VOLUMETRIA DE COMPLEXAÇÃO

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO PIAUÍ - UFPI
 CENTRO DE CIÊNCIAS DA NATUREZA – CCN
 DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
 DISCIPLINA: QUIMICA GERAL E ANALITICA 
VOLUMETRIA DE COMPLEXAÇÃO
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SUMÁRIO
 Resumo................................................................................................................ 03
1. Introdução.......................................................................................................... 04
2. Objetivos............................................................................................................ 07
 2.1. Objetivo Geral............................................................................................. 07
 2.2. Objetivos Específicos.................................................................................. 07
3. Parte Experimental............................................................................................ 08
 3.1. Materiais e Reagentes................................................................................ 08
 3.2. Procedimento Experimental........................................................................ 08
4. Resultados e Discussões................................................................................... 10
5. Conclusão.......................................................................................................... 13
 Referências........................................................................................................... 14
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RESUMO
Através do experimento, verificou-se através do princípio Le Châtelier o deslocamento do equilíbrio químico ocorrido nas misturas de NaOH 1,0 mol L-1 com K2Cr2O7 0,1 mol L-1 e do K2CrO4 0,1 mol L-1 com HCl 1,0 mol L-1, onde houve um deslocamento do equilíbrio para o sentido do cromato devido a presença de hidroxilas, promovendo a formação de CrO42–, observado por meio da coloração amarela e o deslocamento do equilíbrio para o sentido do dicromato com o aumento da concentração hidrogeniônica promovendo a formação de Cr2O72–, devido a coloração laranja. Foi efetuada também a titulação ácido-base com 10 mL de NaOH 0,1 mol L-1 e 10 mL de HCl 0,1 mol L-1, a solução apresentou pH 12, podendo ser justificado por um possível descuido ter sido adicionado um volume maior de base e assim o pH resultante é determinado pela dissociação da base forte e por último, preparou-se soluções tampões de H3CCOOH e H3CCOONa, ambos a 0,1 mol L-1, onde ocorreu o aumento do pH devido o aumento do volume de acetato e consequentemente a diminuição de sua concentração, em que a concentração de CH3CCOO- é igual a concentração de H+, logo concluiu-se que diminuindo a concentração de H+, ocorre o aumento do pH.
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INTRODUÇÃO
Os processos de formação de íons complexos podem ser descritos pelo termo geral de complexação. Uma reação de complexação com um íon metálico envolve a substituição de uma ou mais moléculas de solvente, que estão coordenadas, por outros grupos nucleofílicos. Os grupos ligados do íon central são chamados de ligantes e, em seguida, a reação pode ser representada por:
M (H2O)n + L ↔ M (H2O)(n-1) L + H2O
Aqui o ligante (L) pode ser uma molécula neutra ou um íon. Sucessivas substituições de moléculas de água por ligantes podem ocorrer até que o complexo MLn se forme. Onde n é o número de coordenação de íon metálico e corresponde ao número máximo de ligantes monodentados que possa se ligar a ele (Bassett et al, 1992).
Muitos íons metálicos formam complexos estáveis, solúveis em água, com um grande número de aminas terciárias contendo grupos carboxílicos. A formação destes complexos serve como base para a titulação complexométrica. Um dos complexantes mais empregados é o ácido etilenodiaminotetraácético (EDTA). A estrutura do EDTA é representada na Figura 1.
FIGURA 1 - Fórmula estrutural do ácido etilenodiaminotetracético (EDTA).
FONTE: Baccan et al., 2001, p 147
A volumetria de formação de complexos ou complexometria baseia-se em reações entre um íon metálico e um ligante com formação e um ligante com formação de um complexo suficientemente estável. O EDTA, em condições adequadas de pH, forma complexos solúveis em água, extremamente estáveis, com a maioria dos metais, inclusive os alcalinos terrosos. 
As reações com os cátions metálicos podem ser assim representadas (Ohweiler, 1982).
A Figura 2 mostra as variações de cores no sistema constituído por íons Mg2+ e o Ério T (negro de eriocromo T).
FIGURA 2 – Variação da cor do Ério T em função do pH e do pMg.
FONTE: Baccan et al., 2001, p 145.
	O complexo metálico é formado pelas espécies In3-, cuja concentração depende do pH. Na figura 2, pode-se ver que a curva de estabilidade da espécie MgIn- apresenta uma inclinação que depende da espécie representada na região adjacente, isto é, para In3- a inclinação é zero, para HIn2- a inclinação é 1 e para H2In- a inclinação é 2. A figura mostra também que em pH abaixo de 7 não existe mudança de cor na transição de forma não complexada H2In- para o complexo metálico. Em pH muito acima de 11 a diferença de cor entre a forma não complexada In3-, de cor laranja, e a do MgIn-, vermelho-vinho distinguida com facilidade. No entanto a mudança de cor de vermelho-vinho para azul no ponto final da titulação é mais pronunciada quanto maior for a quantidade do Ério T não complexado presente na forma de HIn2-. 
Deste modo uma faixa de pH de 8 a 10, na qual o indicador existe quase que totalmente na forma de HIn-, favorece a titulação (Baccan et al., 2001). A reação que resulta na mudança de cor pode ser escrita como:
Além do titulante (EDTA), certas substâncias presentes em solução podem formar complexos com os íons metálicos e, como conseqüência, competir com a reação básica da titulação. Estes complexantes são algumas vezes adicionados propositadamente para eliminar interferências e, neste caso, são chamados de agentes mascarantes (Baccan, et al, 2001).
Um agente mascarante é um reagente que protege algum componente do constituinte da reação com o EDTA. Por exemplo, o Al3+ em uma mistura de Mg2+ e Al3+ podem ser titulados mascarando antes do Al3+ com F-, deixando assim apenas o Mg2+ para reagir com o EDTA (Harris, 2005).
O sucesso de uma titulação com EDTA depende da determinação precisa do ponto final. O processo mais comum utiliza os indicadores de íons metálicos. O indicador ligado ao íon metálico tem uma cor diferente do indicador livre. Para se conseguir uma boa detecção do ponto final da titulação, deve-se evitar a adição de grandes quantidades do indicador. No processo, o indicador libera o íon metálico, que será complexado com EDTA num valor o mais próximo possível do ponto de equivalência (Baccan, et al, 2001).
Existem três tipos de titulação com EDTA:
Titulação direta: Procedimento utilizado na determinação do Mg2+ com EDTA, empregando Negro de Eriocromo T (Ério T) como indicador, onde tampona-se a solução contendo o íon metálico adicionando-se agentes mascarantes quando necessário, em seguida titula-se a solução com EDTA até a mudança de coloração (Mendham et al, 2002).
Titulação indireta (retrotitulação): Usado na determinação de metais que reagem muito lentamente com EDTA como íons Cr3+, Al3+, Fe3+, Ti4+. 
Esse método consiste na adição de um excesso de EDTA e na retrotitulação deste excesso com uma solução de zinco ou magnésio (Mendham , et al, 2002).
Titulação por deslocamento: Aa titulações por substituição são usadas quando os íons de metais não reagem ou reagem insatisfatoriamente com um indicador metálico ou quando os íons de metais formam complexos com EDTA que são mais estáveis do que os complexos de outros metais como cálcio e magnésio. É indicado na titulação do cálcio utilizando como indicador o Negro de solocromo (Mendham et al, 2002).
( Escolha do Titulante
O pontofinal na complexometria com EDTA é comumente, acusado por indicadores de íons metálicos ou metalocrômicos. Este indicador é capaz de reagir com um cátion metálico formado com um complexo diferentemente corado. A reação se baseia na seguinte equação:
O ponto final é acusado pela passagem de coloração do complexo M-Ind para a do indicador livre. O complexo deve ser suficientemente estável, pois do contrário, em virtude da sua dissociação não haveria uma mudança de coloração nítida. Porém, o complexo M-Ind tem de ser menos estável do que o complexo M-EDTA para que a reação possa ocorrer (Ohweiler, 1982).
( Curva de Titulação
Na titulação com EDTA, o gráfico de pM contra o volume adicionado da solução de EDTA tem um ponto de inflexão que corresponde ao ponto de equivalência.
 Em algumas situações esta mudança brusca pode exceder 10 unidades de pM. A Figura 3 mostra a forma geral das curvas de titulação (Mendham et al, 2002).
FIGURA 3 – Titulação do íon metálico com EDTA
FONTE: Mendhan et al., 2002, p 207.
As constantes de estabilidade dos vários complexos metal-EDTA, a direita das curvas, indicam que quanto maior for a constante de estabilidade, mais acentuado será o ponto final. Desde que o pH se mantenha constante. 
2. OBJETIVOS
2.1. OBJETIVO GERAL
Comprovar a ação dos fatores que alteram o deslocamento do equilíbrio químico e classificar o caráter ácido e básico de soluções a partir da medição do pH.
2.2. OBJETIVOS ESPECÍFICOS
 Analisar o comportamento do deslocamento do equilíbrio da solução de dicromato de potássio em meio alcalino e do cromato em meio ácido, observando o Princípio de Le Chatelier;
 Realizar a titulação ácido-base usando NaOH e HCl, ambos a 0,1 mol L-1 e analisar o pH da solução;
Preparar soluções tampões com ácido acético e acetato de sódio, ambos a 0,1 mol L-1 e com alteração dos volumes dos mesmos e medição do pH das soluções.
 
3. PARTE EXPERIMENTAL
3.1. MATERIAIS E REAGENTES 
 
Tubos de ensaios – 2 unidades;
Suporte para tubo de ensaio;
Pipeta Pasteur;
Provetas de 50 mL – 2 unidades;
Béqueres de 50 mL – 3 unidades;
Fita indicadora de pH;
Conta-gotas;
Pinça de madeira;
Dicromato de Potássio 0,1 mol L-1 – K2Cr2O7;
Cromato de Potássio 0,1 mol L-1 – K2CrO4;
 Hidróxido de Sódio 0,1 mol L-1 – NaOH;
 Hidróxido de Sódio 1,0 mol L-1 – NaOH;
Ácido Clorídrico 0,1 mol L-1 – HCl;
Ácido Clorídrico 1,0 mol L-1 – HCl;
Ácido Acético 0,1 mol L-1 – CH3COOH;
Acetato de sódio 0,1 mol L-1 – CH3COONa.
3.2. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
 O experimento foi realizado em duas etapas, descritas minuciosamente a seguir:
PARTE I – Deslocamento do equilíbrio químico
Colocou-se 2 mL de solução de dicromato de potássio 0,1 mol L-1 em um tubo 
de ensaio e 2 mL de solução de cromato de potássio 0,1 mol L-1 em outro tubo de ensaio; 
 Adicionou-se 7 gotas de solução de hidróxido de sódio 1,0 mol L-1, usando a
pipeta de Pasteur, ao tubo de ensaio contendo a solução de dicromato de potássio, até a mudança de coloração. Anotou-se ao pH em que ocorreu a mudança de coloração;
Adicionou-se 7 gotas de solução de ácido clorídrico 1,0 mol L-1, usando a
pipeta de Pasteur, ao tubo de ensaio contendo a solução de cromato de potássio, até a mudança de coloração. Anotou-se ao pH em que ocorreu a mudança de coloração.
PARTE II – Titulação ácido-base
Misturou-se 10 mL da solução NaOH 0,1 mol-1 com 10 mL de HCl 0,1
mol-1 e depois mediu-se o pH de cada reagente e o da solução e comparou-se;
A partir de uma solução de ácido acético 0,1 mol L-1 (A) e de uma
solução de acetato de sódio 0,1 mol L-1 (B), preparou-se diversas soluções tampões, conforme a ordem: mistura 1- 40 mL de ácido acético + 0 mL de acetato de sódio; mistura 2- 30 mL de ácido acético + 10 mL de acetato de sódio; mistura 3- 20 mL de ácido acético + 20 mL de acetato de sódio; mistura 4- 10 mL de ácido acético + 30 mL de acetato de sódio; mistura 5- 0 mL de ácido acético + 40 mL de acetato de sódio e mediu-se os valores de pH de cada uma das misturas, registrando-os.
4. RESULTADOS E DISCUSSÕES
 
Na parte I do experimento, avaliou-se o deslocamento do equilíbrio químico, onde colocou-se 2 mL de cromato de potássio (K2CrO4) a 0,1 mol L-1 e 2 mL de dicromato de potássio (K2Cr2O7) a 0,1 mol L-1 em tubos de ensaio separados, onde acrescentou-se 7 gotas de hidróxido de sódio (NaOH) 1,0 mol L-1 no tubo contendo dicromato e 7 gotas de ácido clorídrico (HCl) 1,0 mol L-1 no tubo contendo cromato. 
Observou-se que ao misturar dicromato de potássio (K2Cr2O7) 0,1 mol L-1, de coloração laranja e pH 4 com 7 gotas de hidróxido de sódio (NaOH) 1,0 mol L-1, incolor, ocorreu a perturbação do equilíbrio, a solução apresentou coloração amarela e pH 12, isso porque de acordo com o princípio de Le Châtelier a solução de dicromato que se encontrava em equilíbrio químico foi alterada quando foi adicionado o hidróxido de sódio (íons OH-), ou seja, houve um deslocamento do equilíbrio para o sentido do cromato devido a presença de hidroxilas, promovendo a formação de CrO42–, o que originou uma solução de coloração amarela e alcalina, ou seja, ocorreu deslocamento do equilíbrio no sentido inverso, uma vez que, os íons OH- da base consumiram os íons H+ e na tentativa de reduzir tal ação, o sistema respondeu consumindo Cr2O7-2 e H2O e originando CrO4- e H+. Esse aumento da concentração de CrO4- é responsável pela nova cor da solução (amarela). A reação ocorrida é mostrada abaixo:
2CrO42- + 2H+ ↔ Cr2O72- + H2O
Depois foi misturado 2 mL de cromato de potássio (K2CrO4) 0,1 mol L-1, de coloração amarela, e pH 7 e 7 gotas de ácido clorídrico (HCl) 1,0 mol L-1,incolor, onde após a reação a solução apresentou coloração laranja e pH 6, pois segundo o princípio de Le Châtelier, após a adição do HCl (íons H+), o equilíbrio foi deslocado para o sentido do dicromato com o aumento da concentração hidrogeniônica promovendo a formação de Cr2O72–, originando assim uma solução de coloração laranja e ácida, ou seja, a concentração de íons provenientes do dicromato (Cr2O2-7) prevaleceu e o equilíbrio se deslocou e para direita e a solução adquiriu cor laranja. A seguinte equação descreve a reação formada: 
K2CrO4 + 2HCl 2KCl + H2CrO4
Dessa forma, esta parte do experimento, está baseada no principio de Le Châtelier que afirma que o deslocamento será no sentido que minimize ou reduza o efeito da variação, consequentemente se um sistema químico está em equilíbrio e adicionamos uma substância (um reagente ou produto), a reação se deslocará de tal forma a estabelecer o equilíbrio pelo consumo de parte da substância adicionada fará com que uma reação se mova no sentido que formar mais daquela substância.
Na parte II do experimento, efetuou-se a titulação ácido-base, onde primeiramente, misturou-se 10 mL de hidróxido de sódio (NaOH) 0,1 mol L-1, a qual é uma base com 10 mL de ácido clorídrico (HCl) 0,1 mol L-1, o qual é um ácido forte, mediu-se o pH de ambos antes da mistura e verificou-se que NaOH apresentou pH 13 e o HCl pH 1, após a mistura mediu-se o pH da solução e constatou-se pH 12. 
De acordo com a literatura, durante uma titulação ácido-base, os íons de H3O+ e OH- reagem para formar H2O e pH ​​neutro. No entanto, embora o ponto de equivalência indique o térmico da titulação, nem sempre os volumes das soluções que são utilizadas resultam em uma solução final neutra, com pH igual a 7, mas valores próximos a 7, o que não ocorreu nesse experimento, uma vez que, o pH foi distante do neutro, tendo valor 12, o qual pode ser justificado por um possível descuido ter sido adicionado um volume maior de base e assim o pH resultante é determinado pela dissociação da base forte, pois adicionando base em excesso não haverá mais HCl e o pH será em função da concentração de OH- proveniente do NaOH adicionado em excesso.
Após efetuara titulação ácido e base, preparou-se soluções tampões, onde misturou-se solução de ácido acético (H3CCOOH), ácido fraco, e acetato de sódio (H3CCOONa), sal do ácido fraco, ambos a 0,1 mol L-1, onde verificou-se pequenas variações de pH ao variar a relação ácido:sal. O princípio de Le Chatelier diz que diminuindo a concentração de H+, o pH aumenta. A dissociação do ácido acético ocorre de acordo com a equação de equilíbrio abaixo:
H3CCOOH ↔ H+ + CH3CCOO-
E sua constante de equilíbrio de dissociação:
K = [H+] x [CH3CCOO-] = 1,75 x 10-5
 [CH3CCOOH]
Desprezando as pequenas quantidades de íons hidrogênio originados pela dissociação da água, pode-se afirmar que todos os íons hidrogênio são provenientes da dissociação do ácido acético, visto que a concentração de íons hidrogênio é igual a concentração de acetato, tem-se que: 
[H+] = [CH3CCOO-]
Aumentando o volume de acetato, diminui-se a sua concentração, como a concentração de CH3CCOO- é igual a concentração de H+, verifica-se que está de fato está de fato de acordo com o princípio de Le Chatelier, que diz que diminuindo a concentração de H+, o pH aumenta. Os volumes assim como os valores de pH das soluções estão contidos na Tabela 1. 
Tabela 1: Variação do pH de misturas-tampão de ácido acético 0,1 mol L-1 com acetato de sódio 0,1 mol L-1.
	
	
	
	
	Mistura
	VA (mL)
	VB (mL)
	pH
	1
	40
	0
	2
	2
	30
	10
	4
	3
	20
	20
	4
	4
	10
	30
	5
	5
	0
	40
	7
 
 
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5. Conclusão
De acordo com o experimento, na primeira parte, pode-se compreendercomo ocorre o equilíbrio químico, assim como a perturbação dele, onde através do princípio Le Châtelier constatou-se que o deslocamento do equilíbrio químico ocorreu nas misturas de hidróxido de sódio (NaOH) 1,0 mol L-1 com dicromato de potássio (K2Cr2O7) 0,1 mol L-1 e do cromato de potássio (K2CrO4) 0,1 mol L-1 com ácido clorídrico (HCl) 1,0 mol L-1, onde conclui-se que houve um deslocamento do equilíbrio para o sentido do cromato devido a presença de hidroxilas, promovendo a formação de CrO42–, o que originou uma solução de coloração amarela e alcalina e o equilíbrio foi deslocado para o sentido do dicromato com o aumento da concentração hidrogeniônica promovendo a formação de Cr2O72–, originando assim uma solução de coloração laranja e ácida, respectivamente.
Já na segunda parte constatou-se que na titulação ácido-base realizada com 10 mL de hidróxido de sódio (NaOH) 0,1 mol L-1 e 10 mL de ácido clorídrico (HCl) 0,1 mol L-1, a solução apresentou pH 12 e não 7, como era esperado devido ser mistura de ácido forte com base forte, podendo ser justificado por um possível descuido ter sido adicionado um volume maior de base e assim o pH resultante é determinado pela dissociação da base forte, pois adicionando base em excesso não haverá mais HCl e o pH será em função da concentração de OH- proveniente do NaOH adicionado em excesso.
Constatou-se também que a preparar soluções tampões de ácido acético (H3CCOOH) e acetato de sódio (H3CCOONa), ambos a 0,1 mol L-1, ocorreu pequenas variações de pH ao variar a relação ácido:sal, estando de acordo princípio de Le Chatelier diz que diminuindo a concentração de H+, o pH aumenta, o qual foi verificado através do aumento do volume de acetato e consequentemente a diminuição de sua concentração, em que a concentração de CH3CCOO- é igual a concentração de H+, logo concluiu-se que ocorreu a diminuição da concentração de H+ e o aumento do pH.
REFERÊNCIAS 
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