Experimento 7 - Volumetria de Complexação

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Disciplina: Química Analítica Experimental 
 
Universidade Federal de São Carlos - UFSCar 
Departamento de Química - DQ / Centro de Ciências Exatas e de Tecnologia - CCET 
Experimento 1 
Volumetria de complexação: Determinação de íons Cálcio e Magnésio (dureza da água) 
 
1- Tópicos que serão abordados neste experimento 
- Volumetria de complexação - Dureza da Água 
- Indicadores Metalocrômicos - Agentes Quelantes 
 
2- lntrodução 
Originalmente, a dureza da água foi interpretada como a medida da capacidade da água 
para precipitar sabões. Os sabões são precipitados principalmente pelos íons cálcio e magnésio, 
comumente presentes na água, mas também podem ser precipitados por outros íons metálicos 
polivalentes, tais como o ferro, alumínio, manganês, estrôncio, zinco, entre outros. Devido à 
presença significante dos dois primeiros (Ca2+ e Mg2+) nas águas naturais, a dureza é determinada 
através dos sais solúveis de cálcio e magnésio, por exemplo, os bicarbonatos, os sulfatos e os 
cloretos. 
Há dois tipos de dureza: a temporária e a permanente. A dureza temporária é aquela 
devida às presenças dos bicarbonatos de cálcio (Ca(HCO3)2) e de magnésio (Mg(HCO3)2). 
Quando a água que contém esses sais é fervida ocorre a precipitação de sais neutros (os 
carbonatos) e a dureza é parcialmente removida, de acordo com as seguintes equações: 
Ca(HCO3)2 → CaCO3 (s) + H2O + CO2 (g) 
Mg(HCO3)2 → MgCO3 (S) + H2O + CO2 (g) 
A dureza permanente da água é ocasionada pela presença de outros sais de cálcio e 
magnésio, usualmente os sulfatos. A dureza permanente não pode ser removida por fervura. A 
soma das durezas temporária e permanente é conhecida como dureza total da água e geralmente 
é expressa em mg/L de CaCO3. 
Titulações complexométricas com EDTA: O ácido etilenodiaminotetracético (EDTA) 
pertence a uma categoria de substâncias, chamadas comumente de complexantes ou quelantes 
que, em condições adequadas de pH, formam complexos solúveis, extremamente estáveis, com a 
maioria dos íons metálicos, inclusive os alcalinos terrosos. Os complexantes encontram grande 
aplicação como reagentes titulométricos. 
Complexos formados com ligantes polidentados (isto é, ligantes capazes de ocupar várias 
posições de coordenação), como é o caso do EDTA (ver figura a seguir), são chamados quelatos. 
N CH2 CH2 N
CH2
CH2 COOH
COOH
H2C
H2C
HOOC
HOOC
N CH2 CH2 NN CH2 CH2 N
CH2
CH2 COOH
COOHCH2
CH2 COOH
COOH
H2C
H2C
HOOC
HOOC
H2C
H2C
HOOC
HOOC
 
Na complexometria com EDTA comumente se faz uso de uma solução padrão de seu sal 
dissódico, Na2H2Y, que fornece em solução aquosa o íon H2Y2-. As reações com os íons metálicos 
podem ser representadas como: 
Renato
Typewriter
Renato
Textbox
Renato
Textbox
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Universidade Federal de São Carlos - UFSCar 
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Mn+ + H2Y2- → MY(4-n)- + 2H+ 
Os complexos formados são do tipo 1:1, independentemente da carga do íon. Em qualquer 
dos casos, um mol de íons H2Y2- reage com um mol de Mn+. 
A solução de um íon metálico a ser titulado com H2Y2- deve ser tamponada, de tal maneira 
que o pH permaneça constante a um nível apropriado. Isso se faz necessário devido à liberação 
de íons H+ à medida que se forma o complexo no curso da titulação. 
Na reação entre um íon metálico e o H2Y2-, é preciso considerar a competição do íon 
hidrogênio. Os íons metálicos que formam complexos metálicos menos estáveis podem ser 
satisfatoriamente titulados em solução alcalina, por outro lado, os íons metálicos cujos complexos 
são muito estáveis, podem ser titulados mesmo em solução ácida. O pH mínimo admissível para a 
titulação de um íon metálico depende da constante de formação (ou de estabilidade) do seu 
complexo. 
Indicadores metalocrômicos: Os indicadores metalocrômicos são compostos orgânicos 
coloridos que reagem com íons metálicos formando quelatos com coloração diferente daquela do 
corante livre. O ponto final na titulação de um íon metálico com H2Y2- em presença de um 
indicador metalocrômico envolve uma reação do tipo: 
M-lnd + H2Y2- → [MY]2- + lnd 
 (cor A) (cor B) 
A titulação com H2Y2- acarreta a progressiva complexação dos íons metálicos livres e, por 
fim, o íon metálico é deslocado do complexo M-Ind e convertido em [MY]2- com a liberação do 
indicador Ind. O ponto final é acusado pela mudança da coloração do complexo M-lnd para a do 
corante livre. 
O complexo M-Ind deve ser suficientemente estável, pois do contrário, em virtude de sua 
dissociação, não haveria uma mudança de coloração nítida. Porém, o complexo M-Ind deve ser 
menos estável que o complexo [MY]2- para que a reação acima possa ocorrer convenientemente. 
Finalmente, o indicador deve ser muito sensível com relação ao íon metálico para que a mudança 
de coloração possa ocorrer tão perto quanto possível do ponto de equivalência. A coloração 
assumida por um indicador metalocrômico em uma solução depende do pH e da concentração do 
íon metálico presente. 
Como exemplos de indicadores metalocrômicos podemos citar o negro de Ericromo T e a 
murexida. O negro de Ericromo T é usado nas titulações de magnésio, cálcio, estrôncio, bário, 
cádmio, chumbo, manganês e zinco. A solução é comumente tamponada a pH 10 com hidróxido 
de amônio-cloreto de amônio. A coloração do corante, que é vermelho-vinho em presença do íon 
metálico, muda para azul no ponto final da titulação. A murexida forma complexos suficientemente 
estáveis em solução alcalina com os íons cálcio, cobalto, níquel e cobre(II). A solução de 
murexida é vermelho-violeta abaixo de pH 9, violeta de pH 9 a 11 e azul acima de pH 11. O cálcio 
forma com murexida complexo de cor vermelha em pH 11-12. 
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3- Objetivos 
Determinar a porcentagem de cálcio e magnésio presentes em água e caracterizá-la 
quanto à sua dureza. 
 
4- Procedimento Experimental 
4.1- Reagentes e soluções 
- Solução padronizada de Na2H2Y~0,00500 mol/L - Indicador Murexida 
- Solução de NaOH 1,00 mol/L - Indicador Eriocromo T 
- Solução Tampão de NH3/NH4CI (pH 10) 
 
4.2- Procedimento Experimental para Determinação de Ca+2 
Pipetar uma alíquota de 50,0 mL de amostra de água em um erlenmeyer de 125 mL. 
Adicionar 1,00 mL de NaOH 1,00 mol/L (pH=12) e uma ponta de espátula do indicador murexida. 
Homogeneizar a solução. Titular com a solução padronizada de Na2H2Y até mudança de 
coloração de róseo, em presença do íon metálico, para violeta (roxo) no ponto final da titulação 
(esta mudança é bem sensível). 
 
4.3- Procedimento Experimental para Determinação de Ca+2 e Mg+2 
Pipetar uma alíquota de 50,0 mL de amostra de água em um erlenmeyer de 125 mL. 
Adicionar 1,00 mL do tampão NH3/NH4CI e uma ponta de espátula do indicador eriocromo T. 
Homogeneizar a solução. Titular com a solução padronizada de Na2H2Y até mudança de 
coloração de vermelho-vinho, em presença dos íons metálicos, para azul no ponto final da 
titulação. 
 
5- Resultados 
 Determinar a porcentagem de Ca+2 e de Mg+2 nas amostras de água e determinar suas 
características quanto à dureza. 
 
6- Referências Bibliográficas 
1. Golterman, H.L.; Clymo, R.S.; Ohnst, M.A.M. -"Methods for Physical and Chemical Analysis of 
Fresh Waters.” 2a ed., Oxford, Blackwell Scientific Publications, 1978. IBP Handbook No 8. 
2. Christian, G .D., "Analytical Chemistry", John Wiley & Sons, 4th edition, New York, 1986. 
3. Flaschka, H.A., "EDTA Titrations", Pergarmon Press, 2nd. Edition, Oxford, 1964. 
4. Ohlweiler, O.A., "QuímicaAnalítica Quantitativa", Livros Técnicos e Científicos Ed., 2a ed., vol. 
2, Rio de Janeiro, 1976. 
5. Skoog. A.; West, D. M.; Holler, F. J.; Crouch, S. R., Fundamentos de Química Analítica, 
Thomson, São Paulo, 2004. 
6. Mendham, J.; Denney, R. C.; Barnes, J. D.; Thomas, M. J. K., Análise Química Quantitativa, 
LTC Editora, Rio de Janeiro, 2002.