ESCOLA TÉCNICA ESTADUAL “LAURO GOMES”

TÉCNICO EM QUÍMICA

QUÍMICA ANALÍTICA QUANTITATIVA (QAT)

SÃO BERNARDO

2010

2

ESCOLA TÉCNICA ESTADUAL “LAURO GOMES”

ENSINO TÉCNICO - QUÍMICA

QUÍMICA ANALÍTICA QUANTITATIVA (QAT)

Turma: 2º módulo F

Giselaine Alves dos Santos 18

SÃO BERNARDO

2010

3

QUÍMICA ANALÍTICA QUANTITATIVA

1 – DEFINIÇÕES

1.1 – CONTEÚDO PROGRAMÁTICO:

O conteúdo programático baseia-se em métodos analíticos de precisão, aplicados em laboratórios químicos e em indústrias. Os métodos a serem estudados são:

Gravimetria: Análise Gravimétrica.

Volumetrias: Volumetria de Neutralização; Volumetria de Precipitação; Volumetria de Oxirredução; Volumetria de Complexação.

1.2 – CRITÉRIOS DE AVALIAÇÃO:

Relatórios referentes às aulas de laboratório (em grupo)

Entrega de atividade(s) / trabalho(s) em grupo

Provas

Obs.: Não serão aceitas atividades, relatórios e trabalhos após a data definida para entrega, bem como efetuar prova em data posterior à agendada.

1.3 – NOTAS:

De zero à 47,6% de acerto: IN

De 47,7% à 67,6% de acerto: R

De 67,7% à 87,6% de acerto: B

De 87,7% à 100% de acerto: MB

A nota final será a média de todos os critérios de avaliação aplicados pelo professor

durante o semestre.

Em caso de recuperação, a nota será a média entre o percentual obtido pela média de todas as avaliações e a nota da prova de recuperação.

A prova de recuperação será aplicada somente ao final do semestre, porém o professor não é obrigado a aplicar prova de recuperação.

A avaliação nas aulas de laboratório baseiam-se na assiduidade e pontualidade do aluno, no comportamento do aluno, na relação entre o aluno e seu grupo e nos relatórios entregues. A nota de laboratório será a média de todas as aulas de laboratório do semestre e as observações feitas pelo professor. Esta nota será somada à nota de teoria, para finalmente ser definida a média do aluno.

Caso o professor julgue necessário, poderão ser ministradas provas (práticas ou teóricas) referentes às aulas de laboratório ou esse conteúdo cobrado nas provas de teoria de química analítica quantitativa.

1.4 – ORGANIZAÇÃO DAS ATIVIDADES EM LABORATÓRIO

O laboratório é o ambiente que visa aproximar o aluno da indústria. Neste ambiente, além da realização de experimentos, também tem-se como objetivo ensinar ao aluno o comportamento correto mediante manuseio de produtos químicos, equipamentos de laboratório, trabalho em equipe, elaboração de relatórios, limpeza, organização, pontualidade.

Sendo assim, brincadeiras não são permitidas, pois estas podem por em risco tanto o seu bem-estar quanto de seus colegas.

4

As atividades realizadas nas aulas de laboratório serão realizadas em grupo. O grupo formado será válido para o semestre. O grupo deve ser constituído de 5 membros, sendo estes agrupados pelo seu número de chamada (grupo 1: n°1 ao n°5, e assim sucessivamente). Algumas vezes poderá ocorrer das aulas de laboratório serem ministradas pelo professor ou por apenas um grupo de alunos, quando não houver divisão de turma, sendo necessário que o professor leve toda a sala ao laboratório.

As aulas de laboratório são disponibilizadas com antecedência. É dever do aluno vir para a aula de laboratório já ciente do experimento que deverá realizar. O aluno deve ler o procedimento, fazer pesquisas a respeito dos termos duvidosos e respostas às perguntas dos questionários, bem como anotar suas dúvidas. O aluno também deve anotar todos os acontecimentos durante a realização do experimento, para que possa elaborar o relatório com a maior clareza e precisão possível.

1.5 – SEGURANÇA EM LABORATÓRIO

Os alunos devem sempre ler a respeito dos procedimentos de segurança no laboratório. Caso existam dúvidas, sempre perguntar ao professor.

I. Evite o desperdício de reagentes, materiais, gás, luz, água e água destilada.

II. tome o máximo cuidado para não contaminar os reagentes. Não retorná-los aos vidros primitivos, mesmo que não tenham sido usados; coloque os sólidos em um recipiente especial para refugos químicos. Os inflamáveis devem ser colocados em um recipiente a prova de fogo que será esvaziado ao final da aula.

III. Use sempre água destilada ou deionizada para preparar uma solução ou fazer uma diluição.

IV. O material de vidro deve ser lavado após sua utilização. Em geral, lava-se com água comum e depois com água destilada; quando necessário, usa-se sabão ou detergente e , em certos casos, solução alcoólica de KOH.

V. Lubrifique os tubos de vidro, termômetros, outros, antes de inseri-los em rolha. Proteja as mãos com luvas apropriadas ou enrole a peça de vidro em uma toalha nessa operação.

VI. Quando utilizar aquecimento, faça-o de maneira adequada, pois, caso contrário, o

conteúdo poderá ser lançado para fora do recipiente que o contém, provocando perdas que inutilizam por completo a análise em andamento. As substâncias inflamáveis não devem ser aquecidas em fogo direto, utilize chapa elétrica ou manta de aquecimento.

VII. Sempre que estiver procedendo ao aquecimento de material de vidro ou de porcelana, conserve o rosto afastado, a fim de evitar que, pela quebra acidental, venha ocorrer acidente grave, principalmente para os olhos.

VIII. Nunca dirija a abertura de frascos contra si ou outrem, dirija-o para dentro da

capela.

IX. Todas as operações onde há desprendimento de gases tóxicos ou irritantes devem ser executadas na capela, assim como evaporação de soluções ácidas, amoniacais, ataques de amostras, entre outras. As substâncias tóxicas devem ser manipuladas na capela e, se as mesmas foram voláteis, use máscara adequada.

X. Use sempre óculos de proteção ao trabalhar no laboratório.

XI. Jamais trabalhe com substâncias das quais não conheça todas as propriedades. Nesse caso, recomenda-se que o estudante consulte, em bibliografia, as propriedades das substâncias desconhecidas, bem como sua toxicidade e os cuidados que devem ser tomados.

XII. É indispensável tomar o maior cuidado possível quando se trabalha com ácidos, em particular com ácido sulfúrico concentrado. Sempre adicione ácidos à água, e nunca água em ácidos.

XIII. Ácidos e bases concentrados atacam a pele e os tecidos, deve-se, pois, usá-los

5

com todo o cuidado, principalmente na neutralização de um com o outro, evitando reações violentas. Preste a máxima atenção a qualquer operação onde haja aquecimento ou que reaja violentamente.

XIV. Apague os bicos de Bunsen e maçaricos quando não os estiver usando. Lembre-se sempre que frascos que contenham líquidos inflamáveis devem ser afastados das

proximidades do local de trabalho.

XV. Não brinque com produtos químicos. Nunca cheire, abruptamente, o conteúdo de qualquer frasco, pois pode tratar-se de substância tóxica.

XVI. Não pipete quaisquer líquidos com a boca, use aparelhos apropriados, pois poderão ser cáusticos ou venenosos.

XVII. Ao executar um trabalho que requer aquecimento, controle, atentamente, a sua temperatura e pressão. Os recipientes para aquecimento não devem ficar totalmente fechados.

XVIII. Em aparelhos que funcionam a vácuo, não use recipientes de paredes finas e nem empregue os de superfícies planas.

XIX. É obrigatório o uso de avental nos trabalhos de laboratório e não recomendável o uso de bermudas, chinelos e roupas de nylon. Para as aulas de laboratório, sempre utilizar calça comprida e sapato fechado.

XX. Em caso de cabelos compridos, prenda-os e coloque-os para dentro do avental para evitar qualquer tipo de acidente. O uso de bonés e chapéus também é proibido.

XXI. É expressamente proibido fumar e ingerir alimentos e bebidas no laboratório.

XXII. No caso de acidentes, queimaduras e outros, é dever do estudante procurar imediatamente o professor.

XXIII. Tenha muita cautela quando for testar um produto químico por odor; não coloque o produto ou frasco diretamente sob o nariz.

XXIV. Nunca deixe sem atenção qualquer operação onde haja aquecimento ou que reaja violentamente.

XXV. Improvisações são o primeiro passo em direção a um acidente, use material adequado.

XXVI. Ao locomover-se no laboratório, faça-o com cuidado, a fim de não provocar qualquer acidente e/ou tumultuar o ambiente de trabalho.

XXVII. Antes de realizar uma reação química, da qual não saiba totalmente os resultados, faça primeiro uma em menor escala, e na capela.

XXVIII. Rotule sempre qualquer solução que venha a preparar, identificando-a quanto a substância química utilizada e, no que couber, sua provável concentração.

XXIX. Ao manusear qualquer frasco de reagente químico, faça-o sempre pelo rótulo, a fim de minimizar regiões de contaminação.

XXX. Certifique-se sempre da voltagem do equipamento eletroeletrônico que fará uso no laboratório, antes de ligá-lo à respectiva corrente elétrica.

XXXI. Tenha completa consciência da localização do chuveiro de emergência, dos extintores de incêndio e dos lavadores de olhos, tomando conhecimento de como usá-los corretamente.

XXXII. Nunca trabalhe no laboratório sem estar junto com outra pessoa. Trabalhos perigosos devem ser realizados em presença de pelo menos duas pessoas.

XXXIII. Qualquer dúvida que surgir durante a análise técnica o estudante deverá dirigir-se ao professor.

XXXIV. Terminados os trabalhos práticos e antes de retirar-se do laboratório, limpe sua

bancada.

6

1.6 – RELATÓRIOS

Os relatórios devem ser entregues ao final da realização do experimento. Em caso de necessidade de realização de pesquisa ou quando o experimento prático durar todo o horário estabelecido para a aula, o relatório poderá ser entregue na aula seguinte.

Os relatórios devem conter: nome completo, número, módulo e turma; data da realização do experimento; título da aula; esquema prático; reações químicas; resultados; conclusão; questionário; bibliografia. Podem ser entregues à mão, desde que com letra legível, bem como digitados. Aquele que não vier à aula de laboratório, ficará sem nota referente ao experimento realizado no dia de sua falta.

Não serão aceitos relatórios que não atendam as exigências dos parágrafos anteriores, bem como rasurados, com rebarbas (folhas de caderno), amassados, ou com aparência de

alguma forma comprometida. A elaboração do relatório faz parte de seu aprendizado e formação para atuar na indústria.

1.7 – MATERIAIS E REAGENTES

Durante os experimentos, o grupo utiliza vidrarias e equipamentos do laboratório e é responsável pela limpeza e conservação dos mesmos enquanto estiverem sob seus cuidados. Caso algum equipamento ou vidraria seja quebrado o aluno deve pagar por ele, contribuindo para a APM com o valor da vidraria ou equipamento quebrado / danificado.

2 – ANÁLISE QUÍMICA

Para a realização de uma análise química, é necessário seguir os seguintes passos:

a) definição do problema

b) escolha do método → pesquisa bibliográfica

c) amostragem → reduzir a um volume condizente com as condições de análise

d) pré-tratamento da amostra → abertura da amostra e remoção dos interferentes

e) calibração e medição

f) avaliação → análise estatística dos resultados

g) ação → o que fazer com o resultado

Alguns fatores afetam diretamente na escolha do método analítico. São eles:

O tipo de análise que ser quer fazer: elementar ou molecular, rotineira ou episódica, etc.

Problemas decorrentes da natureza do material investigado. Ex.: substâncias radioativas, substâncias corrosivas, substâncias afetadas pela água, etc.

A possível presença de interferentes.

A faixa de concentração a ser investigada.

A exatidão requerida.

A disponibilidade de equipamento.

O tempo necessário para completar a análise.

O número de análises de mesmo tipo a serem efetuadas (o analista fará um número limitado de determinações ou a situação exigirá análises frequentes e repetitivas?)

a necessidade de se usar um método não-destrutivo.

O custo da análise.

Quando se escolhe o método mais apropriado para uma determinação, efetua-se a análise em duplicata ou, preferencialmente em triplicata. Deve-se então fazer uma avaliação

7

para decidir sobre o melhor resultado a registrar, e tentar estabelecer os prováveis limites de erro desse valor. Nessa etapa, o analista deve preocupar-se com a chamada precisão, ou seja, a concordância entre um conjunto de resultados de uma mesma quantidade, bem como com a diferença entre o valor medido e o verdadeiro valor para a quantidade que foi determinada. Os métodos estatísticos são utilizados para se demonstrar o grau de confiança dos resultados obtidos.

3 – BALANÇA ANALÍTICA

Uma pesagem é denominada de analítica quando realizada em uma balança de precisão. Existem inúmeros modelos de balanças analíticas, porém, o que as caracteriza é o fato de permitirem a determinação de massas com um erro absoluto de mais ou menos 0,1mg.

Há balanças ainda mais sensíveis que permitem determinar massas com erro absoluto de mais ou menos 0,01mg. Outras, menos sensíveis que as analíticas e com erro absoluto de mais ou menos 1mg, são denominadas de balanças semi-analíticas.

Por se tratar de instrumentos delicados e caros, seu manejo envolve a estrita observância dos seguintes cuidados gerais:

I. As mãos do operador devem estar limpas e secas.

II. Durante as pesagens, as portas laterais devem ser mantidas fechadas.

III. Destravar e travar, inclusive a meia trava com movimentos lentos.

IV. Nunca pegar diretamente com os dedos o objeto que se vai pesar. Conforme o caso, usar uma pinça ou uma tira de papel impermeável.

V. Nunca colocar ou retirar massas do prato sem antes ter travado a balança; retornar os pesos a zero e descarregar imediatamente a balança após a pesagem.

VI. Para sucessivas pesagens, no decorrer de uma análise, usar sempre a mesma balança.

VII. O recipiente e/ou substâncias que serão pesadas devem estar em equilíbrio térmico com o ambiente.

4 – LIMPEZA DE MATERIAL DE VIDRO

Todo material de vidro que vai ser utilizado em análise quantitativa deve estar rigorosamente limpo. Para isso, deve-se lavá-lo com água e detergente, enxaguá-lo várias vezes com água e água destilada (várias porções de 5 a 20mL). Apenas pipeta, bureta e balões volumétricos devem ser tratados com solução de potassa alcoólica 10% que é obtida dissolvendo-se 100g de KOH em 50mL de água e, após o resfriamento, completa-se para 1L com álcool etílico comercial. Ao executar a operação de limpeza, utilizando esse desengordurante, deve-se proceder, no final da lavagem com água, uma com solução diluída de HCl (1:20) para neutralizar eventuais resíduos alcalinos.

A secagem de buretas, pipetas e balões deve ser feita por sucção a vácuo e não em estufa.

5 – RECORDANDO CONCEITOS

5.1 – Número de mols

O número de mols é representado pela letra n e expressa pela unidade mols (ou moles). Refere-se, numa equação química, ao número que é escrito na frente da fórmula química, e este número, por sua vez, representa quantas vezes se utiliza a massa molar (MM) de um elemento ou fórmula química.

A massa molar é a somatória da massa expressa na tabela periódica, definida para cada

elemento químico, de todos os elementos químicos presentes na fórmula química.

A fórmula utilizada para calcular o número de mols de um elemento é representada da

8

seguinte forma: n = m/MM, onde m é a massa em gramas disponível do elemento ou composto a ser calculado o número de mols.

5.2 – Número de Avogadro

Número de Avogadro é um número que representa quantas moléculas ou quantos átomos de um elemento estão contidos em 1 mol do mesmo. Assim como sabe-se que uma dúzia são doze unidades e que uma dezena são dez unidades, 1 mol de qualquer elemento químico equivale a 6,02x1023 moléculas ou átomos deste elemento químico.

5.3 – Densidade

Densidade é a relação entre a massa (em gramas) e o volume (em litros ou mililitros) de uma determinada substância. Seu cálculo é efetuado da seguinte forma: D = m / V. Quando o volume utilizado for em litros, a unidade da resposta deve ser g/L, quando o volume

calculado for em mililitros, a unidade da resposta deve ser g/mL ou g/cm3

.

5.4 – Molaridade

Expressa a concentração molar de uma solução. A molaridade, representada pela letra M, é calculada pela expressão: M=n/V. Sua unidade é expressa em mol/L.

5.5 – Normalidade

O cálculo da normalidade leva em consideração os íons formados durante a diluição do soluto no solvente. É representada pela letra N e seu cálculo é através da expressão: N =

m/Eq.V, onde m é a massa em gramas, V é o volume em litros e Eq é o equivalente-grama.

5.5.1 – Equivalente-grama

O cálculo do equivalente-grama considera qual o composto utilizado e sua dissociação. É calculado pela expressão: Eq = e/MM. Quando se trata de ácidos ou bases, a letra e (que representa o equivalente) será o número de hidrogênios ou de hidroxilas ionizáveis, respectivamente. Quando se tratar de sais ou óxidos, a letra e será o número total de cargas

positivas ou negativas.

5.6 – Molaridade x Normalidade

O cálculo da normalidade de uma solução pode ser realizado partindo-se de sua molaridade, através da expressão: N = M.k (onde k representa o Eq).

5.7 – Concentração

Concentração de uma solução expressa a quantidade de soluto (em gramas) contida em um litro de solvente, conforme a expressão C = m/V. A determinação da concentração de uma solução também pode ser determinada com base em sua molaridade, sendo a expressão utilizada para esta conversão C = M.MM, ou seja, a concentração de uma solução é sua molaridade multiplicada por sua massa molar.

6 - GRAVIMETRIA

Em uma análise gravimétrica utiliza-se uma série de operações para se determinar a quantidade de um constituinte de uma amostra, tanto por pesagem direta do elemento puro, quanto por um de seu derivado, cuja composição é conhecida e bem definida. Esse procedimento analítico constitui-se em método de extensa aplicação na determinação de

macroconstituintes de uma amostra.

As principais vantagens da análise gravimétrica constituem-se em operações unitárias

9

de fácil execução e utiliza-se equipamentos simples; entretanto, as desvantagens são: tempo muito longo para sua execução e sujeito a uma série de erros acumulativos.

No procedimento de uma análise gravimétrica deve-se observar as etapas sucessivas que compõem esse tipo de análise, a saber:

I. Preparação da Amostra;

II. Preparação da Solução – Ataque da Amostra;

III. Precipitação e Digestão;

IV. Filtração;

V. Lavagem;

VI. Calcinação ou Secagem;

VII. Pesagem;

VIII. Cálculos.

6.1 – Preparação da Amostra

A quantidade de substância utilizada numa análise química é de cerca de 1g, todavia, deve-se tomar os cuidados e precauções necessárias para que essa pequena quantidade represente fielmente o material cuja composição se quer determinar.

6.2 – Preparação da Solução – Ataque da Amostra

Para início da análise gravimétrica é necessário que o elemento desejado esteja em solução. Prepara-se, portanto, uma solução conveniente através de um tratamento químico escolhido de acordo com a natureza da amostra a ser analisada.

6.3 – 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.

6.3.1 – Solubilidade do precipitado

Deve-se escolher um reagente precipitante que conduza à formação de um precipitado quantitativamente insolúvel. Usa-se um excesso do reagente para causar o efeito dos íon comum, diminuindo a solubilidade do precipitado, com exceção dos casos em que há formação de complexo solúvel devido ao excesso desse reagente.

A exatidão final de um método de análise gravimétrica está limitada, em parte, pela perda do precipitado devido a sua solubilidade no meio reagente e no líquido de lavagem empregado na purificação.

Essas perdas alcançam, frequentemente, sérias proporções, particularmente quando é necessário uma lavagem extensiva para assegurar um precipitado puro quando se deve usar um precipitado demasiadamente solúvel. Como é impossível eliminar completamente as perdas de solubilidade, deve-se ter um grande controle sobre os fatores que influem na solubilidade dos precipitados.

As variáveis mais comuns que influem na solubilidade do precipitado são: temperatura, pH, concentração do reagente, concentração salina e concentração do dissolvente.

6.3.2 – Características físicas do precipitado

É importante o conhecimento prévio do tipo de precipitado que será obtido, pois, disso dependerá o tipo de filtração a ser empregado na separação do precipitado do meio de

precipitação e indica também a necessidade ou não de um certo tempo de digestão.

10

A prática da análise gravimétrica abrange vários tipos de precipitados que se distinguem, principalmente, quanto ao tamanho das partículas. O tamanho das partículas é uma característica muito importante, pois dele depende, em grande parte, a qualidade do precipitado quanto à filtrabilidade.

Os precipitados cristalinos são os mais favoráveis para fins gravimétricos. As partículas

do precipitado são cristais individuais bem desenvolvidos. São facilmente recolhidos por filtração e, em geral, não se deixam contaminar por adsorção.

São densos e sedimentam rapidamente. Às vezes, oferecem dificuldades à filtração, pois a presença de pequenos cristais obriga ao uso de filtros de textura densa e lentos. Os vão existentes nos agregados oferecem condições favoráveis para a incorporação de substâncias estranhas. São exemplos de precipitados o BaSO4 e o CaC2O4.

Quanto aos precipitados grumosos, que incluem os haletos de prata, resultam de floculação de colóides hidrófobos. São bastante densos, pois eles arrastam pouca água. A floculação pode ser efetuada por adição de eletrólitos, aquecimento e agitação. Os agregados das partículas coloidais são facilmente retidos pelos meios filtrantes usuais; eventualmente, é preciso cuidar para que, na lavagem do precipitado, não ocorra peptização.

Os precipitados gelatinosos resultam da floculação de colóides hidrófobos. São exemplos os hidróxidos de ferro (III), alumínio, a sílica hidratada e os sulfetos metálicos. São

volumosos, têm a consistência de flocos e arrastam quantidades consideráveis de água. Oferecem dificuldades à filtração e à lavagem e não podem permanecer por longo tempo em contato com a água-mãe devido a sua grande superfície que provoca absorção de impurezas do meio.

As características físicas de um precipitado dependem da natureza das substâncias, mas também, em certa medida, das condições de formação do precipitado e de sua evolução espontânea ou tratamentos posteriores. A formação de um precipitado é um processo cinético

que tende para um equilíbrio. O controle de velocidade e outras condições, sob as quais se processa a precipitação, permite, em parte, influir nas características físicas do precipitado.

6.3.3 – Pureza do precipitado

Quando em solução se precipita uma substância química, nem sempre a mesma é separada com alta pureza, pois pode conter impurezas em proporções variáveis, conforme o precipitado e as condições em que se efetuou a precipitação. A contaminação do precipitado

por substâncias que, por sua solubilidade, deveriam permanecer em solução, denomina-se co-precipitação. Esta pode ser por adsorção sobre a superfície da partícula em contato com a solução ou por aclusão de substâncias estranhas durante o crescimento dos cristais das partículas primárias.

As fases sólidas obtidas por precipitação, conforme as técnicas usuais da análise gravimétrica, estão sujeitas a diferentes formas de contaminação. A lavagem dos precipitados remove as impurezas contidas na solução-mãe mecanicamente retida pelas partículas e,

também, pelo menos em parte, as impurezas superficialmente nelas adsorvidas. A simples lavagem é, isomórfica e não isomórfica. Não é possível estabelecer uma regra geral na obtenção de precipitados gravimétricos, capaz de eliminar ou reduzir formas de contaminação. Contudo, o estudo de várias formas de contaminação permitiu fixar certas condições favoráveis para a separação de fases sólidas convenientemente puras.

A precipitação em condição de baixa supersaturação favorece a formação de cristais grandes e bem desenvolvidos e, ao mesmo tempo, reduz a um mínimo a adsorção superficial e

a oclusão. 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. Esta, por sua vez, depende de vários fatores como a concentração da espécie a precipitar, a concentração da solução do reagente precipitante, a técnica usada na precipitação e a temperatura.

6.3.4 – Digestão do precipitado

É o tempo em que o precipitado, após ter sido formado, permanece em contato com a água-mãe. A digestão é o processo destinado à obtenção de um precipitado constituído de partículas grandes, o mais puro possível e de fácil filtração.

11 A digestão, efetuada em temperatura elevada, é um processo de recristalização, no qual as impurezas ocluidas passam para a água-mãe. Em precipitados gelatinosos basta uma fervura e o mínimo de tempo possível para a filtração.

Esse fenômeno é denominado, também, de envelhecimento do precipitado e constitui-se de um conjunto de transformações irreversíveis, depois que se formou.

As partículas pequenas tendem à dissolução e à re-precipitação sobre a superfície dos cristais maiores, fenômeno denominado de amadurecimento de Ostwald.

Quando o precipitado é constituído de partículas imperfeitas e floculosas e, após o envelhecimento, tornam-se compactas e perfeitas, por dissolução do material dos vértices e arestas dos cristais e que se deposita sobre o mesmo cristal, esse fenômeno é denominado de amadurecimento interno de Ostwald.

A necessidade ou não de um tempo de digestão é conhecida pelas características físicas do precipitado e de sua solubilidade. Os processos analíticos clássicos já especificam o tempo e a temperatura adequados para cada caso.

6.4 – 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, conforme o caso.

6.4.1 – Filtração por sucção

A filtração por sucção é utilizada quando se possui precipitados que passam através do papel de filtro. Para tanto, utiliza-se normalmente cadinho de Gooch com camada filtrante ou cadinho de placa sinterizada, obedecendo a seguinte técnica:

Adapta-se o cadinho filtrante a um kitassato através de uma rolha de borracha com tubo adutor; liga-se o conjunto a um frasco de segurança e este à uma trompa de água ou à uma bomba de vácuo. Pelo vácuo criado no kitassato, a pressão atmosférica impele o líquido através dos poros do filtro, retendo o precipitado.

6.5 – Lavagem do Precipitado

Após a filtração do precipitado, 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. Durante a realização dessa operação, poderá ocorrer a peptização.

6.6 – Calcinação ou Secagem

Após a filtração e a lavagem, o precipitado deve ser secado ou calcinado para depois ser pesado. A secagem é o método empregado para retirar a umidade do precipitado. A calcinação é o método utilizado para transformar o precipitado em sua forma mais estável.

Para realizar este procedimento, o cadinho deve ser tarado. O cadinho deve ser preparado com antecedência, sendo este aquecido e posteriormente resfriado em dessecador, para garantir a eliminação da umidade. Para realização da pesagem o cadinho não deve ser manuseado com as mãos.

Posteriormente, após secagem ou calcinação da amostra, a mesma deve ser colocada para resfriar dentro do dessecador, para que posteriormente seja pesada.

6.7 - Aplicações

6.7.1 – Determinação de ferro

Pesar uma amostra de cerca de 0,5g de sulfato ferroso amoniacal e dissolver esta amostra em 50mL de água destilada.

12

Adicionar 5mL de ácido nítrico 50% (1:1) e aquecer até que a amostra torne-se amarela

(cerca de 3 minutos).

Adicionar 100mL de água destilada e 20mL de solução de nitrato de amônio 30%.

Aquecer novamente a solução e adicionar aos poucos 40mL de solução de hidróxido de

amônio 40% (ou 1:1) até a formação de precipitado. Acrescer pequenos pedaços de papel de filtro na solução e deixá-la em repouso por aproximadamente 1hora.

Filtrar em funil de vidro. Lavar o precipitado aos poucos utilizando entre 100 a 150mL de solução de nitrato de amônio 1%. Neste caso, sempre é aconselhável, ao transferir-se o conteúdo do béquer ao papel, que o nível do líquido no papel de filtro ocupe, no máximo, metade da altura do mesmo.

Carbonizar a amostra em cadinho previamente pesado e posteriormente colocá-lo em mufla à 900°C por aproximadamente 30 minutos.

Resfriar no dessecador e pesar. Determinar a massa da amostra e o rendimento da análise gravimétrica.

6.7.2 – Determinação de Sulfato

Dissolver uma amostra de sulfato de sódio em 30mL de água destilada, adicionar 1mL de ácido clorídrico concentrado e diluir à 400mL. Aquecer a solução à ebulição e adicionar

lentamente cloreto de bário 5%, a quente, sob agitação contínua até precipitação completa.

Após a sedimentação do precipitado por 1 ou 2 minutos, adicionar mais algumas gotas da solução de BaCl2 a fim de verificar se a precipitação foi quantitativa. Caso ainda ocorra precipitação, repetir esta operação, após sedimentação do precipitado, até que a adição da solução de BaCl2 não mais provoque precipitação. Deixar o béquer, coberto com vidro de relógio, em banho de água fervente por 1 hora.

Após repouso de 24horas, decantar o líquido sobrenadante, com auxílio de um bastão de vidro, sobre papel de filtro (Whatman 42 ou SS5893), previamente adaptado em funil de colo longo deixando no béquer o máximo possível de precipitado. Neste caso, sempre é aconselhável, ao transferir-se o conteúdo do béquer ao papel, que o nível do líquido no papel de filtro ocupe, no máximo, metade da altura do mesmo.

Transferir o precipitado para o papel com o auxílio de água destilada fria e, a seguir, lavá-la

com água quente até que o filtrado não dê mais reação positiva para cloreto (teste com AgNO3).

Após escoamento total da última água de lavagem, dobrar o papel de filtro sobre o precipitado e, a seguir, transferi-lo para um cadinho de porcelana tarado, até peso constante, e efetuar a carbonização.

Colocar o cadinho em mufla a 800°C por 30 minutos, transferi-lo para um dessecador.

Pesar em balança analítica.

A partir da massa de sulfato de bário, calcular a concentração de sulfato na amostra, em gramas, bem como o teor desse.

7 – TITRIMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO

A titrimetria (ou volumetria) de neutralização compreende os métodos baseados na

reação de neutralização: H3O++OH- → 2HOH.

Com soluções padrões ácidas podem ser determinadas substâncias alcalinas. Com soluções padrões alcalinas são determinadas substâncias ácidas. Tem-se assim, duas variantes da titrimetria de neutralização: a acidimetria e a alcalimetria.

Tanto na acidimetria como na alcalimetria, o ponto estequiométrico coincide com o ponto de neutralidade (pH=7), sempre que a reação se processa entre ácidos e bases fortes.

Nos demais casos, a hidrólise faz com que o ponto estequiométrico se situe na região ácida ou alcalina. São as condições do equilíbrio, em cada caso particular, que determinam o valor do

13

pH em que se situa o aludido ponto.

O conhecimento do valor do pH em que se situa o ponto estequiométrico e da maneira como varia o pH no curso da titulação é de fundamental importância para o estudo do problema de identificação do ponto final.

Comumente, o ponto final nas titulações da titrimetria de neutralização é acusado mediante o emprego de indicadores de pH.

Numa titulação é necessário conhecer com grande exatidão a concentração de uma das soluções envolvidas (titulado ou titulante). Entretanto, algumas soluções frequentemente usadas em titulação, como por exemplo a de NaOH e de HCl, não podem ser preparadas com concentração exata. Assim sendo, prepara-se uma solução de concentração aproximada e a concentração exata é determinada pelo emprego de um padrão primário na forma de uma

solução cuja concentração seja conhecida. Essa operação é denominada padronização da solução.

Os padrões primários devem possuir algumas propriedades especiais, tais como:

a) não devem se alterar ao ar, isto é, não serem higroscópicos, não se oxidando e nem reagindo com o CO2 atmosférico.

b) devem possuir elevada massa molar, pois assim os erros na pesagem diminuem.

c) devem ser solúveis.

d) são encontrados no comércio com grande pureza e podem ser secados facilmente.

e) devem manter sua pureza por longo tempo.

f) devem dar reações estequiométricas com a substância a ser titulada.

7.1 – Indicadores de pH

Os indicadores de pH são substâncias orgânicas de caráter fracamente ácido ou básico, que têm a propriedade de mudar sua coloração com a variação do pH do meio. A mudança de coloração não se dá bruscamente, mas de uma maneira gradual entre valores definidos da escala do pH. A faixa dentro da qual se processa a mudança de coloração de um indicador é conhecida como zona de transição.

Na maioria dos casos, os indicadores apresentam-se com dupla coloração, uma correspondente à sua forma ácida e outra à sua forma básica, dependendo do pH da solução em que se encontram. Porém, existem indicadores com uma única coloração, por exemplo: incolores em um determinado pH e corados quando ocorre mudança de faixa de pH.

A mudança de cor dessas substâncias, em presença de um excesso de íons hidrogênio ou oxidrila, provém de uma mudança da estrutura química do indicador. Faz-se emprego muito amplo desse tipo de indicadores, na análise titulométrica, para determinar a concentração de

uma solução ácida ou alcalina, juntando-lhe uma solução de título conhecido, respectivamente alcalina ou ácida. O indicador revela o ponto de neutralização, o que permite, por cálculo simples, retornar à concentração ignorada. Naturalmente, a mudança de cor do indicador não é instantânea, mas gradual; chama-se campo de viragem o intervalo de pH no qual o indicador muda de cor. É preciso, portanto, para cada titulação, escolher o indicador apropriado, segundo seu campo de viragem.

7.2 – Indicadores Mistos

A mudança de coloração de alguns indicadores de pH não é facilmente observável, principalmente com luz artificial. Em certos casos é possível obter uma mudança de coloração mais nítida por meio da adição de um corante orgânico ao indicador. Essas misturas são chadas de indicadores mistos.

Os indicadores mistos tornam mais pronunciada a mudança de coloração de certos indicadores comuns, tais como o alaranjado de metila e o vermelho de metila, que mudam de amarelo para vermelho, passando pelo alaranjado. A dificuldade de acompanhar a mudança de

14

coloração desses indicadores, sem o uso de colorações de comparação, resulta o fato de serem o amarelo e o vermelho contíguos no espectro. A adição de corantes ao alaranjado de metila ou ao vermelho de metila, quando em proporção adequada, transforma o amarelo e o vermelho, respectivamente, em verde e violeta, que são cores complementares. A adição do corante não modifica a zona de transição do indicador, há apenas uma alteração da coloração em virtude da coexistência de uma outra substância corada na solução.

A natureza complementar das colorações extremas dos indicadores mistos faz com que apresentem, dentro da zona de transição, um ponto em que a solução se torna incolor ou toma um matiz grisáceo que é tomado como ponto de referência. Os indicadores mistos, além de apresentarem mais nítida a mudança de coloração, possibilitam ainda a titulação de soluções bastante diluídas ou fracamente coradas e a condução da operação sob luz artificial.

7.3 – Indicador Universal

Alguns dos indicadores podem ser misturados para formar o denominado “indicador universal”, capaz de indicar, num só teste, o pH aproximado de uma solução. Para prepará-lo, basta misturar, os reagentes indicados a seguir, para que em cada faixa de pH determinada, obtenha-se uma coloração que a identifique, conforme Tabela II:

Tabela II: Coloração por faixas de pH do indicador universal

Montagem do indicador universal Cor pH

15mL de solução 0,1% de alaranjado de metila

5mL de solução 0,1% de vermelho de metila

20mL de solução 0,1% de azul de bromotimol

20mL de solução 0,1% de fenolftaleína

20mL de solução 0,1% de timolftaleína

Róseo 1,0

Vermelho-alaranjado 3,0

Alaranjado 4,0

Amarelo-alaranjado 5,0

Amarelo-limão 6,0

Verde 7,0

Verde-azulado 8,0

Azul-esverdeado 9,0

Violeta 10,0

7.4 – Método do Duplo Indicador – Processo Warder

Nesse processo utiliza-se apenas uma alíquota da solução preparada da mistura e baseia-se no princípio da titulação diferencial com dois indicadores.

Sabe-se que, para a neutralização de um álcali forte com um ácido forte, qualquer

indicador poderá ser utilizado. O bicarbonato é levemente ácido à fenolftaleína. Se o ácido for adicionado a uma mistura de hidróxido de sódio e carbonato de sódio em solução, utilizando-se a fenolftaleína como indicador, a coloração rosada desaparece quando o hidróxido de sódio tiver passado para cloreto de sódio (pH 7,0) e o carbonato de sódio para bicarbonato de sódio.

O estágio da titulação em que o carbonato é convertido em hidrogenocarbonato corresponde ao pH 8,3, mas a variação do pH se processa muito gradualmente nas imediações do respectivo ponto estequiométrico. Por isso, a fenolftaleína e o azul de timol não acusam o ponto final nitidamente. A dificuldade pode ser superada mediante o uso de uma solução de comparação contendo hidrogenocarbonato de sódio aproximadamente na mesma concentração que a solução problema, bem como a mesma quantidade de indicador.

Outra maneira de proceder é a que consiste em usar um indicador misto composto de 6 partes de azul de timol e 1 parte de vermelho de cresol; o indicador é violeta ao pH8,4, azul ao pH 8,3 e róseo ao pH 8,2. Na titulação, a solução padrão ácida é adicionada até que o indicador acuse coloração rósea.

Se for adicionado metilorange será necessária uma nova quantidade de ácido para completar a reação, ou seja, a passagem de bicarbonato de sódio à cloreto de sódio (a qual

15

ocorre em numa faixa de pH 3,8).

7.5 – Método de Winkler

Nesse método, inicia-se pela determinação, em uma fração da solução, da alcalinidade total, mediante titulação com solução padrão ácida, usando alaranjado de metila ou azul de

bromofenol como indicador. O volume de solução padrão gasto corresponde a neutralização do hidróxido e do carbonato.

Em uma segunda fração da solução, precipita-se o carbonato por meio de adição de leve excesso de cloreto de bário. Em seguida, a solução é titulada com o padrão ácido em presença de fenolftaleína ou azul de timol. Não há necessidade de remover o carbonato de bário, que é insolúvel, nas condições em que o indicador muda de coloração; apenas a titulação deve ser feita lentamente e sob agitação constante, principalmente nas proximidades do ponto final, a fim de evitar excesso local de ácido.

O volume de solução gasto na segunda titulação corresponde a neutralização do hidróxido.

7.6 – Aplicações da Titrimetria de Neutralização

7.6.1 – Determinação dos Coeficientes de Reações de Neutralização de Ácidos-Bases

No laboratório evita-se sempre provocar reações entre os reagentes no estado sólido, que na maioria dos casos, é de difícil controle quantitativo; os gases requerem equipamentos especiais, sendo os reagentes em soluções os mais indicados, pois os mesmos provocam reações rápidas, controláveis, etc. Quando se deseja um resultado quantitativo uma das maneiras de expressar essas soluções é em número de moles de soluto por litro de solução, que denominamos molaridade.

Um dos reagentes estando em solução e o outro, estando em solução ou um estado

sólido, sendo nesse caso seu numero de moles determinado pela equação costumeira: n=m/M.

7.6.1.1 – Determinação dos coeficientes da reação de NaOH com HCl

Com o auxílio de uma pipeta volumétrica de 10 mL transfira o HCl 0,1 M para o erlenmeyer, junte 3 gotas de fenolftaleína.

Determine o número de moles de ácido que será usado.

Preencha a bureta com solução de NaOH 0,1M fatorada e zere-a.

Titule a solução de HCl contida no erlenmeyer com a solução de NaOH da bureta até o ponto de equivalência e anote o volume gasto. Determine também o número de moles de NaOH gasto na titulação.

Na reação: y NaOH + x HCl NaCl + H2O, podemos afirmar que:

n NaOH = n HCl

x y

Atribua o valor unitário para x e determine o valor de y. este será o coeficiente do NaOH na reação com HCl que, se você trabalhou corretamente, deve dar 1.

7.6.1.2 – Determinação dos coeficientes da reação de NaOH com H2SO4

Com o auxílio de uma pipeta volumétrica de 25 mL, transfira o ácido sulfúrico 0,1M para o erlenmeyer. Junte 3 gotas de fenolftaleína.

Determine o número de moles do ácido usado.

Preencha novamente a bureta com a solução de NaOH 0,1M e zere-a.

Titule a solução de ácido sulfúrico contida no erlenmeyer com a adição do NaOH da bureta até o ponto de viragem do indicador. Anote o volume gasto de NaOH e calcule o número de moles da base.

Da mesma forma que o procedimento anterior, equacione a reação química ocorrida e determine o coeficiente estequiométrico da base que foi usada, que deve ser 2.

7.6.1.3 – Determinação dos coeficientes da reação de NaOH com H3(C6H5O7).H2O

Pese cerca de 0,5g de ácido cítrico na balança analítica e anote a massa pesada.

Determine o número de moles correspondente a essa massa.

16

Preencha novamente a bureta com a solução de NaOH 0,1M e zere-a.

Transfira o ácido para o erlenmeyer, dissolva com pequena porção de água destilada, junte algumas gotas de azul de bromotimol e titule com NaOH da bureta até o ponto de equivalência (amarelo para azul esverdeado). Anote o volume gasto e calcule o numero de moles da base consumida.

Equacione a reação química ocorrida e calcule o coeficiente estequiométrico da base, que deve dar 3.

7.6.2 – Preparação e Padronização de uma Solução de HCl 0,1N

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.

7.6.2.1 – 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. ________________

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 há 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).

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.

7.6.2.2 – 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:

17

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.

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.

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 = ___________________

7.6.2.3 - 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?

7.6.3 – Aplicação do HCl 0,1N na análise de soda cáustica (hidróxido de sódio industrial)

7.6.3.1 – Eliminação do gás carbônico da água destilada

- aquecer a água até a fervura

- deixar ferver por uns 5 minutos

- esperar esfriar a temperatura ambiente para uso, mantendo em recipiente fechado

7.6.3.2 – Método do Duplo Indicador: Processo Wader

- pesar 0,2g de amostra

-adicionar 50mL de água destilada (isenta de CO2)

- adicionar 2 gotas de fenolftaleína

- baixar a temperatura entre 0 e 5°C

- adicionar aproximadamente 0,1g de NaCl p.a.

- titular com HCl 0,1N e anotar o volume gasto

- adicionar à mesma amostra 2 gotas de alaranjado de metila

18

- continuar a titulação com HCl 0,1N até a viragem do indicador

- anotar o volume gasto

- determinar o % de NaOH e Na2CO3 na amostra

7.6.3.3 – Processo Winkler

1ª Etapa

- pesar 0,5g de amostra

- adicionar 50mL de água destilada

- transferir para um balão volumétrico de 250mL e completar o volume

- agitar e homogeneizar

- pipetar 25mL da solução para um erlenmeyer

- adicionar 25mL de água destilada

- adicionar 2 gotas de alaranjado de metila

- titular com HCl 0,1N até a viragem do indicador

- anotar o volume gasto

- calcular alcalinidade total (NaOH e Na2CO3)

2ª Etapa

- pipetar 25mL da solução para um erlenmeyer

- adicionar 25mL de água destilada e aquecer a solução à 70°C

- adicionar lentamente BaCl2 1%, até que não forme mais precipitado

- esfriar à temperatura ambiente e adicionar 2 gotas de fenolftaleína

- titular com HCl 0,1N até a viragem do indicador

- anotar o volume gasto

- calcular a quantidade de NaOH

- em seguida, calcular a quantidade de carbonato

7.6.4 – Preparação e Padronização da Solução de Hidróxido de Sódio 0,1N

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.

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 250mL.

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 1-2horas.

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

19

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. O procedimento deve ser feito em triplicata.

7.6.4.1 – Questões

1) O que significa solução 0,1N de NaOH?

2) Por que não se pode preparar solução de NaOH diretamente, isto é, 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, antes da titulação, foi adicionado 20 mL de água na solução do erlenmeyer?

8) Esses 20 mL precisam ser medidos com exatidão? Porque?

7.6.5 – Determinação de amônia em limpador doméstico

7.6.5.1 – Teste com solução de concentração conhecida de NH4OH

Preparar uma solução de concentração de 10% de NH4OH.

Transferir 10mL da solução para um erlenmeyer de 250mL e acrescentar 25mL de água

destilada e duas gotas do indicador verde de bromocresol (viragem do azul para amarelo).

Calcular a massa de NH4OH contida nos 10mL de solução.

Titule com a solução de HCl 0,1N fatorada até a viragem do indicador. O procedimento deve ser feito em duplicata. Se a diferença entre os volumes for maior que 0,1mL, fazer em triplicata e descartar o volume mais discrepante para tirar a média.

Calcule o volume médio: Vmédio = _________ mL.

Calcular a massa de HCl contida no volume gasto. Montar a equação para verificar a estequiometria da reação.

Com base nos resultados obtidos é possível garantir a precisão do resultado da análise do limpador doméstico.

7.6.5.2 – Teste com solução de limpador doméstico

Retire uma alíquota de 10 mL do limpador com uma pipeta volumétrica calibrada.

Transfira para um balão volumétrico de 100 mL tarado. Determine a massa do limpador correspondente aos 10 mL e complete o volume com água destilada. Homogeneíze a solução.

Titulação da solução de limpador com solução de HCl 0,1N fatorada.

Retire uma alíquota de 25 mL da solução do produto de limpeza com uma pipeta volumétrica calibrada. Transfira para o erlenmeyer de 250 mL.

Junte duas gotas de verde de bromocresol (viragem do azul para amarelo) e 25 ml de água destilada.

Titule com a solução de HCl 0,1N fatorada até a viragem do indicador. O procedimento deve ser feito em duplicata. Se a diferença entre os volumes for maior que 0,1 mL, fazer em triplicata e descartar o volume mais discrepante para tirar a média.

Calcule o volume médio: Vmédio = ______________ mL.

Calcule o número de equivalente-grama do ácido utilizado. eHCl = ________________ eq-g.

Calcule a massa de NH3 na solução inicial de limpador doméstico. mNH3 = _______________ g.

20

Determine a concentração de amônia na solução do limpador doméstico, em g/L e em

mol/L.

Calcule o teor de amônia no limpador doméstico concentrado. Teor = _____________ %.

7.6.5.3 – Questões

1) Quais as características da volumetria de neutralização?

2) Por que foi usado o verde de bromocresol nessa análise? O verde de bromocresol poderia ser substituído por fenolftaleína, vermelho de metila ou metilorange? Por quê?

3) Por que foi adicionado 25 mL de água destilada antes da titulação? Essa medida tem que ser exata? Por quê?

4) O que você acha de um limpador doméstico com 30% de amônia?

5) O processo que você utilizou nessa aula poderia ser adotado por uma indústria de produção de limpador doméstico à base de amônia? Justifique sua resposta.

6) Identifique a solução padrão e a solução problema dessa análise.

7) Escreva as equações químicas ocorridas nessa análise.

8) Cite outras aplicações em laboratórios industriais da volumetria de neutralização.

9) Diferencie padrão primário de padrão secundário.

7.6.6 – Determinação de Acidez Total em Vinagre Comercial

A análise de vinagre inclui, dentre outras, as determinações de acidez total, acidez fixa e acidez volátil em ácido acético.

O ácido acético (H3CCOOH) é um ácido fraco, cujo Ka = 1,82.10-5

, que pode ser titulado com solução padrão de NaOH em presença de indicadores com zonas de transição situada na região fracamente alcalina tais como a fenolftaleína e o azul de timol.

Pipetar 20mL do vinagre comercial e transferir para um balão volumétrico de 100mL de capacidade. Completar o volume com água e agitar para homogeneizar.

Retirar uma alíquota de 5mL dessa solução e transferi-la para um erlenmeyer de 125mL de capacidade, adicionar aproximadamente 20mL de água destilada e 4 gotas do indicador ácido-base. Titular com solução de hidróxido de sódio, previamente padronizada, até a viragem do indicador.

Deve-se efetuar duas titulações utilizando-se os indicadores: azul de bromofenol, azul de timol, fenolftaleína e indicador universal.

Expressar a acidez total em mg/L e % em massa (d = 1,015g/mL). Discutir os resultados obtidos com cada indicador a partir da % indicada no rótulo. Qual(is) indicador(es) mais apropriado(s) e por quê?

8 – TITRIMETRIA DE PRECIPITAÇÃO

(http://www.ufpa.br/quimicanalitica/precipitimetria.htm data: 13/07/2010 às 13:50h)

O princípio deste método volumétrico é a formação de compostos pouco solúveis. Algumas condições devem ser alcançadas para a validade de resultados:

A reação deve ser de estequiometria conhecida.

Deve haver total reação entre o agente precipitante e o íon.

Tornar-se completa em um tempo relativamente curto.

Oferecer modos para eficiente sinalização do ponto final.

Infelizmente estas condições somente são alcançadas em poucas reações, devido a falta de um modo adequado de localizar o ponto de equivalência, por outro lado, em algumas reações este ponto pode ser identificado pela simples visualização do momento em que deixa de ocorrer precipitação.

No entanto, em determinações onde resultados mais precisos são desejados, o uso de indicadores é altamente recomendado, estes podem ser agrupados como: específicos e de

absorção. As possibilidades de aplicações da volumetria de precipitação são grandemente ampliadas quando são utilizados métodos físicos de medição, como potenciometria, condutimetria, amperometria ou ainda fotométrico.

21 Um fator limitante desta técnica é a lenta velocidade em que costumam ser realizadas as reações de precipitação, de modo a assegurar o equilíbrio de solubilidade, ter em mente que tentar apressar a adição de reagente pode gerar a formação de complexos solúveis, portanto o efeito oposto ao desejado. Entretanto muitas vezes é possível acelerar convenientemente a velocidade de precipitação pela adição criteriosa de etanol e acetona.

Deve-se enfatizar que, os mais importantes condicionantes são o produto de solubilidade e a concentração sob a qual se efetua a titulação, sendo como terceiro condicionante o grau de eficiência da reação, que definirá a visibilidade do ponto final da titulação.

Diferentemente de outros métodos, que comumente tem aplicação restrita, se destaca a argentimetria, o único que apresenta uso algo amplo, e está baseada na titulação de uma solução padrão de nitrato de prata, para a formação de sais de prata (haletos, cianeto,

tiocianato) pouco solúveis. Existem basicamente três métodos na titrimetria de precipitação: o método de Mohr, o Método de Volhard e o Método de Farjans, todos utilizando nitrato de prata para sua execução.

8.1 – Método de Mohr

O método de Mohr é um método argentimétrico, com formação de um sólido colorido, aplicável à determinação de cloretos e brometos. A solução neutra é titulada com nitrato de

prata e em presença de cromato de potássio que atua como indicador. No ponto final, o íon prata combina-se com o cromato formando um segundo precipitado com coloração distinta, o cromato de prata, que é vermelho. O método de Mohr não pode ser usado na determinação de iodetos em virtude do iodeto de prata ser, também, corado.

O uso do cromato de potássio baseia-se no princípio da precipitação fracionada. Quando se adiciona um íon a uma solução contendo dois outros grupos capazes de formar sais pouco solúveis com o primeiro, o sal que começa a precipitar é aquele cujo produto de solubilidade é

sobre passado em primeiro lugar. Se o precipitado formado pelo segundo íon é corado, então pode servir de indicador para a reação de precipitação do primeiro, desde que se possam ajustar as condições, tal que o composto corado somente comece a se formar depois que o outro tenha sido precipitado completamente.

Na determinação de cloreto, no momento em que se tem início a formação do cromato de prata, tem-se na solução os seguintes equilíbrios:

Ag+ + Cl- → AgCl KpsAgCl = [Ag+] [Cl-] = 1,56.10- mol .L-

2Ag+ + CrO4- → Ag2CrO4 KpsAg2CrO4 = [Ag+] [CrO4

- ] = 1,7.10- mol .L-

No ponto estequiométrico: [Cl-] = [Ag+] = √kpsAgCl = 1,1.10-

Para que o cromato de prata precipite exatamente nesse ponto, a concentração do íon cromato na solução deve ser a seguinte:

[CrO4- ] = 1,7.10-

d=

1,7.10-

D= 1,4.10- 1,2.10-

[Ag+

] Portanto, a concentração de cromato de potássio na solução deveria ser igual a 0,014 mol/L. Entretanto, na prática, usam-se concentrações mais fracas, entre 0,002 a 0,004 mol/L, porque as soluções de cromato de potássio 0,01 a 0,02mol/L são intensamente amarelas e dificultam a percepção do ponto final.

É recomendável efetuar uma prova em branco para subtrair o volume gasto nessa prova

de nitrato de prata gasto na titulação com a amostra.

Outro fator a considerar, no uso do cromato de potássio como indicador, é o pH da solução. A segunda constante de ionização do ácido crômico é muito pequena, portanto, em meio ácido, o íon cromato combina-se com o íon hidrogênio: CrO4

- + H+ ↔ HCrO4-

Quando o pH da solução é inferior a 6,5 a concentração de íon cromato é de tal ordem que o produto de solubilidade do cromato de prata já não é mais atingido, e, consequentemente, o indicador não funciona. Por outro lado, o pH da solução não deve ser superior a 10,5 porque precipitaria o hidróxido de prata.

Um método simples para neutralizar uma solução ácida é adicionar carbonato de cálcio

22

em ligeiro excesso.

8.1.1 – Aplicações do Método de Mohr

8.1.1.1 – Padronização de uma solução de AgNO3

O padrão primário utilizado para padronizar a solução de AgNO3 é o cloreto de sódio anidro.

Pesar em papel manteiga aproximadamente 0,03g de NaCl anidro e transferir para um erlenmeyer de 125mL.

Adicionar aproximadamente 20mL de água destilada e agitar para dissolver todo o reagente.

Na solução padrão de NaCl adicionar 10 gotas de solução de dicromato de potássio 5%.

Titular lentamente com a solução de nitrato de prata, até o aparecimento da coloração pardo-avermelhada de cromato de prata, porém, persistente.

Anotar o volume gasto nesta titulação. Repetir o procedimento com uma nova solução do padrão primário.

Repetir o procedimento com teste em branco (sem adicionar NaCl).

Calcular a concentração em mol/L da solução de nitrato de prata, descontando o volume

gasto na titulação do teste em branco. A diferença entre as duas concentrações não deve ser maior que 3:1000, ou seja, que 0,3%.

8.1.1.2 – Determinação da pureza do NaCl

a) Procedimento 1

- pesar aproximadamente 0,025g de NaCl em um erlenmeyer de 125mL.

- anotar o peso real da amostra.

- adicionar 50mL de água destilada.

- adicionar 1mL do indicador cromato de potássio.

- titular com AgNO3 0,02M até a mudança da coloração amarela para levemente amarronzada.

- anotar o volume gasto.

- repetir o procedimento.

- fazer teste em branco (sem adição do NaCl)

- calcular o peso e a porcentagem de pureza da amostra

- calcular a quantidade de AgNO3 que reage com a massa real pesada.

a) Procedimento 2

- pesar aproximadamente 0,025g de amostra A em um erlenmeyer de 125mL.

- anotar o peso real da amostra.

- adicionar 50mL de água destilada.

- adicionar 1mL do indicador cromato de potássio.

- titular com AgNO3 0,02M até a mudança da coloração amarela para levemente amarronzada.

- anotar o volume gasto.

- repetir o procedimento com a amostra B.

- fazer teste em branco

- calcular o peso e a porcentagem de pureza da amostra.

- calcular a quantidade de AgNO3 que reage com a massa real pesada.

8.2 – Método de Volhard

No método de Volhard, com formação de um complexo solúvel, a solução nítrica contendo o íon prata é titulada com tiocianato de potássio, em presença de íon ferro (III), que é adicionado em forma de solução saturada de sulfato de amônio e ferro (III) em ácido nítrico 20%.

Considere a forma mais simples de aplicação do método de Volhard, que é a determinação de prata por meio de titulação da solução nítrica com tiocianato. A prata

23

precipita como tiocianato de prata muito pouco solúvel: Ag+ + SCN- → AgSCN.

Um leve excesso de tiocianato é identificado pela formação de um complexo solúvel de ferro [FeSCN]2+, intensamente corado de vermelho. Trata-se de uma reação extremamente sensível. Assim, uma ou duas gotas de solução saturada de sulfato de amônio e ferro (III), adicionadas a 100mL de ácido nítrico 0,2 a 0,5mol/L dão uma coloração alaranjada fraca com 0,01mL de tiocianato 0,1mol/L; uma quantidade um pouco maior da solução de tiocianato muda a coloração para vermelho-alaranjado. O erro do indicador é praticamente nulo.

Deve-se, entretanto, observar que a mudança de coloração do indicador aparece cerca de 1% antes do ponto estequiométrico. É que o tiocianato de prata absorve íons prata, que são removidos da solução. Por isso, depois de observada a primeira mudança de coloração, a titulação deve prosseguir sob vigorosa agitação até que a coloração alaranjada não mais desapareça. Desta maneira, toda a prata é precipitada e os resultados apresentam elevada

exatidão.

As mais importantes aplicações do método de Volhard são as que se relacionam com a determinação de cloretos, brometos e iodetos em meio ácido. A solução nítrica contendo o halogeneto é tratada com nitrato de prata em excesso e esse excesso titulado com solução de tiocianato.

É importante ressaltar que o tiocianato de prata é menos solúvel do que o cloreto de prata, assim, é preciso evitar que, uma vez completada a titulação do excesso de prata, um

excesso de tiocianato reaja com o cloreto de prata precipitado.

Se o excesso de prata fosse titulado simplesmente em presença do precipitado de cloreto de prata, a titulação estaria sujeita a um erro considerável, pois, após a precipitação de toda a prata, o excesso de tiocianato reagiria com o cloreto de prata. Por essa razão utiliza-se alguns artifícios para contornar a dificuldade apontada.

Um dos artifícios consiste em efetuar a filtração do cloreto de prata precipitado antes de realizar a titulação com a solução de tiocianato. Outro artifício é o de cobrir a suspensão

aquosa com uma camada de éter, tolueno, ligroina ou outro solvente orgânico não miscível em água e que não apresente toxidade. O cloreto de prata aglomera-se na superfície de separação das duas fases, livrando-se da ação dissolvente do tiocianato. Finalmente, a outra alternativa é a adição de pequena quantidade de nitrobenzeno na suspensão de AgCl. O nitrobenzeno é insolúvel em água e forma uma película sobre as partículas, impedindo-as de reagirem com o tiocianato; este procedimento assegura um ponto final nítido e permanente.

8.2.1 – Aplicações do Método de Volhard

8.2.1.1 – Determinação de brometo

Pipetar 5mL da amostra contendo brometo para um erlenmeyer de 125mL.

Adicionar aproximadamente 10mL de água destilada, 5mL de nitrato de prata 0,1mol/L 1,5mL de HNO3 6mol/L e 8 gotas de alumen ferro III.

Titular com tiocianato de potássio 0,05mol/L até o aparecimento de fraca coloração

vermelho-marrom.

Calcular a concentração de brometo de potássio em g/L.

8.2.1.2 – Determinação de NaCl em uma mistura

- pesar 0,05g da amostra (mistura de NaCl e NaNO3) em um erlenmeyer de 125mL.

- adicionar 50mL de água destilada

- adicionar 5mL de HNO3 6N.

- adicionar 25mL de AgNO3 0,02M

- adicionar 1mL de sulfato férrico amoniacal.

- titular com KSCN 0,02M até a viragem do indicador.

- calcular a quantidade de NaCl na amostra.

- repetir o procedimento.

Obs.: método indireto. Descontar a prata em excesso para descobrir a massa do NaCl.

24

8.3 – Método de Farjans (Indicador de Adsorção)

Os indicadores de adsorção foram introduzidos por Farjans. São corantes orgânicos, ácidos ou bases fracos (aniônicos ou catiônicos, respectivamente), que acusam o ponto final através de uma mudança de coloração sobre o precipitado. A mudança de coloração se deve à absorção ou à dessorção do corante como consequencia de uma modificação da dupla camada elétrica em torno das partículas do precipitado na passagem do ponto estequiométrico. Assim, o aparecimento ou desaparecimento de uma coloração sobre o precipitado servem para sinalizar o ponto final da titulação.

Um exemplo de indicador de adsorção do tipo aniônico é a fluoresceína, que pode ser empregada para acusar o ponto final na titulação de cloreto com nitrato de prata. Em solução aquosa, aquele composto se dissocia parcialmente, fornecendo íons hidrogênio e fluoresceínato; a solução aquosa é verde-amarelada. A ilustração a seguir representa a dupla camada elétrica em torno de uma partícula de cloreto de prata em presença de excesso de íons cloreto e em presença de íons prata. No primeiro caso, a partícula adsorve, primeira e primariamente, íons cloreto e, secundariamente, uma quantidade equivalente de cátions. No segundo caso, a partícula adsorve, primariamente, íons prata e, secundariamente, uma

quantidade equivalente de ânions.

Considerando a titulação de uma solução de cloreto com nitrato de prata em presença de fluoresceína. Até o ponto estequiométrico, o ânion fluoresceinato não é apreciavelmente adsorvido pelo precipitado; e aquele ânion é repelido pelas partículas de AgCl negativamente carregadas com a adsorção de íons cloreto.

A solução apresenta, então, coloração verde-amarelada. Sobrepassado, todavia, o ponto estequiométrico, as partículas de AgCl tornam-se positivamente carregadas com a

adsorção de íons prata; nestas condições, os ânions do corante são adsorvidos secundariamente.

O ponto final é acusado pela mudança de coloração sobre o precipitado, que passa de branco a vermelho, em virtude da deposição de fluoresceinato de prata na superfície do precipitado. Trata-se realmente de um processo de adsorção, pois o produto de solubilidade de fluoresceinato de prata não chega a ser ultrapassado. O processo é reversível e, como tal, o corante retorna à solução com adição de excesso de cloreto.

Com os indicadores catiônicos, a adsorção do corante e a coloração do precipitado ocorrem na presença de um excesso de ânion do precipitado, isto é, quando as partículas se

25

tornam negativamente carregadas.

As condições essenciais para o bom funcionamento dos indicadores de adsorção são as seguintes:

a) o precipitado deve separar-se com uma superfície específica relativamente grande, pois o funcionamento dos indicadores de adsorção envolve fenômenos de superfície. Geralmente, a melhor mudança de coloração é obtida quando uma quantidade considerável do precipitado ainda permanece em estado coloidal no ponto estequiométrico. Grandes concentrações de sais neutros, principalmente de íons polivalentes, são prejudiciais, devido ao efeito floculante. Às vezes é recomendável a adição de colóides protetores como a dextrina, amido e outros.

b) o corante deve ser firmemente fixado pelo íon primariamente adsorvido pelo precipitado. Na maioria das titulações, o ponto final é assinado pela passagem do corante da solução para a superfície do precipitado. Então, na titulação de um ânion com um cátion precipitante, o indicador deve ser do tio aniônico; por sua vez, na titulação de um cátion com um ânion precipitante, o indicador deve ser do tipo catiônico. Com indicadores catiônicos no primeiro caso, e aniônicos, no segundo, o ponto final é observado pela dessorção do corante. Há casos raros em que o corante se mantém adsorvido durante toda a titulação, mas sofre uma mudança de coloração na passagem do ponto estequiométrico.

c) a nitidez do ponto final e a localização deste com relação ao ponto estequiométrico somente são satisfatórias em condições favoráveis das adsorbabilidades relativas dos íons presentes. A adsorbabilidade de íons análogos aumenta com a diminuição da solubilidade de seus compostos com o íon de carga oposta do adsorvente. Assim, a adsorbabilidade dos íons haletos de prata aumenta na ordem: cloreto < brometo < iodeto; por sua vez, para a fluoresceína e derivados a ordem é: fluoresceína < eosina < eritrosina. A possibilidade de se usar fluoresceína, bem como os dois mencionados derivados, na titulação de haletos com

nitrato de prata, depende das adsorbabilidades relativas do íon haleto e do ânion do corante sobre o haleto de prata. A eritrosina é tão fortemente adsorvida que mesmo o íon iodeto não pode competir com o corante; o ânion do corante é adsorvido antes do ponto estequiométrico. Consequentemente, a eritrosina não se presta para a titulação de qualquer dos três haletos com nitrato de prata. A eosina é ainda bastante fortemente adsorvida; não pode atuar como indicador na titulação de cloreto, mas é utilizável na titulação de brometo e iodeto. A fluoresceína é adequada para a titulação dos três haletos.

d) o pH da solução deve ser ajustado, a fim de que possa ocorrer uma apreciável ionização do corante. A faixa de pH dentro da qual um corante é capaz de atuar como indicador de adsorção depende largamente da sua constante de ionização. Assim, a fluoresceína, que é um ácido muito fraco (pKa = 8), em pH 7 tem sua ionização reprimida, tanto que a concentração do respectivo ânion se torna insuficiente para acusar mudança de coloração satisfatória. A diclorofluoresceína, que é um ácido mais forte, é capaz de atuar em meio fracamente ácido. A

eosina, ácido mais forte, é usada em soluções ácidas com pH até 2.

26

Indicadores de adsorção selecionados: propriedades e empregos

Indicador Emprego Mudança de cor no ponto final*

Outros dados de interesse

Fluoresceína

Cl-, Br-, I-, com Ag+

verde-amarelado → rosa

A solução deve ser neutra ou fracamente básica.

Dicloro-(R)-fluoresceína Cl-, Br-, BO3- com Ag+ Verde-amarelado →

vermelho Faixa de pH útil: 4, 4-7

Tetrabromo-(R)-

fluoresceína

Br-, I-, SCN- com Ag+

Rosa → violeta-

avermelhado

Melhor em solução de ácido acético: útil até pH tão baixo quanto

1-2.

Dicloro-(P)-tetraiodo-(R)-fluoresceína

(rosa-de-bengala)

I- na presença de Cl-

com Ag+

Vermelho → púrpura

Exato se for adicionado (NH4)2CO3

Di-iodo-(R)-dimetil-fluoresceína

I- com Ag+ Vermelho-alaranjado → vermelho-azulado

Útil na faixa 4-7

Tartrazina

Ag+ com I- ou SCN-; I- + Cl- com excesso de Ag+,

titulação de retorno com I-

Solução incolor →

Solução verde

Mudança na cor brusca na titulação de retorno

de I- + Cl-

Alizarina sulfonato de sódio (vermelho de

alizarina S)

[Fe(CN)6]4-; [MoO4]2- com Pb2+

Amarelo → rosa

Solução neutra

Rodamina 6G Ag + com Br- Rosa-alaranjado → violeta-avermelhado

Melhor em HNO3 diluído (até 0,3M)

Fenosafranina

Cl-, Br- com Ag+ Ag+ com Br-

Ppt. azul → ppt. vermelho

Mudança de cor nítida e reversível no

precipitado, mas somente se houver

NO3- presente. A

tolerância vai até HNO3 0,2M

* a mudança de cor ocorre quando o indicador passa da solução ao precipitado, a não ser que se declare o contrário.

8.3.1 – Aplicações do Método de Farjans

8.3.1.1 – Determinação de íons cloreto em água do mar

Pipetar 5mL de uma amostra de água do mar, onde inicialmente uma alíquota de 50mL foi diluída para um balão volumétrico de 250mL, para um erlenmeyer de 125mL.

Adicionar aproximadamente 20mL de água destilada, 1mL de suspensão de dextrina e 4

gotas de fluoresceína.

Titular sob agitação com nitrato de prata, previamente padronizado, até viragem do indicador. Repetir este procedimento por duas vezes.

Calcular a quantidade de cloreto em g/kg. Densidade da água é aproximadamente 1g/mL.

8.3.1.2 – Determinação da pureza de NaCl

- pesar aproximadamente 0,025g de NaCl em um erlenmeyer de 250mL.

- anotar o peso real da amostra.

- adicionar 50mL de água destilada.

- adicionar 10 gotas do indicador fluoresceína.

- titular com AgNO3 0,02M até a mudança da coloração da solução e formação de precipitado rosa.

- anotar o volume gasto.

- repetir o procedimento.

- calcular o peso e a porcentagem de pureza da amostra.

27

- calcular a quantidade de AgNO3 que reage com a massa real pesada.

BIBLIOGRAFIA

Apostila do laboratório de Química Analítica Quantitativa da Universidade Presbiteriana

Mackenzie, edição 2004;

Apostila de Química Analítica Quantitativa I e II da Faculdade de Filosofia, Ciências e Letras de São Bernardo do Campo – FASB, edição 2002;

Apostila de Química Analítica Quantitativa 2, Professor Ricardo Bastos Cunha;

Conhecimentos do professor e consultas à internet.

A – EXERCÍCIOS DE REVISÃO SOBRE CÁLCULOS DE CONCENTRAÇÃO

1) Como se prepara:

a) 300mL de solução de ácido oxálico 0,1mol/L a partir do reagente sólido dihidratado?

b) 500mL de solução de HNO3 0,2mol/L a partir do reagente d = 1,63mg/mL e a 62% de massa?

2) Quantos miligramas do soluto estão contidos em cada solução abaixo:

a) 300mL de solução 0,14mol/L em HNO3.

b) 30mL de solução 0,20mol/L em Na2SO4.

c) 20mL de solução 0,002mol/L em AgNO3.

3) Qual a concentração molar de:

a) uma mistura de 13mL de AgNO3 0,13mol/L e 87mL de água?

b) 67mL de solução de NaCl 0,1mol/L diluídos para 450mL?

c) uma mistura preparada diluindo-se 63mL de HCl 0,1mol/L para 1L de solução?

4) Calcular a concentração em mol/L de cada íon ao dissolver 0,10g de KBr e 0,20g de Ca(NO3)2 em 1L de solução.

5) Um recipiente contém 400mL de solução de carbonato de sódio. Uma alíquota de 32,5mL dessa solução contém 0,65g do sal. Qual a massa desse sal na solução original?

6) Um béquer contendo 350mL de solução de nitrato de prata de concentração 200g/L foi adicionado de 150mL de água destilada. Qual a concentração da nova solução?

7) Tem-se 20mL de solução de ácido nítrico de d=1,15g/mL e 25% em massa. Determinar a massa do soluto contida nesse volume e a concentração em g/L dessa solução.

8) Uma solução foi preparada dissolvendo-se 3mol de H2SO4 em água e em seguida a solução foi diluída para 400mL. Qual a concentração em g/L dessa solução?

9) Dissolveu-se 9g de NaOH em água e diluiu-se para 225mL de solução. Determinar a concentração molar dessa solução.

10) 34,5g de um soluto foram dissolvidos em água e a solução diluída para 250mL, obtendo-se uma solução 3mol/L. Qual a massa molar do soluto?

11) Qual a massa de ácido nítrico que deverá se dissolvida em água para preparar 250mL de solução 5mol/L dessa espécie química?

12) Uma solução foi preparada dissolvendo-se 1,11g de cloreto de cálcio em água suficiente para formar 200mL de solução. Pede-se a:

a) concentração simples (g/L);

b) a concentração molar (mol/L);

c) e a concentração molar em relação aos íons Ca2+

e Cl-

.

28

13) Uma solução aquosa de HCl apresenta densidade igual a 1,185g/mL e a 36,5% em massa. Pede-se calcular as suas concentrações molar e em g/L.

14) Juntou-se 400mL de solução de ácido sulfúrico 0,2mol/L a 700mL de solução 6mol/L do mesmo ácido. Determinar a concentração molar da nova solução.

15) Ao misturar-se 350mL de uma solução xM de HCl com 150mL de solução 5M do mesmo ácido, obtém-se uma solução 2,9M em HCl. Qual a molaridade da primeira solução?

16) Tem-se 10mL de uma solução de H2SO4 de d = 1,6g/mL e 70% em massa. Que quantidade de H2SO4 está contida nesse volume?

17) Tem-se 20mL de solução de HNO3 de d = 1,15g/mL e 25% em massa. Pede-se:

a) a massa do soluto que está contida nos 20cm3

.

b) a concentração em g/L.

18) Que massa de H2SO4 é necessária para a obtenção de 20cm3

de solução 0,5mol/L desse ácido?

19) Calcular a concentração molar de 300mL de solução de NaOH que contém 20g desta substância.

20) Calcular a concentração molar de uma solução de Ca(OH)2 cuja concentração é de 37g/L.

21) 20mL de solução de H2SO4 de d = 1,4g/mL e 50% em massa, são diluídos a 500mL de solução. Qual a molaridade da solução obtida?

22) Tem-se uma solução de H2SO4 de concentração 196g/L. Pede-se:

a) a concentração molar;

b) o volume que deve-se usar para obter, por diluição, 500mL de solução 1mol/L.

23) Tem-se 10mL de uma solução de NaOH de d = 1,2g/mL que são diluídos a 600mL dando uma solução 0,4mol/L. Pede-se a % de NaOH na solução original.

24) 50mL de uma solução de HNO3 de concentração 20g/L são diluídos a 300mL de solução. Qual a concentração molar da solução resultante?

25) Tem-se uma solução de HCl de d = 1,1g/mL e 25% em massa. Que volume dessa solução deve ser utilizado para se obter 1 litro de solução 0,5mol/L?

26) De 200mL de solução de H2SO4 2mol/L são evaporados 150mL. Qual a concentração molar da solução resultante?

B) EXERCÍCIOS SOBRE GRAVIMETRIA

1) Uma amostra de 0,8552 g de uma liga de cobre é tratada com HNO3 8 mols/L e filtrada. O

precipitado é calcinado gerando um resíduo de 0,0632 g de SnO2. O zinco é determinado tomando-se metade do filtrado e precipitando como ZnNH4PO4, cuja calcinação formou 0,2231 g de Zn2P2O7. O cobre foi determinado como CuSCN usando-se a outra metade do filtrado, gerando um precipitado de 0,5874 g. Calcule a percentagem de estanho, zinco e cobre na amostra.

2) Uma série de amostras das quais se sabe conter entre 20,0 e 48,0% de sulfato é analisada gravimetricamente pelo método do sulfato de bário. Responda:

a) Qual é a massa mínima de amostra que deve ser tomada para assegurar que o precipitado de BaSO4 pese pelo menos 0,3125 g?

b) Qual será a massa máxima de BaSO4 que pode ser obtida a partir da massa de amostra calculada acima?

3) O cloreto de NaClOn é convertido, mediante tratamento apropriado, a íon cloreto, que é precipitado como AgCl. Se 0,2502 g de amostra gera 0,3969 g de AgCl, calcule o valor de n.

4) Uma amostra de solo contém 2,60% de umidade e 19,88% de Al2O3 na forma como ela foi enviada para análise. Qual deve ser a percentagem de Al2O3:

29

a) após secagem da amostra.

b) após reduzir a umidade a 0,55% por secagem ao ar.

5) Uma amostra de calcário pesando 0,8904 g produziu 0,0426 g de R2O3 (Fe2O3 + Al2O3). Por análise volumétrica, foi encontrado que o calcário continha 1,75% de Fe2O3. Calcule a percentagem de Al2O3 e Al na amostra.

6) Uma amostra pesando 0,2025 g, consistindo apenas de BaCl2 e KCl requer 20,25 mL de AgNO3 0,1200 mols/L para a precipitação quantitativa do cloreto. Calcule a percentagem de cloreto na amostra.

7) Um químico estava determinando cálcio numa amostra de minério pesando 0,6735 g, e que também contém manganês, quando observou que o CaO pesado (0,2432 g) não estava completamente branco. Desconfiado, analisou o calcinado (CaO) e encontrou 0,0183 g de manganês. Dado que o manganês existe como Mn3O4 em calcinados, calcule a percentagem de cálcio no minério.

8) Uma amostra de sal de Mohr [FeSO4.(NH4)2SO4] é analisada para checar sua validade como padrão primário para ferro. A calcinação de 1,5000 g de amostra rendeu 0,3016 g de Fe2O3. Calcule:

a) a pureza da amostra.

b) a percentagem de ferro na amostra.

9) Na determinação gravimétrica de ferro num minério contendo FeS2, a massa final pesada de Fe2O3 foi de 0,3117 g. Qual é a massa de ferro na amostra original expressa como:

a) Fe b) FeO c) FeS2

10) Uma amostra pesando 0,2970 g e contendo alumínio gerou 0,3227 g de hidroxiquinolato de alumínio [Al(C9H6ON)3]. Calcule a percentagem de alumínio na amostra.

11) Um químico recebeu em seu laboratório um sal de fórmula desconhecida Na2SxO6. Com o intuito de determinar o enxofre, ele procedeu à sua precipitação como sulfato de bário,

conseguindo obter 0,3570 g de precipitado a partir de 0,1028 g de sal. Calcule o valor de x.

12) Na determinação gravimétrica de ferro em 0,6225 g de um minério, foi encontrado que o minério contém 12,69% de Fe. Mais tarde, o químico descobriu que ele usou um filtro comum ao invés do mais recomendável filtro livre de cinzas. Para corrigir o resultado errôneo, ele aqueceu um outro filtro comum idêntico, provocando a formação de 0,0029 g de cinzas. Qual é a percentagem real de ferro na amostra?

13) Um estudante determinou cloreto numa amostra mas esqueceu-se de secá-la antes. Ele

encontrou 20,35% de cloro na amostra, mas o valor correto era 20,38%. Calcule a percentagem de umidade na amostra.

14) Considerando amostras sólidas, faça um breve comentário sobre:

a) formação da amostra bruta.

b) quarteamento da amostra bruta.

c) preparação da amostra a ser analisada.

15) Discutir sobre a formação e contaminação de precipitados, tendo em vista a execução de uma análise gravimétrica.

16) Faça um breve resumo sobre:

a) Digestão do precipitado

b) Abertura por fusão alcalina

17) Explique o que é digestão de um precipitado e quando essa técnica é viável.

18) O que é o fenômeno conhecido por peptização, quando e como ocorre?

19) Explicar a importância dos fenômenos de co-precipitação e pós-precipitação na formação de precipitados.

20) Numa análise gravimétrica encontrou-se os seguintes resultados, através dos quais deve-se calcular o teor de íons cloreto na amostra:

p1 = tara do pesa-filtro = 25,7549g p2 = p1 + amostra = 26,0750g

30

p3 = tara do cadinho = 23,3564g p4 = p3 + AgCl = 23,7552g

21) Uma amostra pesando 0,3960g de cloreto de bário dihidratado foi tratada convenientemente e o cloreto precipitado com solução de prata, obtendo-se 0,3280g de AgCl. Calcular o teor de cloreto de bário na amostra e a massa de água que está associada ao sal da amostra.

22) Proponha um método gravimétrico para determinação do teor de cloreto em uma amostra de cloreto de bário (método e cálculos).

23) Que volume de uma solução de BaCl2, que contém 20g de BaCl2.2H2O por litro a 64,26% de pureza, se necessita para precipitar o sulfato de uma amostra que pesa 0,6250g em Na2SO4 puro?

24) Uma amostra de minério de cálcio, pesando 0,450g, foi tratada convenientemente e o cálcio precipitado na forma de oxalato (CaC2O4). Após a secagem, o resíduo foi pesado acusando 0,6583g. Qual o teor de óxido de cálcio na amostra?

25) 1,5g de m minério de cálcio foi dissolvido e a solução obtida consumiram, quantitativamente, 200mL de solução 0,05M de ácido sulfúrico para a precipitação total do cálcio. Pede-se o teor de óxido de cálcio na amostra.

26) tem-se 2 soluções contendo íons férricos. Após a precipitação dos íons férricos com hidróxido de amônio, ambos os precipitados foram filtrados convenientemente. Em seguida, um dos precipitados foi lavado com 200mL de água e o outro em 200mL de solução de

hidróxido de amônio 10-3

mol/L. Qual a perda ocorrida em casa caso? Justifique o melhor método.

27) O alumínio pode ser determinado gravimetricamente na forma de óxido de alumínio hidratado. A precipitação é feita com solução de hidróxido de amônio na presença de cloreto

de amônio. O precipitado obtido é gelatinoso e, após a lavagem, é convertido em óxido por calcinação e pesado na forma de Al2O3.

a) em função das características do precipitado, quais os cuidados que devem ser tomados para evitar perdas e contaminação do precipitado obtido?

b) Por que a precipitação é feita usando-se NH4OH em presença de NH4Cl? Poderia ser empregada solução de NaOH?

28) Uma amostra pesando 0,205g de um minério de ferro foi tratada convenientemente até a obtenção de uma solução límpida em cloreto. Em seguida, foi adicionado peróxido de hidrogênio para oxidar o macroconstituinte, supondo que os outros não interferem no processo. A solução obtida foi tratada com hidróxido de amônio até a precipitação total do ferro. Após a calcinação obteve-se 0,0850g do respectivo óxido. Calcular o teor de sulfeto de ferro (II) na amostra.

29) Quantos mL de uma solução de K2Cr2O7 contendo 26,3g desse sal por litro devem ser necessários para render 0,6033g de Cr2O3 depois de redução e precipitação de crômio?

30) Quantos gramas de BaCl2.2H2O são necessários adicionar a 0,2721g de Na2SO4 puro para precipitar todo o sulfato presente?

31) Ao analisar o teor de umidade de uma amostra de solo, partiu-se de 3g dessa amostra, que foi levada a uma temperatura de 110C durante uma hora, produzindo uma perda de massa na ordem de 0,159g. Qual a % de umidade?

32) Uma amostra de 0,5231g fornece um precipitado de AgCl que pesa 0.1156g. Qual é a % de cloreto na amostra?

33) Em uma análise de um minério o Fe e o Al juntos co-precipitam. Após a calcinação formam-se Al2O3 e Fe2O3, comumente chamados de R2O3. Se a amostra, pesando 1,152g, fornece 0.1792g de calcinado, calcular a % de R2O3 na mesma.

C – EXERCÍCIOS SOBRE TITRIMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO

1) Qual é a molaridade de uma solução de NaOH da qual 50,00mL requer 42,19mL de HCl

31 0,1184mols/L para total neutralização?

2) O volume de titulante consumido numa padronização ou numa titulação deve estar entre 35 a 45mL, de forma a minimizar os erros de leitura de volume (numa bureta de 50mL). Quantos gramas de substância devem ser tomados:

a) ao padronizar uma solução supostamente 0,1mols/L de NaOH com biftalato de potássio (KHC8H4O4, MM = 204,223g/mol)?

b) ao titular uma amostra contendo 40% de biftalato de potássio com NaOH 0,1000mol/L?

3) Uma amostra pesando 0,3344g, contendo NaHCO3, é dissolvida em água e titulada com 38,14mL de uma solução de HCl. Na padronização do HCl, 37,83mL do ácido foram consumidos para titular 0,2001g de Na2CO3 até a viragem do alaranjado de metila. Calcule a percentagem de NaHCO3 na amostra.

4) No método de Kjeldahl para a determinação de nitrogênio a amostra é tratada com H2SO4

concentrado, na presença de um catalisador, para converter o nitrogênio a NH4

+

(digestão). A

solução é tornada fortemente alcalina para converter o íon NH4

+

a NH3, que é então destilada numa solução contendo um excesso conhecido de um ácido padronizado. O excesso de ácido não reagido é titulado com uma solução padronizada de uma base. A partir dos seguintes dados calcule a percentagem de nitrogênio em um fertilizante: 0,5874g de amostra, 50,00mL de HCl 0,1000mols/L e 22,36mL de NaOH 0,1064mols/L.

5) Assinale (V) para verdadeiro e (F) para falso:

( ) Se a substância padrão usada na padronização de uma solução de HCl contém impurezas que são inertes com respeito ao HCl, a molaridade encontrada do HCl será menor do que o valor real.

( ) Se o Na2CO3 usado na padronização do HCl contém NaHCO3, a molaridade encontrada do HCl será maior do que o valor real.

( ) Na padronização do NaOH com uma solução padrão de HCl, se o volume de NaOH pipetado for o dobro do descrito no procedimento, a molaridade encontrada para o NaOH será o dobro do valor real.

( ) Sejam V e v os volumes da solução padrão A consumidos na padronização da solução B e na titulação do branco, respectivamente. Se por distração o volume V é usado, ao invés de V-v, no cálculo da molaridade da solução B, a molaridade MB será maior do que o valor real.

6) Uma amostra de álcool etílico pesando 0,2208g foi tratada com um excesso de anidrido acético. A solução resultante foi aquecida após a adição de água e titulada com 36,76mL de solução etanólica de NaOH 0,5000mol/L. A prova em branco consumiu 45,54mL de base. Calcule o conteúdo percentual (m/m) de etanol na amostra.

(CH3CO)2O + C2H5OH → CH3COOC2H5 + CH3COOH

(CH3CO)2O + H2O → 2CH3COOH

CH3COOH + OH- → CH3COO- + H2O

7) Um ácido orgânico de massa molar 170g/mol contém apenas C, H e O. 0,3657g desse ácido são titulados com 43,21mL de NaOH 0,1000mols/L na presença de fenolftaleína como indicador. Calcule:

a) o equivalente-grama do ácido;

b) o número de grupos ácidos tituláveis em cada molécula do ácido.

8) Defina e dê exemplo de alcalimetria e acidimetria.

9) Faça um breve resumo sobre:

a) padrão primário

b) período de transição de um indicador.

10) 5mL de solução de NH3 comercial (d = 1,25g/mL) foram diluídos e completados para 250mL. 25mL dessa solução consumiram 28mL de HCl 0,1M. Qual a % de NH3?

11) 1,15g de uma amostra de hidróxido de amônio técnico foram transferidos para um frasco erlenmeyer contendo 30mL de água. Juntou-se vermelho de metila e titulou-se com 16,75mL

de solução de H2SO4 0,5M. Calcular o teor de NH3 na amostra.

12) Considere que 25mL de solução de hidróxido de amônio 0,090mol/L foram titulados com

32

ácido clorídrico 0,1M. Pergunta-se:

a) a massa de NH4OH na solução.

b) o volume gasto de HCl, em mL.

13) O químico responsável da Mack Produtos Químicos recebeu um lote de hidróxido de amônio em cuja nota fiscal estipulava o teor de 25% de amônia. Por sua vez, o químico

responsável coletou em um erlenmeyer, previamente tarado, uma amostra pesando 0,820g. Em seguida, juntou água e vermelho de metila e titulou-a com uma solução de HCl, consumindo 13,05mL dessa solução ácida. Sabe-se que a solução de HCl foi padronizada com carbonato de sódio puro (P.A.), utilizando 1,1498g do sal contra 30mL do ácido. Qual a atitude do químico frente ao lote recebido? Justifique.

14) Um carregamento de ácido acético foi adquirido por uma empresa de produtos químicos. Na nota fiscal constava o teor de 20g/L de acidez total. Por sua vez, o químico responsável retirou uma alíquota de 20mL e titulou-a em presença de fenolftaleína, com solução de NaOH 0,10M, consumindo 53mL. Qual a atitude do químico frente ao carregamento recebido? Justifique.

15) 1,475g de ácido ortofosfórico comercial foram dissolvidos em 250mL de água. Uma alíquota de 25mL dessa solução foram titulados com solução de NaOH 0,14M, usando a timolftaleína como indicador, gastando-se 21,00mL. Calcular o teor de H3PO4 na amostra.

16) Uma certa amostra pesando 570mg foi dissolvida em água. Utilizando-se o processo de

apenas uma alíquota, a solução permaneceu incolor à fenolftaleína e em presença de alaranjado de metila foram consumidos 63,78mL de HCl 0,09975M. Calcular o teor do componente da amostra e indicar o nome do processo descrito.

17) Uma amostra pesando 0,640g de uma mistura de carbonato de sódio e hidróxido de sódio foi dissolvida em água, e a solução transferida para um balão de 25mL com o seu volume completado com água. Uma alíquota de 25mL dessa solução foi titulada com solução de ácido clorídrico 0,15M, em presença de azul de bromofenol, consumindo-se 4,76mL do titulante e

depois desprezada. Outra alíquota de 25mL foi transferida para um erlenmeyer e submetida a um ligeiro aquecimento. Juntou-se solução de cloreto de bário a 1% até a precipitação total do bário. Em seguida, juntou-se fenolftaleína, titulando-a com a mesma solução de ácido clorídrico que consumiu 3,0mL. Pede-se o teor dos componentes da amostra e o nome do processo descrito.

18) Pelo processo Winkler, foi analisada uma mistura de NaOH e de Na2CO3. Sabe-se que 0,75g dessa amostra foram dissolvidas em água e seu volume completado para 100mL. Em seguida, titulou-se, em presença dos indicadores necessários. Pede-se calcular o volume gasto em cada titulação para que se tenha como resultado aproximadamente 40% e 60% respectivamente.

19)Calcular a concentração em g/L de uma solução de NaOH sabendo-se que 25mL de solução consumiram 72mL de HCl 0,12mol/L.

20) 25mL de uma solução de HCl 0,10mol/L foram titulados com solução 0,20M de KOH. Calcular o volume gasto de KOH e o teor de HCl na amostra.

21) Uma solução contendo 0,7500g de H2C2O4.2H2O foi adicionada de 25mL de solução de KOH. O excesso desse reagente foi titulado com 4,02mL de solução de HCl a 0,1250M. Qual a concentração molar da solução alcalina?

22) De uma solução de KOH retirou-se uma alíquota de 25mL. Juntou-se água e fenolftaleína e, em seguida, titulou-se com solução de HCl 0,10mol/L. Calcular a concentração em g/L do reagente.

23)Barrilha, que é carbonato de sódio impuro, é um insumo básico da indústria química. Uma

amostra de barrilha de 10g foi totalmente dissolvida em 800mL de ácido clorídrico 0,2mol/L. O excesso de ácido clorídrico foi neutralizado por 250mL de NaOH 0,1mol/L. Qual é o teor de carbonato de sódio, em porcentagem de massa, na amostra da barrilha?

24) 1,24g de ferro impuro foi dissolvido em 20mL de HCl 3 molar, produzindo cloreto ferroso e hidrogênio. Após essa reação, o excesso de HCl foi neutralizado por 10mL de NaOH 2 molar. Qual é a porcentagem de pureza do ferro analisado?

25) O rótulo de um produto de limpeza diz que a concentração de amônia (NH3) é de 9,5g/L. Com o intuito de verificar se a concentração de amônia corresponde à indicada no rótulo, 5mL desse produto foram titulados com ácido clorídrico (HCl) de concentração 0,1mol/L. Para

33

consumir toda a amônia dessa amostra, foram gastos 25mL do ácido. Qual a concentração, em g/L, da solução, calculada com os dados da titulação?

26) 25g de hidróxido de sódio (NaOH) impuro são dissolvidos em água suficiente para 500mL de solução. Uma alíquota de 50mL dessa solução gasta, na titulação, 25mL de ácido sulfúrico (H2SO4) 1 molar. Qual é a porcentagem de pureza do hidróxido de sódio?

27) O metal X reage com ácido clorídrico de acordo com a equação balanceada: X + 3HCl →

X+

+ 3Cl- + /2H2. Considerando que 500mL de uma solução 3M de ácido clorídrico reagem

completamente com 26,0g desse metal, calcule a massa atômica de X.

28) Uma amostra impura de hidróxido de potássio (KOH), com massa igual a 16,8g foi dissolvida em água até obter-se 300mL de solução. Uma amostra de 250mL desta solução foi neutralizada totalmente por 50mL de ácido sulfúrico 2 molar. Admitindo que as impurezas não

reagem com ácido, determine a molaridade da solução de KOH e o teor de pureza do hidróxido de potássio.

29) 0,195g de um metal bivalente foi dissolvido em 10mL de ácido sulfúrico 0,50 molar. O excesso de ácido foi neutralizado por 16mL de hidróxido de potássio 0,25 molar. Calcule a massa atômica do metal.

30) Para realizar a titulação de 20mL de hidróxido de sódio (NaOH) de molaridade desconhecida, foram utilizados 50mL de ácido sulfúrico 0,2 molar. Qual a molaridade do hidróxido de sódio?

31) Por lei, o vinagre (solução aquosa de ácido acético) pode conter, no máximo, 4% em massa de ácido acético (M = 0,67mol/L). Suponha que você queira verificar se o vinagre utilizado em sua casa atende as especificações legais. Para isso, você verifica que 40mL de vinagre são completamente neutralizados por 15mL de uma solução aquosa de hidróxido de sódio 2,0 molar. A que conclusão você chega?

32) Qual o volume de Mg(OH)2 0,4 molar necessário para neutralizar 80mL de HCl 1,5 molar?

33) Um estudante verifica que 20mL de KOH 0,3 molar são necessários para neutralizar uma amostra de 30mL de ácido clorídrico (HCl). Determine a molaridade do HCl.

34) Que massa de carbonato de cálcio é necessária para neutralizar 20mL de ácido sulfúrico de concentração 490g/L?

35) Qual a massa de ácido fórmico (HCOOH), que, dissolvida em 500mL de água, resulta em uma solução que é completamente neutralizada por 500mL de uma solução de hidróxido de

sódio 1 molar?

36) 1,4g de Iodo foi dissolvido em álcool; a seguir, juntou-se água até o volume de 250mL. Dessa solução, retiraram-se 25mL, que foi titulados com 5mL de tiossulfato de sódio 0,2 molar. Qual é a porcentagem de pureza do iodo analisado? Dado: I2 + 2Na2S2O3 à 2NaI + Na2S4O6

37) 0,3g de cloreto de cálcio impuro é dissolvido em água e a solução é titulada, gastando 25mL de oxalato de sódio 0,1 molar. Qual é a porcentagem de pureza do cloreto de cálcio?

38) Para determinar a porcentagem de prata em uma liga, um analista dissolve uma amostra

de 0,8g da liga em ácido nítrico . Isso causa a dissolução da prata como íons Ag+. A solução é

diluída com água e titulada com uma solução 0,15 molar de tiocianato de potássio (KSCN). É

formado, então, um precipitado: Ag+ + SCN

- → AgSCN. E o analista descobre que são

necessários 42mL de solução de KSCN para a titulação. Qual é a porcentagem em massa de prata na liga?

39) 10g de hidróxido de sódio impuro são dissolvidos em água suficiente para 500mL de solução. Uma alíquota de 50mL dessa solução gasta, na titulação, 15mL de ácido sulfúrico 0,5 molar. Qual a porcentagem de pureza do hidróxido de sódio inicial?

40) Para sua completa neutralização, uma amostra de vinagre de 5,0mL consumiu 25mL de uma solução que contém 0,20mol/L de hidróxido de sódio. Supondo que o único componente ácido do vinagre seja o ácido acético (H3CCOOH), calcule a massa, em gramas, do ácido contida em 1 L de vinagre.

41) O eletrólito empregado em baterias de automóvel é uma solução aquosa de ácido

sulfúrico. Uma amostra de 7,50mL da solução de uma bateria requer 40,0mL de hidróxido de sódio 0,75M para sua neutralização completa. Calcule a concentração molar do ácido na

34

solução da bateria.

35

D) EXERCÍCIOS SOBRE TITRIMETRIA DE PRECIPITAÇÃO

1) Na titulação de 50mL de água de caldeira em presença do indicador fluoresceína, sobrepassado o ponto estequiométrico, houve uma mudança de coloração em virtude da adsorção do ânion fluoresceinato, formando uma camada sobre o precipitado. Nesta titulação gastaram-se 7mL de uma solução de nitrato de prata 0,2mol/L com fator de correção 0,9987. calcular a concentração de cloreto na água de caldeira na forma de cloreto de cálcio em molaridade, em normalidade e em concentração comum.

2) Foi pesada uma massa de 0,760g de uma amostra de CaCl2.H2O para ser analisada, sendo dissolvida convenientemente em meio ácido. A esta amostra foi adicionado um volume de 50mL de uma solução padrão de AgNO3 0,02mol/L e fc = 0,9850. o excesso de AgNO3 foi titulado com solução padronizada de KSCN 0,02mol/L e FC=0,9860, tendo-se gasto 15mL

desta solução. Pede-se o teor (%) de cloreto de cálcio na amostra e o método utilizado.

3) Pesou-se uma massa igual a 0,284g de cloreto de cálcio para ser analisada e transferiu-se esta massa para um erlenmeyer, sendo dissolvida convenientemente. Foi adicionado o indicador fluoresceína e titulado com uma solução padronizada de AgNO3 0,15mol/L e fc = 1,002. sabendo que foram consumidos na titulação 28mL da solução de AgNO3, calcule o teor de NaCl na amostra.

4) Pesou-se 0,270g de uma amostra de cloreto de potássio impuro e dissolveu-se em água,

sendo adicionado cromato de potássio como indicador. Foi titulado com solução padronizada de AgNO3 0,12mol/L e FC=0,9985. o final da reação foi definido pela formação de um precipitado vermelho, no qual foram lidos na bureta um volume consumido de AgNO3 de 30mL. Pede-se o teor de KCl na amostra e o método utilizado.

5) Quantos mL de solução de oxalato de sódio 0,12mol/L são necessários para precipitar 37,0mg de íons cálcio?

6) 25mL de uma solução de NaCl 0,1mol/L são titulados com AgNO3 0,1mol/L. Como indicador

do ponto final é escolhido o cromato de potássio a 5% (m/v). Qual o volume de nitrato de prata consumido e a massa de NaCl presente na alíquota?

7) Uma amostra de NaBr comercial pesando 0,452g foi dissolvida em água e o volume da solução elevado a 200mL. Uma alíquota de 20mL foi titulada com solução de AgNO3 0,1mol/L, em presença de cromato de potássio, consumindo 5,25mL do titulante. O volume gasto na prova em branco foi de 1,10mL. Calcular o teor de NaBr e de Br na amostra.

8) Uma amostra de NaCl pesando 0,25g foi dissolvida em água e o volume da solução elevado a 250mL. Uma alíquota de 25mL de solução foi adicionada de 5mL de AgNO3 0,1mol/L e o precipitado formado foi protegido com nitrobenzeno. Em seguida, a mistura foi titulada com solução de KSCN 0,01mol/L em presença de Fe3+ e de ácido nítrico, consumindo-se 1,6mL. Calcular o teor de sal na amostra.

9) Determinar a concentração de íons OH- necessária para formar o precipitado de Fe (OH)3 a partir de uma solução 0,1mol/L em Fe3+.