9 Porcentagem de leite de Magnésio Química experimental

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Quantificação do Magnésio no Leite de Magnésio 
Aluno: Michael Douglas Santos Monteiro
Disciplina: Química Experimental
Profª: Dra. Regina Celia Bastos de Andrade 
Data de entrega: 04/08/2016
Introdução:
Uma complexação, titulação complexométricas ou complexometria representa uma técnica de análise volumétrica que visa a formação de um complexo de coloração, na reação entre o analito e o titulante, sendo usado para indicar o ponto final da titulação um indicador. Titulações complexométricas são extremamente úteis para a determinação de diversos íons metálicos em solução. Um indicador capaz de produzir uma pronunciada mudança de coloração é usualmente usado para detectar o ponto final da titulação complexiométrica.
Baseiam-se na formação de um complexo solúvel. São reações extremamente comuns, mas poucas satisfazem as condições para serem usadas em química analítica: na sua maioria, os complexos não são estáveis bastante para permitir uma titulação. 
Os complexos que podem ser usados são quase sempre agentes quelatantes, sendo o reagente mais comum o sal dissódio do ácido etilenodiaminotetracético (EDTA). Quase todos os metais podem ser titulados pelo EDTA ou reagentes semelhantes, e essas titulações representam um dos maiores desenvolvimentos da química analítica clássica nos últimos anos. 
Segundo SKOOG (p. 427 e 428. 2010): 
As reações de complexação são largamente utilizadas na química analítica, tais como: absorção de radiação ultravioleta, base para determinações espectrofotométricas, titulação de cátions, ser empregados em análise gravimétrica ou titulação de precipitação, nos compostos orgânicos que contêm vários grupos doadores de elétrons que formam múltiplas ligações covalentes com íons metálicos e ente outros.
Segundo SKOOG (p. 429. 2010):
As reações de complexação envolvem um íon metálico M reagindo com um ligante L para formar o complexo ML, como mostrado na Equação: 
ML + L 	 ML2
MLn-1 + L 	 MLn
Considere a formação de complexos solúveis entre o metal M e o ligante L. Pressuponha que L seja a base conjugada de um ácido poliprótico e que forma HL, H2L,...HnL, nas quais novamente as cargas foram omitidas para generalizar o tratamento. A adição de ácido à solução contendo M e L reduz a concentração de L livre disponível para complexar com M e, assim, diminui a eficácia de L como agente complexante (princípio de Le Chatelier). 
Objetivo:
Encontrar a quantidade de Magnésio presente no Leite de Magnésio. 
Material necessário
3.1 – Materiais diversos: Balão Volumétrico, Erlenmeyer, Balança analítica, Bureta, Base para a Bureta, Espátula, Garra, Pêra de borracha e Pipeta Volumétrica.
3.2 – Reagentes/substâncias: Leite Magnésio, Água destilada, Indicador Negro de Eriocromo T, solução de amônia (tampão pH=10) e EDTA.
Procedimento Experimental
Etapa 1 – Depositou-se 1 mL de Leite de Magnésio em um Béquer.
Etapa 2 – Colocou-se em um balão de 100 mL e completou-se com água destilada. 
Etapa 3 - Retirou-se 25 mL com uma Pipeta Volumétrica e depositou-se esse material no Erlenmeyer. 
Etapa 4 – Colou-se 50 mL de água destilada, 5 mL de solução de amônia (solução tampão) e o indicador (negro de Eriocromo T). 
Etapa 5 – Notou-se a mudança de cor após o contato do indicador com a solução e agitou-se por 30 segundos.
Etapa 6 – Gotejou-se o titulante (EDTA) com a Bureta até que atingiu o ponto de viragem. 
Etapa 7 – Agitou-se a solução até retornar a cor Roxa e retornou a gotejar o titulante. Após gotejar a quantidade de EDTA e a cor não retornou, foi finalizado o processo.
Resultados e discussão 
Cálculos
Etapa 1 
1ml ---- 100 ml
x ---- 25 ml
x = 0,25 ml
Retirou-se 1 ml de leite magnésia e colocado em um balão volumétrico de 100 ml. Após esse ato extraiu-se uma alíquota de 25 ml. Logo, essa alíquota possuía um quarto da concentração total de Magnésio. Não obteve-se êxito ao término do experimento. 
Etapa 2
1 ml ------ 100mL 
x----------- 50mL 
x= 50 = 0,5 mL
 100
Massa Mg = Concentração Molar . Volume 
Massa Molar
Massa Mg = 0,1 . 5,9
 24
Massa de Magnésio= 14,16 mg
Como possuía-se uma alíquota com a metade da concentração total, logo o valor total é 28,32 mg. 
No primeiro experimento a mudança de cor permanente foi em 3,4 mL.
No segundo experimento a mudança de cor permanente foi em 5,9 mL. Anteriormente houve mudança de cor, porém retornava a cor roxa: 3,4 mL e 4,9 mL. 
No terceiro experimento, utilizou-se 0,366g do indicador, a mudança de cor permanente foi em 3 mL. Anteriormente houve mudança de cor: 1,9 mL e 2,6 mL.
Notou-se alguns problemas com o experimento, pois a quantidade de EDTA que possibilitou a cor não retornar a sua cor original foi proporcional a quantidade de indicador colocado. 
Os resultados obtidos pela equipe: Kêmely Gomes e Michael Douglas, não se aproximou dos dados disponibilizados no rótulo do Leite de Magnésio, foi encontrado 28,32 mg, na embalagem do produto foi apresentado uma concentração de 85,5 mg/ml.
Os problemas que podem ser ocasionar com a má escolha do indicador são notáveis.
Baseando-se nos livros de Martha Reis (2013), Tito e Canto (2003) e outros materiais:
Quando um indicador genérico entra em contato com um meio ácido, segundo o Princípio de Le Chatelier, o equilíbrio é deslocado no sentido de formação do ácido fraco, ficando com a cor A. Por outro lado, se o indicador entrar em contato com um meio básico, os íons OH- da solução básica irão reagir com os íons H3O+ do indicador. Desse modo, o equilíbrio será deslocado no sentido de repor os íons H3O+, ou seja, para a direita, que é também o sentido de formação da base conjugada, e o sistema adquire a cor B.
Para se escolher o indicador certo, é preciso considerar as forças relativas dos ácidos e das bases que participam da reação e também da faixa de viragem do indicador. Por exemplo, a faixa de viragem da fenolftaleína é entre 8,2 e 10,0, então ela é indicada para reações em que o ponto de viragem ocorre em pH básico, mas não em que o ponto de viragem ocorre em pH ácido.
Conclusão
Conclui-se que a importância dos cálculos, pois sem o entendimento desses recursos os erros aumentariam. Os cálculos utilizados dão base para os testes. Há a necessidade do estudo das teorias para a compreensão da prática. Observou-se a possibilidade de resultados não exatos na prática por falta de prática ou não compreensão do manuseio dos materiais e das substâncias.
 A escolha e o manuseio correto dos indicadores e vidrarias demonstram quanto o estudante está preparado para a prática. Apresenta-se a importância do estudo de exatidão e precisão nessas práticas, devido a necessidade da escolha dos melhores materiais para a execução e determinação dos resultados.
 Discutiu-se a probabilidade do Negro de Eriocromo T não ser o melhor indicador para a prática, pois houve problemas nos resultados e houve distanciamento da ideia proposta. 
O outro grupo conseguiu se aproximar mais do resultado esperado, porém houve a necessidade de maior quantidade do indicador. Houve também a observação de quanto havia a alteração de cor pela quantidade de Negro de Eriocromo T colocado. 
Sendo assim, a prática despertou curiosidade nos estudantes, pois, mesmo tendo acabado a prática, continuou-se a testar para entender o que estava causando as diferenças entre os resultados dos grupos. 
É relevante citar que houve a necessidade da compreensão de mais assuntos e de manuseio dos materiais e substâncias, causando o interesse nos acontecimentos que surgiam. 
Referências 
Skoog, D.A; West, D.M; F.J. & Stanley, R.C. Fundamentos de Química Analítica, Tradução da 8ª edição Norte Americana. São Paulo, Ed. Thomson. 2010. 
Visto dia 29/07/2016, por Jennifer Rocha Vargas. Fogaça Disponível em: <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/indicadores-acido-base.htm>
Visto dia 01/08/2016, por André Luis Silva da Silva. Disponível em: <http://www.infoescola.com/quimica/complexometria/>
REIS, Martha. Química (Ensino Médio). Vol. 2. 1ª ed. Ed Ática. São Paulo.2013.
PERUZZO, Francisco Miragaia; CANTO, Eduardo Leite do. Química na abordagem do cotidiano: Físico-Química. Vol. 2. 3ª Ed. Ed. Moderna. São Paulo. 2003.