Aula 10 - Quimica Analítica Qualitativa

Prévia do material em texto

Aula 10 – Química analítica qualitativa							5º período - Farmácia
 Reações de precipitação
Solução
· Em cinza é precipitado, em azul é dissolvido, por isso que forma cátions. 
· Um precipitado é uma substância que se separa de uma solução, formando uma fase sólida, pode ser cristalino, coloidal e pode ser removido da solução por filtração ou centrifugação. Forma-se precipitado, quando a solução se torna supersaturada com uma substância em particular.
· De modo geral, pode-se dizer que a solubilidade dos precipitados aumenta com a temperatura.
· O precipitado ao se formar pode arrastar da solução outros constituintes que são normalmente solúveis e que são removidos por simples lavagem do precipitado. As impurezas que acompanham o precipitado constituem a maior fonte de erros na análise gravimétrica e podem ser incorporados ao precipitado por co-precipitação ou pela pós-precipitação. 
· A comparação dos valores de Kps pode ser usada para prever a ordem de precipitação de sais que apresentam a mesma proporção estequiometria entre cátion e ânion. Nestes casos, quanto menor o Kps, menor será a solubilidade, e o íon menos solúvel precipita primeiro.
· Tipos de soluções: diluída, concentrada, saturada, não saturada e supersaturada. (proporção entre o soluto e o solvente).
· Regra de solubilidade: substâncias polares dissolve substâncias polares, e assim, segue a regra para apolares. Ou seja, semelhante dissolve semelhante.
· Ponto de saturação – é quando um solvente não consegue mais dissolver um dado soluto, alcançando sua máxima capacidade de dissolução daquele soluto. Este ponto depende do soluto, do solvente e das condições físicas da solução. Um dos fatores que muda o ponto de saturação de uma solução é a temperatura. Também a pressão influi no ponto de saturação de uma solução, entretanto de uma forma bem menos acentuada, a não ser nas soluções gasosas. 
· Ponto de saturação – aumento de temperatura corresponde um aumento do GRAU DE SOLUBILIDADE de um soluto, podendo ocorrer, no entanto, que alguns solutos tenha o seu grau de solubilidade reduzido ao se aumentar a temperatura da solução. No caso da solubilidade de um soluto aumenta com o aumento de temperatura, temos uma dissolução endotérmica. Do contrário, temos uma dissolução exotérmica. 
· Coeficiente ou grau de solubilidade – é a quantidade de uma substância necessária para saturar uma quantidade padrão de solvente, em determinadas condições de temperatura e pressão. Em geral, usa-se a unidade (g de soluto/ 100g de solvente).
· Curvas de solubilidade – Num gráfico de curva de solubilidade, a curva de saturação representa o máximo de soluto que pode ser dissolvido no solvente a uma determinada temperatura. Assim, por exemplo, no gráfico acima, a 30ºC, 100 g de água dissolvem até 40 g de KNO3, que é o ponto de saturação da solução; a 50ºC dissolvem-se até 70 g de KNO3, e assim por diante.
· Abaixo da curva de solubilidade se encontram soluções não-saturadas, e acima da curva de solubilidade se encontram soluções supersaturadas.
Principais cátions
 
Principais ânions
Produto de solubilidade
Conceito
· A dissolução de um eletrólito tem um limite que é chamado de ponto de saturação da solução. Esse ponto de saturação depende da concentração do eletrólito, expressa em termos de concentração molar dos íons formados nessa dissolução.
· Quando uma solução aquosa atinge o seu ponto de saturação, dizemos que esta solução se encontra saturada, ou seja, o acréscimo posterior de soluto, fará precipitar o mesmo. A esse precipitado chamados de corpo-de-chão.
· Ao atingir o equilíbrio, a velocidade de diluição do soluto passa a ser igual à velocidade de precipitação do mesmo:
· A rigor, o Kps só se aplica a compostos iônicos pouco solúveis, pois assim, a solução se encontrará diluida, aproximando-se o seu comportamento da idealidade. 
 
Solubilidade versus produto de solubilidade
Diferenças entre solubilidade e produto de solubilidade
· Atenção, não se pode confundir SOLUBILIDADE com PRODUTO DE SOLUBILIDADE.
· A solubilidade se aplica a uma substância. Por exemplo, a solução de Fe(OH)3 é 1,0 x 10-10 moles/L. Isto significa que, em cada litro só se pode dissolver 1,0 x 10-10 moles de Fe(OH)3. Se for adicionado mais Fe(OH)3, o excesso irá precipitar. 
· O PRODUTO DE SOLUBILIDADE se aplica aos cátions e ânions para o Fe(OH)3:
· Como a solubilidade do Fe(OH)3 é de 1,0 x 10-10 moles/l: 
- Kps = (10-10).(3x10-10)3
- Kps = 27 x 10-40 moles/l
· Então, o produto de solubilidade do Fe(OH)3 é Kps= 2,7 x 10-39 moles/l.
· Não se deve dizer “entre dois eletrólitos, quanto maior o Kps maior a solubilidade”. Isso só é válido quando a expressão de Kps em função da solubilidade for igual para os dois sais. Veja:
· Considerando que a expressão do Kps em função da solubilidade dos sais AgCl e FeS são iguais: Kps = M², podemos dizer que, se o Kps do AgCl é menor que o Kps do FeS (1,7 x 10-10 < 4,0 x 10-19), o solubilidade do AgCl também é menor que a solubilidade do FeS:
· Solubilidade (M) do AgCl = 1,3 x 10-5.
· Solubilidade (M) do FeS = 6,3 x 10-10.
· Por outro lado, como a expressão do Kps em função da solubilidade dos sais CaSO4 e Ca(OH)2 são diferentes:
· Não podemos afirmar que a solubilidade do CaSO4 é maior que a solubilidade do Ca(OH)2 pelo fato do Kps do CaSO4 (=2,4 x10-5) ser maior que o Kps do Ca(OH)2 (=1,3x10-6):
· Veja que, nesse caso, a solubilidade do Ca(OH)2 foi maior que CaSO4, embora o Kps do Ca(OH)2 fosse menor que o do CaSO4.
Aplicações do produto de solubilidade
Efeito do íon comum
· A presença de um íon comum diminui a solubilidade do eletrólito, pois o mesmo provoca a sua precipitação. Ex:
· Se colocarmos na solução AgBr:
· A concentração do cátions Ag+ aumentará ([Ag+]↑), provocando o deslocamento do equilíbrio para a esquerda, facilitando a precipitação do AgCl. 
Produto iônico
· Chamemos de produto iônico (PI) o produto das concentrações molares dos íons elevados aos seus respectivos coeficientes, numa solução onde participe mais de um eletrólito e haja um íon comum. No exemplo anterior:
· Se PI > Kps do AgCl → ocorre a formação de precipitação (AgCl), até PI = Kps;
· Se PI = Kps do AgCl → solução saturada (não precipita);
· Se PI < Kps do AgCl → solução insaturada (não precipita).
Estrutura morfológica e pureza dos precipitados
Considerações
· Tamanho dos cristais: taxa de nucleação e taxa de crescimento do cristal.
· Pureza e coprecipitação: adsorção (de partículas estranhas na superfície dos cristais) e oclusão (durante o processo de crescimento dos cristais).
Estado coloidal
Dispersões
Classificação das soluções
Sol e Gel
Purificação dos coloides
· Diálise – utiliza-se uma membrana permeável (como o celofane), onde se coloca a solução coloidal que se quer purificar. O líquido esvai-se através da membrana, atravessando-a, e arrasta as impurezas do coloide (essas impurezas, naturalmente têm que ser solúveis no líquido).
· Eletrodiálise – trata-se da mesma diálise, só que se usa um campo elétrico que age sobre impurezas que tenham natureza iônica. 
· Ultrafiltração – é a filtração com o uso de filtros de porosidade muito fina, que permite a passagem apenas de soluções verdadeiras e a retenção das partículas coloidais. 
· Ultracentrifugação – são usadas centrífugas de altíssima rotação, para separar partículas coloidais de diferentes tamanhos. 
Propriedades dos coloides
· Efeito Tyndall – efeito óptico provocado pela dispersão da luz através das partículas coloidais. Semelhante ao “feixe de luz” que se formado na neblina pelo faróis de um carro.
· Movimento Browniano – as partículas coloidais estão constantemente em movimento perpétuo em ziguezague, decorrente dos choques que as partículas coloidais recebem das moléculas do dispersante. 
· Eletroforese (cataforese e anaforese): quando um coloide é submetido a um campo elétrico, em geral, todas as partículas se encaminham (ou são atraídas) para o mesmo polo (eletrodo). Quando as partículas são atraídas para o polo negativo (cátodo), damos a esse fenômenoo nome de cataforese, do contrário, chamamos o fenômeno de anaforese (partículas atraídas pelo ânodo).
· Poder de adsorção – os coloides liófilos têm notável poder de adsorção, podendo servir como coloides protetores de coloides liófobos, impedindo que estes últimos precipitem. Um bom exemplo é a gelatina. Existem outros: albumina, dextrina, gomas etc. Os filmes fotográficos (AgBr) são protegidos com gelatina. Conclusão: os coloides protetores (liófilos) são usados para aumentar a estabilidade dos coloides liófobos, pois formam uma camada de solvatação nestes últimos. Os coloides liófilos já possuem esta camada naturalmente. 
· 
3