6º Ap Q Aula Prática Volumetria Complexométrica

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Apostila de aula prática de Química analítica quantitativa. Curso Licenciatura em Química. Turma: 2016/1. 
Dr. Frederico S. Fortunato e MSc. Max José Belo de Souza. 
 
 
 
INSTITUTO FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO - CAMPUS 
ARACRUZ 
CURSO DE LICENCIATURA EM QUÍMICA (6º APOSTILA) 
1 TITULAÇÃO COMPLEXOMETRICA 
A complexometria com um íon metálico envolve a formação de complexos 
internos muito estáveis e solúveis. Assim o metal substitui os átomos de 
hidrogênio dos grupos carboxílicos e liga-se por uma ligação de coordenação com 
os átomos de nitrogênio. Os grupos ligados ao íon central são chamados ligantes. 
O mais importante dos ligantes utilizados é o ácido etilenodoaminotetra-acético ou 
EDTA, que se comporta como um ácido dicarboxílico com dois grupos fortemente 
ácidos e dois prótons amônio. Outros complexantes às vezes usados são o ácido 
nitrilotriacético (III), NTA ou complexona I. ácido trans-1,2-diaminocicloexano-
N,N,N’,N’,-tetra-acético (IV), CDTA,DCyTA, DCTA ou complexona IV. 
 
 Curva de titulação de 100,0 ml de solução de 
 Ca
+2
 0,01 M com solução de EDTA 0,01 M 
 O diidrogenoetilenodiaminotetra-acetato de dissódico com qualidade de 
reagente analítico pode ser adquirido comercialmente e contém traços de 
umidade. As soluções-padrão podem ser preparadas diretamente e as mais 
usadas são as de 0,1 M,0,05 M e 0,01 M . As soluções mais diluídas podem ser 
preparadas diretamente ou por diluição das de concentração 0,1 M. 
1.1. DOSAGEM DE Mg+2 EM SOLUÇÃO DE MgSO4.7H2O COM SOLUÇÃO-PADRÃO DE 
EDTA 0.1 M 
Este doseamento é uma titulação direta de íon magnésio com EDTA em presença 
do negro de eriocromo-T como indicador. A titulação direta consiste em titular a 
0
2
4
6
8
10
0 50 100 150
p
C
a 
Volume de EDTA (ml) 
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Dr. Frederico S. Fortunato e MSc. Max José Belo de Souza. 
 
 
 
solução que contém os íons a determinar diretamente com solução-padrão de 
EDTA após de convenientemente tamponada. 
PROCEDIMENTO 
Colocar no erlenmeyer 20 mL de solução padrão de MgSO4 . 7 H2O que 
corresponde à cerca de 0,05g de Mg2+. Diluir à 100 mL com água deionizada. 
Adicionar 5 mL da solução tampão (pH=10). Acrescentar uma pitada do indicador 
Eriocromo-T. Titular com solução do EDTA 0,1M até a viragem de vermelho para 
azul. Calcular a %m/v de Mg e dar a equação da reação. 
INDICADOR:Pulverizar 10g de NaCl com 1 mg de Eriocromo-T e guardar em 
vidro de boca larga e bem fechada. 
TAMPÃO:7 g de NH4Cl. 57 ml de NH4OH concentrado e completar para 100 ml 
com água destilada. 
1.2. DOSAGEM DE Ca+2 EM SOLUÇÃO DE CaCl2.2H2O POR SOLUÇÃO-PADRÃO DE 
EDTA 0,1 M 
A dosagem é titulação direta dos íons cálcio com EDTA usando murexide como 
indicador. O pH é fortemente alcalino e deve ser ajustado com uma solução de 
NaOH. 
PROCEDIMENTO 
Pesar 1,47g de CaCl2 . 2H2O, diluir a 100 ml em balão volumétrico. Retirar uma 
alíquota de 10 ml desta solução e passar para erlenmeyer. Diluir com 50 ml de 
água destilada. Adicionar 5 ml da solução de NaOH 2 M (pH = 12). Adicionar uma 
pitada do indicador Murexide para produzir uma coloração perceptível. Titular 
imediatamente com solução de EDTA 0,1 M até a viragem. Calcular a % m/v de 
cálcio e dar a equação da reação. 
INDICADOR: Pulverizar 10g de NaCl em 500 mg de Murexide, guardar em vidro 
de boca larga e bem fechada. 
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Apostila de aula prática de Química analítica quantitativa. Curso Licenciatura em Química. Turma: 2016/1. 
Dr. Frederico S. Fortunato e MSc. Max José Belo de Souza. 
 
 
 
1.3. DETERMINAÇÃO DA DUREZA DE ÁGUAS 
A dureza da água é propriedade decorrente da presença de metais alcalinos 
terrosos e resulta da dissolução de minerais do solo e das rochas ou do aporte 
de resíduos industriais. E definida como uma característica da água, a qual 
representa a concentração total de sais de Cálcio e de Magnésio, expressa 
como carbonato de cálcio (mg/L). Quando a concentração desses sais é alta, 
diz-se que a água é dura e, quando baixa, que é mole. Geralmente se classifica 
uma água de acordo com sua concentração total de sais conforme o Quadro 
abaixo (Langelier, 1946). 
Classificação de águas naturais, de acordo com a concentração total de sais de cálcio e 
de magnésio, expressa como carbonato de cálcio – CaCO3 (mg/l) 
Classificação Concentração como CaCO3 (mg/L) 
Águas moles < 50 
Águas moderadamente 
moles 
50 a 100 
Águas levemente duras 100 a 150 
Águas moderadamente 
duras 
150 a 250 
Águas duras 250 a 350 
Águas muito duras > 350 
PROCEDIMENTO 
 Transferir 100,00 mL da amostra de água para um erlenmeyer de 
250 mL de capacidade. Adicionar 4 mL de solução-tampão de pH igual a 10, 
uma “pitada” do indicador Negro de Eriocromo-T. Titular com a solução padrão 
de EDTA 0,001M até viragem de vermelho-vinho para azul. Anotar o volume 
gasto, e repetir a titulação. Calcular a dureza total da água, em mg/L, expressa 
em termos de CaCO3. 
REFERÊNCIAS 
HARRIS, D. Análise química quantitativa. 7 Ed. Rio de Janeiro: LTC., 2008. 
 
POSTMA, J. M.; Jr. ROBERTS, J. L.; HOLLENBERG, J. L. Química no laboratório. 5
a
 Ed. 
Barueri,SP: Manole, 2009. 
 
OHLWEILER, O. A. Química Analítica Quantitativa. 4
a
 Ed. V.2. Rio de Janeiro: LTC., 1984. 
(Edição esgotada)