relatório método de MOHR

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Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia
Câmpus São João da Boa Vista
Química analítica experimental
Procedimentos experimentais envolvendo análises volumétricas
Prof. José Roberto Serra Martins
Ana Carla Candido da Silva - BV302772
Júlia Bueno Rozani - BV3005429
Letícia Gabriel Viana - BV3002748
São João da Boa Vista - SP
Junho de 2022
Resumo
O principal conceito abordado neste relatório é o método analítico da volumetria,
tendo como foco a volumetria de precipitação e a metodologia escolhida para resolvê-lo foi a
de laboratório, no qual existe a junção da matéria trabalhada nas aulas teóricas com a prática
no laboratório. O presente trabalho apresenta três experimentos sobre volumetria com o
objetivo de realizar análises volumétricas. Sendo assim, para cada caso foi realizada uma
titulação e os cálculos foram feitos a fim de determinar os valores até então desconhecidos.
Palavras-chave: Titulação. Volumetria. Precipitação.
1. Introdução
A volumetria é um método analítico que visa determinar a concentração de uma
determinada solução, baseado no volume de outra solução de concentração conhecida. Sendo
assim, é uma análise quantitativa que pode ser feita através da reação entre as soluções. Desse
modo, para esta determinação, um dos procedimentos laboratoriais mais utilizados é a
titulação, por ser uma técnica de análise volumétrica rápida e precisa.
Nesta técnica, adiciona-se uma solução com características conhecidas, chamada de
titulante, a uma solução de concentração desconhecida, sendo o titulado. A partir disso,
conforme titula-se a solução, há a mistura e, desta maneira, a ocorrência de reação química
que podem ser de tipos distintos. Dependendo da reação encontrada, é que são classificados
os tipos de titulação, nesses procedimentos foram feitas algumas delas:
1.1 Volumetria de precipitação
Esta volumetria é baseada em reações nas quais são produzidos compostos com baixa
solubilidade, isto é, envolve a formação de precipitado. Desta forma, na titulação as
substâncias que reagem formam duas fases - uma líquida e outra sólida - sendo uma insolúvel
no reagente. Isto ocorre de modo que, é medido na bureta o volume do reagente de
concentração conhecida, que é necessário para que ocorra a precipitação por completo.
Essas reações devem obedecer algumas condições, sendo elas: O precipitado formado
deve ser completamente insolúvel; a precipitação deve ocorrer de forma rápida, para que não
se verifique o fenômeno da sobressaturação; o ponto de equivalência da reação, deve ser
achado de forma fácil.
Uma dificuldade encontrada neste tipo de volumetria é quanto aos indicadores
utilizados, pois para que ocorra a formação de precipitado a quantidade de reagentes que
pode ser utilizada é limitada. Portanto, esse é um dos obstáculos que surgem, já que os
indicadores que são utilizados são específicos para cada uma das titulações, dependendo da
reação química que é servida como base.
Conforme mencionado por Skoog et. al (2007, p.433), muitas titulações de
precipitação utilizam o íon metálico como titulante. Uma das diversas reações que pode ser
utilizada na volumetria de precipitação, que possui resultados satisfatórios, são aquelas em
que se precipita o íon Prata (Ag +), essas volumetrias são denominadas de argentométricas,
sendo amplamente utilizado o nitrato de prata. A principal aplicação desta é para a
determinação de haletos e íons metálicos, sendo assim, pode ser usada para determinar o
conteúdo de sal de cozinha em alimentos ou de prata em uma amostra, por exemplo,
conforme a reação abaixo:
NaCl + AgNO3 → AgCl↓ + NaNO3
Através da seta apontada para baixo, nota-se que o cloreto de prata (AgCl) precipitou,
o que indica o surgimento de uma fase sólida no fim do processo. Uma observação é que, na
argentrometia, o PH do titulado, deve ser menor do que 10, pois é em meio alcalino que
ocorrem as reações.
Método de Mohr
O método de Mohr consiste no processo de detecção do ponto final numa volumetria
de precipitação. Esse método é baseado na formação de um segundo precipitado, para
detectar o ponto final, e esse é utilizado como um indicador que tenha a partícula titulante.
Esse precipitado deve obedecer às seguintes condições: a sua cor deve ser totalmente
diferente da do precipitado formado no decorrer da titulação, para que seja detectado
visualmente e deve começar a formar-se de imediato a precipitação completa do íon, para isso
é necessário que a sua solubilidade seja superior à do precipitado formado na titulação.
O indicador, ou seja, o segundo precipitado tem que ser escolhido de modo que a sua
precipitação não se dê antes de atingir o ponto de equivalência e nem muito depois dele. No
método de Mohr este tipo de indicador, normalmente é aplicado na titulação do íon cloreto
(Cl-), com o íon prata (Ag+), sendo então o indicador um precipitado vermelho de cromato de
prata (Ag2CrO4).
Deste modo, para que o íon cromato atue como um indicador apropriado, o mesmo
não deve reagir com o íon prata antes da concentração do mesmo ter atingido o seu valor de
equilíbrio, ou seja, o íon prata tem que precipitar totalmente o íon cloreto e só depois se dá a
formação do cromato de prata, na cor vermelha. Quando ocorre o aparecimento desta cor no
titulado que é muito diferente da cor branca do precipitado do cloreto de prata, é indicado o
ponto final da titulação.
Este método é aplicado no doseamento de cloretos e de brometos, mas não de iodetos,
pelo fato do iodeto de prata ser fortemente corado, o que dificulta a detecção do ponto de
equivalência. Por conta destes fatores o método de Mohr é bem limitado, não podendo ser
aplicado em qualquer método de titulação de precipitação.
De acordo com Skoog et. al (2007, p. 342) a titulação de Mohr deve ser realizada em
pH de 7 a 10 porque o íon cromato é a base conjugada do ácido crômico fraco.
Consequentemente, em soluções mais ácidas, a concentração dos íons cromato é muito
pequena para se produzir o precipitado nas proximidades do ponto de equivalência.
Normalmente, um pH adequado é obtido saturando-se a solução do analito com hidrogênio
carbonato de sódio.
1.2 Volumetria de oxirredução e iodometria
Nesse caso é realizada a determinação através de uma solução com agente redutor ou
oxidante (titulante) e uma solução titulada, sendo assim, baseia-se em reações em que há a
transferência de elétrons entre espécies. Deste modo, a espécie capaz de receber elétrons
funciona como agente oxidante e a que funciona como agente redutor é a que cede os
elétrons.
Nessas titulações alcança-se o ponto de equivalência no momento em que o oxidante
e o redutor estão nas proporções estequiométricas, na qual a equação é a somatória das
reações parciais, pois muitas reações de oxirredução ocorrem em uma série de etapas. Além
disso, pode ser que essas ocorram de forma lenta, sendo necessário aumentar a velocidade
através da titulação aquecendo ou utilizando catalisadores.
Quanto aos indicadores, a quantidade que pode ser utilizada para indicar esta
equivalência é bem restrita e a maioria dos que são usados são sensíveis à mudanças no
potencial da solução de titulação.
Quanto às curvas de titulação, segundo Baccan et. al (1946, p. 87), o curso de uma
reação ácido-base pode ser seguido através de um curva do pH versus o volume do titulante.
Analogamente, no caso de uma reação redox, faz-se o mesmo através de uma curva do
Potencial (E) versus o volume do titulante (V).
As curvas das titulações de oxirredução são traçadas colocando o potencial do sistema
versus o volume do titulante adicionado, em cada ponto da titulação.
No presente trabalho é utilizado o método de iodometria, um método volumétrico, no
qual o excesso de íons iodeto são adicionados à solução com agente oxidante e, dessa forma,
é produzida uma quantidade de iodo que será titulada com uma solução padrão contendo
tiossulfato. Baseiam-se na seguinte reação:
I2 (aq) + 2e- → 2I-
(aq) Eº = 0,52 V
O método deiodometria é dividido em dois outros métodos:
● Método direto: é quando o potencial do iodo é maior que o da amostra, esse método
é usada para tratar uma espécie na amostra, o agente redutor, pode ser por exemplo
Cu2+, SO3
2-, S2- com uma solução padrão de iodo que tem o papel de agente oxidante.
● Método indireto: é quando o potencial de iodo é menor que o da amostra. É quando
trata-se uma espécie da amostra, o agente oxidante, colocando excesso de iodeto de
potássio, agente redutor, e após isso titular o iodo (agente oxidante), que foi liberado
na solução, com uma solução padrão de tiossulfato de sódio que será o agente redutor.
Como o iodo é um componente volátil, ele deve ser adicionado ao erlenmeyer no
momento de realização da titulação. Quando acrescenta o iodeto de potássio a volatização do
iodo é diminuída acarretando em uma das principais fontes de erro na iodometria. Abaixo
estão as reações que indicam o que ocorre com o iodo:
I2 (aq) + I-
(aq) → I3
- (aq) (triiodeto, solúvel em água)
I3
- (aq) + 2e- → 3I- (aq) Eº = + 0,536 V
Para esse procedimento utilizou-se uma solução de amido como indicador, onde este
forma um complexo insolúvel de coloração azul como o iodo. As soluções de tiossulfato de
sódio podem ser afetadas por ataque de bactérias que metabolizam enxofre, pela ação do
meio fortemente ácido ou pela presença de CO2
S2O3
2- (aq) + 2H+ (aq) → SO2(aq) + H2O (l) + S (s)
S2O3
2- (aq) + H2O (l) + CO2(aq) → HSO3
- (aq) + HCO3
- (aq) + S (s)
A presença de enxofre coloidal causa a turvação da solução, além de alterar a sua
concentração. A solução fica mais estável em meio alcalino, pH entre 9 e 10, alcançado pela
adição de carbonato de sódio.
O cobre é moderadamente abundante, está presente nos minerais, como calcita,
calcopirita e também na forma de óxido de cobre (I). Este elemento é utilizado na indústria
elétrica por conta de sua alta condutividade, e em alguns tipos de tubulação, devido sua
inércia química.
1.3 Volumetria por complexação
A volumetria por complexação, é uma técnica de análise volumétrica que visa a
formação de um complexo de cores, que ocorre entre o analito e o titulante e é utilizado para
mostrar o ponto final da titulação, ou seja, é um indicador.
A volumetria por complexação é muito utilizada para a determinação de diversos
íons metálicos com agentes complexantes ou quelantes. Um agente quelante é qualquer
estrutura, onde faz parte dois ou mais átomos possuidores de pares elétrons, que não são
utilizados em ligações químicas primárias, mas, que são utilizados como imãs eletrostáticos
que se prendem a íons metálicos. Entre os complexantes mais comuns, pode-se citar a água,
que é ligada aos íons de cobre e é responsável pela coloração azul das soluções de sais de
cobre, já a amônia, quando substitui a água ao redor do cobre, produz uma coloração azul
mais intensa e o EDTA (ácido etilenodiaminotetracético) que juntamente com o cobre,
combate a amônia.
O EDTA é o agente complexante mais importante, pois ele forma complexos que são
muito estáveis com vários íons metálicos. Além disso, nessas titulações é muito importante o
ajuste do pH do meio que está em análise, já que em meio ácido, os íons H+ irão competir
com os íons metálicos na quelação e, no meio alcalino, os íons metálicos visam a formação
de hidróxidos alcalinos que são poucos solúveis.
A ação máxima do complexante EDTA ocorre em meio fortemente alcalino e muitas
vezes ocorre a necessidade de adição de um agente complexante auxiliar nas titulações.
2. Objetivos
Geral: Analisar técnicas de volumetria como a de precipitação, oxirredução e
complexação.
Específicos:
1. Determinar a concentração de cloreto em uma amostra pelo método argentométrico ou
Método de Mohr.
2. Utilizar o método da iodometria para determinar a concentração de cobre (II) em uma
solução.
3. Determinar a dureza total de uma amostra de água de abastecimento, utilizando uma
solução-tampão pH 10, o negro de eriocromo T como indicador e EDTA como
titulante.
3. Materiais e métodos
3.1 Determinação de cloreto pelo método de Mohr
● Béquer de 250 ml;
● Bureta de 50 ml;
● Erlenmeyer de 250 ml;
● Pipeta volumétrica de 5 ml;
● Pipeta de Pasteur;
● Proveta de 100 ml;
● Suporte universal e garras;
● Balões volumétricos de 100 ml;
● Solução padrão de AgNO3 0,015 mol.L -1;
● Solução indicadora de cromato de potássio (3%);
● Solução de hidróxido de sódio, NaOH 0,25 mol.L-1;
● Solução de ácido sulfúrico H2SO4 0,25 mol.L -1.
Procedimento experimental
Utilizando uma pipeta volumétrica, foi pipetado 5 ml de cloreto de sódio e
transferiu-se a quantia para um erlenmeyer. Em seguida, mediu-se em uma proveta 45 ml de
água destilada e esta foi transferida para a mesma vidraria. Após, acrescentou-se na solução
10 gotas de cromato de potássio, com o auxílio de uma pipeta de pasteur.
Em um béquer de 250 ml, foi pipetado ainda 100 ml de nitrato de prata, usando a
pipeta volumétrica, e o conteúdo do béquer foi todo transferido para a bureta de 50 ml. O
erlenmeyer, contendo a solução preparada, foi posicionado embaixo da bureta, dando início à
titulação.
3.2 Determinação de cobre por oxirredução
● Água destilada
● Bureta de 50 mL
● Erlenmeyer 250 mL
● Proveta de 50 mL
● Solução de sulfato de cobre (II)
● Solução de iodeto de potássio 4% (m/V)
● Solução de amido
● Solução padrão de tiossulfato de sódio
Procedimento experimental
Com uma proveta de 50 ml foi separado 35 ml de água destilada, em um erlenmeyer
de 125 ml, foi colocado 15 ml de KI, misturou-se com a água destilada e em seguida foi
adicionado 0,5 ml de solução de sulfato de cobre II (Cu2+), a solução ficou na cor amarela.
Na bureta de 50 ml, foi adicionado 50 ml de Na2S2O3, foi colocado o erlenmeyer
abaixo da bureta e abriu-se a torneira dando início à titulação.
3.3 Determinação de cobre por complexometria
● Bureta de 50 ml;
● Pipeta volumétrica de 5,00 ml;
● Pipeta graduada de 25 ml;
● 2 Béqueres de 50 ml;
● Erlenmeyer de 250 ml;
● Proveta de 25 ml;
● Frasco para descarte de ácidos e bases;
● 5 ml de tampão de hidróxido de amônio/ cloreto de amônio PH 10;
● Indicador negro de eriocromo - T;
● 25 ml de água de torneira;
● 25 ml de água destilada;
● 50 ml de solução padrão de ETDA ~ 0,01 mol/L padronizada;
● 5 ml de solução de CaCO3 ~ 0,01 mol/L
Inicialmente, com uma pipeta graduada foi pipetada a quantia de 25 ml de água da torneira,
sendo transferida para um erlenmeyer de 250 ml. Com o auxílio de uma pipeta volumétrica,
acrescentou-se à água 5 ml de solução tampão hidróxido de amônio Ph 10 e, utilizando uma
proveta, 25 ml de água destilada.
Posteriormente, foi gotejado 15 gotas do indicador Erio T. Na bureta de 50 ml, foi
colocada a mesma quantia de EDTA, colocou-se o erlenmeyer embaixo e deu-se início à
titulação. Os resultados foram observados e anotados.
4. Resultados e Discussões
4.1.1 Análises e discussões do procedimento 1: 3.1 Determinação de cloreto pelo
método de Mohr
Inicialmente, observou-se que a solução ficou aos poucos esbranquiçada e obteve-se
uma formação de precipitado no fundo do erlenmeyer, sendo este o cloreto de prata branco.
Em pH alcalino, ou seja, acima de 7,0, o AgCl dissocia-se e a solução torna-se incolor, as
reações podem ser representadas abaixo demonstrando o processo:
NaCl (aq) + AgNO3 → AgCl(s) + NaNO3 (aq)
AgCI ⇔ Ag+ + Cl-
Notou-se também que, na titulação de uma solução neutra ou alcalina de íons cloreto,
com solução padrão de nitrato de prata, adiciona-se uma pequena quantidade de solução de
cromato de potássio que age como indicador com o objetivo de que os íons prata
combinam-se com os íons cromato, por isso é possível visualizar o fim da titulação quando
surge uma coloração vermelha, essa reação é descrita como:
K2CrO4 (aq) + 2 AgNO3 (aq) ⇔ 2KNO3 (aq) + Ag2CrO4 (s)
Equação iônica: Ag2CrO4⇔ 2 Ag+ + CrO4
2-
Sendo assim, quando a precipitação do cloreto for completa, o excesso de íons prata
devem combinar com os íons cromatoe formando um precipitado, cromato de prata,
vermelho, pouco solúvel. Porém, é importante destacar que o composto Ag2CrO4 possui
solubilidade ainda maior do que a do cloreto de prata e, por isso, só é formado quando não há
mais Cl- para reagir com o íon Ag+
Logo, havendo um excesso de íons cloreto, torna-se mais difícil fazer com que ocorra
a precipitação do cromato de prata, isso foi visto de forma que foi necessário mais AgNO3
para que ocorresse a reação com os íons prata. Diante disso, houveram alguns interferentes,
como a reação entre a prata com o OH-, causando uma interferência na mudança de cor e,
além disso, pôde-se notar que a solução de NaCl utilizada estava mais concentrada do que
indicava no rótulo (10%).
Além disso, até mesmo a solução de AgNO3 pode ser um interferente neste
procedimento, pois não é uma P.A, isto é, não é uma substância para análise, com padrões de
trabalho que apresentam um alto grau de pureza e o mínimo de erro.
4.1.2 Cálculos e resultados do procedimento 1: 3.1 Determinação de cloreto pelo
método de Mohr
A concentração comum de NaCl utilizada é de 10g/L, e a concentração em
mol/L é:
MNaCl = C NaCl . MM NaCl
MNaCl = 0,010 . 55,480
MNaCl = 0,555 mol/L
Através da titulação obteve-se o volume de AgNO3
VAgNO3 = Vt - Vi
VAgNO3 = 121,0 - 3,6
VAgNO3= 117,4 mL
Com esse valor calcula-se a concentração de NaCl utilizada:
[AgNO3] . VAgNO3 = [NaCl] . VNaCl
0,100 . 117,4 = [NaCl] . 5,0
[NaCl] = 2,4 mol/L
Comparando as duas concentrações em mol/L, nota-se que a concentração de
NaCl não encontra-se igual a descrita em seu rótulo, que é igual a 0,555 mol/L. Se
esse valor estivesse igual ao descrito no rótulo o volume de AgNO3 seria menor do
que o utilizado. Podemos observar através do cálculo:
[AgNO3] . VAgNO3 = [NaCl] . VNaCl
0,100 . VAgNO3 = 0,555 . 5,0
VAgNO3 = 27,750 mL
4.2.1 Análises e discussões do procedimento 2: 3.1 Determinação de cobre por
oxirredução
Esse experimento consiste no processo de oxirredução dos íons de Cu+ e I- , onde
mistura-se uma solução de sulfato de cobre e iodeto de potássio :
2CuSO4 (aq) + 4KI (aq) → 2K2SO4 (aq) + CuI (s) +I2 (aq)
Ocorre a oxidação dos íons de I- e a redução dos íons de Cu2+ , as equações iônicas
abaixo demonstram:
Redução → Cu2+ + e- = Cu+
Oxidação → 2I- = I2 + 2e-
Equação global → 2Cu2+ + 2I- → 2Cu+ + I2
Na prática inicialmente a solução passa de azul claro, que é a coloração do Cu2+ e fica
em um tom de amarelo ao reagir com o I-, precipitando também o CuI um sólido de coloração
branca e insolúvel. Para a solução ficar transparente, utilizou-se uma solução de Na2S2O3
para titular, ou seja, para remover o excesso de Iodo.
Para que a solução ficasse transparente foi necessário somente 2 gotas de solução de
Na2S2O3, após isso adicionou-se o amido, que foi o indicador, este na presença de iodo
adquire uma coloração azul intensa, que deve-se à adsorção de íons (I2) pelas
macromoléculas do amido, que captura estes íons. Deste modo, o amido forma um complexo
azul insolúvel com o iodo, tendo em vista que os amidos podem ser separados em dois
componentes que existem em várias plantas: a amilose e a amilopectina, sendo a primeira a
que apresenta a coloração azul vista neste processo. O amido reage com o iodo a fim de
formar com o excesso de iodo um produto chamado NaI ( iodeto de sódio). A equação abaixo
demonstra o ocorrido:
I2 (aq) + 2 Na2S2O3 (aq) ⇔ Na2S4O6 + 2 NaI(aq)
A reação demorou para ocorrer quando adicionou-se o amido, ou seja, demorou para
alterar a coloração, isso ocorreu porque os reagentes utilizados não são para análise e também
não encontram-se dentro do período de validade, o que diminui a cinética da reação entre o
amido e o iodo.
Para que a solução atingisse seu ponto de viragem durante a titulação, foram
utilizados 0,5mL de solução de Na2S2O3 .
4.2.2 Cálculos e resultados do procedimento 2: Determinação de cobre por
oxirredução
n°de mols de Cu2+ = 2. (n° de mols de I2 )
2. (n° mols de I2 formado) = n° de mols de Na2S2O3 consumido
Por meio desses dados, pode-se calcular a concentração de I2 :
[ I2] . V I2 = [𝑁𝑎2𝑆2𝑂3 ] . 𝑉𝑁𝑎2𝑆2𝑂3 ÷ 2
[ I2] . 15= 0,1 . 0,5 2÷
[ I2] = 1,67 . 10-3 mol/L
E só então é possível descobrir a concentração de Cu2+ :
[ I2] . V I2 = [𝐶𝑢𝑆𝑂4] . 𝑉𝐶𝑢𝑆𝑂4 ÷ 2
1,67 . 10-3 . 15= . 0,5 2[𝐶𝑢𝑆𝑂4] ÷
= 0,1002 mol/L[𝐶𝑢𝑆𝑂4] 
Pela estequiometria, a concentração de Cu2+ é igual à concentração obtida se sulfato
de cobre, sendo portanto, de 0,1002 mol/L ou aproximadamente 0,1 mol/L.
4.3.2 Análises e discussões do procedimento 3: Determinação de cobre por
complexometria
Quando iniciou-se a titulação, foi observado o aparecimento de uma coloração verde
bem escuro, a princípio esperava-se que esta coloração mudasse para azul, porém não
conseguiu-se observar a cor azul, logo pode-se possivelmente não houve nenhum excesso de
EDTA para que isso ocorresse.
O indicador utilizado foi o negro de eriocromo e faz com que aos poucos o Ca2+
ligue-se ao EDTA, formando com este um complexo mais estável do que com o indicador,
uma vez que indicadores metalocrômicos são quelantes e alteram sua cor conforme se
associam a um íon metálico, no caso o Ca2+, sendo o Negro de Eriocromo-T um dos mais
utilizados.
Neste experimento a coloração não foi alterada para azul, pois a faixa de pH deveria
ser superior ou igual a 10, e mesmo com a utilização de uma solução tampão com esse pH,
não foi suficiente para fazer a solução chegar a esse pH 10, mantendo então a solução na
coloração esverdeada.
Efetuando os cálculos, notou-se que o valor obtido foi de 84,84 mg/L de CaCO3,
indicando que a água era moderadamente branda, conforme indicado na tabela 2. Portanto, a
água analisada pode ser considerada própria para consumo, visto que, no Brasil, a Portaria
N.º 518 de 2004, estabelece o limite máximo de 500 mg CaCO3/l para que a água seja
admitida como potável.
A água quando muito dura pode causar problemas como o ressecamento da pele e dos
cabelos, entupimento de canos, chuveiros, torneiras e conexões hidráulicas, devido à
precipitação dos sais de cálcio e magnésio, por exemplo.
Sendo assim, discutiu-se ainda que a água dura não pode ser usada na indústria, pois
pode haver o risco de acidentes como a explosão de caldeiras, ocasionada devido à presença
de cálcio em excesso, que contribui para a formação de carbonato de cálcio e,
consequentemente, do entupimento, causando as explosões. Além disso, uma água dura
também não é ideal para cozinhar vegetais, pois eles endurecem em vez de ficarem mais
moles.
4.3.2 Cálculos e resultados do procedimento 3: Determinação de cobre por
complexometria
Tabela 1- Comparação entre valores da média dos grupos e do obtido
Valores da média:
MCa.VCa = Medta . Vedta
MCa . 0,025= 0,010 . 0,00475
MCa = 0,0019 mol/L
M . MM= CCa
0,0019 . 40,02= CCa
CCa = 76,038 mg/ L
Valores obtidos:
MCa.VCa = Medta . Vedta
MCa . 0,025= 0,010 . 0,0053
MCa = 0,00212 mol/L
M . MM= CCa
0,00212 . 40,02= CCa
CCa = 84,8424 mg/L
Fonte: Autoria Própria
Tabela 2 - Relação entre a dureza de CaCO3 e a classificação da água
Fonte: BACCAN, N. et al. Química Analítica Quantitativa Elementar.
5. Considerações finais
Com base na análise dos experimentos realizados e também dos estudos acerca de
volumetria, pode-se concluir que são análises que ocorrem de uma maneira rápida, ou seja, é
possível analisar o resultado da análise em minutos, ela somente exige que as soluções
estejam corretas, dentro dos prazos de validade, pois senão tornam a reação mais lenta.
Através da volumetria é possível analisar diferentes reações, por meio das diferentes
volumetrias, que ao longo dos experimentos foram aplicadas, utiliza-se muito os indicadores,
onde esses vão indicar por meio da mudança de coloração o que está ocorrendo na solução, é
muito importante ficar atento às mudanças, pois elas podem ocorrer bem rapidamente e de
maneira inesperada, então durante a titulação exige ter paciência.
Diante de todasas práticas houveram alguns interferentes nos resultados, sendo eles
principalmente devido ao fato dos reagentes utilizados não serem P.A, o que minimizaria os
erros obtidos quantitativamente.
Referências
BACCAN, N. et al. Química Analítica Quantitativa Elementar. 3ª. ed. São Paulo: Editora
Edgard Blücher, 2001.
CESAR, J. Titulação: método para medir a concentração de uma solução. Disponível em:
https://canalmetrologia.com.br/titulacao-metodo-para-medir-a-concentracao-de-uma-solucao/
Acesso em: 05 junho 2022.
DIAS, D. Análise volumétrica ou volumetria. Disponível em:
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/analise-volumetrica.htm. Acesso em: 05 junho 2022.
Porto Editora – volumetria de precipitação. Disponível em
<https://www.infopedia.pt/$volumetria-de-precipitacao> Acesso em: 05 junho 2022.
Porto Editora – volumetria de oxidação-redução. Disponível em
https://www.infopedia.pt/$volumetria-de-oxidacao-reducao. Acesso em: 07 junho 2022.
Porto: Porto Editora. Método de Mohr. Disponível em
https://www.infopedia.pt/$metodo-de-mohr. Acesso em: 16 junho 2022.
RUSSELL, John B. Complexometria. Disponível em
https://www.infoescola.com/quimica/complexometria/. Acesso em: 16 junho 2022.
SKOOG, D. A. et al. Fundamentos de Química Analítica. 8ª. ed. São Paulo: Thom-son
Learning, 2007.
SOUZA, L. Tipos de volumetria. Disponível em:
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/tipos-volumetria.htm. Acesso em: 07 junho 2022.
https://www.infopedia.pt/$volumetria-de-precipitacao
https://www.infopedia.pt/$metodo-de-mohr
https://www.infoescola.com/quimica/complexometria/