Analise Quimica_Nao é matéria

CETÉS – Análise Química B - 2010Índice Experimento 01: Preparação e padronização da solução de HCl 0,1N Experimento 02: Preparação e padronização da solução de NaOH 0,1N Experimento 03: Diluição e cálculos de concentração Análise Titulométrica ou Volumetria Experimento 04: Volumetria ácido-base Experimento 05: Volumetria de precipitação Experimento 06: Volumetria de óxi-redução Experimento 07: Análise Quantitativa Gravimétrica Experimento 08: Determinação das Entalpias de Dissolução e de Neutralização Experimento 09: Síntese do ácido acetilssalicílico Experimento 10: Reação de Esterificação Experimento 11: Reações Químicas Experimento 12: Propriedades Coligativas Potenciometria Referência Bibliográfica 02 05 07 08 10 13 16 19 22 29 32 33 35 39 56 1 CETÉS – Análise Química B - 2010 EXPERIMENTO Nº 01 PREPARAÇÃO E PADRONIZAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO 0,1 N DE HCl Objetivo: Preparar uma solução de HCl 0,1N, padronizar e determinar o fator de correção da solução preparada. Introdução Teórica As análises volumétricas fundamentam-se em fato simples: quando as substâncias reagem entre si, resultando em um processo químico, o número de equivalentes-grama de uma dessas substâncias é igual ao número de equivalentes-grama de qualquer outro participante da reação. Se o volume V de uma solução de normalidade n e massa do soluto igual a m reage com outra solução (V’, N’, m’), temos: n = n’ VN = VN m/E = m’/E’ VN = m’/E’ Uma solução cuja normalidade seja conhecida com precisão de três casas decimais é chamada de solução padrão. O ácido clorídrico, HCl, também chamado de cloridreto ou gás clorídrico, é uma substãncia gasosa quando à temperatura ambiente. Dissolvendo-o em água, obtém-se uma solução saturada cuja concentração varia entre 36 e 37%, que é chamada de ácido clorídrico. Para limpezas domésticas constuma-se usar um líquido chamado ácido muriático, que nada mais é que uma solução razoavelmente concentrada de HCl. Procedimento Experimental Preparação da solução 0,1N de HCl Verifique o teor ou dosagem do ácido concentrado que você está usando: ________ Meça a densidade do ácido concentrado (cuidado!!!). ______________________ Agora, calcule a massa de ácido clorídrico necessário para se fazer a solução. m = _________________ g (com 4 casas decimais). Essa é a quantidade de HCl puro necessária para obtermos 250 mL de solução 0,1N. Não dispomos de HCl puro (100%), mas sim de uma solução que contém 36% desse ácido. Calcule a massa de HCl a 36% necessária para se obter a solução desejada m = ________________ g (com 4 casas decimais). 2 CETÉS – Análise Química B - 2010 Como o ácido clorídrico concentrado é muito volátil e corrosivo, é inconveniente e difícil pesá-lo. Para isso, usaremos a densidade. Usando a densidade medida, calcule o volume de ácido clorídrico a 36% que você deverá usar para preparar a solução. V = __________ mL Usando uma pipeta graduada, meça exatamente o volume calculado acima. Essa operação deve ser feita na capela, com os devidos materiais de proteção individual. Mantenha fechado o frasco de ácido concentrado após o uso. Lave bem as mãos ou outro local onde esse reagente cair. Ponha água em balão volumétrico de 250 mL até a metade do volume. Transfira o volume de ácido para o balão e agite a mistura. Vá acrescentando água destilada ao balão, agitando-o para homogeneizar a solução. Quando chegar próximo ao traço de aferição do balão, verifique se a solução está quente. Nunca acerte o menisco de líquidos quentes!!! Se estiver frio, acerte o menisco gota a gota para não ultrapassar o volume desejado. Use para isso uma pisseta ou uma pipeta. Tampe o balão e homogenize muito bem a solução preparada. Essa é a solução 0,1N de HCl. Você vai utilizá-la a seguir. Padronização da solução de HCl 0,1N Cada vez que se abre o frasco de ácido clorídrico concentrado, escapa um pouco de HCl gasoso. Então o teor inicial de 36% vai diminuindo constantemente. Em função desse fato, não se pode garantir que a pureza do HCl corresponda aos 36% do rótulo. Conseqüentemente, também não podemos assegurar que a solução que preparamos seja precisamente 0,1000N. Ela é teoricamente 0,1N, ou seja Nr = 0,1. Sua normalidade real, Nr, será conhecida somente após procedermos à sua padronização, cujos passos são executados a seguir: Pipete 20 mL de uma solução contendo 5,3 g de Na2CO3 por litro para um erlenmeyer de 250 mL (esses 20 mL equivalem a 0,106g de Na2CO3). Com uma proveta de 50 mL, adicione 20 mL de água. Acrescente 5 a 10 gotas de metilorange. Coloque uma garra num suporte universal e prenda a ela uma bureta de 50 mL. Ponha um béquer de 100 mL embaixo da bureta. Com o auxílio de um funil analítico, carregue-a com solução de HCl Nt=0,1 que está no balão volumétrico. Abra a torneira da bureta para encher a sua ponta e acerte o menisco no zero. Adicione lentamente a solução da bureta à mistura do erlenmeyer, segurando-o com a mão direita e agitando-o, enquanto com a mão esquerda você controla a adição do ácido pela torneira da bureta. Quando já estiver escoado 12 mL da bureta, feche quase que totalmente a torneira e prossiga a adição do ácido ao carbonato de sódio do erlenmeyer, mas agora, gota a gota, e observando lentamente a coloração da solução do erlenmeyer. 3 CETÉS – Análise Química B - 2010 Quando o indicador metilorange mudar do alaranjado para rosa-claro (cuidado: essa mudança ocorre de forma sutil), pare a adição do ácido, fechando rapidamente a torneira da bureta. Anote o volume da solução da bureta que foi gasto. Repita a titulação por mais duas vezes e tire a média dos volumes lidos na bureta, desprezando algum valor muito discrepante. V médio = ______________ mL Usando os conhecimentos de físico-química, calcule a normalidade real Nr da solução preparada. Nr = ______________ N. Cálculo do fator de correção O fator de correção de uma solução (f) é a relação entre sua normalidade real e a normalidade teórica. f = Nr / Nt O fator de correção é um número puro, próximo de 1,0000, porque a normalidade real não deve estar muito distante da normalidade teórica. Calcule o fator de correção da solução que você preparou: f = ___________________ QUESTÕES 1) O que significa solução 0,1N de HCl? 2) Qual o estado físico do HCl? 3) Por que saem vapores do frasco de ácido clorídrico concentrado quando ele é aberto? 4) Por que o teor de HCl concentrado não ultrapassa 37%? 5) Por que deve-se padronizar a solução de HCl 0,1N preparada? 6) Que cuidados devem ser tomados quando o HCl concentrado é pipetado? 7) Qual a função do metilorange nessa prática? 8) Por que foram feitas 3 titulações nessa aula? 9) Por que não é conveniente pesar o ácido clorídrico concentrado? 10) Por que o fator de correção deve ser um número próximo de 1? 11) Um analista pretende determinar o fator de correção de uma solução de HCl a 0,1 N recentemente preparada. Para isso, necessita titular 25 mL de solução do ácido com solução de carbonato de sódio. Determine a massa de Na2CO3 que o analista deve pesar e dissolver no erlenmeyer para efetuar a titulação. 4 CETÉS – Análise Química B - 2010 EXPERIMENTO Nº 02 PREPARAÇÃO E PADRONIZAÇÃO DA SOLUÇÃO DE HIDRÓXIDO DE SÓDIO 0,1N Objetivo: Preparar, padronizar e fatorar a solução de hidróxido de sódio 0,1N. Introdução Teórica O NaOH é um sólido muito higroscópico (absorve a umidade) e reage com o gás carbônico do ar, sendo transformado em carbonato de sódio e água. 2 NaOH + CO2 Na2CO3 + H2O Por esse motivo, as soluções de NaOH não devem ser preparadas diretamente, isto é: realizando a pesagem direta do hidróxido de sódio e depois a diluição em água. Se assim fizéssemos, não poderíamos ter certeza da concentração da solução porque, além de absorver muita umidade do ar (que seria incluída na pesagem do NaOH ), uma parte do NaOH também seria transformada em carbonato de sódio e água. Procedimento Experimental Calcule a quantidade de NaOH necessária para se preparar 250 mL de solução a 0,1N. Pesar a massa calculada, com segurança e rapidamente. Dissolva essa massa com água destilada fervida, completando o volume até 250 mL. Homogeneíze bem a solução e transfira para um frasco de plástico limpo, seco e rotulado. Observações: • Cuidado ao manusear o NaOH. • Água destilada é fervida para minimizar a quantidade de CO2 dissolvida. • O armazenamento da solução de NaOH é feito em frasco plástico porque o NaOH ataca o vidro (reage com os silicatos que constituem o vidro). • 1 mol de biftalato de potássio (KHC8H4O4) = 204,23 g. Pesar de 0,6000 a 0,7000 g de biftalato de potássio seco em estufa a 110ºC, por 1-2 horas. Após adicionar o biftalato ao erlenmeyer, junte cerca de 25 mL de água destilada e agite até a dissolução completa do sal. Não comece a titular antes da titulação completa. Junte 2 gotas de fenolftaleína. Certifique-se que a bureta esteja limpa e lavada com solução de NaOH antes de enche-la com a solução que será usada na titulação. Verifique se não há bolhas e acerte o volume no zero. Coloque um fundo branco sob o erlenmeyer para facilitar a visualização da viragem do indicador. Comece a adição da solução de NaOH ao erlenmeyer, sob agitação. Se ficar solução de NaOH nas paredes do erlenmeyer, lave com água destilada e continue a adição de NaOH. Uma LEVE coloração rosada na solução do erlenmeyer, que persista por 30 s, indica o final da titulação. Anote o volume da solução de NaOH consumido, para o cálculo da concentração. 5 isto é. QUESTÕES 1) A solução de NaOH poderia ser padronizada com a solução de HCl preparada na aula anterior? Explique. 6 . antes da titulação. 10) Calcule o fator de correção da solução de NaOH preparada nessa aula.6 e 0.7 g? Justifique sua resposta através de cálculos. foi adicionado 20 mL de água na solução do erlenmeyer? 8) Esses 20 mL precisam ser medidos com exatidão? Porque? 9) Por que foi pesada a massa de biftalado de potássio entre 0.2010 O procedimento deve ser feito em triplicata. 2) Por que não se pode preparar solução de NaOH diretamente.CETÉS – Análise Química B . apenas pesando e diluindo esse reagente? 3) Por que precisamos padronizar a solução de NaOH? 4) Qual a função do fenolftaleína nessa prática? 5) Por que precisamos fazer 3 titulações? 6) Qual o principal componente da soda cáustica? 7) Por que. b) Meça.CETÉS – Análise Química B . Faça várias determinações. quantitativamente. Agite cuidadosamente com uma vareta de vidro. transfira para outra proveta de 100 mL e complete o volume até 100 mL. 7 . calcule o volume de 1 gota de solução bem como a quantidade de sal contida em 1 gota. Calcule o volume dessa solução necessário para se diluir com o objetivo de se obter meio litro de solução a 0. Observe a cor da solução e anote. com uma proveta . Meça 5 mL dessa solução. transfira parra uma outra proveta de 100 mL. Agite e. 3) Ainda em relação ao item b. dissolvendo _____ g do sal em 30 mL de água destilada. a solução para uma proveta de 100 mL e adicione água destilada até 50 mL. determine o número de gotas contidas em 2 mL. Com essa solução faça os seguintes ensaios: a) Com o auxílio de um conta-gotas. se necessário. calcule o número de equivalente-grama do sal contida na solução de maior intensidade de cor.2010 EXPERIMENTO Nº 03 DILUIÇÃO E CÁLCULOS DE CONCENTRAÇÃO Objetivos: Determinar concentrações por diluições sucessivas e avaliar o limite de percepção visual da cor de soluções de permanganato de potássio. 4) Dissolvendo-se _____ gramas de permanganato de potássio em 100 mL de água. a normalidade e a molaridade. 10 mL dessa solução. tire a média. Repita esse procedimento até que a cor da solução não seja mais perceptível a olho nu. Observe a cor e anote. 2) Em relação ao item b.001 molar. 5) Cite exemplos de aplicação prática dos conceitos de diluição. usando uma proveta de 10 mL. aqueça cuidadosamente até a dissolução completa do sal. obtém-se uma solução. 2 – Transfira. calcule a massa de sal existente na última solução colorida. QUESTÕES: 1) Na solução do item a. bem como a sua concentração comum. Procedimento: 1 – Faça uma solução de permanganato de potássio. 8 . A preparação de uma solução padrão requer o uso de um reagente quimicamente puro e com composição definida. Um erro cometido no preparo e padronização das soluções repercute necessariamente em todas as análises que venham a ser realizadas. d) Reações de oxido-redução: dicromato de potássio (K2Cr2O7). A concentração da solução padrão deve possuir alto grau de exatidão. a composição deve permanecer invariável. óxido de arsênio(III) (As2O3). O reagente de concentração exatamente conhecida é chamado de titulante e a substância a ser determinada é titulada. Sabendo-se qual a quantidade da solução padrão necessária para reagir totalmente com a amostra e a reação química que ocorre entre as duas espécies.01-0. chamada solução padrão. As substâncias mais comuns empregadas como padrões primários nas diferentes reações são: a) Reações ácido-base: carbonato de sódio (Na2CO3). hidrogenoftalato de potássio (KH(C8H4O4). cuja concentração é exatamente conhecida após padronização.CETÉS – Análise Química B . oxalato de sódio (Na2C2O4). ácido benzóico(C6H5COOH). bromato de potássio (KBrO3). Um padrão secundário é uma substância que também pode ser usada para padronização e cujo conteúdo da substância ativa foi estabelecida para comparação com um padrão primário. A reação com a solução padrão deve ser estequiométrica e praticamente instantânea. a fim de que os erros de pesagem possam ser desprezíveis. Sais hidratados. cloreto de sódio (NaCl) e alguns outros sais utilizados em reações específicas.2010 Análise Titulométrica ou Volumetria Em uma análise volumétrica. via de regra não constituem bons padrões por causa da dificuldade em secá-los eficientemente. cloreto de potássio e brometo de potássio. iodato de potássio (KIO3). b) Reações de complexação: nitrato de prata (AgNO3). Esse reagente com semelhante característica é chamado padrão primário que para isso são requeridas algumas exigências entre elas: Deve ser fácil de obter.02%. O total de impurezas não deve exceder 0. secar e conservar. purificar. cloreto de sódio. tetraborato de sódio (Na2B4O7). a quantidade de um constituinte de interesse (amostra) é determinada através da reação dessa espécie química com uma outra substância em solução. c) Reações de precipitação: nitrato de prata. tem-se condições para se calcular a concentração da substância analisada. O processo da adição da solução padrão até que a reação esteja completa é chamado de titulação. Deve ser facilmente solúvel nas condições em que será usada. Deve possuir uma massa molecular relativamente elevada. Não deve ser higroscópico e durante a estocagem. O erro de titulação deve ser desprezível ou fácil de determinar exatamente pelo método experimental. Alguns cuidados importantes devem ser tomados quando do uso de uma bureta. freqüentemente é necessário adicionar à mistura reagente uma fração de gota do titulante. Secar a bureta antes de colocar a solução a ser usada. pela adição de um reagente auxiliar conhecido como indicador. ou mais usualmente. para controle do fluxo do líquido nela contido. o indicador deverá produzir uma mudança visual no líquido que está sendo titulado. São quatro os tipos de volumetria : Volumetria de ácido-base (neutralização) Volumetria de Complexação Volumetria de Precipitação Volumetria de Óxido-redução 9 . Encher a bureta e verificar se nenhuma bolha de ar ficou retida no seu interior. em relação a bancada. A complementação da titulação deve. O ponto em que isto ocorre é chamado de ponto final da titulação. para evitar erros. via de regra. uma bureta deve ser bem manipulada. Para facilitar a operação usa-se um cartão de papel com um retângulo escuro logo abaixo do menisco.2010 O aparelho usado para a introdução da solução padrão no meio reagente é a bureta. Quando em uso numa titulação. Quando o ponto final de uma titulação está próximo. que consiste de um tubo cilíndrico uniformemente calibrado em toda a extensão da sua escala e possuem uma torneira na sua extremidade inferior. Evitar erros de paralaxe na leitura do volume escoado. permanganato de potássio). ser identificada por alguma mudança infálivel ao olho.. produzida pela própria solução padrão (ex. Lava-se as paredes do frasco com uma pequena porção de água com uma pisseta e agita-se a mistura.CETÉS – Análise Química B . Um procedimento alternativo consiste em lavá-lo 2 ou 3 vezes com pequenos volumes da solução a ser usada. se o líquido escoa livre e uniforme por toda a extensão da escala. Titular lentamente e com velocidade constante. Verificar se a bureta está limpa. Deixar a bureta sempre na perpendicular. isto é. Após a reação entre a substância e a solução padrão estar praticamente completa. reagiram ácido acético e hidróxido de sódio. Na fermentação do vinho.000 a 2. Usa-se uma solução de fenolftaleína como indicador. Carregue uma bureta com solução fatorada de NaOH da aula anterior. Repita a titulação por 3 vezes. 2 mL de vinagre para um erlenmeyer de 250 mL. A esse vinagre. e = _____________ eg-g Calcule a massa de ácido acético que reagiu em 2 mL de amostra de vinagre. C = _________ g/L Determine a porcentagem de ácido acético no vinagre. Tire a média dos volumes gastos. realizando a titulação de um ácido forte com uma base fraca.000. com a técnica adequada.1N. adicione cerca de 30 mL de água e 5 a 10 gotas de fenolftaleína. formando acetato de água e água: CH3COOH + NaOH CH3COONa + H2O Calcule o número de equivalente-grama de NaOH. recebendo então o nome de “vinagre” (vinho azedo). microorganismos da espécie Mycoderma aceti transformam álcool etílico em ácido acético. Titule o vinagre. 10 .CETÉS – Análise Química B . particularmente do vinho. O teor de ácido acético no vinagre é determinado volumetricamente titulando-se certa quantidade de vinagre com uma solução padrão de hidróxido de sódio 0. Após a fermentação. m = ________ g Calcule a massa de ácido acético presente em cada litro de vinagre. Introdução Teórica O vinagre é o produto resultante da fermentação de certas bebidas alcoólicas. Pipete.2010 EXPERIMENTO Nº 04 1) VOLUMETRIA ÁCIDO-BASE: Determinação do teor de ácido acético no vinagre Objetivos: Determinar a porcentagem (teor) de ácido acético no vinagre comercial. com um densímetro de 1.100N ou normalidade próxima de 0. V = _________ mL Nesse processo. Procedimento Experimental Coloque cerca de 230 mL de vinagre em uma proveta de 250 mL e. conhecida com três casas decimais. meça sua densidade. o vinho fica com cerca de 4 a 5% de ácido acético. 10) Diferencie padrão primário de padrão secundário.CETÉS – Análise Química B . Titulação da solução de tintura com solução de HCl 0. 7) Escreva as equações químicas ocorridas nessa análise. Refaça os cálculos usando agora os números de mols das soluções padrão e problema e verifique se os resultados coincidem. 8) O teor de ácido acético no vinagre também poderia ser calculado através do número de mols. realizando a titulação de um ácido forte com uma base fraca. 11 . Procedimento Experimental: Preparação da solução de tintura de cabelo para ser titulada: Pese 10 g de tintura de cabelo em balança analítica e transfira para um balão volumétrico de 100 mL. De preferência. 2) VOLUMETRIA ÁCIDO-BASE: Determinação do teor de amônia (NH3) em tintura de cabelos Objetivo: Determinar a porcentagem (teor) de amônia em tinta de cabelos.1 N padronizada: Retire uma alíquota de 15 mL da solução de tintura diluída e transfira para um erlenmeyer. Cuidado: O ponto de viragem não é tão fácil de ser visualizado. juntando 50 mL de água destilada. A solução é feita por pesagem da amostra pois a tintura é muito viscosa. Junte duas gotas de verde de bromocresol (viragem de azul para verde amarelado). Complete o volume com água destilada e homogeneize suavemente para evitar a formação de muita espuma. se possível.2010 Teor = ___________ % QUESTÕES 1) Quais as características da volumetria de neutralização? 2) Por que foi usado o fenolftaleína nessa análise? O fenolftaleína poderia ser substituído por vermelho de metila ou metilorange? Por quê? 3) Por que foi adicionado 30 mL de água destilada antes da titulação? Essa medida tem que ser exata? Por quê? 4) O que você acha de um vinagre com 30% de ácido acético? 5) O processo que você utilizou nessa aula poderia ser adotado por uma indústria de produção de ácido acético para controle de qualidade de produto acabado? Justifique sua resposta. 9) Cite outras aplicações em laboratórios industriais da volumetria de neutralização. pese diretamente no balão volumétrico. 6) Identifique a solução padrão e a solução problema dessa análise. no produto. Evite a agitação brusca para minimizar a formação de espuma. QUESTÕES 1) Por que a tintura de cabelo não foi pipetada. no preparo da solução? 2) Explique por que a tintura teve que ser diluída.2010 Titule com solução e HCl padronizada até viragem do indicador. usando o verde de bromocresol. O procedimento deve ser feito pelo menos em duplicata.CETÉS – Análise Química B . 3) O que aconteceria se colocássemos mais de duas gotas de indicador na titulação? 4) Qual o inconveniente de não utilizarmos solução de HCl padronizada na titulação ? 12 . Calcule o teor de amônia (como NH4OH). em mg de NH4OH/ g de tintura e em porcentagem (%). dependendo das condições de manuseio e de armazenagem. formará um precipitado vermelho tijolo de cromato de prata: 2 AgNO3 + K2CrO4 Ag2CrO4 + 2 KNO3 Procedimento Experimental: Preparação da solução de nitrato de prata decinormal: Calcular a massa de nitrato de prata necessária para se preparar 250 mL de solução a 0. o nitrato de prata pode sofrer oxidação. geralmente. 13 . O cloreto de sódio é um excelente padrão primário. devendo ser dessecado em estufa mediante aquecimento em estufa a 300ºC e resfriado no dessecador contendo sílica gel. Introdução Teórica: O nitrato de prata resulta do ácido nítrico diluído sobre a prata. O reagente é levemente higroscópico. a titulação é conduzida segundo o método de Mohr. Padronizar a solução obtida em relação a uma solução padrão de cloreto de sódio. Devido a isto. utilizando o método de Mohr. Todos os sais de prata são venenosos. à qual se tenha adicionado pequeno volume de solução de dicromato de potássio.1N. completando o volume com água destilada. O nitrato de prata é encontrado no mercado em excelentes condições de pureza. Porém. enquanto houver íons cloreto na solução: AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3 Quando todos os ânions cloreto tiverem sido precipitados. A concentração é determinada em relação ao cloreto de sódio (padrão primário). não é higroscópico e o sal dessecado pode ser conservado inalterado em frascos acastanhado com rolha esmerilhada.CETÉS – Análise Química B . Adicionando a solução de nitrato de prata a uma solução de cloreto. recorremos a via indireta para o preparo de solução. libertando prata quando em contato com substâncias orgânicas. É muito solúvel em água.2010 EXPERIMENTO Nº 05 VOLUMETRIA DE PRECIPITAÇÃO – ARGENTOMETRIA. Objetivo: Preparar uma solução decinormal de nitrato de prata. Homogeneizar a solução. dissolver em pequena quantidade de água e transferir integralmente para um balão volumétrico de 250 mL. Pesar a massa calculada. haverá formação de precipitado branco de cloreto de prata. Cálculo: % de cloreto (Cl-) na amostra = 0. Colocar 25 mL dessa solução num erlenmeyer de 250 mL e proceder. QUESTÕES: 1) 2) 3) 4) 5) Definir argentometria. então. Essa titulação só deve ser feita em solução de pH variando entre 6.4500 a 1. solução de nitrato de prata 0. Executar uma prova em branco e deduzir o volume gasto nesta prova.5. V5. f .1N. Em ambos os casos usa-se papel tornassol como indicador.003545 .2010 Padronização da solução decinormal de nitrato de prata Pesar.844. dissolver em água destilada e completar o volume a 1000 mL. substituindo a solução de cloreto de sódio por igual volume de água destilada. para a titulação da solução de nitrato de prata. Colocar 25 mL dessa solução num erlenmeyer de 250 mL. do volume V4. em balão aferido. até que apareça uma cor parda clara mas persistente. 100 massa da amostra na alíquota sendo f o fator de correção do nitrato de prata 0. Aplicação da argentometria: Determinação de um cloreto solúvel Pesar.1N.8000 a 5.5500 g do material (massa m).CETÉS – Análise Química B . de 5.9000g de cloreto de sódio. Ler o volume V1. O cromato de prata é solúvel a quente. obtendo V3 = V1 – V2. O cromato de prata é solúvel em meio excessivamente ácido e em meio excessivamente básico precipita o óxido. sendo abaixo de 6.5 neutraliza-se com ácido nítrico. agitar bem e acrescentar. previamente aquecido em estufa durante 1 hora. em balão aferido. Anotar o volume V4.5 neutraliza-se com carbonato de cálcio e sendo alcalina acima de 10.1N. obtém-se. O fator de correção volumétrico da solução de nitrato de prata 0. Deduzir o volume V2 gasto de nitrato de prata 0. agitando sempre.1N é dado por: f = (25 . o fator dessa solução será f’ = m / 5. V6 . Quais as características principais da volumetria de precipitação? O que é cloreto solúvel? Qual a função do cromato de potássio na argentometria? Explicar a origem da fórmula usada na determinação de cloreto solúvel. do volume V1. de 1.5 e 10. 1 mL de solução de cromato de potássio a 5% e uma pitada de carbonato de cálcio. dissolver em água destilada e completar o volume a 250 mL. adicionar 25 mL de água. 14 . então. previamente seco. como o processo anterior. Sendo m a massa de NaCl. de 115 a 120ºC. Executar uma prova em branco. o volume real gasto V6 (V6 = V4 – V5). f’) / V3 Observações importantes: Essa titulação deve ser feita sempre a frio. 10) Qual a importância do fator de correção mássico para o NaCl nessa análise? 15 .1N.2010 6) O que é e qual a finalidade da prova em branco? 7) Para que foi adicionado o carbonato de cálcio na titulação durante a padronização do nitrato de prata? 8) Calcule a massa de cloreto de sódio que reage com 15 mL da solução de nitrato de prata 0. 9) O nitrato de prata pode ser considerado padrão primário ou secundário? Justifique.CETÉS – Análise Química B . gota a gota.2010 EXPERIMENTO Nº 06 VOLUMETRIA DE ÓXI-REDUÇÃO – PERMANGANOMETRIA 1) Objetivos: Preparar uma solução de permanganato de potássio 0. Filtrar através de amianto livre de matéria orgânica. filtrar novamente e retitular. A temperatura final da solução deve estar acima de 60ºC no final. temos: Mn2+ + 4 H2O (MnO4). É necessário eliminar essas substâncias oxidáveis para preparar uma solução estável de KMnO4 porque o MnO2 finamente dividido provoca autodecomposição do permanganato de potássio. 3) Preparação da solução de permanganato de potássio 0.+ 16 H+ 10 CO2 + 2 Mn2+ + 8 H2O Cuidados: A água destilada contém traços de substâncias redutoras. que reagem com KMnO4 para formar dióxido de manganês hidratado. que seria atacada. Titular com permanganato de potássio 0. adicionando-o.+ 2 MnO4. em cadinho de Gooch preparado com uma camada filtrante de amianto.1N.a em 1 litro de água destilada. 16 . se usa oxalato de sódio como substância primária para a fatoração da solução de permanganato de potássio: (C2O4)22 CO2 + 2 e Finalmente. a reação entre KMnO4 e Na2C2O4 pode ser assim representada: 5 (C2O4)2. Transferir o filtrado para um vidro escuro com rolha esmerilhada e livre de graxa. aquecer à fervura e manter ligeiramente abaixo da temperatura de ebulição por 1 hora. até o aparecimento da cor rósea persistente por 30 segundos. poeira. deixar a solução estacionar à temperatura ambiente por 2 ou 3 dias.30 g de oxalato de sódio puro e seco entre 105 e 110ºC. Padronizar a solução de permanganato de potássio pela redução do manganês.25 a 0. Não usar papel de filtro devido a sua matéria orgânica. Aplicar a técnica de permanganometria. dissolver em 50 mL de água destilada. Alternativamente.1 N Dissolver cerca de _____ gramas de KmnO4 p. Proteger a solução contra a evaporação.CETÉS – Análise Química B . adicionar 30 mL de ácido sulfúrico 2N e aquecer de 80ºC a 90ºC. 4) Padronização da solução de Permanganato de potássio Pesar. Se precipitar MnO2. agitando constantemente. de 0.1N. Essa eliminação se consegue fervendo a solução por 1 hora. esfriando-a e eliminando o MnO2 por filtração.+ 8 H+ + 5 e Em geral. 2) Introdução Teórica Nas oxidações pelo KMnO4 em meio fortemente ácido. colocar num erlemnmeyer de 250 mL. vapores redutores e conserva-la no escuro ou na luz difusa. 0067 . de água oxigenada comercial 10 volumes para um balão volumétrico de 100 mL e complete o volume com água destilada. mol/L e em volumes.CETÉS – Análise Química B . Anote o volume da solução de permanganato de potássio consumido.2 OBS: O equivalente-grama da água oxigenada. 1) Transfira uma alíquota de 10 mL com uma pipeta volumétrica. 11. até o aparecimento da cor rósea.2010 f= m . atuando como redutora é igual ao quociente de sua molécula grama por 2. Homogeneíze a solução. V = volume consumido de permanganato de potássio. que persista por mais de 30 s. 3) Acrescente 8 mL de solução de H2SO4 1:8 v/v. Esse volume será usado no cálculo da concentração. 2) Retire uma alíquota de 10 mL da solução de água oxigenada com uma pipeta volumétrica e transfira para um erlenmeyer de 250 mL. H2O2 (em mol/L) . de H2O2. QUESTÕES 1) Cite os cuidados que devem ser tomados no preparo e armazenamento da solução de permanganato de potássio. H2O2 (em volumes) = Conc. 4) Proceda a titulação com solução de KMnO4 usando uma bureta de 50 mL. 0. Importante: Concentração em Volumes: Volume de O2 nas CNTP liberado pela decomposição de 1 litro da solução de H2O2. 6) Calcule a concentração em g/L. V Onde: m = massa em gramas de oxalato de sódio que se partiu para a titulação. 5) O procedimento deve ser feito pelo menos em duplicata. Aplicação da Permanganometria: Determinação da concentração da água oxigenada. Junte 20 mL de água destilada. o que indica o final da titulação. H2O2 H2O + ½ O2 Conc. f = fator de correção do permanganato de potássio. 2) O que são oxidantes? E redutores? 3) Quais as outras formas de volumetria de oxi-redução? Quais são suas soluções padrão e problema? 17 . 8) Cite as principais características da volumetria de óxi-redução. 6) Calcule a concentração real. 9) O KMnO4 pode ser considerado um padrão primário? Por quê? 10) Por que durante a titulação da água oxigenada com permanganato de potássio. 18 .2. em g/L e em mol/L da solução de permanganato de potássio depois da titulação. 5) Explique a origem da fórmula usada para encontrar o fator de correção da solução de permanganato de potássio. há formação de espuma? Explique e escreva a equação química envolvida.2010 4) Faça uma pesquisa e cite outras aplicações da permanganometria. 7) Explique por que. deve-se multiplicar a concentração molar por 11. para se encontrar a concentração da água oxigenada em volumes.CETÉS – Análise Química B . • O amido é uma substância formada principalmente por dois constituintes macromoleculares chamados de amilose e amilopectina. álcool etílico. a velocidade da reação entre o oxidante e os íons iodeto é muitas vezes insuficiente. Quando se titula soluções incolores com a solução padrão de I2. Assim. porque a viragem é menos perceptível. pois caso contrário. primeiramente o iodeto é oxidado a iodo mediante a reação com um oxidante.+ H+ I2 + Cr3+ + H2O O iodo livre é titulado com tiossulfato de sódio em meio ácido: I2 + S2O32.+ I. conferindo à solução uma coloração azul intensa. a cor azul característica de amido em presença de iodo e desaparece. 2 – É impossível efetuar uma titulação iodométrica em meio fortemente alcalino. como o álcool metílico. Outro problema é que o amido utilizado como indicador perde sensibilidade. • A sensibilidade da reação iodo-amido diminui com a elevação da temperatura ou também na presença de certas substâncias estranhas. deve-se esperar 15 minutos antes de titular o iodo. ou seja. a luz irá acelerar a reação secundária dos íons iodeto pelo oxigênio do ar: 4 I. Na iodometria é comum o uso de indicador. Nesse caso utiliza-se o KI em combinação com uma solução de tiossulfato de sódio para titular agentes redutores relativamente fortes.2010 EXPERIMENTO Nº 07 VOLUMETRIA DE ÓXI-REDUÇÃO – IODOMETRIA Introdução Teórica A iodometria trata-se de um método indireto.+ Cr2O72. etc. antes de começar a titulação.+ S4O62. o próprio iodo serve como indicador. sacarose. conserva-se a mistura num local escuro.CETÉS – Análise Química B . 19 .+ H2O Causas de erro na iodometria 1 – Como o iodo é uma substância volátil.+ 4 H+ + O2 2 I2 + 2 H2O 4 – Apesar de se usarem excesso de KI e de ácido. A intensidade da coloração depende: • Na ausência de iodeto não se produz coloração azul. O indicador mais usado é uma solução aquosa de amido a qual se detecta o I2 em concentrações muito baixas. Por exemplo: I. que é visível mesmo em grande diluição. O iodo presente em uma solução aquosa de KI tem cor amarelo acastanhado intensa. se bem que o uso do amido proporciona uma detecção mais sensível do ponto final.+ H+ I. Por isso. não se pode titular a quente.+ H2O 3 – Quando se deixa repousar a solução. Essas substâncias formam complexos com o iodo formando I3. ainda que a concentração de iodo seja suficiente para dar coloração amarela. AMIDO – produz coloração azul quando em presença de iodo. pois o iodo reage com bases: I2 + 2 OHIO. completa-se o volume com água destilada.4 a 0. Quando a solução tornar-se amarelo clara. adicionar 25 ml de água destilada. em 500 mL de água fervente. 10 mL de ácido sulfúrico 2N. tal como o iodeto de mercúrio II. adicionar 2 mL de solução de amido e completar a titulação até a solução tornar-se incolor.1 g de carbonato de sódio. 2) Preparação da solução de amido Triturar 2 g de amido solúvel com uns 50 mL de água destilada e verter a suapensão.CETÉS – Análise Química B .2010 Desvantagens do uso do amido • O amido é insolúvel em água fria. o indicador deve ser colocado antes de alcançar o ponto final. Procedimento Experimental 1) Preparação da solução de tiossulfato de sódio Pesar 25 gramas de tiossulfato de sódio e dissolver em água destilada contendo 0. 5 mL de solução recentemente preparada a 20% de KI. Adicionar 100 mL de água e mais 1 g de KI. até a solução tornar-se amarelo-claro. agitar e acrescentar solução de tiossulfato e titular. v) 4) Determinação de peróxido de hidrogênio Medir 25 mL da amostra de água oxigenada 20 volumes e passa-se para um balão volumétrico de 1000 mL. pois sofre hidrólise. assim obtida. de modo que nas aplicações iodométricas em que o iodo é titulado com o tiossulfato.5 g de iodo ressublimado. inclusive várias lavagens com água destilada. 3) Padronização da solução de tiossulfato de sódio Pesar de 1 a 2 gramas de KI puro e isento de iodato e adicionar 1 a 2 mL de água destilada. agitando bem para homogeneizar. 3 gotas de solução a 3% de molibdato de amônio. • O complexo amido iodo é insolúvel. Introduzir 0.01269 . Passar a mistura para um erlenmeyer. • Pode-se substituir o amido pelo amidoglicolato de sódio (mais estável e mais solúvel). então. 20 . agitar e titular com a solução 0. devendo-se adicionar às soluções de amido agentes conservantes. Agitar bem até que tudo esteja dissolvido. • O amido altera-se pela ação bacteriana. passar para um erlenmeyer de 250 mL.1N de tiossulfato de sódio. Medir 25 mL dessa água. com os cuidados quantitativos. Completar o volume com água destilada. num balão de 1000 mL. Adicionar. f = m / (0. • O amido é impróprio para ser utilizado em meio fortemente ácido. 2 mL de solução de amido e prosseguir com a titulação até o desaparecimento da cor azul da solução. fechar e agitar. alguns cristais de bicarbonato de sódio. homogeniza-se e deixa-se em repouso e estabilização por 10 minutos. f o fator de correção do tiossulfato 0. f . 5) Faça uma pesquisa e cite outras aplicações para a iodometria. 9) O que significa uma água oxigenada a 20 volumes? 10) Qual a finalidade do amido nessa análise? 21 . V o volume da amostra contido na alíquota de solução diluída.1N consumido na titulação. 8) O tiossulfato de sódio pode ser considerado um padrão primário ou secundário? Justifique sua resposta. 2) Defina iodometria. 4) Identifique as soluções de oxidante e redutor. 0. 3) Cite pelo menos 3 motivos que poderiam causar incerteza nos resultados da iodometria. 6) Explique o origem das fórmulas do fator de correção e do número de volumes da água oxigenada.1N. o número de “volumes” da amostra (n) será: n = v .2010 Sendo v o volume de tiossulfato 0. 7) Cite os inconvenientes no uso do amido nessa análise.56 / V QUESTÕES 1) Escreva as equações moleculares da iodometria.CETÉS – Análise Química B . 8. uma solução conveniente através de um tratamento químico escolhido de acordo com a natureza da amostra a ser analisada.CETÉS – Análise Química B . 22 . Preparação da Amostra. As principais vantagens da análise gravimétrica são: as operações unitárias são de fácil execução e utiliza-se equipamentos simples. E. deve-se tomar os cuidados e precauções necessárias para que essa pequena quantidade represente fielmente o material cuja composição se querdeterminar. todavia. B.1 Preparação da Amostra A quantidade de substância utilizada numa análise química é de cerca de 1 g. 8. ANÁLISE GRAVIMÉTRICA – Introdução Teórica Em uma análise gravimétrica utiliza-se uma série de operações para se determinar a quantidade de um constituinte de uma amostra. Lavagem. Filtração. G. D. Prepara-se.3 Precipitação e Digestão O elemento a ser dosado (macroconstituinte) é separado da solução preparada através da formação de um precipitado convenientemente escolhido em cada caso.Ataque da Amostra. Precipitação e Digestão. Este procedimento analítico constitui-se num método de extensa aplicação na determinação de macroconstituintes de uma amostra. por pesagem direta do elemento puro ou de um de seu derivado. Pesagem. Preparação da Solução . entretanto. No procedimento de uma análise gravimétrica deve-se observar as etapas sucessivas que compõem esse tipo de análise. Calcinação ou Secagem. F. a saber: A. as desvantagens são: tempo muito longo para sua execução e sujeito a uma série de erros acumulativos. 8. cuja composição é conhecida e bem definida.2010 EXPERIMENTO Nº 08 ANÁLISE QUANTITATIVA GRAVIMÉTRICA Objetivo: Proceder à análise quantitativa gravimétrica de solução de cloreto de ferro III. portanto. H.2 Preparação da Solução . C. Cálculos.Ataque da Amostra Para início da análise gravimétrica é necessário que o elemento desejado esteja em solução. principalmente. Os vãos existentes nos agregados oferecem condições favoráveis para a incorporação de substâncias estranhas. em parte. Como é impossível eliminar completamente as perdas de solubilidade. A.3. disto dependerá o tipo de filtração a ser empregado na separação do precipitado do meio de precipitação e indica. sérias proporções. freqüentemente. São exemplos os precipitados de BaSO4 e CaC2O4. em grande parte. a qualidade do precipitado quanto à filtrabilidade. que incluem os haletos de prata. não se deixam contaminar por adsorção. deve-se ter um grande controle sobre os fatores que influem na solubilidade dos precipitados. Elas são densas e sedimentam rapidamente. particularmente quando é necessário uma lavagem extensiva para assegurar um precipitado puro quando se deve usar um precipitado demasiadamente solúvel. 8. pH. Os precipitados grumosos. pois a presença de pequenos cristais obriga ao uso de filtros de textura densa e lentos. aquecimento e agitação.CETÉS – Análise Química B . resultam de fluculação de colóides hidrófobos.2010 8. concentração do reagente. pois eles arrastam pouca água. Os agregados das partículas 23 . concentração salina e concentração do dissolvente. Às vezes.Assim são facilmente recolhidos por filtração e. São densos e sedimentam rapidamente.3. pois. Usa-se um excesso do reagente para causar o efeito do íons comum. As variáveis mais comuns que influem na solubilidade do precipitado são: temperatura. A floculação pode ser efetuada por adição de eletrólitos. A exatidão final de um método de análise gravimétrica está limitada.1 Solubilidade do precipitado Deve-se escolher um reagente precipitante que conduza à formação de um precipitado quantitativamente insolúvel. oferecem dificuldades à filtração. A prática da análise gravimétrica abrange vários tipos de precipitados que se distinguem. pela perda do precipitado devido à sua solubilidade no meio reagente e no líquido de lavagem empregado na purificação. Os precipitados cristalinos são os mais favoráveis para fins gravimétricos. São bastante densos. B. C. Essas perdas alcançam. pois dele depende. também a necessidade ou não de um certo tempo de digestão. em geral. com exceção dos casos em que há formação de complexo solúvel devido ao excesso desse reagente. As partículas do precipitado são cristais individuais bem desenvolvidos. O tamanho das partículas é uma característica muito importante. diminuindo a solubilidade do precipitado. quanto ao tamanho das partículas. Os precipitados pulverulentos ou finamente cristalinos consistem de agregados de diminutos cristais individuais.2 Características físicas do precipitado É importante o conhecimento prévio do tipo de precipitado que será obtido. também. São exemplos. das condições de formação do precipitado e de sua evolução espontânea ou tratamentos posteriores. A lavagem dos precipitados remove as impurezas contidas na solução-mãe mecanicamente retida pelas partículas e. O recurso é ineficaz com relação à inclusão isomórfica ou não isomórfica e à pós-precipitação. O grau de contaminação por oclusão é largamente determinado pela velocidade de formação do precipitado.3. influir nas características físicas do precipitado.3 Pureza do precipitado Quando.CETÉS – Análise Química B . os hidróxidos de ferro (III). As características físicas de um precipitado dependem da natureza das substâncias. permite. sob as quais se processa a precipitação. em certa medida. A precipitação em condição de baixa supersaturação favorece a formação de cristais grandes e bem desenvolvidos e. reduz a um mínimo a adsorção superficial e a oclusão. por sua vez. Esta pode ser por adsorção sobre a superfície da partícula em contato com a solução ou por oclusão de substâncias estranhas durante o crescimento dos cristais das partículas primárias. estão sujeitas a diferentes formas de contaminação. capaz de eliminar ou reduzir formas de contaminação. Os precipitados gelatinosos resultam da floculação de colóides hidrófobos. não ocorra peptização. as impurezas superficialmente nelas adsorvidas. em solução. Oferecem dificuldades à filtração e à lavagem e não podem permanecer por longo tempo em contacto com a água-mãe devido a sua grande superfície que provoca absorção de impurezas do meio. se precipita uma substância química. 24 . Contudo. conforme as técnicas usuais da análise gravimétrica. a concentração da solução do reagente precipitante. São volumosos. A formação de um precipitado é um processo cinético que tende para um equilíbrio. As fases sólidas obtidas por precipitação. conforme o precipitado e as condições em que se efetuou a precipitação. D. A contaminação do precipitado por substâncias que. eventualmente. pois pode conter impurezas em proporções variáveis. deveriam permanecer em solução denomina-se coprecipitação. O controle de velocidade e outras condições. entretanto. em parte. a síllica hidratada e os sulfetos metálicos. Esta. na lavagem do precipitado. ineficaz quanto às contaminações provocadas por inclusão isomórfica e não isomórfica. por sua solubilidade. é preciso cuidar para que. ao mesmo tempo. a mesma é separada com alta pureza. pelo menos em parte. Não é possível estabelecer uma regra geral na obtenção dos precipitados gravimétricos. A simples lavagem é. depende de vários fatores como a concentração da espécie a precipitar. 8. mas também. alumínio. a técnica usada na precipitação e a temperatura.2010 coloidais são facilmente retidos pelos meios filtrantes usuais. têm a consistência de flocos e arrastam quantidades consideráveis de água. o estudo de várias formas de contaminação permitiu fixar certas condições favoráveis para a separação de fases sólidas convenientemente puras. nem sempre. obedecendo a seguinte técnica: Adapta-se o cadinho filtrante a um kitassato através de uma rolha de borracha com tubo adutor.3. é um processo de recristalização.1 Filtração por sucção A filtração por sucção é utilizada quando se possue precipitados que passam através do papel de filtro. utiliza-se normalmente cadinho de Gooch com camada filtrante ou cadinho de placa sinterizada. esse fenômeno é denominado de amadurecimento interno de Ostwald. Explique. tornam-se compactas e perfeitas. efetuada em temperatura elevada. Os processos analíticos clássicos já especificam o tempo e a temperatura adequados para cada caso. retendo o precipitado. permanece em contacto com a águamãe. o mais puro possível. de envelhecimento do precipitado e constitui-se de um conjunto de transformações irreversíveis.2010 8. também. fenômeno denominado de amadurecimento de Ostwald.CETÉS – Análise Química B . Em precipitados gelatinosos basta uma fervura e o mínimo tempo possível para a filtração. 8. no qual as impurezas ocluídas passam para a água-mãe. conforme o caso. e de fácil filtração. no tocante a filtração por gravidade. Para tanto. A digestão é o processo destinado à obtenção de um precipitado constituído de partículas grandes.4. após o envelhecimento. 25 . Quando o precipitado é constituído de partículas imperfeitas e floculosas e. 8. liga-se o conjunto a um frasco de segurança e este à uma trompa de água ou à uma bomba de vácuo. depois que se formou. Esse fenômeno é denominado. por dissolução do material dos vértices e arestas dos cristais e que se deposita sobre o mesmo cristal. A digestão. As partículas pequenas tendem à dissolução e à reprecipitação sobre a superfície dos cristais maiores.4 Digestão do precipitado É o tempo em que o precipitado. a pressão atmosférica impele o líquido através dos poros do filtro. após ter sido formado. quais os tipos de papel de filtro quantitativo empregados nessa técnica. Pelo vácuo criado no kitassato. A necessidade ou não de um tempo de digestão é conhecida pelas características físicas do precipitado e de sua solubilidade.4 Filtração É a separação do precipitado do meio em que se processou sua formação. A maneira como é feita a filtração dependerá do tratamento a que o precipitado será submetido na secagem ou calcinação. CETÉS – Análise Química B .5 Lavagem do Precipitado Após a filtração do precipitado. Assim sendo.6 Calcinação ou Secagem Após a filtração e a lavagem. poderá ocorrer a peptização. o precipitado deve ser secado ou calcinado para depois ser pesado. Explique como se processa esse fenômeno e exemplifique. Durante a realização dessa operação. explique quando se utiliza a secagem e a calcinação. deve-se submetê-lo a um processo de lavagem para remover parte da água-mãe que nele ficou retida e eliminar as impurezas solúveis e não voláteis. também. 8. como se deve proceder para tarar um cadinho e um pesafiltro 26 . respectivamente. Explique.2010 8. 2010 Procedimento Experimental: Parte A – Precipitação do hidróxido de ferro III 1 – Determinar. dobrar o papel de maneira a envolver o precipitado contido e coloca-lo no cadinho de porcelana. Manter o aquecimento forte durante 10 minutos. Lavar com três porções de 20 mL de água. 6 – Colocar o béquer na tela de amianto e aquecer a solução até a ebulição.CETÉS – Análise Química B . até carbonizar-se todo o papel de filtro. aquecer o cadinho com a chama direta do bico de Bunsen. 4 – Calcular. No aquecimento forte o hidróxido de ferro III se desidrata e produz óxido de ferro III. 3 – Determinar a massa do béquer com a solução de cloreto de ferro III. Parte D – Calcinação do hidróxido de ferro III 1 . recolhendo o filtrado no erly. pela diferença entre a pesagem a massa da solução de cloreto de ferro III. Represente esse fenômeno através de uma equação química. 50 mL de solução diluída de hidróxido de amônio. apoiado no tripé de ferro. apoiado no tripé. Parte B – Determinação da massa do cadinho de porcelana 1 – Colocar o cadinho de porcelana no triângulo de porcelana.Medir com uma proveta cerca de 25 mL de solução de cloreto de ferro III. transferir para o béquer. gradativamente a chama do bico de gás. 2 – Apagar o fogo e deixar o cadinho esfriar durante 10 minutos. Continuar a ebulição por mais 10 minutos. 27 . sob agitação com bastão de vidro.Retirar cuidadosamente do funil o papel filtro com o hidróxido de ferro III. 2 . 5 – Juntar cerca de 100 mL de água destilada e aquecer a solução contida no béquer. 7 – Juntar ao béquer. Observar a precipitação do hidróxido de ferro. 3 – Determine a massa do cadinho de porcelana vazio. 3 – Aquecer o cadinho com chama forte do bico de Bunsen até queimar todo o papel carbonizado. Parte C – Filtração do hidróxido de ferro III 1 – Filtrar o hidróxido de ferro III. Escreva a equação química balanceada. 2 – Colocar o cadinho no triângulo de porcelana. a princípio fracamente e depois fortemente. Aumentar. na balança analítica. Aquece-lo diretamente com chama pequena e fraca do bico de Bunsen. a massa de um béquer seco. Qual o erro? Quais as causas? 28 . 2) Qual as diferenças entre volumetria e gravimetria? 3) Qual o tipo de precipitado que se forma? 4) Quais os tipos de precipitados você conhece? 5) Por que se calcinou o precipitado de hidróxido de ferro III ? 6) O que é e para que serve o fator gravimétrico? 7) Calcule a massa de ferro na amostra. QUESTÕES 1) Escreva as equações químicas envolvidas nessa análise.CETÉS – Análise Química B . necessário para produzir o óxido de ferro III determinado no item anterior. 2 – Calcular a porcentagem em massa da solução de cloreto de ferro III. 1 – Calcular a massa do cloreto de ferro III. conhecida a massa de cloreto de ferro III e a massa da solução analisada.2010 Parte E – Cálculo da porcentagem em massa do cloreto de ferro III na solução. 8) Determine a % de cloreto férrico na amostra. 9) Compare a massa obtida com a massa teórica. Calcular a quantidade de calor. Entalpia ou calor de dissolução: é a variação de entalpia (∆H) que ocorre na dissolução de 1 mol de uma substância em uma quantidade de determinado solvente. em calorias. tal que um novo acréscimo desse solvente não produza efeito térmico considerável. Entalpia ou calor de neutralização: é a variação de entalpia (∆H) que ocorre na reação de 1 equivalentegrama de um ácido com 1 equivalente-grama de uma base. Para a reação entre ácidos e bases fortes.2010 EXPERIMENTO Nº 09 DETERMINAÇÃO DAS ENTALPIAS DE DISSOLUÇÃO E DE NEUTRALIZAÇÃO Objetivos: Verificar como se determinam os calores de reação.50 M. libertada na dissolução de 2 g de NaOH ou KOH sólido em 200 g de água. Anotar a temperatura máxima atingida. Adicionar o NaOH ou KOH pesado ao erlenmeyer e agitar com o termômetro com muito cuidado até a dissolução completa da base. Medir a temperatura da água. libertada na dissolução de 1 mol de NaOH para dar soluções suficientemente diluídas. 29 . permite por outro lado a previsão de calores de reações. Adicionar ao erlenmeyer 100 mL de ácido clorídrico 0. sabendo que é necessário 1 cal para elevar de 1ºC 1 g de água.8 kcal/eq-g). muitas das quais impossíveis de serem realizadas. Introdução Teórica: As medidas de entalpia de reação são geralmente executadas através do emprego de calorímetros. A utilização inversa das informações sobre as entalpias de ligação. ambos em soluções aquosas diluídas. 2 – Determinação do calor de neutralização Colocar um erlenmeyer de 250 mL sobre a tela de amianto. e fornecem muitas informações de natureza química. Pesar 2 g de hidróxido de sódio. medir a temperatura do ácido. porque corresponde sempre à mesma reação: H+(aq) + OH-(aq) H2O(l) Procedimento Experimental: 1 – Determinação do calor de dissolução Colocar um erlenmeyer sobre a tela de amianto. Calcular a quantidade de calor. Adicionar 200 mL de água destilada. o ∆H da reação de neutralização é sempre constante (∆H = 13. em calorias.CETÉS – Análise Química B . Escreva a equação termoquímica envolvida na parte 1. especialmente sobre as energias de ligação. 3 – Determinação do calor de reação Colocar um erlenmeyer de 250 mL sobre a tela de amianto.50 M. Medir com o termômetro a temperatura do ácido clorídrico. em cal. libertada na reação. Calcular a quantidade de calor. Adicionar o NaOH ou KOH ao ácido contido no erlenmeyer. Despejar a solução de NaOH no ácido contido no erlenmeyer. Calcular a quantidade de calor. Agitar até a completa dissolução do NaOH ou KOH. 3) Na ausência do calorímetro. 30 .2010 Adicionar a um béquer 100 mL de solução de hidróxido de sódio 0. Δt O HCl e o NaOH ou KOH são eletrólitos fortes. Pesar 2 g de NaOH ou KOH sólido. ambos em soluções suficientemente diluídas. Escreva a equação termoquímica envolvida. em cal. Como vimos na introdução teórica. que providências poderíamos tomar para evitar ao máximo a perda de calor pelo béquer ao ar? 4) Diferencie reações endotérmicas de reações exotérmicas. Adicionar ao erlenmeyer 200 mL de ácido clorídrico 0. libertada na reação entre 2 g de NaOH ou KOH sólido e 200 mL de HCl 0. c. c .50 M e 100 mL de HCl 0. em solução diluída. Escreva a equação termoquímica envolvida. Determinar a densidade da solução obtida. libertada na reação de 1 mol de NaOH ou KOH com 1 mol de HCl. Calcular a quantidade de calor.25 M. a entalpia de neutralização entre um ácido forte e uma base forte é de – 13. V . Usando esse dado teórico e o valor que você encontrou nos itens 2 e 3 dessa análise. em cal.CETÉS – Análise Química B . V Então: Q = d . QUESTÕES 1) Por que a entalpia de neutralização é constante para ácidos e bases fortes? 2) Escreva as equações termoquímicas envolvidas nessa análise. libertada na reação de 1 mol de NaOH ou KOH e 1 mol de HCl. Medir a temperatura do NaOH ou KOH. Esboçar seus gráficos. Cálculos: Os calores de neutralização e de dissolução são calculados pela fórmula: Q = m . a quantidade de calor. temos: m = d . calcule a porcentagem de erro experimental e procure apontar as possíveis diferenças dos resultados no seu relatório. Δt Como d = m/V. Calcular. Anote a temperatura máxima atingida. Agitar a solução com um termômetro e anotar a máxima temperatura atingida.50 M. com o auxílio de um termômetro (com cuidado!!!).25 M. de NaOH ou KOH 0.8 kcal/mol. em cal. 31 .CETÉS – Análise Química B . 9) Explique por que.2010 5) Qual a diferença entre temperatura e calor? 6) O que é calor específico de um material? 7) Quais os instrumentos usados para medir temperatura e calor? 8) Cite 3 unidades de medidas de temperatura e 3 unidades de medida de calor. para as reações endotérmicas o ∆H é positivo e para as reações exotérmicas o ∆H é negativo. 10) Cite 2 exemplos que permitem mostrar a importância da aplicação dos conceitos de Termoquímica em indústrias. 2 – Qual a função do ácido fosfórico? Ele participa da reação? 3 – Escreva a reação química que representa a reação entre o excesso de anidrido acético e água. Agite a mistura lentamente. Observe e anote. Acrescente 10 gotas de ácido fosfórico xaroposo. 4 – Quais as funções orgânicas que participam da reação de obtenção da aspirina? 5 – Qual o rendimento da reação? Ele foi satisfatório? Por que? 32 . 2 – Remova o balão do banho. e. atrite as paredes internas do erlenmeyer com bastão de vidro. Tome cuidado. adicione 40 mL de água fria e resfrie o erlenmeyer com água corrente. Procedimento Experimental: 1 – Coloque num erlenmeyer pequeno 4 g de ácido salicílico e 10 mL de anidrido acético. Propriedades do ácido acetilsalicílico: 1 – Dissolva alguns cristais de aspirina em 1 mL de metanol e adicione 1 gota de solução de cloreto férrico.. O que você concluiu? QUESTÕES: 1 – Escreva a equação de obtenção da aspirina.CETÉS – Análise Química B . Repita o mesmo teste usando ácido salicílico. Recolha os cristais da aspirina num funil de Bruchner. na altura da superfície da solução. pois os vapores que se desprendem são de ácido acético. sem esperar esfriar adicione cerca de 2 mL de água para decompor o anidrido acético. use o anidrido para remover o ácido que tenha aderido às paredes. Introdução Teórica: Faça uma pesquisa sobre as reações envolvidas nesse processo e sobre as aplicações do ácido acetilssalicílico.2010 EXPERIMENTO Nº 10 SÍNTESE DO ÁCIDO ACETILSSALICÍLICO (AAS) Objetivo: Sintetizar a aspirina. Assim que a reação cessar. Aqueça a mistura durante 10 minutos num banho de vapor ou de água a 85-90ºC. 4 – Determine a massa dos cristais e o seu rendimento. um composto de função mista. lave-os com água fria e seque os por prensagem em papel absorvente. 3 – Para acelerar a cristalização. Não ponha o erlenmeyer sobre a água fria. Calcular o rendimento. O pH deve estar alcalino. Juntar ao ácido cerca de 5 mL de álcool etílico. Apagar o fogo. Inflamar os vapores (com cuidado).2010 EXPERIMENTO Nº 11 REAÇÃO DE ESTERIFICAÇÃO Objetivo: Obter o princípio ativo do gelol e estudar o processo de esterificação Obtenção do Salicilato de Metila Em um balão de fundo redondo. Filtrar no béquer e transferir para uma proveta. 8) O éster obtido tem odor característico de que? 9) Calcule a massa teórica do éster que foi obtido. 15 mL de álcool metílico e 3 mL de ácido sulfúrico concentrado. o borato de etila formado. Aquecer cuidadosamente a mistura até a ebulição. pela coloração verde-amarela da chama.5 mL de ácido sulfúrico concentrado. tratar com 30 mL de solução de carbonato de sódio a 10%. Juntar 0. colocar 12. Não queimar todo o éster porque se daria a concentração do ácido sulfúrico. QUESTÕES 1) Por que se deve usar o condensador na posição vertical? 2) O que é esterificação? 3) Escreva a equação da reação para a obtenção do salicilato de metila? 4) Qual é a função do ácido sulfúrico nesta esterificação? 5) Esquematize o sistema usado por você. Após o aquecimento. o que é perigoso!!! 33 .CETÉS – Análise Química B . Medir o volume do líquido obtido. Obtenção do Borato de Etila Colocar pequena porção de ácido bórico num tubo de ensaio seco. deixando que se desprendam vapores pela boca do tubo de ensaio. Decantar em um funil de separação. Identificar. Adaptar ao balão um condensador (sistema de refluxo) e aquecer durante 40 minutos. 10) Determine a densidade do éster obtido bem como o cálculo do seu rendimento. 6) Por que é possível afirmar que houve formação de éster no experimento? 7) Cite usos dos ésteres.5 g de ácido salicílico. novamente. Filtre através de um funil analítico. Transfira o éster para um erlenmeyer de 250 mL contendo 2 g de sulfato de sódio anidro. também no funil de separação.2010 QUESTÕES 1) Escrever a equação da reação entre o ácido bórico e o álcool etílico. Refluxe a mistura por 45 minutos e deixe esfriar à temperatura ambiente. tape com uma rolha e agite por 10 minutos. com 25 mL de uma solução aquosa de bicarbonato de sódio a 5% (Cuidado: forma-se gás carbônico e há um considerável aumento de pressão). 2) Calcule o rendimento obtido. Deixe em repouso até que as fases se separem. junte 4 mL de ácido sulfúrico concentrado.89 g/mL Acetato de isopentila = 0. Transfira a mistura para um funil de separação de 250 mL e adicione 55 mL de água destilada fria. o éster com 25 mL de solução aquosa de bicarbonato de sódio a 5% e posteriormente com 25 mL de água destilada. CUIDADOSAMENTE.049 g/mL Ácido Sulfúrico concentrado = 1. contendo um pouco de ácido acético. Ácido acético glacial: 1. 34 . 2) Qual a função do ácido sulfúrico na esterificação do ácido bórico e álcool etílico? 3) Por que o borato de etila pode ser identificado pela coloração da chama? Obtenção do acetato de isopentila Coloque 15 mL de álcool isopentílico (ou álcool isoamílico ou 3-metil-1-butanol) e 20 mL de ácido acético glacial num balão de fundo redondo de 100 mL. Lave. Tape o funil e agite várias vezes. com algodão. Lave o éster cru. Lave o balão com mais 10 mL de água destilada e coloque.876 g/mL. Despreze a fase aquosa inferior. para um balão de destilação recolhendo a fração de destilado que passar na faixa de 134 – 143ºC num béquer de 100 mL previamente pesado.8133 g/mL. Dados: Densidades: Álcool isopentílico = 0. QUESTÕES 1) Escreva as reações envolvidas nesse experimento. Despreze a fase aquosa inferior.CETÉS – Análise Química B . 3 – Adicionar ao outro tubo aparas de alumínio. obedecendo as seguintes condições: Reação entre ácido e base: Sempre haverá reação formando sal e água. bases e sais. O que se observa? Houve reação? Por que? Escreva a reação (se ocorreu).CETÉS – Análise Química B . adicionar aparas de zinco. O sal reagente deverá ser solúvel e o sal formado insolúvel. 4 – Ao terceiro tubo contendo HCl. 2 – Adicionar a um dos tubos aparas de magnésio. Procedimento Experimental: Reatividade dos metais a) Reações de metais com ácidos 1 – Pegar 5 tubos de ensaio e adicionar HCl a 10% até 1/3 do volume de cada um. Reação entre base e sal: Ocorrerá desde que a base reagente seja forte e solúvel e a base formada seja fraca e insolúvel. O que se observa? Houve reação? Por que? Escreva a reação (se ocorreu). O sal reagente deverá ser solúvel e o sal formado insolúvel. O que se observa? Houve reação? Por que? Escreva a reação (se ocorreu).2010 EXPERIMENTO Nº 12 REAÇÕES QUÍMICAS Objetivos: Construir e compreender parte da série de reatividade dos metais. Prever. Quanto maior for a reatividade (eletropositividade) de um metal. maior será a sua capacidade de doar elétrons. Reação entre ácido e sal: Ocorrerá desde que o ácido reagente seja forte e fixo e o ácido formado seja fraco e volátil. Esperar alguns minutos. As reações de dupla-troca podem ocorrer entre ácidos. 35 . equacionar e balancear as reações químicas de dupla-troca. em ordem crescente de reatividade ou ordem crescente de nobreza. Identificar as reações químicas e as suas propriedades Introdução Teórica: Os metais estão colocados na fila de reatividade química. os metais se comportam de forma diferente com esses ácidos e suas reações fogem à fila de reatividade. . c) Reações entre metais 1 – Colocar solução de sulfato de cobre em um tubo de ensaio até 1/3 do seu volume. Agitar e observar. Agitar e observar. Observar. 4 – Colocar solução de sulfato de cobre em um tubo de ensaio até 1/3 do seu volume. concentrado e quente. Adicionar algumas aparas de cobre. Esperar 1 a 2 minutos. 36 . Adicionar alguma aparas de cobre. Observar cada um deles e responder: O cobre reage com o NaCl? Por que? O zinco reage com o NaCl? Por que? O alumínio reage com o NaCl? Por que? 8 – Colocar solução de nitrato de prata em um tubo de ensaio até 1/3 do seu volume. b) Reação de ácido nítrico com cobre 1 – Colocar HNO3 a 50% em um tubo de ensaio até ¼ do seu volume. O que se observa? Houve reação? Por que? Escreva a reação (se ocorreu). O que se observa? Houve reação? Por que? Escreva a reação (se ocorreu). escrever os metais que são atacados por ácidos. 6 – Colocar solução de cloreto de sódio em 3 tubos de ensaio até 1/3 do seu volume. reagem de modo diferente com os metais. Esperar 1 ou 2 minutos. Esperar alguns minutos. 2 – Adicionar algumas aparas de zinco. . Agitar e observar. concentrado ou diluído. 2 – Adicionar algumas aparas de cobre. O que se observa? Houve reação? Por que? Escreva a reação (se ocorreu). Agitar e observar.CETÉS – Análise Química B . 7 – A um dos tubos adicionar aparas de cobre. ao segundo adicionar aparas de zinco e ao terceiro aparas de alumínio. adicionar alguns fragmentos de cobre. e o nítrico. 9 – Adicionar algumas aparas de magnésio. O que se observa? Houve reação? Por que? Escreva a reação (se ocorreu). 5 – Colocar solução de sulfato de magnésio em um tubo de ensaio até 1/3 do seu volume. O que se observa? Houve reação? Por que? Escreva a reação (se ocorreu). 10 – Adicionar algumas aparas de zinco ou alumínio a um tubo de ensaio contendo 1/3 do seu volume de solução de nitrato de prata. sem liberação de hidrogênio. Que alteração se obteve na solução? Houve reação? Por que? Escrever a reação (se ocorreu). 7 – Qual dos metais reagiu mais rapidamente com HCl? Por que? Consultando a fila de reatividade dos metais. Agitar e observar. com cuidado. Qual alteração se observa na solução? Houve reação? Porque? Escreva a reação (se ocorreu). Por que a solução descorou? 3 – Colocar solução de sulfato de zinco em um tubo de ensaio até 1/3 do sou volume. Por essa razão.2010 5 – Ao quarto tubo contendo HCl. Obs. 6 – Ao último dos 5 tubos. Adicionar algumas aparas de magnésio. Agitar e observar. Os ácidos sulfúrico. O que se observa? Houve reação? Por que? Escreva a reação (se ocorreu). adicionar limalha de ferro. ácido sulfúrico e água oxigenada.2010 Reações de dupla-troca Parte A – Tipos de reação Colocar 2 mL de hidróxido de sódio diluído em um tubo de ensaio. Adicionar 3 mL de água e aquecer até a ebulição. Que tipo de reação ocorreu? Que fenômenos ocorreram nessa parte do experimento? Colocar 1 mL de nitrato de prata em um tubo de ensaio. Que tipo de reação ocorreu? Juntar 1 mL de nitrato de chumbo em um tubo de ensaio. Deixar esfriar e observar. Juntar 1 mL de solução de ferrocianeto de potássio.Observar. Qual é o oxidante? Qual o redutor? 37 . agitar e observar. Agitar e observar. O que ocorreu? Escrever a equação da reação entre iodeto de potássio. Escreva a equação dessa reação. Ocorreu reação química? Qual? Colocar 1 mL de cloreto de ferro III em um tubo de ensaio. Escrever a equação da reação entre NaOH e HCl. Agitar e observar. até desaparecer a cor rósea. Juntar 1 mL de solução de cloreto de sódio. Juntar uma gota de fenolftaleína. agitar e observar. Juntar 1 mL de água oxigenada. agitar e observar. O que ocorreu? Escreva a reação entre o precipitado e o NH4OH. Escrever a equação da reação ocorrida. Juntar ao tubo de ensaio 2 mL de hidróxido de amônio concentrado. indicando os números de oxidação de todos os átomos participantes.CETÉS – Análise Química B . Ocorreu reação? Qual? Parte B – Reações de óxido-redução Colocar 1 mL de solução de iodeto de potássio em um tubo de ensaio e juntar 1 mL de ácido sulfúrico diluído. grifando o produto insolúvel. Agitar. Adicionar 1 mL de ácido clorídrico e observar. gota a gota. Colocar 1 mL de solução de cloreto de ferro III em um tubo de ensaio. Juntar. juntar 1 mL de tiocianato de amônio. 38 . Colocar em um tubo de ensaio vários cristais de permanganato de potássio e adicionar 1 ml de ácido clorídrico concentrado. Demonstrar a presença desse íon com a adição de algumas gotas de amido. Colocar em um tubo de ensaio 2 mL de solução de sulfito de sódio. A cor violeta desse último desaparece? Escreva a equação química balanceada.CETÉS – Análise Química B .2010 Colocar em um tubo de ensaio 3 gotas de solução de iodeto de potássio. 2 mL de ácido sulfúrico diluído e 1 mL de solução de permanganato de potássio. Qual é o íon livre presente? Qual a coloração após a adição do amido? Escreva a equação química balanceada. O aparecimento de uma coloração marron se deve a formação de um íon livre. Depois de algum tempo observar a formação de um gás. Qual a coloração desse gás? Escreva a equação química balanceada. Adicionar 3 gotas de solução de iodato de potássio e 2 ml de solução de ácido sulfúrico. CETÉS – Análise Química B . colocando como incógnita a massa molar do enxofre. Determinaremos experimentalmente o ponto de solidificação do naftaleno. Deixar o sistema ir resfriando e observar bem o início da solidificação do naftaleno. sem perder nada. Montar um sistema de aquecimento a banho-maria. Evitar deixar o enxofre nas paredes do tubo. agora. a massa molar das substâncias. Como o enxofre tem fórmula S8. Observar que. onde K = constante.i. 1000 . i = fator de Van’t Hoff. conhecemos o valor teórico da sua massa molar. sendo i = 1. retirar o tubo do béquer e transferir o enxofre para o seu interior. se necessário aquecer mais um pouco. com isso teremos todos os dados da equação dos efeitos coligativos para esse processo. Acender o bico de Bunsen e apagar quando mais da metade do naftaleno estiver fundido. Anotar a massa de naftaleno. Introdução Teórica A fórmula que quantifica os efeitos coligativos envolve. limpo e seco. entre outras coisas. O valor obtido experimentalmente deverá estar próximo deste valor teórico. Como o enxofre é solúvel em naftaleno e o ponto de solidificação desse último e de suas soluções é facilmente determinável em laboratório. Esperar a fusão de todo o sólido do tubo de ensaio. Considerando que usaremos o método criométrico e. temos uma solução cujo soluto é o enxofre e cujo solvente é o naftaleno. aplicando as fórmulas das propriedades coligativas das soluções e compará-las com o seu valor teórico. a fórmula que usaremos é: ∆tc = (Kc . Cuidadosamente. m) / m . que é uma solução molecular. 39 . Anotar essa temperatura. faremos uma solução usando o naftaleno como solvente e o enxofre como soluto. W = molalidade da solução. mol Procedimento Em um tubo de ensaio grande.2010 EXPERIMENTO Nº 13 PROPRIEDADES COLIGATIVAS Determinação da massa molar do enxofre pelo método criométrico Objetivo Obter a massa molar do enxofre (S8) experimentalmente. Voltar o tubo de ensaio para o sistema e aquecer a água até a fusão do naftaleno contendo enxofre. colocar cerca de 10 g de naftaleno pulverizado. Efeito coligativo = K. no estado líquido.W. Pesar cerca de 3 g de enxofre e anotar sua massa. para a nossa solução. anotar a temperatura.9°C W = molalidade da solução.2010 Procurar fazer que todo o enxofre caia no naftaleno. agitando o conteúdo do tubo com alguma freqüência. Se necessário repetir o procedimento expreimental. Para o solvente naftaleno. Apagar o bico de Bunsen e deixar o sistema resfriar. QUESTÕES Defina propriedades coligativas. Quais as principais propriedades coligativas? Defina cada uma delas. Compare com o valor teórico e calcule o desvio porcentual. mol Onde: m = massa do soluto. em gramas. m)/ m’ . 1) 2) 3) 4) 5) 6) 7) 40 . teremos o valor do mol de enxofre.CETÉS – Análise Química B . m’ = massa do solvente. em gramas. W = (1000 . W Onde: Kc = constante criométrica ou crioscópica. Aplicar a fórmula: ∆tc = Kc . que será de _________________ g. Kc = 6. Substituindo os valores na equação acima. O que é pressão osmótica? Cite algumas aplicações para as propriedades coligativas. em gramas. O que é pressão de vapor? Defina molalidade. Assim que começar a solidificação da solução enxofre-naftaleno. Qual a sua unidade? O comportamento ebuliométrico é semelhante para soluções para solutos iônicos e moleculares? Explique. um potenciômetro para essas medidas.2010 POTENCIOMETRIA É o conjunto de métodos quantitativos instrumentais destinados à determinação de concentrações. b) Determinações volumétricas de: ácido-base (neutralização). Aparelhagem: As medidas das diferenças de potenciais numa determinação volumétrica não podem ser feitas pelos aparelhos convencionais (voltímetros). sendo um de referência e outro indicador. Usa-se. Cada ponto 41 . portanto. b) A potenciometria permite a sistematização da análise.CETÉS – Análise Química B . As principais aplicações da potenciometria são: a) Determinação de pH. pois independe dos erros pessoais de observação de mudanças de cores ou de formação de precipitados. Esse último forma. ocasionando perda de potencial calculável pela lei de Ohm. com a solução em análise. O resistor R é regulado para que se obtenha corrente capaz de proporcionar conveniente diferença de potencial entre A e B. um sistema com um potencial que será função da concentração da própria solução. A bateria B1 envia corrente através do fio calibrado AB e do resistor R. c) A potenciometria apresenta precisão muito maior dos resultados. precipitação e formação de complexos. A figura abaixo esquematiza um potenciômetro. Vantagens: Algumas vantagens da potenciometria sobre os métodos convencionais: a) A potenciometria permite trabalhar com soluções fortemente coloridas ou turvas (ressalva feita às dispersões coloidais). mediante medidas de diferenças de potenciais entre dois eletrodos. oxi-redução. porque haveria sempre a considerar uma resistência ôhmica apreciável do sistema. 2010 entre A e B deverá ter um potencial intermediário entre os potenciais A e B e. o potencial lido negativo indica que a reação é ao contrário. o fio de prata e o de cobre têm que estar bem polidos. A EQUAÇÃO DE NERNST E A POTENCIOMETRIA O problema essencial da potenciometria é a determinação da concentração de uma espécie iônica através da medida do potencial. por exemplo. Se o eletrodo de cobre foi conectado ao polo positivo e o de prata ao negativo. Então. no qual o galvanômetro não dê mais inflexão. e sim na concentração. a diferença de potencial entre A e P deve ser a mesma que o potencial da célula. De acordo com as recomendações da IUPAC.CETÉS – Análise Química B . ela é conectada em série com um galvanômetro G. ou seja. onde um eletrodos está imerso numa solução de concentração conhecida e o outro está imerso numa solução de concentração desconhecida. O exemplo clássico é a montagem de uma pilha. Através dessa equação. e pode ser determinada medindo-se a distância AP. Ligando os eletrodos de Ag e Cu a um voltímetro. calcula-se a concentração. O contato é deslocado através do fio até que seja atingido um ponto P. Para medir o potencial de uma célula C. Como o interesse não é no sentido da reação. o sistema permanece o mesmo e pode-se calcular a concentração do cobre em 3. Isto se faz comparando com uma célula-padrão C’ que dá AP’ sobre o fio. A base teórica para a relação entre potencial e concentração é a equação de Nernst.5 × 10-4 mol/L. com algumas modificações. utilizando a Equação de Nernst: 42 . o potencial lido pode ser. -505 mV. Exemplo: Para um bom contato elétrico. sendo uniformes o material e a seção do fio AB. deve-se descrever esquematicamente a pilha do seguinte modo: Ligar o eletrodo de cobre ao polo positivo indica que se espera a redução do Cu+2. Entretanto. entre A e um contato móvel sobre o fio. o cobre se oxida e a prata se reduz. o potencial em cada ponto P será proporcional a AP. pode-se ler a diferença de potencial entreos dois conjuntos solução/eletrodo. O eletrodo que está em contato com a solução de concentração desconhecida que se quer medir. Necessita de alguns ajustes para ser utilizada corriqueiramente. O eletrodo que está em contato com a solução de concentração conhecida é chamado de eletrodo de referência. ele teria uma grande seletividade. o eletrodo indicador teria uma grande sensibilidade. só vale também para 25oC. o que nem sempre é o caso. tivesse uma grande variação na diferença de potencial. Isso implica que as concentrações do redutor e do oxidante estão mudando durante a medida! • Os potenciais padrão só são válidos em 25oC e 1 atm. para uma pequena variação de concentração daquele analito. tem suas limitações. e não é seguido por todos os eletrodos. O eletrodo indicador ideal seria aquele que. é usualmente colocado no polo negativo do voltímetro. mais facilmente o técnico distinguiria entre concentrações muito próximas. o sistema utilizado também está longe de ser o melhor.CETÉS – Análise Química B . diferentes concentrações forneceriam diferentes potenciais e quanto maior a diferença entre essas medidas. O eletrodo de referência. Ou seja. pois ele é um bom agente oxidante. pode-se dizer que o problema da determinação da concentração está resolvido.15/n) é teórico. O sistema que utilizamos acima não se presta a realizar medidas potenciométricas. como todo modelo.2010 Recomenda-se como o melhor método de cálculo. Deve-se deixar bem claro que a equação de Nernst é um modelo teórico e. Vejamos alguns dos problemas (não todos): • Quando o circuito elétrico é fechado. resolver a equação de cada eletrodo separadamente e utilizar o potencial calculado do eletrodo de concentração conhecida (ver apêndice desse tópico). Todas as medições potenciométricas podem ser resumidas então na equação abaixo: Nesse ponto. • Os eletrodos utilizados (metálicos) sofrem interferência do oxigênio dissolvido na água. Isto é. pois existem diversos problemas que são originados pela precariedade do sistema e também pela inadequação da equação de Nernst ao sistema utilizado. • O fator de Nernst (59. ou seja. O eletrodo indicador usualmente é colocado no polo positivo do voltímetro. nesse caso. o potencial é gerado pela ocorrência de uma reação de oxirredução. Além disso. Certo? Errado. que terá que ter sempre um potencial conhecido para que a equação tenha solução. é chamado de eletrodo indicador. O eletrodo de referência ideal seria aquele absolutamente indiferente às variações de 43 . Esse eletrodo também teria que responder somente à concentração daquele analito. Requer uma fonte de H2 de alta pureza e com pressão parcial bem controlada. 2. Mas.2010 concentração do analito e que tivesse um potencial invariável e estável durante toda a medição. Montou um sistema como o esquema ao lado e teve um . O voltímetro ideal seria aquele que.0 mV.v. É difícil de construir e manusear. de 50.0140 g de Pb(NO3)2. Os eletrodos de referência têm a característica fundamental de manterem o potencial constante durante a medição. não são bons como referência. normalmente conhecidas como envenenamento de eletrodo. Não são práticos. um analista preparou uma solução-padrão de chumbo através da pesagem de 0. Utilizou barras de chumbo como eletrodos e utilizou uma dispersão de KNO3 em gelatina recheando um tubo em U. negra) para aumentar a adsorção de hidrogênio e catalisar a reação. 4. de forma a não modificar as concentrações das espécies presentes na amostra. para comparação. Assim. 2. ao medir o potencial. Traços de impurezas na solução ou no gás podem gerar transformações irreversíveis. o eletrodo normal de hidrogênio (ENH) não passa pelo crivo da praticidade: 1. seu uso é limitado à calibração de outros eletrodos de referência. até agora foram apresentados tipos de eletrodos que. diluídos em b. na prática. EXERCÍCIO Para calcular a concentração de chumbo de uma amostra. ou então como eletrodo indicador de H+ (também esse uso muito restrito). Eletrodos do tipo metal/íon sofrem a influência do O2 dissolvido na solução. um indicador que é sensível à espécie que se quer analisar e um de referência que tem o potencial conhecido e constante.00 mL. não deixasse passar corrente alguma. Mesmo o eletrodo padrão. Qual a concentração da solução de chumbo na amostra e qual a finalidade do tubo em U? ELETRODOS Na potenciometria são usados dois eletrodos. Qualquer alteração das espécies em solução altera próprio potencial fornecido pelo eletrodo. 44 . 3. A platina precisa ser platinizada (revestida de platina coloidal.Elido de 86.CETÉS – Análise Química B . Isto se dá porque: 1. 3. 2010 Dois tipos são usados em quase toda medição em potenciometria: o eletrodo de calomelanoe o de prata-cloreto de prata. 45 . A construção deste eletrodo é baseada na reação abaixo: ½ Hg2Cl2 (s) + 1 e Hgº (líq) + ClÉ o eletrodo de referência mais usado.CETÉS – Análise Química B . na condição de construção desse eletrodo. o equilíbrio é deslocado e o potencial do eletrodo de referência fixo é de 0.197V. c) Eletrodo de calomelano O cloreto de mercúrio I é chamado de calomelano e o seu produto de solubilidade é extremamente baixo. em meio de KCl saturado. Para o sistema Ag/AgCl o potencial de eletrodo padrão é 0. seu potencial fica em 0. ELETRODOS DE REFERÊNCIA a) Eletrodo padrão de hidrogênio Esse eletrodo tem seu potencial Eº = 0 volts em todas as condições de temperatura.222V a 25ºC. Entretanto. Possui valor histórico apenas.214V. Entretanto seu uso fica restrito à necessidade de se trabalhar com um gás. b) Eletrodo de prata cloreto de prata É construído conforme a figura abaixo. Entretanto devido sua construção com KCl. o valor 59. A diferença de velocidade de difusão entre cátions e ânions através da membrana faz com que haja uma separação de cargas. Esse tipo de potencial também pode ser ocasionado pela diferença de concentração da mesma espécie iônica de um lado e do outro da membrana. Aliás.2010 O POTENCIAL DE JUNÇÃO Como dito anteriormente. Por todos esses argumentos.15/n muda com a temperatura. por exemplo. A INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA NO POTENCIAL A solubilidade do KCl varia com a temperatura de modo bastante rápido. para que elas não se misturem imediatamente. isto é. conclui-se que é muito difícil prever potenciais em função da temperatura. há que se ter ao menos uma membrana de separação. existe um potencial de junção num sistema potenciométrico. O íon H+. como zero volt a qualquer temperatura. mas não a passagem do solvente. no eletrodo de calomelano saturado o potencial pode variar com a temperatura. num dado momento haverá mais cargas positivas de um lado e mais cargas negativas do outro. e o que se faz é recorrer a valores tabelados e cuidar para que a temperatura não varie 46 . No caso dos eletrodos de referência. pois o ENH é considerado. os íons não tem a mesma mobilidade dentro de uma solução. Além disto.CETÉS – Análise Química B . é muito mais rápido em meio aquoso do que qualquer outro íon. a cerâmica porosa faz esse papel. só tendo validade para 25ºC. arbitrariamente. Mas o que é Potencial de Junção? Sempre que duas soluções com concentrações iônicas diferentes são postas em contato. que permita a migração dos íon. Infelizmente. Como conseqüência. A diferença de carga provoca o aparecimento de um potencial (Ej) que se soma ao potencial desenvolvido pela própria pilha formada. qualquer variação no valor do potencial do eletrodo normal de hidrogênio será considerada como variação do outro eletrodo. Não só do ponto de vista do eletrodo de referência. embora alguns fabricantes recomendem 3 mol/L. o que pode provocar obstrução da junção. o compartimento interno do eletrodo indicador conterá um eletrodo de referência: 47 . torna-se imprescindível termostatizar o frasco que contém a amostra a ser medida. o problema original: modificação das atividades (concentrações) com as correntes que circulam. mas também do eletrodo indicador. variações de temperatura diminuem a qualidade da medida potenciométrica. Outro inconveniente do eletrodo saturado é que ele cristaliza KCl com muita facilidade. para menores atividades. em medições de grande precisão. Todavia fica mais crítico. seletivas ou não. Abaixo pode-se ver o esquema de um eletrodo indicador. ELETRODOS INDICADORES Os eletrodos indicadores devem responder a espécie que se tem em solução e que se deseja medir o potencial. quando temos uma amostra real com diversas espécies químicas presentes. Os eletrodos indicadores podem ser de metal. Para isso.CETÉS – Análise Química B . Um outro ataque a esse problema consiste em evitar o uso do eletrodo de calomelano saturado escolhendo-se outro com concentração de KCl inferior. Desse modo. membranas líquidas ou sólidas. vidro. podemos ter certeza que somente a espécie desejada tem o seu potencial medido. Os eletrodos indicadores mais usuais são: Eletrodos indicadores ou seletivos O eletrodo seletivo desenvolve potencial através de uma membrana que se interpõe entre a sua solução interna e a solução que se quer medir. motivo pelo qual.2010 durante as medições. O calomelano não-saturado varia muito pouco seu potencial com a temperatura. Parece que o eletrodo de calomelano 1 mol/L dá uma resposta satisfatória aos problemas entre a temperatura e a corrente. onde a1 é a atividade (concentração) do analito no eletrólito 1 e a2 é a atividade (concentração) do analito no eletrólito 2: Não se pode ligar o voltímetro diretamente à membrana. gases. Essa membrana é seletiva ao íon que se quer medir e idealmente possui a capacidade de ter uma interação físico-química com a espécie iônica de interesse e com nenhuma outra. ainda que pequenas. um sólido amorfo. que permite a migração do íon fluoreto. uma membrana líquida insolúvel em água e imobilizada num suporte. os dois eletrodos imersos na mesma solução para fechar o circuito: A “membrana” pode ser um cristal.2010 O fio externo do eletrodo de referência é conectado a outro eletrodo de referência. “dopado” com o cátion európio (Eu+2). da solução mais concentrada para a mais diluída. A estrutura do cristal pode ser descrita simplificadamente como cada lantânio rodeado por três íons fluoretos.CETÉS – Análise Química B . um sólido cristalino agregado. A “membrana seletiva” é na verdade um cristal único de fluoreto de lantânio (LaF3). impulsionada pela diferença de potencial entre as soluções: 48 . ou ainda membranas contendo enzimas imobilizadas e que terão a seletividade da própria enzima. O Eletrodo de Fluoreto O eletrodo de fluoreto é um dos eletrodos que tem maior seletividade. A introdução do Eu+2 na estrutura provoca um desequilíbrio de carga. através de um milivoltímetro apropriado. a leitura do sinal dos dois eletrodos pode vir num único cabo ligado ao milivoltímetro. na realidade. dois eletrodos num só corpo de vidro.2010 Os únicos íons que podem migrar através da membrana. 49 . 3. Membrana seletiva de vidro: contém uma solução de íons H+ de atividade fixa. O eletrodo combinado pode ser entendido de acordo com o esquema abaixo: 1.CETÉS – Análise Química B . 2. o Eu+2 (muito raros e difíceis de estarem presentes numa amostra) e o OH-. 5. Cabo coaxial: contém 2 fios elétricos. que serão descritos com detalhe. Desse modo. Eletrodo de referência interno. As análises de fluoreto com esse eletrodo devem ser feitas em solução neutra ou levemente ácida para evitar essa interferência. Cerâmica porosa que permite a passagem de íons para o eletrodo “externo”. mas com uma camada de isolante entre eles. Eletrodo de referência “externo”. o que faz com que também possa migrar ao longo da membrana. que tem mais o menos o mesmo tamanho do íon fluoreto e a mesma carga. são o La+3. interferir. além do fluoreto e. um interno e outro externo que o envolve. Têm uso tão amplo e são tão imprescindíveis. A membrana seletiva é o bulbo que fica na extremidade inferior do eletrodo. por conseguinte. O Eletrodo de Vidro Combinado Os eletrodos desse tipo são. falaremos doravante em H+). pois algumas espécies de vidro estabelecem forte interação com o íon H3O+ (por simplicidade. 4. Cu2+. Cl-. formando um gel na superfície do vidro e da água tem o equilíbrio iônico: H+ + OHH2O Dessa forma. Membranas sensíveis a gás: NH3 e CO2. precipitação e de complexação) que se processa na titulação confere especificidade ao método.CETÉS – Análise Química B . para o emprego dos eletrodos de íons seletivo a fim de preservar a integridade das membranas. Membranas sólidas: F-. Rb+. só é conseguida com razoável sucesso nos eletrodos de íons seletivos. com o vidro apropriado. Na potenciometria indireta a reação química escolhida para a titulação é específica a uma espécie. Br-. NO3. PO4-. NH4+ e Ag+. se forma uma membrana que interage com os íons H+ e OH-. para alguns cátions e ânions. conforme o esquema abaixo: POTENCIOMETRIA DIRETA A leitura de concentração em função do potencial elétrico. Cs+. óxido-redução. mas há sempre uma especificação de pH e de concentração. conforme especificação mostrada abaixo: Membranas de vidro modificado: Li+. E esses são os fatores de restrição ao emprego desse tipo de eletrodo. Cl-. forma-se uma membrana que interage com os íons H+ e OH-. Na potenciometria direta. Independentemente de qual dos sistemas acima nos referimos.2010 O silicato de sódio. com o vidro apropriado. Assim. garantimos que apenas esta altera os valores de potencial medidos. Mg2+. uma membrana é responsável pelo monitoramento do potencial de apenas uma espécie. A reação química (de neutralização. maior constituinte do vidro.e ClO4-. POTENCIOMETRIA RELATIVA OU INDIRETA Através das titulações potenciométricas pode-se determinar a concentração de uma espécie química. sem que as outras interfiram na medida de sinal. Membrana líquida: Ca2+. Membranas de precipitado: SO42-. Dessa forma. pode ser hidratado. Pb2+. 50 . Na+. e um eletrodo monitora o processamento dessa reação. I-. O crescimento na acurácia surge por algumas razões: • Os potenciais medidos podem detectar as mudanças bruscas em concentração (atividade). oxirredução e complexação. como sempre. as soluções em análise têm que ter concentrações relativamente altas. precipitação. • A variação de potencial que ocorre no ponto de equivalência normalmente é muito maior que o fator de resposta do eletrodo. a maior fonte de erro na titulação clássica. Com o auxílio do computador pessoal. a sensibilidade do eletrodo é mais do que satisfatória para medir essa variação. a medida de volume do titulante e o grau de variação do potencial no ponto de equivalência (que é dependente da constante de equilíbrio da reação de titulação).2010 TITULAÇÃO POTENCIOMÉTRICA Em contraste com os métodos potenciométricos diretos baseados na Equação de Nernst. Na titulação potenciométrica. A determinação visual da virada do indicador. Mas também oferecem uma maior demanda de cálculos para que as medidas obtidas possam ser traduzidas na concentração da amostra que se quer analisar.CETÉS – Análise Química B . O problema crítico na titulação. não existe nesse caso. é a identificação do ponto em que as espécies que reagem estão em quantidades equivalentes. pois a detecção da virada é feita com milivoltímetro. As técnicas de titulação potenciométrica são largamente aplicadas e podem se basear em vários tipos de reação: neutralização ácido-base. o potencial de junção e o coeficiente de atividade não causam problema nesse tipo de análise. • Como se quer a variação de potencial. esse ponto deve coincidir com o ponto de inflexão da sigmóide que se origina de E (mV) × V (mL). que ocorrem no ponto de equivalência da titulação. Do mesmo modo. Como nos métodos clássicos. As fontes de erro são a padronização das soluções. ou seja. • É possível dosar amostras turvas ou coradas. esse problema hoje em dia é facilmente contornado.titulações potenciométricas geralmente oferecem um aumento na acurácia e na precisão. que é o que se deseja nesse caso. embora o método potenciométrico possa dosar teores um pouco menores do que o método clássico. essas reações têm que ser relativamente rápidas e completas. 51 . onde E (mV) é o potencial lido e V (mL) é o volume de titulante adicionado. e não sua medida absoluta. 2010 Determinar esse ponto na curva pode induzir a erro. isto é. temos que obter uma nova série de pontos a partir dos valores de E e V. é necessário que em torno do ponto de equivalência hajam muitas medidas de potencial. Isto dá origem a uma nova série de dados. 52 . vê-se abaixo o gráfico de uma titulação de uma solução de Fe+2 feita com uma solução-padrão de dicromato de potássio. Para construir o gráfico da derivada primeira. Para que esse método seja factível. Pode-se determinar o ponto de variação máxima de potencial (ponto de inflexão) com mais segurança pelo método da 1a derivada. Como exemplo.CETÉS – Análise Química B . Obtém-se assim uma nova ordenada que deve ser plotada contra a mesma abcissa. isto é. Isto traduz o quanto a função E (V) variou entre cada ponto. que virão da operação ∆E/∆V. adições de volume muito pequenas antes e depois desse ponto. a ordenada de um ponto menos a ordenada do ponto anterior. dividida pela abcissa do mesmo ponto menos a abcissa do ponto anterior. o que não altera o ponto final da titulação: 53 . é simétrico ao de pX. pode-se obter a 2a derivada fazendo uma operação semelhante. no eixo das abcissas. Nesse caso.2010 Além disso. Os cálculos para esse tipo de gráfico podem ser feitos tanto com . Nesse caso. apenas subtrai-se a ordenada de um ponto da ordenada do ponto anterior.E. É só ter atenção para os casos em que o gráfico com ∆E. pela troca de sinal. A nova ordenada é também plotada contra a abcissa V(mL). fazendo-se a operação ∆(∆E/∆V). a própria curva obtida corta. o volume que corresponde ao ponto final da titulação.CETÉS – Análise Química B . já que existe uma correspondência direta entre essas unidades. como com pX. retirar o eletrodo da solução de conservação (KCl a 3 mol/L). b) O aparelho deve estar ligado por 30 min antes de efetuar a medição. e) Destampar e manter aberto. DETERMINAÇÃO DE pH a) Calibrar o aparelho com solução padrão pH=4 e pH=7. f) Colocar a chave seletora do equipamento na posição “pH”. secá-lo cuidadosamente com papel absorvente e emergi-lo até um pouco acima da membrana no recipiente com a amostra. h) Voltar a chave seletora na posição 0 (zero). se necessário. j) Secar o eletrodo com papel absorvente e emergi-lo em solução de KCl 3M (noutro recipiente). aguardar 30 segundos para que a leitura se estabilize. durante a medição. o orifício lateral do eletrodo. fechar o orifício lateral do eletrodo e retirá-lo do recipiente da amostra. i) Lavar o eletrodo com água destilada com pisseta.2010 A inversão da curva ocorrerá na titulação de cátions. g) Ler o valor do pH no visor do equipamento. c) Colocar a amostra num béquer de 100 mL e acertar a temperatura ambiente. onde o fator de resposta tem sinal negativo e o potencial diminui conforme aumenta o pX. 54 .CETÉS – Análise Química B . d) Observar se a chave seletora do equipamento está na posição 0 (zero). vidro-calomelano. d) Pode-se fazer um ensaio preliminar para localização aproximada do ponto de equivalência. a seguir a média. c) Pode-se iniciar a determinação adicionando-se o NaOH 0. adicionar NaOH 0. e) Tendo os valores de E.1N ou vice-versa. quando se julgar estar próximo da equivalência. faz-se a leitura da força eletromotriz indicada pelo potenciômetro. conhecendo-se o volume equivalente e o fator do NaOH 0. f) Pode-se a seguir. o que se consegue fazendo a leitura do volume total correspondente a 10 gotas escoadas da bureta e tirando. mais 75 mL de água destilada. calcular o fator de HCl 0.1N de 5 em 5 mL.2010 VOLUMETRIA POTENCIOMÉTRICA ÁCIDO-BASE a) Coloca-se 25 mL de HCl 0.CETÉS – Análise Química B . b) Após cada adição. Mergulhase na solução o eletrodo combinado.1N num béquer de 400 mL. logo após. de V e da gota média.1N.1N gota a gota. liga-se o agitador magnético e inicia-se a adição do NaOH 0. É necessário determinar o valor da gota média. a seguir.5 em 0. pode-se obter o volume equivalente Veq.5 mL e. de 0. fHCl = Veq .1N contido numa bureta de 50 mL. de 1 em 1 mL. fNaOH / VHCl 55 . Introdução à semimicroanálise qualitativa.. São Paulo.. 1997. 56 . Análise Química Quantitativa.2010 REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA • • • • • BACCAN.CETÉS – Análise Química B . Química Orgânica Experimental. Fundamentos de Análise Instrumental. VOGEL. editora UNICAMP. Editora LTC. 5ª Edição. O. 7ª edição. 1972. N. OHWEILER. Godinho. Rio de Janeiro. 5ª Edição. 2ª edição. 1992. 2000. editora LTC. 1992. Análise Química Quantitativa. Rio de Janeiro. A. Rio de Janeiro. KOSTIUKOFF.. João Alexandre. O. editora LTC. HARRIS.