Relatório 10

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1. Introdução
Existem vários tipos de titulação e dentre eles é a titulação de precipitação que é um método no qual a reação de um titulante com uma amostra produz precipitados insolúveis. Este método costuma ser realizados adicionando- se volumes conhecidos de uma solução contendo um agente de precipitação até que mais nenhum precipitado seja formado. [1]
O ponto de equivalência em uma titulação é um ponto teórico alcançado quando a quantidade adicionada de titulante é quimicamente equivalente à quantidade de analito na amostra[2]. Uma vez determinada à quantidade de titulante a ser adicionada para se alcançar o ponto de equivalência, podemos determinar a quantidade de analito presente na amostra original usando a estequiometria conhecida da reação do titulante com o analito. Além de ter uma reação bem caracterizada entre analito e titulante, também é desejável em uma titulação que a reação seja rápida e apresente uma grande constante de equilíbrio. Essas propriedades ajudarão a garantir que o titulante se combine com rapidez e por completo com o analito à medida que se adiciona o titulante à amostra.[1]
As reações de complexação são largamente utilizadas na química analítica. Um dos primeiros usos dessas reações se deu na titulação de cátions. Além disso, muitos complexos são coloridos ou absorvem radiação ultravioleta; a formação desses complexos constitui com frequência a base para determinações espectrofotométricas. Alguns complexos são pouco solúveis e podem ser empregados em analise gravimétrica ou em titulações de precipitação. Os complexos são também largamente utilizados para extrair os cátions de um solvente para outro e para dissolver precipitados insolúveis. Os reagentes formadores de complexos mais úteis são os compostos orgânicos que contêm vários grupos doadores de elétrons que formam múltiplas ligações covalentes com íons metálicos. Os agentes complexantes inorgânicos são utilizados também para controlar a solubilidade e para formar espécies coloridas ou precipitados. [2]
O EDTA é um ligante hexadentado contendo 6 átomos capazes de atuar como doares de pares de elétrons sendo 4 átomos de oxigênio provenientes dos grupos carboxílicos e 2 átomos de nitrogênio.[3]
Em soluções fortemente básicas (pH > 12) todos os grupos carboxílicos estão desprotonados e o EDTA forma complexos estáveis, do tipo 1:1, com quase todos os metais multivalentes. Além de ser um ligante hexadentado o EDTA é um ácido tetraprótico e pode existir em várias formas protonadas representadas por H4Y, H3Y-, H2Y2-, HY3-e Y4-. Todas essas formas podem reagir com um dado metal para levar ao complexo metal-EDTA e a cada reação será representada por uma constante de equilíbrio diferente. Os químicos escolheram arbitrariamente usar a reação com o tetraânion (Y4- ) e sua respectiva constante de equilíbrio para descrever a formação do complexo metal-EDTA: 
No entanto, deve-se considerar que a concentração do íon hidrogênio afetará a posição do equilíbrio pela influência na concentração do Y4- na solução. Para o EDTA reagir com o íon metálico os íons de hidrogênio ligados aos grupos carboxilatos devem ser removidos. Em soluções fortemente básicas esses hidrogênios são removidos por reação com o íon hidróxido. Em soluções mais ácidas os íons metálicos devem ser capazes de deslocar os íons hidrogênio. Uma vez que os íons metálicos diferem significativamente na sua habilidade para deslocar esses íons, a acidez da solução pode ser usada para “regular” a reatividade do EDTA com os íons metálicos. Por exemplo, muitos íons metálicos reagem quantitativamente com uma quantidade estequiométrica de EDTA em pH 10.[3]
Normalmente, as soluções a serem tituladas com EDTA são tamponadas de modo que o pH permaneça constante mesmo com a liberação de íons hidrogênio à medida que o complexo vai sendo formado. O pH é normalmente ajustado no valor mais baixo que torna possível a complexação. Em valores altos de pH muitos íons metálicos tendem a hidrolisar e até mesmo a precipitar como hidróxidos. Em muitas titulações a concentração do cátion é mantida tão baixa quanto 0,010 mol/L a 0,0010 mol/L para diminuir as chances de precipitação. Outras vezes, para minimizar esse problema, são adicionados agentes complexantes auxiliares que reagem com o íon metálico evitando a sua precipitação quando o meio se tornar básico. O complexo formado deve ter estabilidade intermediária entre o hidróxido metálico e o complexo metal EDTA. Dessa forma, ele se formará preferencialmente ao hidróxido, mas o íon metálico será liberado à medida que o EDTA for sendo adicionado. A amônia é especialmente usada para esse propósito porque forma complexos solúveis com a maioria dos metais de transição e quando misturada com o seu ácido conjugado o íon amônio forma um tampão básico.[3]
Os indicadores usados na volumetria de complexação, chamados de indicadores metalocrômicos, são agentes complexantes fracos que exibem cores diferentes na forma complexada e na forma livre. Quando esse indiciador é adicionado à solução a ser titulada ocorre à formação de um complexo colorido com o analito. Onde M se refere ao íon metálico e o In ao indicador. As cargas foram omitidas para melhor clareza. O frasco de titulação contém então M e MIn. Quando o titulante é adicionado ocorre a reação com o metal livre até que essencialmente ele acabe e, nesse ponto, começa a acontecer o deslocamento do metal do complexo MIn.[3]
Isso constitui o ponto final da reação e é responsável pela mudança de cor que sinaliza o fim da titulação. Para essa reação ocorrer o complexo metal-titulante deve ser mais estável do que o complexo metal-indicador. Muitos indicadores são afetados pelo pH de maneira similar ao EDTA. Isto é, eles formam diferentes espécies protonadas que podem exibir diferentes reatividades em relação ao íon metálico. Além disso, essas espécies freqüentemente apresentam cores diferentes. Por exemplo, o indicador Negro de Eriocromo T (Erio T) é um ácido triprótico que pode ser representado como H3In. Em soluções aquosas um próton está sempre completamente dissociado. As propriedades ácido-base do indicador podem ser resumidas pelas seguintes reações de ionização:
Os complexos metálicos do Erio T são geralmente vermelhos. Assim, para se observar a mudança de cor com esse indicador o pH da solução deve estar entre 7 e 11 de modo que a cor azul do indicador domine quando o titulante “quebrar” o complexo vermelho metal-Erio T no ponto final. Em pH 10 a reação do ponto final é: 
2. Objetivos
2.1. Objetivo Geral
Realizar o experimento titrimetria de complexação para determinar o teor de níquel por titulação de retorno com EDTA.
2.2. Objetivo Específico
Através da titulação com sulfato de magnésio:
· Padronizar a solução de EDTA e calcular sua concentração;
· Calcular a porcentagem de níquel na amostra.
3. Resultados e Discussão
O processo de padronização da solução EDTA 0,01 mol.L-1 deu-se pela titulação com sulfato de magnésio hepta hidratado (MgSO4) em 20 mL de solução EDTA em 20 mL de H2O, 2 mL de solução tampão pH 10, pois nesse valor todo EDTA está desprotonado, favorecendo a reação com o Mg2+ e uma ponta de espátula de eriocromo-T 0,4% para melhor visualização do ponto de viragem. Definidos os volumes, calculou-se a concentração real da solução de EDTA, feita assim, a padronização:
Vm1 = (22,7 + 22,8 + 22,4) / 3 = 22,63 mL
Conhecendo o volume médio do sal contido na bureta, foi possível determinar a quantidade de mols de magnésio livre. A estequiometria da reação é 1:1 e a mesma quantidade de EDTA está presente na solução.
Mg2+ + EDTA 	 Mg(EDTA)2 
Nº mols Mg2+ = 0,01 . 0,02263 = 2,263x10-4 mols
MEDTA = = 0,011315 mol.L-1
Determinada a concentração real da solução de EDTA, analisou-se a concentração de níquel de uma amostra, através da titulação com o sal em 20 mL da amostra, 2 mL da solução tampão, 20 mL de EDTA e uma quantidade mínima de eriocromo-T. Através da diferença das médias dos volumes gastos na titulaçãode retorno, descobriu-se qual volume de EDTA reagiu com o Ni2+ contidos na amostra. Após todo níquel ter sido complexado, a quantidade de EDTA livre reagiu com o sal adicionado na solução.
Vm2 = (16,8 + 16,8 + 16,4) / 3 = 16,67 mL
Vm2 – Vm1 = 5,96 mL
A partir desse volume, pode-se calcular quantos mols de níquel está presente em 20 mL de amostra, podendo determinar sua porcentagem massa/volume.
EDTA → nº mol = 0,011315 . 0,00596 = 6,74x10-5 mols
Ni2+ → M = (6,74x10-5) / 0,02 = 0,003372 mol.L-1
1 mol Ni2+ ----------------- 58,7 g
0,003372 mols -----------	 x
x= 0,1979 g
20 mL -------------------- 0,1979 g
100 mL ------------------ 0,989 g%
x= 0,989 g% de Ni2+
 Portanto, em 100 mL de amostra, há 0,989 g de níquel em solução.
4. Conclusão
 Foi possível padronizar a solução de EDTA e encontrar a porcentagem de níquel presente na amostra, porém é preciso considerar os possíveis erros que podem ter ocorrido ao longo da análise e minimizá-los, aferindo corretamente o menisco, dispondo e utilizando de vidrarias calibradas e reagentes estando dentro do prazo de validade. Nesse experimento os devidos e outros cuidados foram tomados, portanto o resultado é confiável.
5. Referências
[1] - HAGE, D. S.; CARR, J. D. Química analítica e análise quantitativa- 1ª ed São Paulo :Pearson, c2012.
[2] - SKOOG, D. A.; WEST, D. M. Fundamentos de quimica analítica- 8ª ed São Paulo : Thomson Learning, 2006.
[3] - http://www.ufjf.br/baccan/files/2011/05/Aula_pratica_10.pdf
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