o frasco
reagente** para posterior padronização.
**Transferência quantitativa para frasco reagente: abrimos aqui um parênteses para fornecer
algumas informações a respeito das transferências de soluções prontas para frascos reagentes, já
que iremos muitas vezes, durante este curso, realizar tal procedimento.
Os frascos utilizados para acondicionar as soluções preparadas são geralmente frascos de
vidro na cor âmbar providos ou não de “batoque” (uma proteção plástica colocada antes da tampa nos
frascos, para uma melhor vedação). O frasco deve ser previamente lavado com detergente e
enxaguado com água da torneira. Após, lava-se com pelo menos três porções de água deionizada o
interior do frasco.
- Transferindo uma solução padrão: se a solução do balão volumétrico que temos que
transferir for uma solução padrão, devemos contaminar o interior do frasco reagente com,
no mínimo, três porções da solução. Normalmente, gasta-se para tal, um volume de
solução correspondente ao que está no gargalo do balão.
Transferindo uma solução a ser padronizada: se no balão houver uma solução que iremos
padronizar posteriormente, podemos transferir o conteúdo do balão com o frasco reagente
umidecido com água deionizada, sem que acarrete erros futuros, já que iremos padronizar
esta solução.
Ao final, devemos rotular o frasco reagente, indicando o nome da solução preparada, sua
concentração exata (solução padrão) ou aproximada (solução a ser padronizada), o nome do
preparador e a data em que foi produzida.
-
PARA SUA SEGURANÇA, INDISPENSÁVEL O USO DE EPI’S DURANTE AS AULAS PRÁTICAS.
12
Análise Química
2.1. Padronização da solução de HCl utilizando solução padrão Na2CO3 0,05M
Com Pipeta volumétrica, pipetar 10mL de Na2CO3 0,05M, exatamente medidos, e transferir
para um frasco de erlenmeyer e acrescentar uma gota de alaranjado de metila. O alaranjado de metila
(conhecido também como metilorange) em meio alcalino fica com cor amarela e em meio ácido fica
com cor avermelhada. Colocar na bureta o HCl 0,1M a ser padronizado, tendo o cuidado de lavar a
bureta com porções de 5mL de HCl e não deixar bolhas de ar no bico da bureta. Gotejar o ácido no
erlenmeyer sob constante agitação. O HCl em contato com o carbonato vai nos dar a seguinte reação:
2HCl + Na2CO3  2NaCl + H2CO3
Gotejar HCl até que a coloração comece a desviar da inicial, o ponto de equivalência ainda
não foi alcançado. A presença de H2CO3 (ácido carbônico) na reação antecipa o ponto final, então
deve-se ferver a solução durante dois minutos com a finalidade de romper o ácido carbônico em H2O
e CO2.
H2CO3  H2O + CO2
Esfriar a solução em água corrente e continuar a titulação até que a coloração comece a
desviar para um alaranjado mais escuro. Anotar o volume de HCl gasto e repetir o procedimento por
mais duas vezes, no mínimo. Calcular a molaridade do HCl por intermédio da equação da diluição
usando a média aritmética dos valores mais próximos.
2.2. Padronização da solução de HCl utilizando Tetraborato de Sódio
Pese, por diferença, em balança analítica cerca de 0,7 a 0,8g de tetraborato de sódio, bórax
(Na2B4O7.10H2O; MM = 381,37g/mol) para dentro de um erlenmeyer de 250mL. Dissolva com
aproximadamente 50mL de água destilada e adicione três gotas do indicador misto (verde de
bromocresol + vermelho de metila). Titule com a solução de HCl a padronizar até a solução tornar-se
incolor. Repita o procedimento por mais duas vezes e calcule a molaridade da solução de HCl.
3. Preparo de uma solução padrão do tipo indireto de NaOH 0,1mol/L
Determine a massa de NaOH necessária para preparar 250mL de solução 0,1M. Despeje o
conteúdo de NaOH pesado para um erlenmeyer contendo pequena quantidade de água deionizada e,
então, dissolva bem com o auxílio do bastão de vidro. Transferir quantitativamente a solução para
dentro de um balão de 250mL e completar à marca com água deionizada. Homogeneizar conforme
técnica descrita pelo professor. Após, transferir a solução para um frasco previamente limpo e rotular.
3.1. Padronização da solução de NaOH utilizando solução padrão HCl 0,1 mol/L
Com pipeta volumétrica, pipetar 10mL de solução padrão de HCl 0,1M preparada
anteriormente e transferir para um erlenmeyer limpo e acrescentar 3 gotas de fenolftaleína. A
fenolftaleína em meio ácido fica incolor, enquanto em meio alcalino adquire coloração rósea (solicite
explicação do professor para entender melhor). Titular o conteúdo do erlenmeyer, colocando o NaOH
na bureta. O ponto final é evidenciado pelo aparecimento de uma leve cor rósea persistente por mais
de 30 segundos. Caso seja obtida uma coloração muito forte, despreze a amostra. Anotar o volume
de NaOH gasto e calcular a molaridade da solução através da equação fundamental da análise
volumétrica (M1V1 = M2V2).
3.2. Padronização da solução de NaOH utilizando Biftalato de Potássio
Pese, por diferença, em balança analítica cerca de 0,7 a 0,9g de Biftalato de Potássio (KHC8H4O4; MM
= 204,23 g/mol), previamente dessecado a 110 – 120ºC, para dentro de um erlenmeyer de 250mL.
PARA SUA SEGURANÇA, INDISPENSÁVEL O USO DE EPI’S DURANTE AS AULAS PRÁTICAS.
13
Análise Química
Dissolva com aproximadamente 50mL de água destilada (de preferência recém fervida e resfriada).
Adicione duas gotas de fenolftaleína e titule com a solução de NaOH a padronizar até o aparecimento
de coloração rósea permanente por 30 segundos. Repita o procedimento por mais duas vezes e
calcule a molaridade da solução de NaOH.
Questões
1. O que é solução padrão? Por que nem todas as soluções são padrões?
2. O que é padronização? Quando ela é necessária?
3. O que é padrão primário? Quais os requisitos para que uma substância seja um padrão
primário? Por que é preciso secá-lo antes de sua utilização?
4. Por que NaOH e HCl não são padrões primários?
5. O que é transferência quantitativa?
6. Quais dos equipamentos utilizados nestas práticas devem estar necessariamente secos:
espátula, recipiente de pesagem, balão volumétrico, bastão de vidro, funil, pipeta, erlenmeyer
e bureta.
7. Quais são as fontes de erros no preparo e padronização de soluções?
PARA SUA SEGURANÇA, INDISPENSÁVEL O USO DE EPI’S DURANTE AS AULAS PRÁTICAS.
14
Análise Química
Experimento 1:
Determinação do teor de ácido acético no vinagre
O ácido acético e um ácido fraco, Ka de 1,8 x 10 -5, apresenta-se como um líquido incolor, com
odor característico de vinagre. É totalmente solúvel em água, álcool etílico e na maioria dos solventes
orgânicos, amplamente usado em química industrial na forma de ácido acético glacial 99,8% (m/m)
densidade 1,053 g/mL ou em soluções de diferentes concentrações. Na indústria alimentícia é
consumido como vinagre, que é uma solução diluída de ácido acético glacial
(3,5 a 8% m/v).
Procedimento:
- Colocar com auxílio de uma pipeta volumétrica, 10 mL de vinagre em balão volumétrico de
100,0 mL e diluir até a marca com água deionizada;
- Retirar uma alíquota de 10,0 mL com uma pipeta calibrada e transferir para um
erlenmeyer de 125 mL;
- Adicionar aproximadamente 20 mL de água destilada no erlenmeyer;
- Adicionar 3 a 5 gotas do indicador fenolftaleína;
- Titular esta mistura com uma solução padrão de NaOH 0,1 mol/L contida numa bureta,
com agitação até a aparecimento de um leve róseo persistente na solução do erlenmeyer;
- Anote o volume gasto na titulação;
- Repetir o procedimento para outra alíquota de vinagre e calcular o teor médio de acido
acético no vinagre;
- Repita o mesmo procedimento para outras alíquotas de vinagre.
Questões:
1. Escreva as equações correspondentes às reações observadas.
Calcular a molaridade do ácido acético utilizando M1V1=M2V2
2.
3. Calcule a concentração, em g/L do ácido acético no vinagre.
4. Qual o teor de ácido acético no vinagre analisado?
5. É possível usar o alaranjado de metila como indicador nesta titulação de vinagre? Elabore
uma explicação.
6. Suponha que uma solução de ácido clorídrico consome a mesma quantidade de uma solução
padrão de NaOH por unidade de volume que um vinagre comercial. Ignorando o aspecto da
diferença no gosto, porque seria inaceitável o uso de ácido clorídrico no preparo de um molho
de salada.
PARA SUA SEGURANÇA, INDISPENSÁVEL O USO DE EPI’S DURANTE AS AULAS PRÁTICAS.
15
Análise Química
Experimento 2:
Determinação da acidez total de vinhos
Sabe-se que a acidez dos vinhos se deve a presença de ácidos como o tartárico, málico e
cítrico, entre os mais importantes. Estes ácidos garantem a conservação do vinho bem como outras
características de suma importância. O grau de acidez está também relacionado com a acidez total
titulável, o pH, a quantidade de ácidos dissociados e não dissociados, e a quantidade relativa de cada
um dos ácidos presentes. Dentro dos padrões comerciais, a acidez do sumo fica no intervalo de 0,6 a
0,9% (expresso como a quantidade de ácido tartárico por 100mL de sumo ou vinho). Os vinhos doces
têm acidez no intervalo de 0,4 a 0,65%. Na fabricação do vinho é importante saber a acidez titulável
do mosto para poder determinar a quantidade correta de dióxido de enxofre que será adicionada e
também decidir se é ou não necessária uma correção da acidez.
Esta determinação está sujeita à interferência do CO 2 dissolvido. Este erro pode ser
minimizado diluindo o vinho com água quente, próximo da fervura, e depois deixando esfriar até a
temperatura ambiente antes de titular. Geralmente esse erro é pequeno.
Procedimento:
Transferir 25mL de um vinho branco seco para um erlenmeyer de 250mL. Adicionar 100mL de
água deionizada e 5 gotas de solução alcóolica de fenolftaleína a 1%. Titular com uma solução padrão
de NaOH 0,1M. O ponto final é indicado pela permanência de uma leve cor rósea por mais de 30
segundos.
Repetir o procedimento acima para o vinho tinto, com o cuidado de que o ponto final é
evidenciado pelo aparecimento de uma cor cinza-esverdeada.
A acidez titulável do vinho é normalmente expressa em ácido tartárico %(m/v); massa molar
do C2H4O2(COOH)2 = 150,09g/mol. Lembrar que o ácido tartárico tem dois hidrogênios tituláveis até a
viragem da fenolftaleína.
Ácido tartárico (g/100mL) = (Vb) . (MNaOH) . (150,09) . (100)
(1000) . 2 . (Vam)
onde:
Vb é o volume, em mL, da solução de NaOH usada na titulação
MNaOH é a concentração da solução de NaOH, em mol/L.
Vam é o volume, em mL, da amostra titulada
PARA SUA SEGURANÇA, INDISPENSÁVEL O USO DE EPI’S DURANTE AS AULAS PRÁTICAS.
16
Análise Química
Experimento 3:
Determinação do teor de ácido cítrico no suco dos frutos cítricos
Procedimento:
Espremer os frutos cítricos de maneira a obter seu suco para análise. De posse do suco,
retirar uma alíquota de 2mL e transferir para um erlenmeyer de 125mL. Adicionar 5mL de água
deionizada e 2 gotas de fenolftaleína. Titular com NaOH 0,1mol/L preparado anteriormente até o
aparecimento de uma leve coloração rósea persistente.
Fruto
Volume de NaOH gasto
Teor de ácido cítrico
Reação que ocorre no processo:
Cálculos:
1) Quantidade de ácido cítrico
1mL de NaOH  0.007g ác. Cítrico
XmL  Yg de ác. Cítrico
2) Teor de ácido cítrico presente na amostra
2mL suco  Yg de ác. Cítrico
100mL suco  Zg ác. Cítrico
PARA SUA SEGURANÇA, INDISPENSÁVEL O USO DE EPI’S DURANTE AS AULAS PRÁTICAS.
17
Análise Química
Experimento 4:
Determinação do teor de hidróxido de magnésio no leite de magnésia
RETROTITULAÇÃO
Uma titulação consiste na determinação da quantidade de uma espécie química (substância
ou íon) em solução, medindo-se a quantidade de um reagente (de concentração conhecida)
necessária para reagir completamente com a espécie química. Entretanto, algumas vezes, a espécie
química em solução ou a reação utilizada tem características que não recomendam a titulação direta
desse modo. É o que ocorre com o hidróxido de magnésio, que, por ser pouco solúvel, faz com que
a determinação do ponto de equivalência seja difícil. Para evitar este problema, o procedimento
adotado á fazer com que a reação de neutralização do hidróxido de magnésio ocorra totalmente
através de uma quantidade excessiva (perfeitamente conhecida) de solução ácida padrão. Em
seguida, o excesso de ácido (que não reagiu com o hidróxido de magnésio) é titulado com uma
solução básica padrão. Esse procedimento de determinação da quantidade em excesso é conhecido
como RETROTITULAÇÃO.
A seguir, está descrito sucintamente o princípio do método:
1. À amostra é adicionado excesso (Va) de solução padrão de ácido (Ma), ocorrendo a seguinte
reação:
Mg(OH)2 + 2HCl  MgCl2 + 2H2O + HClexc
2. O excesso de ácido é titulado com solução padrão de NaOH:
HClexc + NaOH  NaCl + H2O
3. Cálculos:
a) Calcular o número de mol de NaOH que reagiu com o HCl: n NaOH = M NaOH . VNaOH
b) Calcular o número total de mols de HCl: n HCl TOTAL = M HCl . V HCl
c) Calcular o número de mols de HCl que reagiu com Mg(OH)2:nHCl (Mg(OH)2) =nHCl TOTAL – nHCl (NaOH)
d) Calcular o número de mols do Mg(OH)2: 2 mol HCl ------------1 mol Mg(OH)2
nHCl (Mg(OH)2)---------x
e) Calcular a massa de Mg(OH)2: m Mg(OH)2 = x . 58g/mol
f)Calcular a porcentagem de Mg(OH)2 presente na amostra: m Mg(OH)2 . 100 / m amostra
Procedimento:
-
Agitar vigorosamente o frasco de leite de magnésia.
Pesar imediatamente, com o auxílio de um conta gotas, não mais que 1,0g da amostra em
um erlenmeyer.
Adicionar, com uma pipeta volumétrica de 25mL, exatamente 50mL de solução padrão de
HCl 0,1 mol/L, em duas etapas, e agitar o erlen até dissolver completamente
Adicionar 3 gotas de fenolftaleína ou vermelho de metila e titular com solução padrão de
NaOH 0,1 mol/L.
Repetir o procedimento pelo menos mais uma vez.
Calcular a porcentagem de hidróxido de magnésio no leite de magnésia
PARA SUA SEGURANÇA, INDISPENSÁVEL O USO DE EPI’S DURANTE AS AULAS PRÁTICAS.
18
Análise Química
Questões:
1. Qual a diferença entre amostra homogêneas e heterogêneas? Dê um exemplo de cada uma.
2. Por que é necessário realizar a abertura da amostra por dissolução com ácido em lugar de
realizar a titulação diretamente na amostra?
3. O que é titulação direta? E retrotitulação ou titulação de retorno?
PARA SUA SEGURANÇA, INDISPENSÁVEL O USO DE EPI’S DURANTE AS AULAS PRÁTICAS.
19
Análise Química
VOLUMETRIA DE PRECIPITAÇÃO
A volumetria de precipitação envolve a reação na qual forma-se um produto de baixa
solubilidade. Sua principal aplicação está na determinação de haletos e alguns íons metálicos. A
curva de titulação e a determinação do ponto final são grandemente afetadas pela diluição das
soluções e solubilidade do produto.
A reação deve processar-se praticamente de forma quantitativa no ponto de equivalência,
completar-se em tempo relativamente curto e oferecer condições para uma sinalização do ponto final.
O titulante mais empregado é a solução padrão de AgNO3 (Argentimetria: análise volumétrica
que utiliza AgNO3 como reagente). O ponto final pode ser determinado de três formas diferente:
– Formação de um sólido colorido (ex: método de Mohr).
– Formação de um complexo solúvel (ex: método de Volhard).
– Mudança de cor associada com a adsorção de um indicador sobre a superfície de um sólido (ex:
método de Fajans).
1. A determinação de cloreto, pelo Método de Mohr é um processo de precipitação fracionada:
primeiro precipita o analito (AgCl – precipitado branco), no ponto final precipita o indicador (AgCrO4 –
precipitado vermelho) a partir do qual, detecta-se o final da titulação. As reações envolvidas são as
seguintes.
Ag+ + ClAgCl(s)
Kps = 1,82 . 10-10
ppt branco
2 Ag+ + CrO42solução amarela
Ag2CrO4(s) Kps = 1,7 . 10-12
O resíduo deverá ser filtrado em um
funil disponível em local indicado
pelo professor.
ppt vermelho
Como a solubilidade do AgCl é menor do que a do Ag 2CrO4, o cloreto precipita primeiro.
Para que o ponto final seja visualizado é preciso adicionar-se um excesso de titulante, tornando
necessária realização de um branco (Vb) que deve ser descontado do resultado da titulação da
amostra (Va).
A porcentagem de cloreto pode ser assim determinada:
VAg+ = Va - Vb  volume gasto na titulação do ClneqCl- = neqAg+  n Cl- = n Ag+
m Cl-/MM Cl- = M Ag+ . V Ag+
% = (m Cl- . 100)/ Vamostra
2. O Método de Volhard é um procedimento indireto para determinação de íons que precipitam com
a prata. O excesso de prata é determinado por meio de titulação, com uma solução padrão de
tiocianato de potássio ou de amônio usando-se íons ferro(III) como indicador.
3. Método de Fajans – Indicadores de Adsorção: são compostos orgânicos que tendem a adsorver
(por interações eletrostáticas) sobre a superfície do precipitado formado durante a titulação,
provocando uma alteração na coloração do precipitado). Ex: fluoresceína utilizada na titulação de
cloreto com Nitrato de prata.
Preparação e padronização ( via Método de Mohr) de uma solução de AgNO3 0,05mol/l
Preparação: Pesar, com máxima exatidão, 2,1234g de AgNO3 P.A., previamente dessecado a 105ºC,
por 1 hora, dissolver em água deionizada e avolumar em balão de 250mL. Transferir a solução para
frasco âmbar para evitar o contato com a luz (redução da prata).
A solução que
sobrar na bureta20
PARA SUA SEGURANÇA, INDISPENSÁVEL O USO DE EPI’S DURANTE AS AULAS PRÁTICAS.
deve ser
acondicionada
em frasco para
resíduos de
prata.
Análise Química
Padronização:
Medir 5mL de solução padrão de cloreto de sódio 0,1000M e colocar em erlenmeyer.
Adicionar 10mL de água deionizada, 1mL de cromato de potássio 5% como indicador e titular com a
solução de nitrato de prata a ser padronizada mediante bureta, sob constante agitação, até coloração
vermelho-tijolo. A titulação só deve prosseguir até este ponto, onde verificamos uma leve, mas nítida,
mudança de coloração que deve permanecer após vigorosa agitação.
Prova em branco:
É o volume de água deionizada igual ao volume final da solução antes titulada, adicionam-se
1mL de cromato de potássio e 0,5g de carbonato de cálcio e titula-se com nitrato de prata até que a
coloração seja igual à da solução resultante da titulação com cloreto de sódio.
A correção pela prova em branco, que não será maior do que 0,03 a 0,10mL de nitrato de
prata que se subtrai do volume utilizado na titulação do cloreto de sódio. Repete-se a titulação com
outras duas porções de NaCl padrão. As titulações devem concordar em 0,1mL.
Questões:
1. Quais os requisitos para que uma reação possa ser empregada em volumetria de precipitação?
2. Escreva as reações envolvidas no procedimento para determinação de haletos que precipitam
com a prata usando o método de Mohr.
3. Por que se utiliza uma titulação em branco na titulação pelo método de Mohr?
4. Defina: precipitação, solubilidade, produto de solubilidade.
5. Uma solução contendo 0,205 g de NaCl e KCl gastou cerca de 30 mL de uma solução de AgNO 3
0,10 mol/L para completa precipitação do íon cloreto. Calcule o teor de cada sal na mistura.
PARA SUA SEGURANÇA, INDISPENSÁVEL O USO DE EPI’S DURANTE AS AULAS PRÁTICAS.
21
Análise Química
Experimento 5:
Determinação de Cloreto em Soro fisiológico
Medir, em pipeta volumétrica, 10 mL de uma solução de soro fisiológico (0,9%) e transferir
para um erlenmeyer de 125mL. Adicionar 10 mL de água e 1 mL de indicador cromato de potássio
5%. Titular com solução padrão de AgN03 a 0,05mol/L até mudança de cor de amarelo para vermelhotijolo. Repetir a análise de soro por mais duas vezes. Não esquecer de efetuar uma prova em branco
para subtrair do volume gasto na titulação do soro.
Cálculo:
mg/L CI- = (A-B) x M x 35453 A solução que
sobrar na bureta
10
Onde:
A =mL gastos de Nitrato de Prata para a amostra.
B =mL gastos de Nitrato de Prata para a prova em branco.
M =Molaridade do Nitrato de Prata.
deve ser
acondicionada
em frasco para
resíduos de
prata.
O resíduo deverá ser filtrado em um
funil disponível em local indicado
pelo professor.
1) Calcular a porcentagem de NaCl e Cl- no soro e comparar com os dados da embalagem.
PARA SUA SEGURANÇA, INDISPENSÁVEL O USO DE EPI’S DURANTE AS AULAS PRÁTICAS.
22
Análise Química
VOLUMETRIA DE OXI-REDUÇÃO:
Um processo no qual há transporte de elétrons chama-se de OXI-REDUÇÃO; a substância
que fornece elétrons é oxidada enquanto a substância receptora é reduzida. Em outras palavras um
agente oxidante combina com os elétrons e é reduzido, ao passo que o agente redutor fornece os
elétrons, sendo oxidado.
A oxidação e redução devem evidentemente ter lugar simultaneamente, pois numa reação
deste tipo o agente oxidante é sempre reduzido e o agente redutor é sempre oxidado no mesmo grau,
formando um sistema de oxi-redução.
A volumetria de oxi-redução trata da titulação de um agente oxidante com uma solução de
um redutor e vice-versa. Este tipo de determinação compreende um grande número das análises
volumétricas, devido ao grande número de substâncias susceptíveis de sofrer oxidação e redução.
Para fins didáticos pode-se dividir a volumetria de oxi-redução em:
a) IODOMETRIA: em que a solução padrão é uma solução de tiossulfato de sódio, Na 2S2O3. Aplicase para determinações de cromo, cobre, água oxigenada, hipocloritos e outros.
b) PERMANGANOMETRIA: em que a solução padrão usada é permanganato de potássio, KMnO4.
Aplica-se para determinações de ferro, manganês, cálcio, água oxigenada, e outros elementos.
c) DICROMATOMETRIA: em que a solução padrão é dicromato de potássio, K 2Cr2O7. Aplica-se
principalmente em análise de ligas de minério de ferro.
Como o dicromato de potássio gera resíduo de alta toxidez ao meio ambiente, necessitando de
um tratamento específico, vamos realizar experimentos apenas dos dois primeiros métodos.
1. MÉTODOS ENVOLVENDO O IODO, I2: IODOMETRIA E IODIMETRIA
As aplicações do iodo como reagente redox são bastante extensas, principalmente, porque:
(1) o potencial padrão de redução do par I2/I- é intermediário, e além disso, pode agir como um agente
oxidante na forma de I2, ou como agente redutor na forma de I3-;
0
(2) o E I
2
/I
é praticamente independente da acidez do meio até pH<8.
O par redox iodo/iodeto pode ser caracterizado pela semi- reação,
I2 + 2é  2I-
E I0 / I  = 0,535V
2
indicando que o iodo é um oxidante moderado e o iodeto é um redutor relativamente fraco. O iodo é
quantitativamente reduzido a iodeto em meio neutro, por redutores moderadamente fortes, como
Sn(II), H2SO3, SO2, H2S e o iodeto é quantitativamente oxidado a iodo por oxidantes moderados ou
fortes, como H2O2, IO3-, IO4-, Cr2O72-, MnO4- e CIO-.
Há dois modos analíticos na aplicação na química do iodo em titulações de oxi-redução:
1. IODIMETRIA (método iodimétrico) : o constitunte em análise redutor é titulado diretamente com
solução padrão de iodo (para produzir iodeto) em meio levemente ácidos ou levemente básicos.
2. IODOMETRIA (método iodométrico): o constituinde em análise oxidante é adicionado ao I- (que é
utilizado como redutor) em excesso para produzir iodo. O iodo liberado na reação associada é então
titulado, em meio neutro ou levemente ácido, com solução padrão de tiossulafto de sódio (redutor).
Em resumo, a Iodimetria é a titulação com o I3-. A Iodometria é a titulação do I3-.
Os dois métodos estão baseados:
PARA SUA SEGURANÇA, INDISPENSÁVEL O USO DE EPI’S DURANTE AS AULAS PRÁTICAS.
23
Análise Química
(a) no fato de que o iodo na presença de iodeto produz o íon triiodeto:
I2(s) + I-
I3-
K = 7,1.102
(b) no par redox tiiodeto/iodeto,
I3- + 2e-
3I-
E0 I3-/I- = 0,536V
Pelo fato do potencial de redução ser relativamente baixo, poucas substâncias são oxidadas
pelo iodo, daí a existência de poucos métodos iodimétricos. Por outro lado, muitas espécies são
capazes de oxidar o iodeto a iodo, resultando numa ampla variedade de métodos indiretos ou
iodométricos, onde a espécie de interesse é quantitativamente reduzida em excesso de solução de
iodeto liberando o eqüivalente em iodo, e esse é dosado por titulação com uma solução padrão de um
redutor. O método iodométrico é mais vantajoso porque o iodo é gerado in situ evitando perdas por
volatilização, pois o iodo é facilmente sublimável.
Utilização do Tiossulfato de Sódio
O tiossulfato de sódio é o redutor mais empregado como titulante no iodo gerado nas
metodologias iodométricas. Normalmente as soluções são preparadas a partir do sal pentahidratado,
Na2S2O3.5H2O (MM = 248,18g/mol), e devem ser posteriormente padronizadas, pois este sal não se
enquadra como um padrão primário. Normalmente as soluções devem ser preparadas com água
destilada previamente fervida para eliminar o CO2 dissolvido e também prevenir a decomposição do
tiossulfato por bactérias. É de praxe adicionar algumas gotas de clorofórmio que funciona como um
eficiente preservativo. Além disso, cerca de no máximo 0,1g/L de Na 2CO3 é adicionada para garantir
uma leve alcalinidade na solução, pois íon S2O32- se decompõe em meio ácido, catalisado pela ação
da luz, liberando enxofre coloidal e conferindo uma turbidez na solução. Por outro lado, hidróxidos de
metais alcalinos, Na2CO3 > 0,1 g L-1 e bórax, não devem ser adicionados, pois tendem a acelerar a
decomposição sob ação do oxigênio atmosférico: S2O32- + 2O2 + H2O  2SO42- + 2H+ . Assim, a
solução deve ser armazenada em frasco escuro (âmbar) logo após a preparação.
O íon tiossulfato (S2O3-2) é um agente redutor moderadamente forte. Na presença de iodo, o
íon tiossulfato é quantitativamente oxidado para formar o íon tetrationato (S 4O6-2), de acordo com a
seguinte semi-reação:
2S2O3-2)
S4O6-2 + 2e-
O procedimento empregado na determinação de agentes oxidantes envolve a adição de um
excesso de iodeto de potássio a uma solução levemente ácida do analito. A redução do analito produz
uma quantidade estequiometricamente equivalente de iodo. Então o Iodo liberado é titulado com uma
solução padrão de Na2S2O3. Um exemplo desse procedimento é a determinação de hipoclorito de
sódio em alvejantes. As reações são:
OCl- + 2I- + 2H+
I2 + S2O3-2
Cl- + I2 + H2O
2I- + S4O6-2
Nessa prática é feita a dosagem de cloro-ativo numa amostra de alvejante a base de
hipoclorito de sódio ou cálcio, a famosa água sanitária, de uso doméstico e em lavanderias. No
tratamento de água de piscina, utiliza-se o hipoclorito de cálcio, Ca(OCl)2 misturado com cloreto de
cálcio básico, CaCl2.Ca(OH)2.2H2O.
O constituinte ativo responsável pelo efeito alvejante e algicida, é o íon hipoclorito, o qual é
instável em meio ácido. Por exemplo, sob ação de ácido clorídrico, ocorre a liberação de cloro:
PARA SUA SEGURANÇA, INDISPENSÁVEL O USO DE EPI’S DURANTE AS AULAS PRÁTICAS.
24
Análise Química
OCl- + 2H+ + Cl- 
Cl2 + H2O
O cloro-ativo de uma solução alvejante é a quantidade de cloro que pode ser liberado sob
ação de ácido diluído, sendo expresso em %(m/v). No caso de amostras sólidas, em %(m/m).
Portanto, por análise química do conteúdo de hipoclorito, calcula-se por estequiometria a
concentração em termos da porcentagem de cloro-ativo da amostra, e vice-versa. Esta forma de
expressar o teor de hipoclorito já se tornou corriqueira e está normatizada como padrão de qualidade
de alvejantes a base de hipoclorito.
Utilização da Goma de Amido
Em reações redox envolvendo o Iodo como agente oxidante ou o iodeto como redutor, a goma
de amido é utilizada como indicador sensível, pois forma um complexo com o Iodo de coloração azul
intensa, e mesmo numa concentração de 10-5mol L-1, o iodo pode ser detectado. Na presença de um
excesso de agente oxidante, a razão das concentrações de iodo e iodeto é elevada fornecendo uma
cor azul para a solução. Com o excesso de redutor, por outro lado, o íon iodeto predomina e a cor
azul se faz ausente. A goma de amido não é um indicador redox porque é específica à presença de I2
e não a uma modificação do potencial redox.
A fração ativa da goma de amido é a amilose, um polímero do açúcar α – D – glicose. O
polímero existe como uma hélice em espiral à qual pequenas moléculas podem se ajustar. Na
presença da goma de amido e de Iodeto, as moléculas de Iodo formam cadeias de I 6 que ocupam o
centro da hélice da amilose. A cor azul escura da goma de amido-iodo surge da absorção visível pela
ligação da cadeia de I6 dentro da hélice.
O denominado amido solúvel é encontrado comercialmente e se dispersa facilmente em água.
Uma vez que o amido é susceptível ao ataque por microorganismos, é recomendável preparar a
solução no dia da análise. Normalmente prepara-se solução de amido solúvel a 0,5 – 1,0%(m/v) e
adiciona-se ácido bórico como preservativo, para prolongar o tempo de vida útil.
Importante:
Em Iodimetria (titulação com o I3-), a goma de amido pode ser adicionada no início da titulação. A
primeira gota de excesso de I3- após o ponto de equivalência causa a mudança da cor da solução para
azul escuro.
Em Iodometria (a titulação do I3-), o íon triiodeto está presente em toda a reação até o ponto de
equivalência. A goma de amido não deve ser adicionada à reação até que esteja imediatamente antes
do ponto de equivalência onde a concentração do iodo é baixa. De outro modo, algum iodo tende a
permanecer ligado às partículas de goma de amido após o ponto de equivalência ser alcançado.
Ex.
O amido se decompõe irreversivelmente em soluções contendo concentrações elevadas de iodo.
Portanto, na titulação de soluções de iodo com íons tiossulfato, como na determinação indireta de
oxidantes, a adição do indicador é adiada (até que a maior parte do Iodo tenha sido reduzida) até que
a cor da solução mude de vermelho-marrom para amarelo; nesse ponto, a titulação está quase
completa. O indicador pode ser adicionado ao sistema desde o início quando soluções de tiossulfato
estão sendo tituladas diretamente com o iodo.
Questões:
1. Para que os aspectos e procedimentos experimentais sejam bem assimilados, é importante
compreender o significado dos termos seguintes. Descreva: Reação de oxi-redução,
Estequiometria e Titulação redox.
2. Qual a diferença entre iodimetria e iodometria? Em qual técnica, iodimetria ou iodometria, o
indicador goma de amido não é adicionado até um pouco antes do ponto de equivalência? Por
que?
3. Pesquise um pouco sobre o complexo amido-iodo.
PARA SUA SEGURANÇA, INDISPENSÁVEL O USO DE EPI’S DURANTE AS AULAS PRÁTICAS.
25
Análise Química
Preparação da solução padrão 0,1M de Tiossulfato de sódio:
Procedimento:
Utiliza-se o sal penta hidratado para a produção da solução de tiossulfato de sódio
(Na2S2O3.5H2O). Dissolvem-se 24,9g de tiossulfato hidratado e puro e 0,2g de Carbonato de sódio
anidro (Na2CO3 é utilizado para evitar precipitação do enxofre) em 1 litro de água previamente fervida
(o CO2 dissolvido torna a solução ácida e promove o desproporcionamento de S2O3-2:
S2O3-2 + H+
HSO3- + S(s)
Finalmente, deixa-se decantar por 24h e padroniza-se.
1. Padronização com Iodato de Potássio(KIO3)
O Iodato de Potássio é um excelente padrão primário para soluções de tiossulfato. Nessa aplicação,
quantidades conhecidas do reagente de grau padrão primário são dissolvidas em água contendo um
excesso de iodeto de potássio. Quando essa mistura é acidificada com um ácido forte, a reação
IO3- + 5I- + 6H+
3I2 + 2H2O
ocorre instantaneamente. Então, o Iodo liberado é titulado com a solução de tiossulfato. A
estequiometra da reação é: 1 mol de IO3- = 3 mol de I2 = 6 mol de S2O3-.
Procedimento:
Pese, com exatidão, de 0,12 a 0,17g de Iodato de Potássio (KIO 3), previamente dessecado
(aquecimento em estufa a 150ºC – 180ºC durante 1h) para dentro de um erlenmeyer de 250mL e
dissolva com 25mL de água destilada. Adicione 2g de KI e agite até que a dissolução seja completa.
Adicione 10mL de HCl 1M e titule, imediatamente, com a solução de tiossulfato de sódio até que a
coloração da solução torne-se amarela fraca. Então, adicione 2mL de solução de amido 0,5% e
prossiga a titulação até o desaparecimento da coloração azul. Repita o processo mais duas vezes.
Calcule a molaridade da solução de tiossulfato de sódio.
2. Padronização utilizando solução padrão de KMnO4 0,02M
Adicionam-se 100mL de água em 25mL de solução padrão de KMnO4 0,02M e mistura-se
com solução de iodeto de potássio (2g de KI dissolvidos completamente em 30mL de água e 100mL
de H2SO4 a 20%).
Goteja-se a solução de Na2S2O3 a ser padronizada na solução de KMnO4 padrão até que a
coloração da solução torne-se amarela fraca. Então, adiciona-se 1mL da solução de amido 1% e
titula-se até desaparecer a cor azul.
2KMnO4 + 3H2SO4 + 10KI
K2SO4 + 2MnSO4 + 5I2 + 8H2O
Esta operação devera ser feita em local escuro e em temperatura de solução menor do que 30ºC.
[Na2S2O3] = (VKMnO4) . (MKMnO4) . 5 . 2
2 . (VNa2S2O3)
PARA SUA SEGURANÇA, INDISPENSÁVEL O USO DE EPI’S DURANTE AS AULAS PRÁTICAS.
26
Análise Química
Preparação de solução 0,03M de Iodo
O iodo não é muito solúvel em água (0,001mol/L). Para se obter soluções de concentrações
analíticas úteis do elemento, o Iodo é comumente dissolvido em soluções moderadamente
concentradas de Iodeto de Potássio. Nesse meio, o Iodo é razoavelmente solúvel, em conseqüência
da reação
I2(s) + II3- K = 7,1.102
O iodo se dissolve lentamente em soluções de KI, particularmente se a concentração de
iodeto for baixa. Para garantir a completa dissolução, o iodo sempre é dissolvido em um pequeno
volume de uma solução concentrada de KI. As soluções preparadas pela dissolução de Iodo em uma
solução de KI são apropriadamente chamadas de soluções de triiodeto.
As soluções de Iodo não têm estabilidade por inúmeras razões, uma delas é a volatilidade do
soluto. As perdas de Iodo a partir de um frasco aberto ocorrem em um período relativamente curto,
mesmo na presença de um excesso de íons iodeto. Além disso, o Iodo ataca a maioria de materiais
orgânicos vagarosamente. Conseqüentemente, as rolhas ou tampas de borracha nunca são
empregadas para fechar os frascos de reagente.
Procedimento:
Pesam-se aproximadamente 1,9g de iodo puro em um vidro de relógio e transfere-se para um
béquer de 250mL contendo 5g de iodeto de potássio dissolvido em 25mL de água. Agita-se
cuidadosamente para dissolver todo o iodo. Se necessário, pode-se colocar mais um pouco de água.
Transfere-se todo o conteúdo do béquer para um balão volumétrico de 250mL, completa-se até a
marca com água deionizada e homogeneíza-se. Após, transfere-se todo o conteúdo do balão para
frasco âmbar de 500mL.
Padronização:
A padronização pode ser feita titulando-se 10mL de solução padrão de Tiossulfato de sódio
0,1mol/L contra a solução 0,03mol/L de iodo. Os 10mL de tiossulfato são transferidos com o auxílio de
uma pipeta volumétrica para um erlenmeyer de 125mL. Adiciona-se 1mL de solução de amido 1% ao
erlenmeyer como indicador e titula-se até o aparecimento da cor azul.
I2 + 2Na2S2O3
2NaI + Na2S4O6
[I2] = (MNa2S2O3) . (VNa2S2O3)
2 . (VI2)
A sobra da bureta deverá ser
acondicionada em local apropriado,
indicado pelo professor.
IODIMETRIA: Análise de Comprimidos de Vitamina C
A vitamina C (C6H8O6) ou ácido ascórbico (com massa molar igual a 176,13g/mol) é analisada
normalmente através da reação com um agente oxidante, a qual deve ser realizada o mais
rapidamente possível, visto que o ácido é facilmente oxidado pelo próprio oxigênio do ar, formando
ácido dehidroascórbico.
A semi-reação de oxidação do ácido ascórbico é a seguinte:
PARA SUA SEGURANÇA, INDISPENSÁVEL O USO DE EPI’S DURANTE AS AULAS PRÁTICAS.
27
Análise Química
O iodo por ser um oxidante de poder moderado oxida o ácido ascórbico somente até o ácido
dehidroascórbico. A reação básica envolvida na reação é:
Ácido
dehidroascórbico
Ácido
ascórbico
Lembrar que a vitamina C é rapidamente oxidada pelo próprio oxigênio dissolvido na solução.
Assim, as amostras devem ser analisadas o mais rápido possível depois de dissolvidas.
O frasco de titulação deve ser fechado com papel alumínio durante a titulação para evitar a
absorção de oxigênio adicional do ar. A pequena oxidaçào causada pelo oxigênio já dissolvido na
soluçào não é significante, mas a gitação contínua em um erlenmeyer aberto pode absorver uma
quantidade suficiente de oxigênio para causar um erro significativo na determinação.
Existem vários agentes oxidantes que podem ser empregados na determinação de vitamina
C, sendo que um dos mais simples é o iodo.
O método iodimétrico, como já vimos, baseia-se na conversão de iodo molecular em íon
iodeto, de acordo com a semi-reação:
I2(aq.) + 2e-
2I-(aq.)
Na prática que será desenvolvida, será preparada uma solução de vitamina C que será
titulada com uma solução padrão de iodo. A vitamina C provoca a redução do iodo a iodeto que em
solução aquosa é incolor. O iodo reduzido não pode reagir com a molécula de amido, mas quando
ocorre o consumo total das moléculas de ácido ascórbico (vitamina C), as moléculas de iodo em
presença de iodeto reagem com as macromoléculas de amido formando complexos de adsorção com
os íons triiodeto conferindo a mistura de reação uma coloração azul intensa.
I- + I2 + Amido
Amido I3Complexo
Amido- Iodo
azul intenso
PARA SUA SEGURANÇA, INDISPENSÁVEL O USO DE EPI’S DURANTE AS AULAS PRÁTICAS.
28
Análise Química
Experimento 6:
Análise de Comprimidos de Vitamina C
Procedimento:
Prepara-se e padroniza-se um solução de iodo 0,03mol/L. Usa-se como amostra ¼ de
comprimido de vitamina C (Vitasay, Cetiva, Cebion, Cenevit,...) de maneira a se obter uma amostra
com aproximadamente 0,8g. Pesa-se então a amostra, evitando contato manual, por diferença se
possível e tranfere-se para um balão volumétrico de 100mL previamente lavado. Desde que a solução
de iodo 0,03M titulante esteja pronta, então dissolva o comprimido no balão, adicionando
aproximadamente 50mL de água, fechando o frasco e agitando até que o material se dissolva. Pode
haver uma pequena quantidade de aglutinante que não irá dissolver, mas isso não causará erros.
A seguir, completa-se o volume do balão até a marca, com água deionizada. Coloca-se a
solução de iodo 0,03mol/L na bureta.
Pipetam-se exatamente 10mL de solução de vitamina C e transfere-se para um erlenmeyer de
125mL. Adicionam-se 5mL de solução de indicador de amido. Cobre-se a “boca” do erlenmeyer com
papel alumínio ou cartolina, tendo uma pequena abertura para inserir a ponta da bureta e titula-se
rapidamente até o aparecimento da cor azul. Faz-se em triplicata pelo menos, mas não se transfere a
amostra seguinte para o erlenmeyer até que a anterior tenha sido titulada.
Calcula-se a porcentagem de ácido ascórbico na amostra e também a quantidade (mg) de
vitamina C em cada comprimido:
%Ácido ascórbico = (VI2) . (MI2) . 176,13 . 10 x 100
1000 . (m comprimido)
Onde:
VI é o volume de solução de iodo gasto, em mL.
2
MI é a concentração molar da solução de iodo.
2
m comprimido é a massa de comprimido da amostra.
PARA SUA SEGURANÇA, INDISPENSÁVEL O USO DE EPI’S DURANTE AS AULAS PRÁTICAS.
29
Análise Química
Experimento 7:
Determinação da percentagem de Cloro ativo em alvejante
Procedimento:
Pipete 25 mL da amostra para dentro de um balão volumétrico de 250mL e dilua com água
deionizada até a marca e homogenize.
Pipete três alíquotas de 50mL da solução para dentro de frascos erlenmeyer de 250mL.
Adicione (somente no momento da titulação e na ordem) 2g de KI, 15mL de H2SO4 2M e titule com
solução padrão de Na2S2O3 0,1M até chegar a uma coloração amarela pálida. Adicione 5mL de
solução de amido 0,2% e continue a titulação até o desaparecimento da cor azul. Determine a
porcentagem de Cloro ativo (MM = 70,92g/mol) no alvejante.
Reações:
OCl- + 2I- + 2H+
I2 + 2S2O3-2
Cl- + I2 + H2O (excesso de KI)
2I- + S4O6-2
O constituinte ativo é o hipoclorito que é responsável pela ação alvejante (OCl- / CI-)
OCl- + CI- + 2H+
Cl2 + H2O
Cloro
ativo
Questões:
1.
2.
3.
4.
Qual o método da Iodometria empregado nesta técnica?
Por que a adição de amido somente deve ser feita pouco antes do ponto final?
O que determina o desaparecimento da cor azul no ponto final?
Quais as causas de erro( devido ao Iodo) na Iodometria?
PARA SUA SEGURANÇA, INDISPENSÁVEL O USO DE EPI’S DURANTE AS AULAS PRÁTICAS.
30
Análise Química
2. PERMANGANOMETRIA
É utiizada uma solução padrão de permanganato de potássio. O KMnO4 é um forte agente
oxidante como uma cor violeta intensa. Existem 3 três reações possíveis do MnO4-, conforme o pH:
1. Em pH fortemente ácido: MnO4- + 8H+ + 5evioleta
Mn2+ + 4H2O
incolor
2. Em pH neutro ou levemente alcalino: MnO4- + 4H+ + 3e-
MnO2(s) + 2H2O
ppt marrom
3. Em pH fortemente alcalino: MnO4- + e-
MnO4-2
verde
Trabalharemos em meio fortemente ácido, em que o KMnO4 serve como seu próprio indicador.
As soluções aquosas de Permanganato de Potássio não são totalmente estáveis em virtude da
oxidação da água:
4MnO4- + 2H2O
4MnO2(s) + 3O2(g) + 4OH-
As soluções de permanganato, quando adequadamente preparadas, são razoavelmente estáveis,
porque a reação de decomposição é lenta.
Preparação e Padronização de uma solução 0,02M de KMnO4
O Permanganato de Potássio não é um padrão primário, pos traços de MnO2 estão,
invariavelmente, presentes. Além disso, a água destilada geralmente contém impurezas orgânicas
suficientes para para reduzir algum MnO4- recém dissolvido a MnO2
Cuidados: a água deionizada contém traços de substâncias redutoras, que reagem com o
KMnO4 para formar dióxido de manganês hidratado. É necessário eliminar essas substâncias
oxidáveis para preparar uma solução estável de permanganato porque o dióxido de manganês
finamente dividido provoca a autodecomposição do permanganato. Essa eliminação se consegue
fervendo a solução, por 1 hora, para acelerar a reação entre o MnO4- e as impurezas orgânicas.
Finalmente esfria-se a mistura e filtra-se em um funil de vidro sinterizado limpo para remover o MnO2
precipitado. O papel de filtro não pode ser utilizado (matéria orgânica!).
Preparação:
Dissolver cerca de 0,8g de permanganato de potássio PA, em 150mL de água deionizada e
aquecer à fervura, mantendo a temperatura entre 60 e 70ºC, durante 60 minutos. Deixa-se a solução
resfriar por 2 ou 3 dias à temperatura ambiente. Filtrar com funil de vidro sinterizado. Transferir o
filtrado para um balão de 250mL e completar até a marca com água deionizada. Homogeneizar e
transferir o conteúdo para um frasco âmbar de 500mL, protegendo a solução contra evaporação,
poeira, vapores redutores e conservá-lo em local escuro após o uso.
Padronização:
Pesar, com precisão de 0,1mg, de 0,1200 a 0,1500g de oxalato de sódio puro e previamente
dessecado entre 105 e 110ºC. Colocar dentro de um erlenmeyer de 250mL e dissolver em 50mL de
água deionizada. Adicionar 30mL de ácido sulfúrico 1M e aquecer de 80 a 90ºC. Titular com KMnO4
0,02M, gota-a-gota, agitando constantemente, até aparecimento da cor rósea persistente por 30
segundos.
PARA SUA SEGURANÇA, INDISPENSÁVEL O USO DE EPI’S DURANTE AS AULAS PRÁTICAS.
31
Análise Química
A temperatura da solução não deve ser inferior a 60ºC no ponto final.
Reação: 5H2C2O4 + 2MnO4- + 6H+  10CO2 + 2Mn2+ + 8H2O
Cálculo do fator de correção:
F=
m
0,0067 . (VKMnO4)
A sobra da bureta deverá ser
acondicionada em local apropriado,
indicado pelo professor.
Onde:
m é a massa de oxalato de sódio de que se partiu para a titulação;
VKMnO4 é o volume consumido de permanganato.
PARA SUA SEGURANÇA, INDISPENSÁVEL O USO DE EPI’S DURANTE AS AULAS PRÁTICAS.
32
Análise Química
Experimento 8
Determinação do teor de H2O2 em amostra de água oxigenada
Introdução: o peróxido de hidrogênio possui propriedades oxidantes e redutoras, dependendo
do potencial de oxidação das substâncias com que reage. O potencial de oxidação de uma espécie
química mede sua tendência a se oxidar, isto é, o seu poder redutor.
Procedimento:
Pipetar 10mL de amostra de água oxigenada e transferir para balão volumétrico de 100mL.
Completar o volume do balão com água deionizada até a marca. Desta solução, pipetar uma alíquota
de 10mL (com a pipeta limpa) para um erlenmeyer de 250mL e adicionar 80mL de água deionizada e
10mL de ácido sulfúrico 3mol/L. Titular com o padrão de KMnO4 0,02M até leve róseo permanente.
Expressar o resultado em porcentagem de H2O2 (m/v).
Reação: 2MnO4- + 5H2O2 + 6H+  2Mn2+ + 5O2 + 8H2O
violeta
incolor
A sobra da bureta deverá ser
acondicionada em local apropriado,
indicado pelo professor.
Cálculo:
%H2O2 = V . [KMnO4] . 2,5 . 100 . 34,02
Onde:
V é o volume, em litros, de KMnO4 padrão gasto;
[KMnO4] é a concentração molar da solução padrão;
2,5 é o resultado da razão entre H2O2 e KMnO4, segundo estequiometria;
100 é o resultado das diluições da amostra (10mL amostra e 10mL alíquota).
Questões:
a) Qual a concentração de H2O2 em volumes? (Dado: 2H2O2  2H2O + O2)
b) Quais são as melhores condições de estabilidade para o H2O2?
c) Explique: por que não há necessidade do uso de um indicador neste experimento?
PARA SUA SEGURANÇA, INDISPENSÁVEL O USO DE EPI’S DURANTE AS AULAS PRÁTICAS.
33
Análise Química
Experimento 9:
Determinação de ferro em lâmina de barbear
Procedimento:
Pesar ½ lâmina de barbear com precisão de 0,1mg. Anotar a massa e dissolver a lâmina com
20mL de H2SO4 3mol/L em béquer de 50mL, com o auxílio de aquecimento em uma chapa. Durante a
dissolução da lâmina, o béquer deverá estar tapado com um vidro de relógio para evitar que haja
perda de vapores.
Deixar esfriar a solução formada e filtrar direto para dentro de um balão de 100mL. Efetuar
várias lavagens com água deionizada, respeitando o volume do balão e, em seguida, homogeneizar.
Retirar uma alíquota de 10mL da solução, transferir para erlenmeyer de 125mL e adicionar 30mL de
água deionizada. Titular com KMnO4 0,1 padrão até leve róseo persistente. Repetir o processo por
mais duas vezes no mínimo.
Obs.: a pipeta volumétrica dever ser ambientada bem como a bureta com as respectivas soluções.
Reação: 5Fe2+ + MnO4- + 8H+  Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O
Massa inicial da lâmina (g)
Concentração molar KMnO4
Volume de KMnO4 gasto 1
Volume de KMnO4 gasto 2
Volume de KMnO4 gasto 3
Volume médio:
Cálculos:
Considerando “n” como número de mol, temos:
VKMnO4 . [KMnO4] = n KMnO4  para 10mL de solução
n KMnO4  5n Fe2+
n Fe2+ . 10 = ntotal Fe2+
1mol Fe  55,8g
n mol Fe2+  Xg
massa da lâmina  100%
Xg  Y%
Y = % Fe na lâmina
Resultados:
Nº de mol de KMnO4
Nº de mol de Fe2+
Massa de ferro na solução
% ferro na lâmina
PARA SUA SEGURANÇA, INDISPENSÁVEL O USO DE EPI’S DURANTE AS AULAS PRÁTICAS.
34
Análise Química
VOLUMETRIA DE COMPLEXAÇÃO
A titulometria com formação de complexos ou complexometria baseia-se em reações que
envolvem um íon metálico e um agente ligante com formação de um complexo suficientemente
estável.
Apesar de existir um grande número de compostos usados na complexometria, os complexos
formados com o ácido etilenodiaminotetracético (EDTA), são os mais comuns. Vários íons
metálicos reagem estequiometricamente com o EDTA. Este é um ácido tetracarboxílico, possuindo
quatro hidrogênios ionizáveis, sendo simplificadamente representado por H 4Y. A reação com íon
metálico pode ser genericamente representa por:
M+q + Y4-
MY(q-4)
O EDTA na forma de ácido ou sal dissódico pode ser obtido em alto grau de pureza, podendo
ser usado como padrão primário, porém, se necessário pode ser padronizado contra solução padrão
de Zinco ou com Carbonato de Cálcio.
A solução aquosa de EDTA apresenta as espécies H 4Y, H3Y-, H2Y2-, HY3- e Y4-, sendo que a
forma predominante depende do pH. O EDTA é um ácido fraco para o qual pK 1 = 2,0; pK2 = 2,7; pK3 =
6,2; pK4= 10,3.. Estes valores demonstram claramente que os dois primeiros prótons são mais
facilmente ionizáveis do que os outros dois restantes. Este reagente possui uma grande versatilidade
que provém da sua potência como agente complexante e da disponibilidade de numerosos
indicadores íon-metal, cada um efetivo em um intervalo limitado de pH.
A espécie complexante é Y4-,,portanto é necessário um ajuste de pH, a fim de obter uma
constante de formação condicional (K’) favorável para o íon metálico em questão.
K’= Kabs.4
onde 4 é a fração da espécie Y4- em dado pH, e Kabs á a constante de formação absoluta do
complexo formado por EDTA e o íon metálico.
Preparação da solução de EDTA 0,02mol/L
Introdução:
O EDTA forma um complexo com quase todos os íons metálicos com carga positiva maior do
que uma unidade, e mesmo metais alcalinos, como sódio e lítio. Os complexos são formados
estequiometricamente e em quase todos os casos quase que instantaneamente. É interessante
considerar a estabilidade dos complexos com o pH do meio, já que o EDTA pode complexar o íon H+.
Os complexos com metais bivalentes são estáveis em meio amoniacal, mas tendem a ionizar em meio
ácido. O EDTA pode ser obtido na forma do ácido propriamente dito ou na forma de sal dissódico
dihidratado. As duas formas possuem alta massa molar, mas o sal dissódico tem a vantagem de ser
mais facilmente solúvel em água. Algumas aplicações importantes do EDTA são as determinações de
dureza de água, de cálcio em leite e magnésio em calcário.
Procedimento:
Pesar 1,8612g (até  0,1mg) de sal dissódico (designado por Na2H14N2O8.2H2O), seco a 7080ºc por duas horas numa estufa. As duas moléculas de água de hidratação permanecem intactas
nestas condições de secagem.
Transfere-se quantitativamente a amostra pesada para um balão volumétrico de 250mL.
Adiciona-se cerca de 200mL de água deionizada, agita-se até dissolver totalmente o sal e depois diluise até a marca. Esta solução deve preferencialmente ser armazenada em frasco plástico e pode,
PARA SUA SEGURANÇA, INDISPENSÁVEL O USO DE EPI’S DURANTE AS AULAS PRÁTICAS.
35
Análise Química
nestas condições ser considerada um padrão primário. A partir da massa pesada, calcula-se a
concentração exata da solução de EDTA em mol/L.
Massa molar do EDTA: 372,24g
Preparação e padronização da solução de EDTA 0,01mol/L
Preparação:
Pese aproximadamente 1,9g de Na2H14N2O8.2H2O (MM = 372,24g/mol) para dentro de um copo de
béquer e dilua a 500mL com água deionizada. Transfira a solução para um frasco de plástico.
Padronização:
Pese com exatidão entre 0,1 – 0,15g de CaCO3, previamente seco, adiciona-se 1mL de HCl 1:1 para
a solubilização do sal. Transfere-se esta solução para um balão volumétrico de 100mL e avoluma-se.
Pipete trÊs alíquotas de 25mL da solução de CaCO 3 (do balão) para dentro de frascos erlenmeyer de
250mL. Adicionar, na seqüência, aproximadamente 25 mL de água deionizada, 5mL de solução
tampão pH = 10 (NH4OH/ NH4Cl) e 3 gotas de indicador Negro de Eriocromo T (NET) no momento da
titulação. Titule cada alíquota com uma solução de EDTA (recém preparada) até o aparecimento de
coloração azul nítida pura (não violeta). Calcule a molaridade da solução de EDTA preparada.
Preparação do tampão pH = 10 (NH3/NH4Cl)
Dissolver 65g de NH4Cl em água, adicionar 570mL de uma solução de NH3 concentrado e diluir para 1
litro. Este tampão é melhor armazenado em frasco de polietileno para evitar a passagem de íons
metálicos do vidro para a solução tampão.
PARA SUA SEGURANÇA, INDISPENSÁVEL O USO DE EPI’S DURANTE AS AULAS PRÁTICAS.
36
Análise Química
Experimento 10:
Determinação da dureza em uma amostra de água
O índice de dureza da água é um dado muito importante usada para avaliar a sua qualidade.
Denomina-se dureza total a soma das durezas individuais atribuídas à presença de íons cálcio e
magnésio. A composição química da água e, portanto, a sua dureza, depende em grande parte do
solo da qual procede. Assim, águas brandas são encontradas em solos basálticos, areníferos e
graníticos, enquanto que águas que procedem de solos calcários apresentam freqüentemente
durezas elevadas.
Numerosos processos industriais, tais como fábricas de cervejas, conservas, de papel e
celulose, e muitas outras, requerem água branda. Para o caso de lavanderias as água duras
ocasionam elevado consumo de sabão (em conseqüência da formação de sabões insolúveis de cálcio
e magnésio) e resultam em danos para tecidos. Também é importante considerar que as águas duras
formam crostas em caldeiras de vapor, ocasionando com isso elevadas perdas de calor e podendo
provocar explosões, devido ao aumento da pressão interna. Mediante controle periódico com
titulações com o EDTA é possível garantir segurança para estas instalações. A Portaria 1.469/00 do
Ministério da Saúde estipula em 500mg/L de CaCO3 o limite máximo permitido para dureza total.
Principio do método: O processo consiste na titulação da dureza com uma solução padrão de ácido
etilenodiaminotetracético (EDTA), que forma íons complexos muito estáveis com o cálcio e magnésio
ou outros íons responsáveis pela dureza. Ao adicionar o Negro de Eriocromo T a uma amostra que
tenha dureza, formar-se-á um íon complexo fraco de cor violeta. Durante a titulação, todos os íons
que dão dureza são complexados pelo EDTA, rompendo-se a ligação com o Negro de Eriocromo T, em
função do EDTA formar um comlexo mais estável com os íons causadores da dureza. Este mecanismo
libera aos poucos o Negro de Eriocromo e, no fim da reação, verifica-se a troca da cor para o azul. O
meio é fortemente tamponado, pois em pH’s mais baixos o EDTA é protonado em vez de complexar
com o cálcio e o magnésio.
Procedimento: Transferir uma alíquota de 50mL de amostra para um erlenmeyer de 250mL, adicionar
1mL de solução tampão pH 10 e, a seguir, 5gotas do indicador Negro de Eriocromo T. O tampão deve
ser adicionado antes do indicador de modo que pequenas quantidades de ferro presentes na amostra
precipitem na forma de hidróxido de ferro, impedindo sua reação com o indicador. Titula-se a alíquota
com EDTA 0,02mol/L até a mudança de cor de vermelho-vinho para azul puro.
A reação, e consequentemente a mudança de cor, é lenta próximo do ponto final, e por esta
razão o titulante deve ser adicionado gota a gota e com vigorosa agitação.
Calcular a dureza da água e dar o resultado na forma de CaCO 3, para cada alíquota
analisada, sendo a massa molar do CaCO3 igual a 100,09g/mol.
Cálculo:
mg/L CaCO3 = [EDTA] . VEDTA (mL) . 100,09
0,05
Questões:
1. Observe a tabela:
Classificação da água conforme sua dureza, em mg/L CaCO3
0 – 75mg/L
Mole (soft)
75 – 150mg/L
Moderada
150 – 300mg/L
Dura (hard)
Acima de 350mg/L
Muito dura
De acordo com a
tabela, responda qual
seria a classificação da
água analisada durante
o experimento?
2. De que maneira podemos remover a dureza existente nas águas duras?
PARA SUA SEGURANÇA, INDISPENSÁVEL O USO DE EPI’S DURANTE AS AULAS PRÁTICAS.
37
Análise Química
Experimento 11:
Determinação de Cálcio no Leite
Procedimento:
Transferir, volumetricamente, para um erlenmeyer de 250mL, 10mL de leite e acrescentar
50mL de água deionizada. Adicionar 5mL de solução tampão (NH 4Cl/NH4OH) a solução dentro do
erlenmeyer. Adicionar alguns cristais de KCN (capela!) para mascarar alguns íons que podem
bloquear o indicador (Zn+2, Cu+2, Fé+3). Em seguida, adicionar 20 gotas de solução de magnésio. Por
último, acrescentar algumas gotas de indicador NET e proceder a titulação com uma solução padrão
de EDTA 0,01M. Repetir o mesmo procedimento com mais duas alíquotas de leite.
Expressar o valor de cálcio encontrado no leite ( em mg de Ca/100mL). Compare o valor
encontrado com o valor nutricional descrito pelo fabricante.
PARA SUA SEGURANÇA, INDISPENSÁVEL O USO DE EPI’S DURANTE AS AULAS PRÁTICAS.
38
Análise Química
Bibliografia:
1. SOLOMONS, T.W G., Química orgânica. Rio de Janeiro: LTC, 1983. V. 2.
2. AMARAL, L. Química orgânica. São Paulo: Editora Moderna Ltda,1981.
3. ALLINGER, N. L.; CAVA, M. P.; JONGH, D. C. et al. Química orgânica. 2. ed, Rio de Janeiro,
Guanabara Dois, 1978.
4. HART, A.; SHUETZ, R. D. Química orgânica. Rio de Janeiro, Editora Campus LTDA, 1983.
5. MORITA, T.; ASSUMPÇÃO, R. M. V. Manual de soluções, reagentes & solventes. 2. ed, São
Paulo: Edgard Blücher LTDA.,1972.
6. BACCAN, N.; ANDRADE, J. C. de; GODINHO, O . E. S.; BARONE, J. S., Química analítica
quantitativa elementar. São Paulo: Editora Edgard Blücher Ltda, 1979.
7. HARRIS, DANIEL C. Análise Química Quantitativa, 5. ed, L.T.C. Editora, Rio de Janeiro, 2001.
8. SKOOG, D. A.; WEST, D. M. ;HOLLER, F. J.; CROUCH, S. R. Fundamentos de Química
Analítica, 8. ed, CENGAGE Learning
PARA SUA SEGURANÇA, INDISPENSÁVEL O USO DE EPI’S DURANTE AS AULAS PRÁTICAS.
39
Análise Química
Apêndice 1:
Limpeza de materiais volumétricos
Todos os equipamentos volumétricos utilizados em uma análise quantitativa devem estar
perfeitamente limpos antes do uso, pois a presença de substâncias gordurosas nas paredes internas
pode induzir erros no resultado final da análise.
Verifica-se o estado de limpeza de um aparelho volumétrico enchendo-o com água e
observando-se seu escoamento. Se gotículas ou uma película não uniforme de água, aderentes às
paredes internas do equipamento, forem detectadas, então torna-se necessário limpá-lo.
Soluções de limpeza
Se construídos com vidro, estes aparelhos não são atacados por ácidos (exceto ácido
fluorídrico) ou soluções diluídas de detergente, a não ser após um contato muito prolongado ou se o
solvente for evaporado.
Utiliza-se geralmente como soluções de limpeza solução detergente a 1-2%, solução
sulfocrômica ou solução de etanolato de sódio ou potássio.
Em muitos casos, dependendo do estado em que se encontra o material volumétrico, é
suficiente o uso da solução de detergente (às vezes ligeiramente aquecida). A alternativa seguinte é o
emprego (cuidadoso) da solução sulfocrômica (dicromato de sódio ou potássio dissolvido em ácido
sulfúrico). De um modo geral, o tempo de contato desta solução com o vidro não precisa ser longo,
mas deve-se observar a cor da sulfocrômica antes do seu uso, pois se for verde é sinal que sua
eficiência será muito pequena (presença de íons Cr3+) e por isso não deve ser utilizada.
O etanolato de sódio ou potássio deve ser usado somente em casos extremos porque ataca
rapidamente o equipamento volumétrico. O tempo de contato do etanolato não deve ultrapassar 60
segundos. Se esta solução de limpeza for usada deve-se, depois de enxaguar algumas vezes o
equipamento volumétrico, usar uma solução de HCl diluída para neutralizar qualquer traço de
substância alcalina e, em seguida, lavá-lo novamente com água. Deve-se evitar ao máximo o uso
repetitivo de alcoolato na limpeza do material volumétrico.
O material volumétrico é dado limpo ao se verificar que a água destilada escorre
uniformemente pelas suas paredes internas.
Apêndice 2:
O efeito da temperatura nas medidas de volume.
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. Consequentemente, 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 podem requerer correções
para diferenças de temperatura de 1oC ou até menos.
PARA SUA SEGURANÇA, INDISPENSÁVEL O USO DE EPI’S DURANTE AS AULAS PRÁTICAS.
40
Análise Química
Calibração de Equipamentos Volumétricos
A vidraria volumétrica é calibrada medindo-se a massa de um líquido que pode preencher o
equipamento volumétrico (geralmente água destilada). O líquido usado deve ter densidade conhecida
na temperatura ambiente. Ao realizar uma calibração, deve-se fazer correção devido à diferença de
densidade da água e das dos pesos padrões.
Conduta geral nos procedimentos de calibração.
Toda a vidraria volumétrica deve estar rigorosamente limpa antes da calibração ( o teste do
filme homogêneo de água deve ser feito). Buretas e pipetas não precisam estar secas, mas os balões
volumétricos devem ser drenados e secos a temperatura ambiente. A água usada para a calibração
deve estar em equilíbrio térmico com o ambiente. Esta condição é melhor estabelecida se um frasco
grande com a água a ser usada for mantido no ambiente com antecedência, anotando sua
temperatura a intervalos freqüentes, e aguardando até que não haja mais variações de temperatura.
Frascos comuns de pesagem ou mesmo pequenos erlens podem ser usados como receptores
para o líquido de calibração.
Calibração de uma pipeta volumétrica.
Determine primeiramente a massa do recipiente vazio, até a casa dos miligramas. Transfira
uma porção de água (equilibrada com a temperatura ambiente) para o frasco receptor (erlen) com a
pipeta e pese novamente com precisão em miligramas. Calcule a massa de água por diferença entre
estas duas massas obtidas. Calcule o volume dispensado da pipeta, usando as tabelas fixadas nos
balcões do laboratório para correções. Repita a calibração várias vezes. Calcule o volume médio.
Calibração de uma bureta.
Preencha a bureta com a água equilibrada termicamente com o ambiente e certifique-se de
que não há bolhas de ar na ponta da bureta. Espere 1 minuto para a drenagem do líquido dentro da
bureta. Então, diminua o nível do líquido até trazer o menisco à marca de 0,00 mL. Toque a ponta da
bureta na parede de um béquer para remover qualquer possível gota aderida. Espere 5 minutos e
reverifique o volume. Se a torneira estiver firme, não deve haver nenhuma variação perceptível.
Durante este intervalo, pese (com precisão de miligrama) um erlen de 125 mL.
Transfira devagar ( a cerca de 10 mL / min) aproximadamente 10 mL de água ao frasco. Toque a
ponta da bureta na parede do erlen. Espere 1 minuto, anote o volume aparente que foi dispensado da
bureta e preencha-a com água. Pese o erlen novamente. A diferença entre esta massa e a inicial dá a
massa de água dispensada. Use as tabelas fixadas nos balcões do laboratório para converter esta
massa em volume real. Subtraia o volume aparente do volume real. Esta diferença é a correção que
deve ser aplicada ao volume aparente para se obter o volume real. Repita esta calibração até
alcançar uma concordância de 0,02 mL.
Comece novamente da marca do zero, repita esta calibração, mas agora dispensando cerca
de 20 mL para o erlen. Repita este procedimento a intervalos de 10 mL até o volume total da bureta.
Prepare um gráfico da correção a ser aplicada como função de volume dispensado pela bureta. A
correção associada com qualquer intervalo de volume pode ser determinada através deste gráfico.
Calibração de um balão volumétrico.
Pese o balão seco e limpo até a precisão de miligrama. Então preencha-o até sua marca de
calibração com água equilibrada termicamente com o ambiente e repese-o. Calcule o volume do balão
com a ajuda das tabelas de correção novamente. (O ideal é não ter contato manual direto com o balão
durante as pesagens para que a gordura das mãos não interfira).
PARA SUA SEGURANÇA, INDISPENSÁVEL O USO DE EPI’S DURANTE AS AULAS PRÁTICAS.
41