Aula_1_Introducao a Química Analítica

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Química Analítica
	Definição
	técnicas de identificação e/ou quantificação de espécies químicas 
	Classificação
	Análise Qualitativa: Quem?
	Análise Quantitativa: Quanto?
Métodos de análise qualitativa
	Ensaios que permitem:
	identificação dos elementos/condições
Ex: Fenolftaleína 
	- indicador de pH:  incolor em meio ácido
					 rosa em meio básico
Ex: Turvação de solução de prata frente ao cloreto
Métodos de análise quantitativa
	Identifica quantidade
	Analito: espécie química de interesse
	Ex: Teor de ferro na água do mar
	Amostra: matriz analisada
	Ex: água do mar
Classificação dos métodos analíticos
	Métodos clássicos
	Volumetria ou titrimetria
	Gravimetria
	Métodos instrumentais
	Elétricos
	Ópticos
	Cromatografia
	Separação e determinação
Etapas do processo analítico
1 – Problema analítico: hipótese 
2 – Seleção dos métodos de campo e laboratório
3 – Amostragem do material: - draga vs. core vs mergulho
					 - preservação 
 - condicionamento
4 – Processamento da amostra: secagem, moagem,etc...
5 – Sobulibilização da amostra, pre-concentracao, digestão
6 – Determinação/ medida
6 – Processamento de dados e avaliação estatística
7 - Divulgação dos resultados
	 Medida da quantidade da amostra
	Amostra sólida  < 1,0g ou µg
	Amostra líquida  mL ou µL
	 Multiplicidade da amostra
	Amostras simples
	Amostras duplicadas
	Amostras triplicadas
	 Dissolução da amostra
	Extração  Água ou Solventes Orgânicos
	Ataque com Ácidos e Agentes Oxidantes  Abertura úmida
	Fusão com Sais  Abertura seca
Escolha do método analítico
	Quantidade de amostra disponível
	Quantidade relativa do componente desejado 
	Exatidão requerida
	Composição química da amostra
	Número de amostras a analisar
	Recursos disponíveis
Quantidades aproximadas dos constituintes de uma amostra
	Constituintes (analitos)	Quantidades
	Maiores	> 1%
	Menores	~0,1% a 1%
	Traços	< 0,1%
	Ultratraços	ppm; ppb; ppt 
MEDIDAS EM QUÍMICA ANALÍTICA
	Mol 
	É a quantidade de uma espécie química que contém 6,02x1023 partículas (átomos, moléculas, íons, elétrons, etc).
	Massa Molar (M ou MM)
	A massa em g de 1 mol da espécie química.
	Massa molar atômica  Peso atômico
Ex: 1 mol de H = 1,0079g de H,
 1 mol de Fe = 55,847g de Fe
	Massa molar molecular  Peso Molecular e Peso Fórmula
Ex: 1 mol de CO2 = 44,01 g de CO2
 1 mol de H2O = 18,0158g de H2O
Concentração da solução
	Concentração Molar (Molaridade)
	Concentração da solução expressa em mols do soluto por litros do solvente. 
	Solução 1 molar = 1 mol da substância / 1L de solução ou 1 molar = 1 mmol da substância / 1 mL de solução
Densidade
	Densidade = massa da substância / volume
	Unidades: (g/mL) ou (g/cm3) ou (kg/L)
	Expressões de resultados analíticos:
	Amostras sólidas: Relação m/ m 
	% analito = massa (g) analito x 100
 massa (g) amostra
	Amostras líquidas: 
	Relação m/v
	% analito = massa (g) analito x 100
 volume (mL) amostra
	 Relação v/v
	% analito = volume (mL) analito x 100
 volume (mL) amostra
Fator de diluição
	Fator de correção da concentração da solução após a sua diluição.
Algumas unidades físicas de massa e volume: 
	Massas	Volumes
	1kg = 103g	1L = 103mL
	1g = 103mg	1mL = 103µL
	1g = 106µg	1L = 106µL
	1mg = 103µg	1L = 109L
Unidades comuns para expressar concentrações traços de analito:
	Abreviação	m/m	m/v	v/v
	ppm	mg.kg-1	mg.L-1	µL.L-1
	ppm	µg.g-1	µg.mL-1
	ppb	µg.kg-1	µg.L-1
	mg %	mg/100g	mg/100mL	mL/100mL
Algarismos significativos 
	Representam os números de dígitos necessários para expressar os resultados de uma medida. 
	Ex.: 0,032g; 0,1000N; 0,2080g; 3,50mL
	Os valores que resultam de observações devem ser registrados com apenas 1 algarismo duvidoso. 
	Ex.: 1g ≠ 1,0g ≠ 1,05g ≠ 1,053g ≠ 1,0539g 
Algarismos significativos
	O dígito 0 (zero) pode ser parte significante de uma medida. 
	Exemplos:
	0,261  3 algarismos significativos
	90,7  3 algarismos significativos
	800,0  4 algarismos significativos
	0,0670  3 algarismos significativos
	9,3660 x 105  5 algarismos significativos
Arredondamento de números
	Avalia-se o algarismo duvidoso:
	Se maior que 5  + 1 unidade
	Se menor que 5  mantém o número
	Se igual a 5  Impar = + 1 unidade
 Par = mantém o número
	Ex.:
	9,47 = 9,5
	9,43 = 9,4
	9,45 = 9,4
	9,35 = 9,4
Exatidão e precisão de uma medida 
	Exatidão:
	grau de concordância entre o valor achado e o valor verdadeiro (ou o mais provável)
	Precisão:
	grau de concordância entre medidas repetidas de uma quantidade. Exprime a “reprodutibilidade” de uma série de medidas.
A
B
C
D
Teoria dos Erros
	Erros determinados:
	Erros operacionais e erros pessoais. Ex.: perdas mecânicas de materiais nas diversas etapas da análise; observação de mudança de cor, em uma titulação visual; erros matemáticos nos cálculos.
	Erros instrumentais e erros de reagente. Ex.: falhas ou defeitos nos aparelhos; aparelhos mal calibrados; uso de reagentes contendo impurezas.
	Erros de método (método analítico). Ex.: reações laterais e incompletas.
Teoria dos Erros
	Erros indeterminados:
	Refletem pequeninas diferenças entre os valores experimentais de uma série de medidas (números de observações). Esses erros não podem ser evitados.
	Leis matemáticas de probabilidade podem ser usadas para tratar os valores de uma série de medidas. Os erros indeterminados tendem a seguir uma distribuição normal (ou curva gaussiana).
Distribuição Normal
Mediana e Média Aritmética
	Mediana:
	Num conjunto disposto em ordem de grandeza, o valor acima e abaixo do qual há um mesmo número de casos
	Média Aritmética:
	O quociente da soma de x valores por N elementos.
	Exemplo:
	Resultados da análise da acidez total do vinagre:4,62%; 4,68% e 4,59%
	Mediana = 4,62%
	Média Aritmética = 4,63%
Modos de expressar a exatidão
Erro Absoluto 
 
Erro relativo 
	Ex.: O resultado de uma análise é 36,97g. O valor aceito (valor verdadeiro) para a mesma análise é 37,06g. Calcular o erro relativo.
Desvio padrão
	Expressa a precisão de uma série de medidas (número observações).
	s - desvio padrão estimado de um conjunto finito de valores experimentais, para N  30,
	(N – 1) - graus de liberdade,
	X - média estimada (média aritmética),
	m - valor experimental individual em uma série de medidas (número de observações).
Desvio padrão
	Desvio padrão relativo (DPR% ou RSD%) ou Coeficiente de Variação (CV)
	Limite de confiança (LC) ou Intervalo de confiança (IC).
	t – parâmetro estatístico que depende do nível de confiança usado e N-1 graus de liberdade; os valores de t encontram-se tabelados. 
Rejeição de resultados
	Usamos o teste Q para rejeitar valores grosseiros em uma série de medidas 
	Qexp é comparado com Qcrit (valores críticos para o quociente Q de rejeição; encontram-se tabelados).
	Se Qexp > Qcrit rejeitar o valor suspeito; caso contrário reter o valor.
Carta de controle
	É um gráfico seqüencial com algum critério de qualidade. Mostra os limites estatísticos de variações que são permitidos, para os valores obtidos experimentalmente.
	Limite de controle superior (LCS ou UCL)
	Limite de controle inferior (LCI ou LCL)
Carta de controle
Exercícios
	Um químico obteve os seguintes dados para o teor de álcool em uma amostra de sangue: % C2H5OH: 0,084; 0,089 e 0,079. Calcular o limite de confiança da média ao nível de 95% , admitindo não se conhecer a precisão do método.
	A análise de uma amostra de calcita resultou nas porcentagens de CaO de 55,95; 56,00; 56,04; 56,08 e 56,23. O último valor aparece como grosseiro. Este valor deve ser retido ou rejeitado? 
Exercícios:
1. Calcular a massa em gramas em 1 mol de CaSO4.7H2O(M.A.: Ca = 40,08; S = 32,06; O = 15,999; H = 1,0079)
2. Calcular o número de mols em 500mg de Na2CO3. (M.A.: Na = 22,990; C = 12,011)
3. Quantos miligramas estão contidos em 0,250 mmols de Fe2O3? (M.A.: Fe = 55,847)
4. Uma solução é preparada pela dissolução de 1,26g de AgNO3 em um balão volumétrico de 250mL e diluído à volume. Calcular a molaridade da solução de AgNO3. Quantos milimols deste sal foram dissolvidos? M.A.: Ag = 107,87; N = 14,007
5. Uma alíquota de 5mL de água do mar foi transferida para um balão volumétrico de 100mL e seu volume completado com água destilada até a marca. Calcule o fator de diluição aplicado a esta solução.
6. Uma solução de H2SO4 1mol.L-1 foi diluída em um balão volumétrico. Sabendo que a concentração do H2SO4 após a diluição é 0,01mol.L-1, calcule o fator de diluição.
7. Uma solução diluída de vinagre (ácido acético) teve a sua acidez calculada em 0,427%. Sabendo que a amostra inicial de vinagre foi diluída 10 vezes, calcule a concentração da amostra antes da diluição.
8. 10mL de uma solução padrão de Fe(III) foi diluída, com água destilada, em um balão volumétrico de 250mL. Calcule o fator de diluição e a concentração final da solução de Fe(III) diluída.
	Qual o volume de H3PO4 85% (m/m) necessário para preparar 250 mL de uma solução de H3PO4 1 mol.L-1. (MM = 98g.mol-1, d = 1,71 g/mL) ?
	Qual a massa de iodeto de potássio para preparar 2L de uma solução de KI 10% (m/v)?
	Qual a massa de CuSO4.5H2O (MM = 249,69 g.mol-1) necessária para preparar 500mL de uma solução padrão de Cu(II) 2,0 g.L-1 (MM = 63,546 g.mol-1)? 
)
).Volume(L
1
MM(g.mol
massa(g)
Molaridade
-
=
2
1
1
2
C
C
ou
V
V
f.d.
=
2
2
1
1
.
.
C
V
C
V
=
N
X
X
å
=
verdadeiro
observado
V
V
EA
-
=
100
100
(%)
x
V
EA
x
V
V
V
ER
verdadeiro
verdadeiro
verdadeiro
observado
=
-
=
(
)
1
N
m
x
s
-
-
å
=
2
100
.
%
X
s
RSD
=
N
s
t
x
LC
.
±
=
menor
maior
próximo
suspeito
x
x
x
x
Q
-
-
=
exp