QUÍMICA AMBIENTAL II - EXPERIMENTOS

Prévia do material em texto

Química Ambiental II 	� PAGE �1�
UNIVERSIDADE CATÓLICA DE GOIÁS
Departamento de Matemática e Física
Coordenação de Química
EXPERIÊNCIAS
DE LABORATÓRIO
 em
Química Ambiental II
Maf 4137
2008
�
1
Sumário
	Aulas
	Página
	Técnicas Experimentais de Análise Qualitativa Inorgânica
	3
	Estudo Sistemático de Separação e Identificação de Cátions
	8
	Determinação da Condutância e Sólidos Totais na Água 
	13
	Volumetria de Neutralização: Preparo e Padronização de Solução de H2SO4
	17
	Volumetria de Neutralização: Determinação pH, Alcalinidade e Acidez da Água
	20
	Volumetria de Precipitação: Determinação de Cloro em Água - Método de Mohr
	24
	Volumetria de Complexação - Determinação da Dureza da Água
	31
	Determinação OD e OC – 1ª Parte
	34
	Determinação OD e OC – 2ª Parte
	38
	Espectrofotometria: Determinação de Ferro: Método Orto-Fenantrolina
	38
	Cromatografia Gasosa: Introdução ao Uso do Cromatógrafo Gasoso
	44
	Cromatografia Gasosa: Separação de Solventes Orgânicos
	
01 TÉCNICAS EXPERIMENTAIS DE ANÁLISE QUALITATIVA INORGÂNICA
1. INTRODUÇÃO
	Para efetuar as reações analíticas o estudante deve estar familiarizado com as operações comumente empregadas em análise qualitativa, isto é, com as técnicas de laboratório envolvidas no processo. Dentre estas operações temos: preparo de solução, evaporação, cristalização, destilação, precipitação, filtração, decantação, etc.
	A análise qualitativa pode ser conduzida em várias escalas:
a) Macroanálise: a quantidade de substância empregada é de 0,5-1,0 g e o volume de solução tomado para análise é cerca de 20 mL;
b) Semimicroanálise: a quantidade usada para análise é reduzida para 0,1- 0,05 g e o volume de solução para cerca de 1 mL;
c) Microanálise: o fator é da ordem de 0,01g ou menos.
	Não há uma linha nítida de demarcação entre semimicro e microanálise. Para análise de rotina por estudantes, a escolha se situa entre semimicro e macroanálise. Há muitas vantagens em adotar a técnica semimicro; estas incluem:
I ) Consumo reduzido de substâncias químicas com uma considerável economia no orçamento do laboratório;
II) Maior velocidade da análise e a economia de tempo na execução das várias operações padronizadas de filtração, lavagem, evaporação;
III) Eficiência de separação aumentada, por exemplo, com a lavagem de precipitados, que pode ser conduzida rápida e eficazmente quando uma centrífuga substitui o filtro;
IV) A quantidade de reagentes utilizada é menor, diminuindo a contaminação ambiental;
V) Economia de espaço nas prateleiras dos reagentes, ou mais especificamente nos armários;
VI) O desejo de assegurar um treinamento na manipulação de pequenas quantidades de material.
	A análise qualitativa utiliza dois tipos de ensaios: reações por via seca e reações por via úmida. As primeiras são aplicáveis a substâncias sólidas, e as últimas, a substâncias em solução.
	Os ensaios por via seca podem ser conduzidos sem dissolver a amostra. Os ensaios mais comuns são por: aquecimento, maçarico de sopro, teste da chama de Bunsen e os espectroscópicos.
	Os ensaios por via úmida são realizados com a amostra e os reagentes em solução. Nestes ensaios percebe-se a ocorrência de reação pela formação de precipitado, por desprendimento de gás, ou mudança de cor. A maioria das reações de análise qualitativa é conduzida por via úmida. Quando não existem observações visuais ou olfativas para uma reação, a sua ocorrência pode ser constatada através de um teste auxiliar tal como, um indicador, células elétricas que respondam a variações de concentração de H+, Ag+ ou de outros íons, medidas de condutividade elétrica ou outras propriedades físicas.
	Desta forma, os tipos de reações podem também ser observadas por:
a) Troca de espécies (íons) entre as substâncias. Isto corresponderia à reação se um dos possíveis produtos fosse fracamente ionizável (eletrólito fraco) ou insolúvel (precipitado);
b) Formação de complexos. Isto ocorre muitas vezes associada com uma mudança visível de cor, ou seja formação de complexos coloridos. A solução adquire uma cor diferente ou um precipitado se dissolve;
c) A troca de espécies leva a uma liberação de gases, os quais podem ser observados por borbulhamento, cor ou cheiro.
d) Algumas reações podem envolver transferência de elétrons. São as reações de oxidação-redução.
	Em geral, as reações de análise qualitativa inorgânica empregam soluções aquosas de sais, ácidos e bases. Estas substâncias são eletrólitos fortes ou fracos, dependendo do grau de ionização ou dissociação. Por exemplo:
Sal: BaCl2 ( Ba2+ + 2 Cl- (eletrólito forte)
Ácido: CH3COOH ( H+ + CH3COO- (eletrólito fraco)
Base: NH4OH ( NH4+ + OH- (eletrólito fraco)
Ácido: HCl ( H+ + Cl- (eletrólito forte)
Base: NaOH ( Na+ + OH- (eletrólito forte) 
		A equação química que descreve uma transformação durante uma reação é chamada de equação molecular. Por exemplo:
NaCl (aq) + AgNO3 (aq) ( AgCl (s) + NaNO3 (aq)
	Uma representação mais precisa da reação, como realmente ocorre em solução, é dada pela equação iônica. Assim:
Na+ (aq) + Cl- (aq) + Ag+ (aq) + NO3- (aq) ( AgCl (s) + Na+ (aq) + NO3- (aq)
	Nesta equação, todas as substâncias iônicas são solúveis e encontram-se dissociadas na solução. A fórmula do cloreto de prata (AgCl) é escrita na forma molecular porque os seus íons não estão separados. Como nas reações analíticas por via úmida não detectamos o sal, mas sim o(s) íon (s) deste sal, representamos estas de uma forma simplificada denominada equação iônica representativa ou líquida, isto é, à equação que resume as mudanças que ocorrem:
Cl- (aq) + Ag+ (aq) ( AgCl (s)
	Nesta aula, os métodos da análise qualitativa e os princípios nos quais se fundamentam serão estudados, utilizando-se os íons ou elementos mais comuns e representativos.
2. OBJETIVO: Identificar espécies químicas através de reações por via úmida.
3. MATERIAIS
Estante com dez tubos de ensaio
Pisseta com água destilada
Pipeta graduada de 5,0 mL
4. REAGENTES
	Solução de cloreto de sódio 0,1M
	Solução de nitrato de prata 0,1M
	Solução de tiocionato de potássio 0,1M
	Solução de sulfato de cobre 0,1 M
	Solução saturada de carbonato de sódio
	Solução de ácido clorídrico 3,0M
	Solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/L
	Solução de nitrato férrico 0,1M
	Papel alumínio picado
	
5. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Tubo 1
	Adicione num tubo de ensaio 10 gotas de solução de cloreto de sódio 0,1M. Em seguida adicione 10 gotas de nitrato de prata 0,1M. Observe a reação. Escreva a equação química. Guarde este tubo e examine-o após 30 minutos.
Tubo 2
	Adicione num tubo de ensaio 5 gotas de solução de sulfato de cobre 0,1M. Em seguida, adicione 10 gotas de hidróxido de sódio 0,1M. Observe a reação química. Escreva a equação química e a característica do precipitado formado.
Tubo 3
	Adicione em um tubo de ensaio 1,0 mL de solução saturada de carbonato de sódio. Em seguida, adicione lentamente pelas paredes do tubo de ensaio, gotas de solução de ácido clorídrico 3,0 M. Observe a reação química. Escreva a equação química e anote as suas observações.
Tubo 4
	Adicione em um tubo de ensaio 10 gotas de solução de nitrato férrico 0,1M. Em seguida, adicione 5 gotas de solução de tiocianato de potássio 0,1M. Observe a reação química. Escreva a equação e a característica do produto formado. 
Tubo 5
	Adicione em um tubo de ensaio alguns pedaços de papel alumínio. Em seguida adicione lentamente pelas paredes do tubo de ensaio, gotas de solução de ácido clorídrico 3,0 M. Observe a reação química. Escreva a equação química e anote as suas observações.
6. RESULTADOS
Tabela 1: Resultados dos ensaios qualitativos de identificaçãoTubo
	Nomes dos Reagentes
	Nomes dos Produtos
	Observações
	01
	
	
	
	
	
	Equação molecular:
Equação iônica:
Equação iônica líquida:
	02
	
	
	
	
	
	Equação molecular:
Equação iônica:
Equação iônica líquida:
	03
	
	
	
	
	
	Equação molecular:
Equação iônica:
Equação iônica líquida:
	04
	
	
	
	
	
	Equação molecular:
Equação iônica:
Equação iônica líquida:
	05
	
	
	
	
	
	Equação molecular:
Equação iônica:
Equação iônica líquida:
7. BIBLIOGRAFIA
MELLO, A.F., Introdução à análise mineral qualitativa. São Paulo, Pioneira, 1977.
ALEXÉEV, V., Análise qualitativa. Edições lopes da Silva, Porto, 1982.
VOGEL, A. I. Química analítica qualitativa, São Paulo, Editora Mestre Jou, 1981.
KING, E. J. Análise qualitativa - reações, separações e experiências, Rio de Janeiro, Ed. Interamericana, 1981.
8. EXERCÍCIOS
Quais os critérios para se verificar a ocorrência de uma reação química por via úmida?
Classifique todas as reações químicas utilizadas nesta aula.
�
02 ESTUDO SISTEMÁTICO DE SEPARAÇÃO E IDENTIFICAÇÃO DE CÁTIONS
1. INTRODUÇÃO
	Para fins de análise qualitativa sistemática, os cátions são classificados em cinco grupos, tomando-se por base sua peculiaridade a determinados reagentes. Pelo emprego sistemático desses assim chamados reagentes de grupo, podemos tirar conclusões sobre a presença ou ausência de grupos de cátions e também separar tais conjuntos para uma posterior análise. A classificação baseia-se no modo como os catíons reagem a tais reagentes pela formação ou não de precipitados. Por isso, pode-se dizer que a classificação dos íons mais comuns é baseada nas diferenças de solubilidade de seus cloretos, sulfetos e carbonatos. Os cinco grupos e suas características são, como se segue:
Grupo I - Os cátions deste grupo formam precipitados com ácido clorídrico diluído. Os íons deste grupo são: chumbo, mercúrio (I) e prata.
Grupo II - Os cátions deste grupo não reagem com ácido clorídrico, mas formam precipitados com ácido sulfídrico em meio ácido mineral diluído. Os íons deste grupo são: mercúrio (II), cobre, bismuto, cádmio, arsênio (III), arsênio (V), antimônio (III), antimônio (V), estanho (II), estanho (III) e estanho (IV). Os quatro primeiros formam o subgrupo II.A, e os seis últimos, o subgrupo II.B. Enquanto os sulfetos dos cátions do grupo II.A são insolúveis em polissulfeto de amônio, os do grupo II.B são solúveis.
Grupo III - Os cátions deste grupo não reagem nem com ácido clorídrico nem com ácido sulfídrico em meio ácido mineral diluído. Todavia, formam precipitados com sulfeto de amônio em meio neutro ou amoniacal. Os cátions deste grupo são: cobalto (II), níquel (II), ferro (III), cromo (III), alumínio, zinco e manganês (II).
Grupo IV - Os cátions deste grupo não reagem nem com reagentes do grupo I, nem do II, nem do III. Eles formam precipitados com carbonato de amônio na presença de cloreto de amônio em meio neutro ou levemente ácido. Os catíons deste grupo são: cálcio, estrôncio e bário.
Grupo V - Os cátions comuns, que não reagem com nenhum dos reagentes dos grupos anteriores, formam o último grupo, que inclui os íon magnésio, sódio, potássio, amônio, lítio e hidrogênio.
	Nesta aula serão estudados os cátions do primeiro grupo, isto é, chumbo, mercúrio e prata. O reagente do grupo será a solução de ácido clorídrico diluído 2 mol/L. Nesta análise ocorre a formação de um precipitado branco de cloreto de chumbo (PbCl2), cloreto de mercúrio (Hg2Cl2) e cloreto de prata (AgCl). 
	Os cátions do primeiro grupo formam cloretos insolúveis. O cloreto de chumbo, porém, é ligeiramente solúvel em água e, por esta razão, o chumbo nunca é completamente precipitado, quando se adiciona ácido clorídrico diluído à amostra. Os íons chumbo restantes são quantitativamente precipitados com ácido sulfúrico em meio ácido, junto com os catíons do segundo grupo
	Estando a amostra dissolvida, a separação dos cátions em grupos pode ser tentada. Antes de iniciar o procedimento de separação alguns fatos devem ser observados:
1. A análise não deve ser efetuada com grandes quantidades da substância, porque se gastará muito tempo na filtração dos precipitados e haverá dificuldades na sua lavagem e dissolução. Assim sendo, recomenda-se o uso de 0,5-1 g em análise.
2. Os ensaios devem ser desenvolvidos na ordem dada.
3. As condições para precipitação e para dissolução devem ser rigorosamente seguidas.
4. Todos os precipitados devem ser lavados, para que as substâncias aderentes sejam removidas, a fim de evitar contaminação pelos metais remanescentes no filtrado. As primeiras lavagens devem ser adicionadas à solução da qual o precipitado foi filtrado; as últimas podem ser deixadas de lado.
5. Se o volume da solução em qualquer estágio da análise tornar-se muito grande, deverá ser reduzido por evaporação.
6. A aparelhagem empregada na análise deve ser escrupulosamente limpa: aparelhagem suja pode introduzir impurezas na substância a ser testada.
	A maioria dos reagentes é, de certa forma, tóxica e por isso deve ser manipulada com cuidado. Aqueles que forem excepcionalmente tóxicos ou perigosos devem ser rotulados de modo especial, devendo ser manuseados com extremo cuidado. Na lista de reações, esses reagentes serão marcados como VENENOSO ou PERIGOSO. Não se deve usar esses reagentes, quando se está sozinho no laboratório; é melhor avisar um colega ou o supervisor antes de usá-los.
	A concentração escolhida na maioria dos casos é mol/L, o que significa que se torna fácil calcular os volumes relativos do material e do reagente necessário para se completar a reação É aconselhável adicionar a quantidade calculada de reagente imediatamente e de uma só vez à solução, mas a quantidade final deve igualar ou superar o equivalente. Em alguns casos, é impossível ou impraticável preparar um reagente mol/L e, nestes casos, têm de ser usados reagentes 0,5 mol/L ou até 0,1 mol/L. É fácil, a partir das concentrações, predizer o volume de um determinado reagente necessário para completar a reação. Os ácidos e bases são utilizados, na maioria das vezes, em concentrações da ordem de 2 mol/L, para se evitar uma diluição desnecessária da mistura.
2. OBJETIVOS: 
Separar e identificar os cátions do primeiro grupo, por meio de um estudo sistemático de reações por via úmida.
�
MATERIAIS
	Uma estante com dez tubos de ensaio
	Centrífuga
	Manta elétrica
	Béquer de 300 mL
	Pisseta com água destilada
	Pipeta volumétrica de 5,0 mL
4. REAGENTES
Solução de ácido clorídrico 2,0 mol/L
Solução de nitrato de chumbo 0,05 mol/L
Solução de cromato de potássio 0,1 mol/L
Solução de iodeto de potássio 0,1 mol/L
Solução de HNO3 diluído
Solução de nitrato mercuroso 0,05 mol/L
Solução de nitrato de prata 0,1 mol/L
Solução de hidróxido de amônio 6,0 mol/L
5. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Enumere os tubos de ensaios de 1 a 10. Reserve um tubo para utilizá-lo como contra-peso.
Dissolva a amostra a frio e/ou a quente na seqüência: água destilada, ácido clorídrico diluído, ácido clorídrico concentrado. ácido nítrico diluído, ácido nítrico concentrado, água régia (uma parte de ácido nítrico concentrado para três partes de ácido clorídrico concentrado).
A solução é preparada com 2 g da amostra em cerca de 50 mL do solvente adequado, colocar em um frasco e rotular. Para efetuar a análise usar uma alíquota da solução.
Tubo1: Meça 2,0 mL da amostra dissolvida (alíquota) e transfira para um tubo de ensaio. Adicione 20 gotas de solução de ácido clorídrico 2 mol/L. Se formar um precipitado, adicione mais 0,5 mL de ácido clorídrico, agite e centrifugue por 2 minutos a 2500 rpm. Transfira o sobrenadante para outro tubo de ensaio (Tubo 2).
6. EXERCÍCIOS PÓS-LABORATÓRIO
1. Escreva as reações de todas as etapas de separação e identificação.2. Porque o teste para confirmar a presença do íon chumbo com o cromato de potássio deve ser feito a quente?
3. O que vem a ser uma marcha sistemática? (processo usado nesta técnica).
7. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
Vogel, A.I. Química analítica qualitativa. 5a. ed., Editora Mestre Jou, São Paulo, 1981.
BACCAN, N.; GODINHO, O.E.S.; ALEIXO, L.M.; STEIN, E. Introdução à Semimicroanálise Qualitativa. 6ª ed., Campinas: Editora da Unicamp, 1995.
�
03 DETERMINAÇÃO DA CONDUTÂNCIA E SÓLIDOS TOTAIS NA ÁGUA
 
1ª PARTE – CONDUTÂNCIA DA ÀGUA E EFLUENTES
1. INTRODUÇÂO
	A condutânica fornece uma medida da capacidade da água de conduzir corrente elétrica. Um sistema aquoso contendo ions irá conduzir uma corrente elétrica. Sob uma corrente direta os íons positivos migram para o eletrodo negativo, enquanto os íons negativos migram para o eletrodo positivo. A maioria dos ácidos inorgânicos, bases e sais, são bons condutores. Moléculas de compostos orgânicos tais como sacarose e etanol, não se dissociam em íons em solução aquosa e desta forma produzem soluções que são muito pouco condutoras.
	A água recém purificada tem uma condutância de 0,5 a 2(mhos, atingindo um valor de 2 a 4(mhos após algumas semanas de armazenamento. Este aumento resulta principalmente da absorção do CO2 atmosférico e em uma menor extensão de amônia.
	As águas de maior qualidade têm condutâncias entre 50 e 500(mhos, e a água mineral estando na faixa de 500 a 1000(mhos e até maiores. As condutividades relativas de várias amostras de água devem ser comparáveis à quantidade de sólidos totais da amostra (a ser determinada na 2ª Parte desta prática).
	A unidade padrão de resistência elétrica é o ohm ((). A unidade padrão de condutividade é o inverso do ohm, chamado de mho.
2. REAGENTES E EQUIPAMENTOS
As amostras de água:
	Água de torneira: proveniente do tratamento de água municipal;
	Uma amostra desconhecida, preparada em laboratório; e
Uma amostra de água proporcionada pelo estudante, coletada antes de vir ao laboratório.
 Béquer de 50 mL (01)
Condutivímetro
3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
- Calibrar o condutivímetro empregando-se as soluções padrão disponibilizadas pelo fabricante do instrumento. Para cada forma de leitura (condutividade e sólidos totais) é feito um procedimento de calibração. 
- Fazer a leitura da condutividade diretamente em um béquer de 50 mL contendo a amostra.
- Utilizando a Tabela I, estimar a concentração de NaCl em mg/L, equivalente a cada condutividade observada.
	Tabela I – Parâmetros de Qualidade da Água
	Condutância específica
(mhos/cm
	Resistência específica
M(.cm
	Mg/L
NaCl
	Grãos de CaCO3 por galão
	0,055
0,056
0,063
0,071
0,083
0,100
0,125
0,167
0,250
0,500
1,000
1,250
1,667
2,500
5,000
10,000
20,000
40,000
80,000
158,730
312,500
625,000
1.250,000
2.500,000
5.000,000
10.000,000
	18,240
18,000
16,000
14,000
12,000
10,000
8,000
6,000
4,000
2,000
1,000
0,800
0,600
0,400
0,200
0,100
0,050
0,025
0,0125
0,0063
0,0032
0,0016
0,0008
0,0004
0,0002
0,0001
	Nenhum
0,022
0,025
0,029
0,033
0,040
0,050
0,067
0,100
0,200
0,400
0,500
0,667
1,000
2,000
4,000
8,000
16,000
32,000
63,492
125,000
250,000
500,000
1.000,000
2.000,000
4.000,000
	Nenhum
0,002
0,002
0,002
0,002
0,003
0,004
0,005
0,007
0,015
0,029
0,037
0,049
0,073
0,146
0,292
0,585
1,170
2,340
4,641
9,137
18,273
36,550
73,099
146,199
292,398
2ª PARTE – DETERMINAÇÂO DE SÓLIDOS TOTAIS
1. INTRODUÇÃO
	Ainda que alguns contaminantes da água possam ser gases (como amônia dissolvida) ou líquidos (óleos), a maioria dos contaminantes comuns são sólidos dissolvidos ou suspensos na água. A água do mar (ainda que não necessariamente poluída) tem um conteúdo total de sólidos dissolvidos de 35.000 mg/L. Em geral, a água é considerada ser uma água salgada se contém acima de 3.000 mg/L de sólidos dissolvidos, água salobra se contém entre 500-3.000 mg/L de sólidos dissolvidos e água fresca se contém menos de 500 mg/L de sólidos dissolvidos.
	No presente experimento, nenhuma atenção será dada para determinar a natureza de qualquer sólido individual suspenso ou dissolvido nas amostras de água. O objetivo é simplesmente medir a concentração total ou combinada de todos os sólidos, em mg/L. Este experimento dará ao estudante a oportunidade de comparar os sólidos totais em vários tipos de água – desde água potável até a água de rios. Também é esperado que o estudante adquira alguma habilidade em técnicas de laboratório (como o uso adequado de uma balança analítica). A finalidade deste experimento é realizar uma comparação entre o valor medido no instrumento e aquele obtido da forma "manual", isto é, com o aquecimento da amostra e determinação da massa de resíduo no béquer.
2. REAGENTES E MATERIAIS
Amostras de água utilizadas na 1ª parte
1 Chapa aquecedora 
1 Béquer de 150 mL
1 proveta de 50 mL
1 Balança analítica
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
- Determine a massa do béquer de 150 mL. Utilize a balança analítica e anote a massa com todas as casas decimais indicadas (isto é, uma precisão de 0,0001g)
Agite bem cada frasco de amostra e transfira, com o uso de uma proveta, exatamente 50 mL da solução de amostra para o béquer de 150 mL previamente pesado. 
- Meça novamente a massa. 
- Aqueça o béquer contendo a amostra em uma chapa aquecedora até que entrem em ebulição. Atenção: a ebulição não deve ser violenta, para evitar que se percam sólidos por borbulhamento.
- Pouco antes de todo o líquido evaporar-se, reduza a temperatura da chapa, do contrário os béqueres podem rachar devido ao aquecimento rápido. Deve-se observar a total evaporação de qualquer traço de água para evitar erros no resultado final. 
- Após evaporar completamente a água, coloque os frascos em um dessecador para o resfriamento. Depois de resfriado, determinar a massa do béquer com o resíduo. A quantidade de sólidos totais é calculada pela diferença entre as massas do béquer antes e depois do procedimento.
- Sabendo que o volume de amostra foi de 50 mL, utilize a fórmula abaixo para determinar a quantidade de sólidos totais , em mg/L. Registre os valores obtidos.
mg/L sólidos totais = g de sólidos totais x 1000.000 				 mL de amostra
�
4 PREPARO E PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÃO DE H2SO4 0,1 molL-1
1- INTRODUÇÃO
	Os reagentes comumente usados para a preparação das soluções padrões ácidas são o ácido clorídrico e o sulfúrico. Os dois são encontrados no comércio na forma de soluções concentradas. O HCl apresenta concentração 12mol/L, enquanto que o H2SO4 é cerca de 18 mol/L. Mediante diluição apropriada, pode-se preparar com facilidade qualquer solução com uma concentração aproximada.
	As soluções preferidas são as de ácido clorídrico, pois são estáveis indefinidamente e podem ser usadas na presença da maior parte dos cátions sem sofrer interferência devida à formação de sais solúveis. O ácido sulfúrico forma sais insolúveis com os hidróxidos de bário e de cálcio. Nas titulações de líquidos quentes, ou nas determinações que exigem fervura com excesso de ácido durante um certo tempo, o ácido sulfúrico padrão é, no entanto, o preferível. O ácido nítrico é raramente empregado, pois quase sempre contém um pouco de ácido nitroso que tem uma ação destrutiva sobre muitos indicadores.
	Um método adequado para preparar uma solução é obtê-la com concentração aproximada e em seguida padronizá-la com uma substância alcalina padrão, por exemplo, o tetraborato de sódio ou o carbonato de sódio anidro. A solução padronizada pode ser utilizada para determinar alcalinidade de diversas amostras.
CO32- +2H+ ↔ H2O + CO2
	Para a padronizaçãorealizada com carbonato de sódio (padrão primário) previamente aquecido a 270°C < T < 300°C por 1 hora, o indicador utilizado é a alaranjado de metila ou azul de bromofenol, que após proceder a titulação do padrão com o H2SO4 a solução adquire uma tonalidade rosada. 
		
3- OBJETIVO
	Preparar e padronizar uma solução de ácido sulfúrico 0,1 mol/L para posterior determinação de alcalinidade de água.
4- MATERIAIS E REAGENTES
	Pipeta graduada de 2 mL
	Balão volumétrico de 250 mL
	Erlenmeyer 250 mL (2 por grupo)
	Proveta de 50 mL
	Bureta de 50 mL
	Suporte universal com garra
	Béquer de 50 e 1000 mL
	
	H2SO4 P.A.
	Alaranjado de metila
	Na2CO3
	
5- PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
5.1. Preparação da Solução de Ácido Sulfúrico 
Cuidado: ácido sulfúrico concentrado é altamente tóxico e corrosivo.
- Utilizando os dados do rótulo (98% H2SO4 M.M. 98 g/mol, e densidade 1,84 g/mL), calcule o volume do ácido concentrado necessário para preparar 250 mL de solução 0,1 mol/L. 
- Meça o volume necessário do ácido e transfira para um balão volumétrico de 250 mL contendo já cerca de 100 mL de água destilada recém fervida. Agite cuidadosamente o balão e adicione água até completar o volume. Feche bem o balão e vire-o de ponta-cabeça várias vezes para homogeneizar a solução.
- Transfira esta solução para um frasco limpo e rotule-o.
5.2. Padronização da Solução de Ácido Sulfúrico com Carbonato de sódio (Na2CO3)
- Calcule a massa de carbonato de sódio que reage completamente com 25,0mL de solução 0,1 mol/L de ácido sulfúrico. 
- Meça numa balança analítica, a massa de carbonato de sódio calculada ne transfira para um erlenmeyer de 250mL.
- Dissolva o sal com 50 mL de água destilada (medidos na proveta) e transfira para um erlenmeyer de 250 mL. Adicione, a seguir, 3 gotas de indicador alaranjado de metila à solução de carbonato. Repita este procedimento. 
- Titule essa solução com o ácido sulfúrico 0,1 mol/L preparado no item anterior, até que a solução adquira uma coloração alaranjada-rósea. 
- Anote o volume de ácido gasto e calcule, exatamente, a concentração molar da solução de solução preparada.
5.3. Resultados
	Volume gasto de H2SO4 na primeira padronização (mL)
	
	Volume gasto de H2SO4 na segunda padronização (mL)
	
	Volume gasto de H2SO4 médio na padronização (mL)
	
	Fator de correção da solução 0,1mol/L de H2SO4
	
	Molaridade real da solução de H2SO4
	
6- Questões Pós-Laboratório
Calcule a molaridade real da solução de H2SO4, após padronização.
Quais os cuidados que um analista deve ter ao preparar uma solução de H2SO4, a partir da solução do reagente concentrada 98 %?
7- Bibliografia
Vogel, A.I., Análise Química Quantitativa. 5a. ed. Livros Técnicos e Científicos. Rio de Janeiro, p. 238. 1992.
Baccan N., Química analítica quantitativa elementar. Editora Edgard Blucher, Unicamp, São Paulo,p. 180-181. 1979.
�
5 DETERMINAÇÃO PH, ALCALINIDADE E ACIDEZ DA ÁGUA
1 - INTRODUÇÃO
As medidas de pH são de extrema utilidade, pois fornecem inúmeras informações a respeito da qualidade da água. Às águas superficiais possuem um pH entre 4 e 9. As vezes são ligeiramente alcalinas devido à presença de carbonatos e bicarbonatos. Naturalmente, nesses casos, o pH reflete o tipo de solo por onde a água percorre. Em lagoas com grande população de algas, nos dias ensolarados, o pH pode subir muito, chegando a 9 ou até mais. Isso porque as algas, ao realizarem fotossíntese, retiram muito gás carbônico, que é a principal fonte natural de acidez da água. Geralmente um pH muito ácido ou muito alcalino está associado à presença de despejos industriais. A determinação do pH é feita através do método eletrométrico, utilizando-se para isso um peagâmetro digital.
Nos sistemas de abastecimento público de água, o pH está geralmente compreendido entre 6,5 e 9,5. De um modo geral, águas de pH baixo tendem a ser corrosivas ou agressivas a certos metais, paredes de concreto e superfícies de cimento-amianto, enquanto que águas de alto pH tendem a formar incrustações.
A alcalinidade representa a capacidade que um sistema aquoso tem de neutralizar (tamponar) ácidos a ele adicionados. Esta capacidade depende de alguns compostos, principalmente bicarbonatos, carbonatos e hidróxidos. A alcalinidade é determinada através da titulação. A alcalinidade pode ser expressa das seguintes maneiras:
Alcalinidade (Alcalinidade Hidróxida OH-) Alcalinidade de hidróxidos ou causticidade é uma componente da alcalinidade total devida, exclusivamente, à presença de íons OH-(hidroxila). Não se deve confundir Alcalinidade com a medida de íons H+ ou OH- livres. Estes são realizados através da determinação de pH. A Alcalinidade não é normalmente encontrada em águas naturais, podendo ser adicionada sob a forma de produtos cáusticos.
Alcalinidade Parcial (Alcalinidade P) É determinada por titulação com ácido forte em presença de fenolftaleína (v. alcalinidade total). É geralmente composta por íons carbonato (CO32-) e bicarbonato (HCO3-), agindo como um estabilizador do valor de pH. Alcalinidades, pH e Dureza afetam a toxicidade de várias substâncias na água.
Alcalinidade Total (Alcalinidade mol/L) A alcalinidade da água é uma medida de sua capacidade em reagir com ácidos fortes para atingir determinado valor de pH. A alcalinidade da água natural é, tipicamente, uma combinação de íons bicarbonato (HCO3-), íons carbonato (CO32-) e hidroxilas (OH-). É determinada por titulação com ácido forte em presença de alaranjado de metila. Na água potável, a alcalinidade contribui, também, para o sabor da água.
A determinação da alcalinidade é uma das determinações mais importantes no controle da água, estando relacionada a coagulação, redução de dureza e prevenção de corrosão nas canalizações de ferro da rede de distribuição.
Somente dois tipos de alcalinidade podem estar presentes simultaneamente numa amostra de água:
OH- + HCO3- ( H2O + CO32-
A acidez é determinada pela quantidade de gás carbônico livre na água. A maioria das águas naturais e dos esgotos domésticos é tamponada por um sistema composto por dióxido de carbono, CO2, e bicarbonato, HCO3-. O ácido carbônico não é totalmente neutralizado, a não ser que o pH seja igual ou superior a 8,2, e não diminuirá o pH a valores abaixo de 4,5. Assim, a acidez devida ao CO2 está na fixa de 4,5 a 8,2, enquanto que acidez causada por ácidos minerais fortes, quase sempre devida a esgotos industriais, ocorres geralmente a pH abaixo de 4,5.
Assim como a alcalinidade, a acidez é expressa em termos de CaCO3, e é medida neutralizando-se o CO2 livre com um hidróxido , usando fenolftaleína como indicador ou através de um ábaco utilizando-se os valores de pH e alcalinidade da amostra.
2- OBJETIVOS
Esta aula tem como objetivo determinar o pH, alcalinidade e acidez presente na água da torneira das dependências da Universidade Católica de Goiás, por titulação com solução de ácido sulfúrico.
3- MATERIAL
Pipeta volumétrica de 50 mL
2 Erlenmeyer 250 mL
bureta 25 mL
pHmetro
bequer 50 mL e 200mL
4- REAGENTES
fenolftaleína
alaranjado de metila
ácido sulfúrico 0,01 mol/L 
5- PROCEDIMENTO
5.1- Acalinidade
5.1.1- Preparo de solução de ácido sulfúrico 0,01 mol/L
Preparar uma solução a 0,01 mol/L de ácido sulfúrico, com 6,0 mL do ácido e diluir em balão de 1000 mL. Padronizar com carbonato de sódio anidro e calcular o fator de correção.
Diluir a solução anteriormente preparada até obter 0,01 mol/L.
5.1.2- Com fenolftaleína
A titulação com fenolfatleína (pH de viragem 8,4) indica as alcalinidades de hidróxidos e carbonatos.
Transfira 50 mL da amostra para um erlenmeyer de 250 mL. Adicione 2 gotas de indicador fenolftaleína. Se aparecer cor, titule com ácido sulfúrico 0,01 mol/L até o desaparecimento da coloração rósea. Anote o volume gasto. (P)
5.1.3- Com alaranjado de metila
A titulação com alaranjado de metila (pH deviragem 4,4) indica a alcalinidade de bicarbonatos.
Adicione 5 gotas do indicador à solução incolor obtida no procedimento anterior. 
Titule com ácido sulfúrico 0,01 mol/L até a coloração amarelo-alaranjada. Anote o volume gasto ( M).
5.1.4- Cálculo da alcalinidade da água
Utilizando a tabela a seguir determine a alcalinidade de hidróxidos, de carbonatos e de bicarbonatos, em mg de carbonato de cálcio por litro.
	RESULTADOS
	ALCALINIDADES
	  
	OH-
	CO32-
	HCO3-
	P=0
	Zero
	Zero
	M
	P<M/2
	Zero
	2P
	M - 2P
	P=M/2
	Zero
	2P=M
	Zero
	P>M/2
	2P – M
	2(M - P)
	Zero
	P=M
	M
	Zero
	Zero
Cálculo: 1000 x V x f = mg de carbonato de cálcio por litro
 A
V = volume de ácido sulfúrico 0,01 mol/L, de acordo com a tabela.
f = fator de correção da solução do ácido sulfúrico
A = volume da amostra
5.2- pH
Medir o pH através do auxílio de um pHmetro.
5.3- Acidez
Com os dados encontrados de pH e alcalinidade e o ábaco a seguir determinará a acidez da água analisada.
6- Bibliografia
RICHTER, C. A.; NETTO, J. M. de A. Tratamento de água- Tecnologia atualizada. Editora Edgard Blucher, São Paulo, 1991.
ECOLAB: Divisão de Tratamento de Água. Manual de Análise de águas Industriais, Rio de Janeiro.
�
06 VOLUMETRIA DE PRECIPITAÇÃO: DETERMINAÇÃO DE CLORO EM ÁGUA - MÉTODO DE MOHR
1. QUESTÕES PRÉ-LABORATÓRIO
1- Quais os fatores a serem observados na escolha de uma titulação por precipitação?
2- Como atuam os indicadores de adsorção?
3- Por que a titulação por precipitação não pode ser realizada em meio ácido ou meio muito alcalino?
4- Por que o método de Mohr se baseia numa precipitação fracionada
5- Calcule a massa de NaCl necessária para preparar 100 mL de solução 0,02 mol/L. Calcule a massa de AgNO3 necessária para preparar 250 mL de solução 0,02 mol/L.
2. INTRODUÇÃO
	A volumetria de precipitação baseia-se em reações com formação de compostos pouco solúveis. A reação de precipitação deve processar-se praticamente de forma quantitativa no ponto de equivalência, completar-se em tempo relativamente curto e oferecer condições para uma conveniente sinalização do ponto final.
	Na prática, tais condições limitam muito o número de reações de precipitação utilizáveis. Muitas delas não podem servir em virtude da carência de meios apropriados para a localização do ponto final. Em um número reduzido de casos, é possível conduzir a titulação sob observação visual até o ponto em que a formação de precipitado deixa de ocorrer. Mais comumente, apela-se para o uso de indicadores.
	Muitos métodos volumétricos de precipitação empregam indicadores mais ou menos específicos, isto é, apropriados para uma dada reação de precipitação. Há, entretanto, uma classe especial de indicadores, os indicadores de adsorção, que encontram um campo mais geral de aplicação. As possibilidades de aplicação das reações de precipitação na análise volumétrica se ampliam consideravelmente com a utilização dos métodos físico-químicos para a localização do ponto final.
	Outro aspecto importante a considerar é que muitas reações de precipitação se processam um tanto lentamente: uma titulação que envolvesse uma reação semelhante teria que ser conduzida morosamente para assegurar o estabelecimento do equilíbrio de solubilidade. Às vezes, é possível acelerar convenientemente a reação mediante adição de etanol ou acetona à reação.
	Na análise volumétrica em geral, a variação das concentrações dos íons reagentes em torno do ponto de equivalência depende grandemente do grau como se completa a reação. Na volumetria de precipitação, os fatores que decidem a questão são o produto de solubilidade do precipitado e as concentrações dos reagentes.
	O método volumétrico de precipitação mais importante, único com um campo de aplicação mais ou menos amplo, é a argentimetria, que se baseia na formação de sais (haletos, cianeto, tiocianato) de prata pouco solúveis.
	Existem basicamente três métodos argentimétricos: método de Mohr, método de Volhard e por indicadores de adsorção. Nesta aula, pretende-se utilizar o primeiro método para determinar a concentração de uma amostra de água e também preparar e padronizar uma solução de AgNO3 0,1mol/L.
INDICADORES DE ADSORÇÃO
	Os indicadores de adsorção foram introduzidos por Fajans. São corantes orgânicos, com caráter de ácidos ou bases fracos (aniônicos ou catiônicos, respectivamente), que acusam o ponto final através de uma mudança de coloração sobre o precipitado. A mudança de coloração se deve à adsorção ou dessorção do corante como consequência de uma modificação da dupla camada elétrica em torno das partículas do precipitado na passagem do ponto de equivalência: assim, o aparecimento ou desaparecimento de uma coloração sobre o precipitado servem para sinalizar o ponto final.
	A figura abaixo representa a dupla camada elétrica em torno de uma partícula de cloreto de prata em presença de excesso de íon Cl- (a) e em presença de íons Ag+ (b). No primeiro caso, a partícula adsorve, primariamente, íons Cl- (reticulares) e, secundariamente, uma quantidade equivalente de cátions. No segundo caso, a partícula adsorve, primariamente, íons Ag+ (reticulares) e, secundariamente, uma quantidade equivalente de ânions.
MÉTODOS ARGENTIMÉTRICOS
	A argentimetria envolve o uso de soluções padrões de nitrato de prata e tem como principal campo de aplicação a determinação de haletos e outros ânions que formam sais de prata pouco solúveis.
	A argentimetria compreende diferentes métodos, que podem ser classificados conforme a titulação seja direta ou indireta.
	Nos métodos diretos, a solução que contém a substância a determinar é titulada com solução padrão de nitrato de prata ao ponto de equivalência. O ponto final pode ser identificado de várias maneiras: adição de nitrato de prata até que não mais se observe a formação de precipitado ou mudança de coloração de um indicador.
	Os métodos usuais da argentimetria com titulação direta fazem uso de indicadores para localizar o ponto final. O método de Mohr é um método argentimétrico direto, que usa cromato de potássio como indicador. Também são usados indicadores de adsorção em titulações argentimétricas diretas. Já o método de Volhard é um método argentimétrico indireto, que consiste em precipitar o haleto com um excesso de nitrato de prata e, então, titular a prata residual em meio ácido com uma solução padrão auxiliar de tiocianato usando íon Fe3+ como indicador.
	O método de Mohr é aplicável à determinação de cloreto ou brometo. A solução neutra do haleto é titulada com nitrato de prata em presença de cromato de potássio como indicador. Os haletos são precipitados como sais de prata: o cloreto de prata é branco e o brometo de prata branco-amarelado. O ponto final é assinalado pela formação de cromato de prata, vermelho. O método baseia-se, pois, na precipitação fracionada: precipitam, primeiro, o haleto de prata e, depois, o cromato de prata.
	Considere o caso da titulação de cloreto de sódio com nitrato de prata em presença de cromato. Obviamente, as condições da titulação devem ser tais que o cloreto seja quantitativamente precipitado como cloreto de prata branco antes que a precipitação de cromato de prata vermelho se torne perceptível: por outro lado, é preciso que o indicador acuse a mudança de coloração com apenas um leve excesso de prata. Estando as duas fases sólidas, cloreto de prata e cromato de prata, em equilíbrio com a solução, têm-se:
[Ag+] [Cl-] = KAgCl = 1,8x10-10
[Ag+]2 [CrO42-] = KAg2CrO4 = 1,1x10-12
no ponto de equivalência,
[Ag+] = [Cl-] = 
�= 1,35x10-5
	Para o cromato de prata poder precipitar exatamente neste ponto, a concentração de íon cromato teria de ser a seguinte:
�� EMBED Equation.3 
	Portanto, teoricamente, a concentração de cromato de potássio na solução deveria ser igual a 0,006 mol L-1. Entretanto, na prática,faz-se uso de cromato em concentração algo mais baixa, aproximadamente 0,002 mol L-1 (no ponto final), pois a coloração amarela das soluções mais concentradas dificultaria a observação do ponto final. Então, o cromato de prata começará a precipitar quando
	Esta concentração de íon prata é atingida além do ponto de equivalência. Quando a [Ag+] = 2,4x10-5, [Cl-] = 8x10-6. Portanto, haverá precipitação de uma quantidade adicional de cloreto de prata além do ponto de equivalência, que corresponde a um consumo de íon prata igual a (1,35x10-5) - (8x10-6) = 5,5x10-6 mol L-1. De fato, o ponto de equivalência deve ser sobrepassado ainda mais, para que se forme cromato de prata em quantidade suficiente para tornar a mudança de coloração perceptível. Experimentalmente, verificou-se que a quantidade mínima de cromato de prata, necessária para uma mudança de coloração bem definida corresponde ao consumo de aproximadamente, 2x10-5 mol L-1 de íon prata.
	O erro da titulação será maior com o aumento da diluição da solução e será bem apreciável (cerca de 0,4%) em soluções diluídas, quando a concentração de cromato é da ordem de 0,003 a 0,005 mol L-1. Elimina-se este erro mediante um ensaio em branco com o indicador; neste ensaio se mede o volume da solução padrão de nitrato de prata que é necessário para atribuir uma cor perceptível à água destilada com a mesma quantidade de indicador que a usada na titulação. Este volume é subtraído do volume consumido da solução padrão.
	Deve-se observar que a titulação deve ser feita em solução neutra, ou em solução levemente alcalina, isto é, no intervalo de pH 6,5 a 9. Em solução ácida, ocorre a seguinte reação:
	O HCrO4- é um ácido fraco e por isso a concentração do íon cromato se reduz e é possível que o produto de solubilidade do cromato de prata não seja excedido. Em soluções muito alcalinas, é possível a precipitação do hidróxido de prata (Ksol. = 2,3x10-8). Um procedimento simples de tornar neutra uma solução ácida é o de adicionar um excesso de carbonato de cálcio ou de hidrogenocarbonato de sódio puros. Uma solução alcalina pode ser acidificada com ácido acético e então se acrescenta um pequeno excesso de carbonato de cálcio. O produto de solubilidade do cromato de prata cresce com a elevação de temperatura; por isso a titulação deve ser feita na temperatura ambiente. Por outro lado, em pH muito alto a presença da alta concentração de íons OH- ocasiona a formação do hidróxido de prata. 
	Como conseqüência, o método de Mohr é um bom processo para se determinar cloretos em soluções neutras ou não tamponadas, tal como em água potável.
3. MATERIAIS
	Béquer de 100 mL (2)
	Erlenmeyer de 250 mL (3)
	Balão volumétrico de 250mL
	Proveta de 50 ou 100mL
	Bastão de vidro
	Bureta de 50 mL
	Balão volumétrico de 100 mL
	Funil de haste longa
	Pipeta volumétrica de 100 mL
	Cápsula de porcelana
	Pipeta graduada de 10 mL
	Banho-maria
	Pipeta volumétrica de 25 mL
	Balança analítica
4. Reagentes
NaCl P.A.
AgNO3 P.A.
Solução de cromato de potássio 5%
Solução de fluoresceína 0,1%
5. Procedimento Experimental
5.1. Preparação de solução 0,02mol/L de NaCl (por grupo)
1- Pese um béquer de 100 mL na balança semi-analítica e adicione cerca de 0,11g de NaCl, previamente seco na estufa a 120(C por uma hora. O sal deve estar bem pulverizado.
2- Adicione água destilada para dissolver o sal, e transfira quantitativamente para um balão volumétrico de 100mL.
Agite até dissolver completamente o sal e depois complete o volume até o traço de aferição com água destilada.
5.2. Preparação de solução 0,02mol/L de AgNO3 (por grupo)
Pese um béquer de 100mL na balança semi-analítica e adicione 0,85g de AgNO3.
Adicione água destilada para dissolver o sal, e transfira quantitativamente para um balão volumétrico de 250mL.
Agite até dissolver completamente o sal e depois complete o volume até o traço de aferição com água destilada.
Esta solução deve ser armazenada em um frasco âmbar (escuro) e conservar ao abrigo da luz.
5.3. Padronização da solução 0,02mol/L de AgNO3
Pipete uma alíquota de 25,0mL da solução de NaCl 0,02mol/L e coloque em um erlenmeyer de 250mL. Repita este procedimento.
Adicione 0,1mL de solução de cromato de potássio a 5%.
Titule com a solução de AgNO3 0,02mol/L agitando constantemente até mudança de coloração.
5.4. Determinação do teor de cloreto na água
Pipete 100,0 mL de amostra para uma cápsula de porcelana de 300 mL.
2- Aqueça em banho-maria até reduzir o volume a cerca de 20,0 mL. Este procedimento deve ser feito no início da aula.
3- Adicione 0,5 mL de indicador (cromato de potássio a 1%) ou 0,1 mL a 5%;
4- Titule com a solução de nitrato de prata 0,02 mol/L padronizada até aparecimento de coloração avermelhada (utilize um bastão de vidro para homogeneizar a solução).
 Figura 1: Esquema da titulação do Método de Mohr.
 5.5. Resultados
	Massa de NaCl (g)
	
	Massa de AgNO3 (g)
	
	1º Volume gasto de AgNO3 na padronização (mL)
	
	2º Volume gasto de AgNO3 na padronização (mL)
	
	Volume médio de AgNO3 na padronização (mL)
	
	Fator de correção da solução de AgNO3
	
	Volume gasto com a amostra de água (mL)
	
	% Cl- na amostra
	
QUESTÕES PÓS-LABORATÓRIO
Escreva todas as reações da análise.
Porque o volume de 100mL da amostra deve ser reduzido?
Calcule a concentração de cloreto em ppm ((g/g) na amostra.
A padronização da solução de AgNO3 pode ser efetuada em meio fortemente ácido ou fortemente básico? Justifique.
Se o KPS do Ag2CrO4 é menor que o KPS do AgCl, por que o AgCl precipita primeiro?
Calcule a solubilidade do AgCl, sabendo-se que KPS = 1,8x10-10.
Calcule a solubilidade do Ag2CrO4 , sabendo-se que o KPS = 1,1x10-12.
7. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
Baccan N., Química analítica quantitativa elementar. Editora Edgard Blucher, Unicamp, São Paulo, p. 186. 1979.
VOGEL. Análise química quantitativa. Rio de Janeiro. LTC - Livros Técnicos e Científicos Editora S.A. 1992.
OHLWEILER, O. A. Química analítica quantitativa. Rio de Janeiro. LTC - Livros Técnicos e Científicos Editora S.A. 1981.
�
07 VOLUMETRIA DE COMPLEXAÇÃO - DETERMINAÇÃO DA DUREZA DA ÁGUA
1. QUESTÕES PRÉ-LABORATÓRIO
Calcule a massa de EDTA necessária para preparar 250 mL de solução 0,02mol/L.
 Dados: massa molar EDTA = 372,24 g/mol
Porque um analista ao preparar uma solução deve anotar as informações contidas no rótulo do reagente.
2. Introdução
	A utilização do ácido etilenodiaminotetraacético (EDTA) como agente complexante iniciou-se logo no fim da Segunda Guerra Mundial. Este composto forma complexos estáveis de estequiometria 1:1 com um grande número de íons metálicos em solução aquosa.
	O EDTA pode ser obtido com alta pureza, na forma do ácido propriamente dito ou na forma do sal dissódico hidratado. As duas formas possuem alto peso molecular, mas o sal dissódico tem a vantagem de ser mais solúvel em água. Este ácido é fraco e apresenta valores de pK1 = 2,00, pK2 = 2,66. pK3 = 6,16, pK4 = 10,26. Os valores de pKa mostram que os dois primeiros prótons são mais facilmente ionizáveis, do que os dois restantes.
	Muitos íons metálicos formam complexos estáveis e solúveis em água com o EDTA, por exemplo, os íons cálcio e magnésio. A soma da concentração destes íons é denominada de índice da dureza da água, e é um dado muito importante na avaliação da qualidade da água. Outros cátions que encontram-se associados aos íons cálcio e magnésio, por exemplo, ferro, alumínio, cobre e zinco, geralmente são mascarados ou precipitados antes da determinação. Assim, águas brandas são encontradas em solos basálticos, areníferos e graníticos, enquanto que águas que procedem de solos calcáreos apresentam freqüentemente durezas elevadas.
	Devido aos motivos expostos, pode-se deduzir facilmente a necessidade do controle prévio da dureza da água, a fim de adotar as medidasde correções necessárias, conforme o uso a que se destina.
	Em numerosos processos industriais, tais como fábricas de cervejas, conservas, papel e celulose, requerem águas brandas. Para o caso de lavanderias as águas ocasionam um elevado consumo de sabão e resultam em danos para os tecidos. Também é importante considerar que as águas duras formam crostas em caldeiras de vapor, ocasionando com isso elevadas perdas de calor e podendo também provocar explosões. Mediante um controle periódico, utilizando-se titulações com EDTA, é possível garantir maior segurança para estas instalações industriais.
3. ObjetivoS
	Esta aula tem como objetivo preparar as soluções necessárias para determinar o teor de íons cálcio e magnésio, numa amostra de água da torneira das dependências da Universidade Católica de Goiás, por volumetria de complexação com EDTA.
PRÍNCIPIO DO MÉTODO
	Os íons Ca2+ e Mg2+ de uma solução formam um complexo vermelho-vinho com o indicador negro de eriocromo-T, em pH 10. Pela adição de EDTA à solução colorida ocorre a formação de um complexo estável e não dissociado com o EDTA, separando-se assim o indicador.
	Quando a quantidade de EDTA adicionada for suficiente para complexar todo o cálcio e magnésio, a solução vermelho-vinho torna-se azul, indicando o final da reação.
4. Materiais
	Amostra de água
	Erlenmeyer de 300 mL (2 por grupo)
	Pipeta volumétrica de 50mL
	Bastão de vidro
	Proveta de 50 ou 100mL
	Suporte universal e garras
	Bureta de 50,0 mL
	Pipeta graduada de 5mL
5. Reagentes
	Solução de EDTA 0,02 mol/L
	Solução tampão pH 10
	EriocromoT
	Solução de FeSO4
	KCN
	
6. Procedimento Experimental
Pipete uma alíquota de 100mL da amostra de água e transfira para um erlenmeyer de 250mL. Esta análise deverá ser feita em DUPLICATA.
Adicione 2mL de solução tampão pH 10 Agite. Verifique o pH.
Adicione alguns cristais de KCN (Cuidado VENENO!), para mascarar outros íons como Cu2+, Zn2+, Fe3+, que interferem bloqueando o indicador.
Adicione uma pequena porção de eriocromoT (indicador), até o aparecimento da cor vermelha. Evite adicionar muito, pois isto ocasionaria uma mudança de cor gradual no ponto final.
Lave a bureta de 50 mL com a solução de EDTA 0,02mol/L. Em seguida zere a bureta e titule até mudança de cor do indicador (vermelho para azul).
Faça os cálculos da dureza da água e expresse os resultados na forma de CaCO3.
No final da análise, adicione solução de Fe(II) para converter os íons cianeto em [Fe(CN)6]4- e depois lave bem o erlenmeyer com água corrente.
 7. Resultados
	Volume de amostra de água (mL)
	
	Volume gasto (mL): Branco
	
	Volume gasto (mL): 1ª titulação
	
	Volume gasto (mL): 2ª titulação
	
	Volume gasto (mL): Média
	
	% de CaCO3 
	
8. QUESTÕES PÓS-LABORATÓRIO
Qual a importância de se determinar a qualidade da água na Indústria Alimentícia?
Faça os cálculos da determinação da dureza da água, expressando o resultado em % CaCO3.
9. REFERÊNCIAS BibliogrÁFICAS
Baccan N., Química analítica quantitativa elementar. Editora Edgard Blucher, Unicamp, São Paulo, p. 205. 1979.
�
8 DETERMINAÇÃO DE OXIGÊNIO DISSOLVIDO E OXIGÊNIO CONSUMIDO
1-INTRODUÇÃO
A determinação do oxigênio dissolvido (OD) é de fundamental importância para avaliar as condições naturais da água e detectar impactos ambientais como eutrofização e poluição orgânica.
Do ponto de vista ecológico, o oxigênio dissolvido é uma variável extremamente importante, pois é necessário para a respiração da maioria dos organismos que habitam o meio aquático. Geralmente o oxigênio dissolvido se reduz ou desaparece, quando a água recebe grandes quantidades de substâncias orgânicas biodegradáveis encontradas, por exemplo, no esgoto doméstico, em certos resíduos industriais, no vinhoto, e outros. Os resíduos orgânicos despejados nos corpos d’água são decompostos por microorganismos que se utilizam do oxigênio na respiração. Assim, quanto maior a carga de matéria orgânica, maior o número de microorganismos decompositores e, conseqüentemente, maior o consumo de oxigênio. A morte de peixes em rios poluídos se deve, portanto, à ausência de oxigênio e não à presença de substâncias tóxicas. A determinação do oxigênio dissolvido na água pode ser feita através do método "Winkler" ou eletrométrico.
Para evitar perdas de oxigênio da amostra de água, ele é “fixado” pela reação com o hidróxido de manganês (II), que se converte rápida e quantitativamente a hidróxido de manganês (III):
4 Mn(OH)2 + O2 + 2 H2O ( 4 Mn(OH)3
O precipitado marrom obtido dissolve-se por acidificação e oxida o íon iodeto a iodo:
Mn(OH)3 + I- + 3H+ ( Mn2+ + ½ I2 + 3 H2O
O iodo livre pode então ser determinado por titulação com tiossulfato de sódio.
2 S2O32- + I2 ( S4O62- + 2 I-
A principal interferência no processo é devida À presença de nitritos (especialmente oriundas do tratamento de esgotos). Isto é superado pelo tratamento da amostra original de água com azida de sódio que destrói os nitritos em meio ácido:
HNO2 + HN3 ( N2 + N2O + H2O
 A análise OD é a quantidade de oxigênio necessária para oxidação da matéria orgânica através de um agente químico. Os valores da DQO normalmente são maiores que os da DBO, sendo o teste realizado num prazo menor e em primeiro lugar, servindo os resultados de orientação para o teste da DBO. O aumento da concentração de DQO num corpo d'água se deve principalmente a despejos de origem industrial.
A informação sobre a quantidade do oxigênio consumido (OC) é útil para definir alterações da qualidade da água a ser tratada e indicar a efetividade do processo do tratamento aplicado, alem de indicar o desenvolvimento de microrganismo nas unidades de tratamento. Este método se baseia na reação de oxidação por parte do permanganato de potássio (KMnO4) em meio acido, neste caso, utiliza-se o acido sulfúrico (H2SO4), em função do íon sulfato não ser afetado pelo permanganato, que não o consome.
O objetivo é oxidar quantitativamente as substâncias oxidáveis nas condições da determinação. Por esse motivo é necessário adicionar o permanganato em excesso e trabalhar a quente. A seguir adiciona-se uma solução redutora, neste caso, utiliza-se o oxalato, em quantidade estequiométrica, ou equivalente a permanganato adicionado previamente. Logicamente, ocorrerá uma sobra de oxalato equivalente ao permanganato que tenha sido consumido pelas substâncias oxidáveis contidas na amostra. A sobra ou excesso de oxalato será titulada com permanganato sendo que, o volume gasto será igual ao consumido pela amostra.
A titulação direta do excesso de permanganato adicionado com oxalato não é viável, em virtude da formação de composto de manganês intermediários que apresentam cor marrom, dando-se completo descoramento com redução até o íon manganês II (Mn2+), de forma muito lenta.
Esta análise pode também ser realizada em meio alcalino bastando alterar o ácido sulfúrico por bicarbonato de sódio, em nosso caso, a escolha pelo procedimento em meio ácido se prende ao fato que a matéria orgânica de origem vegetal consome mais oxigênio em meio ácido, enquanto a matéria orgânica de origem animal consome mais oxigênio em meio alcalino.
 REAÇÕES ENVOLVIDAS
Em solução ácida:
MnO4- + 8 H+ + 5e- ( Mn2+ + 4 H2O
Mn7+ reduz para Mn2+, oxidando a amostra.
O excesso de MnO4- irá reagir como oxalato (C2O42-), da seguinte forma:
MnO4- + 5 C2O42- + 16 H+ ( 2 Mn2+ + 10 CO2 + 8 H2O
2- OBJETIVOS
Esta aula tem como objetivo determinar o OD e OC na água da torneira das dependências da Universidade Católica de Goiás.
3- MATERIAIS
	OC
	OD
	Bureta de 25 mL 
	Bureta 
	2 erlenmeyers 250 mL
	frasco de 250 mL
	Pipeta volumétrica 50 ou 100 mL
	2 erlenmeyers 250 mL
	Banho-maria
	Pipeta volumétrica de 1, 2, 100 mL
	Béquer 50 mL
	Béquer 50 mL
	Balão volumétrico de 250 mL
	
4- REAGENTES
	OC
	OD
	Solução de KMnO4 0,0025mol/L
	Solução de sulfato de manganês penta-hidratado 50%
	Solução de Na2C2O4 0,0025 mol/L
	Solução alcalina de azida-iodeto
	Solução de ácido sulfúrico 1:3
	Solução de ácido fosfórico (V) 85 %
	Água recém fervida para diluição
	Solução de amido recém preparada
	
	Sulfato padrão de tiossulfato de sódio 0,0125 mol/L
5- PROCEDIMENTO
5.1- Determinação de oxigênio dissolvido
-A amostra de água deve ser coletada cuidadosamente em uma garrafa de 200 a 250 mL, cheia até a boca, que deve ser fechada enquanto estiver abaixo da superfície da água. Isto elimina qualquer interferência posterior de oxigênio na atmosfera. 
-Adicione, com uma pipeta colocada abaixo da superfície da amostra de água, 1 mL da solução de manganês (II) 50% e 1 mL da solução alcalina de azida-iodeto.
-Tampe novamente a amostra de água e agite bem a mistura. O hidróxido de manganês (III) forma-se como um precipitado marrom.
-Deixe o precipitado depositar-se completamente por 15 minutos e adicione 2 mL de ácido fosfórico (V) concentrado 85%.
-Recoloque a tampa e vire a garrafa de cima para baixo duas ou três vezes para misturar os componentes. O precipitado marrom se dissolve e libera o iodo (se o precipitado não se dissolver completamente adicione algumas gotas de ácido fosfórico(V)).
-Retire com uma pipeta uma alíquota de 100 mL da solução e titule com tiossulfato de sódio padrão ( padronizada com iodato de potássio e solução de amido como indicador) aproximadamente 0,0125 mol/L. Adicione 2 mL da solução de amido assim que o líquido da titulação passar a amarelo pálido.
-Calcule o teor de oxigênio dissolvido em mg.L-1 (1 mL de tiossulafto 0,0125 mol/L equivale a 1 mg de oxigênio dissolvido).
5.2- Determinação de oxigênio consumido em meio ácido
-Prepare 250 mL de solução de KMnO4 0,0025 mol/L a partir de uma solução 0,02 mol/L.
-Transfira uma alíquota de amostra para um erlenmeyer de 250 mL. Em seguida adicione 5 mL de solução de H2SO4 (1:3).
-Adicione com o auxílio de uma bureta de 25 mL, o volume exato de 5 mL de solução de permanganato de potássio 0,0025 mol/L. Aqueça em banho-maria fervente por 10 minutos.
-Havendo descoramento da solução, adicione mais 10 mL da solução de permanganato de potássio 0,0025 mol/L. Repita o procedimento se necessário.
-Usando uma bureta de 25 mL, adicione um vo9lume de solução de ácido oxálico 0,0025 mol/L, exatamente igual ao total da solução de permanganato de potássio empregada.
-Leve o erlenmeyer ao banho-maria até descorar.
-Titule com solução de KMnO4 0,0025 mol/L até a coloração rósea.
-O oxigênio consumido pela amostra (mg/L) corresponde exatamente ao número de mL de permanganato de potássio gasto na titulação.
6- REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
MENDHAM, J. et al. VOGEL: Análise Química Quantitativa, 6ª edição, LTC, Rio de Janeiro, 2002.
�
9 ESPECTROFOTOMETRIA: DETERMINAÇÃO DE FERRO - MÉTODO ORTO-FENANTROLINA
1. INTRODUÇÃO
Na natureza estima-se que existam 45 x 10 moléculas de água, das quais 95% constituem água salgada, 5% água doce, na maior parte sob a forma de gelo, e apenas 0,3% diretamente aproveitável, com predominância de água subterrânea.
São inúmeras as impurezas que se apresentam nas águas naturais, várias delas inócuas, poucas desejáveis e algumas extremamente perigosas. Entre as impurezas nocivas encontram-se vírus, bactérias, parasitos, substÂncias tóxicas e, até mesmo, elementos radioativos.
As normas de qualidade para as águas de abastecimento são conhecidas como Padrões de Potabilidade.
De acordo com o artigo 14 da Portaria MS – 518/2004 as Normas e Padrões de Potabilidade da Água são as seguintes: 
“A água potável deve estar em conformidade com o padrão de substâncias químicas que representam risco para a saúde expresso na Tabela 3, a seguir:
Tabela 3 - Padrão de potabilidade para substâncias químicas que representam risco à saúde
	PARÂMETRO
	UNIDADE INORGÂNICAS
	VMP(1)
	Antimônio
	mg/L
	0,005
	Arsênio
	mg/L
	0,01
	Bário
	mg/L
	0,7
	Cádmio
	mg/L
	0,005
	Cianeto
	mg/L
	0,07
	Chumbo
	mg/L
	0,01
	Cobre
	mg/L
	2
	Cromo
	mg/L
	0,05
	Fluoreto(2)
	mg/L
	1,5
	Mercúrio
	mg/L
	0,001
	Nitrato (como N)
	mg/L
	10
	Nitrito (como N)
	mg/L
	1
	Selênio
	mg/L
	0,01
NOTAS: (1) Valor Máximo Permitido.
(2) Os valores recomendados para a concentração de íon fluoreto devem observar à legislação específica vigente relativa à fluoretação da água, em qualquer caso devendo ser respeitado o VMP desta Tabela.
Tabela 5 - Padrão de aceitação para consumo humano
NOTAS: (1) Valor máximo permitido.
(2) Unidade Hazen (mg Pt–Co/L).
(3) critério de referência
(4) Unidade de turbidez.”
Os serviços públicos devem fornecer sempre água de boa qualidade. As análises e os exames das águas obtidas nos mananciais com a freqüência desejável revelarão a necessidade ou a dispensabilidade de qualquer processo corretivo.
A qualidade de uma água é definida por sua composição química, física e bacteriológica. Para o consumo humano há a necessidade de uma água pura e saudável, Istoé, livre de matéria suspensa visível, cor, gosto e odor, de quaisquer organismos capazes de provocar enfermidades e de quaisquer substâncias orgânicas ou inorgânicas que possam produzir efeitos fisiológicos prejudiciais.
Dentre as características químicas necessárias está a análise de ferro presente na água.
O ferro encontra-se normalmente na água bruta sob a forma de bicarbonato. Em condições redutoras, ou na ausência de oxigênio, apresenta-se no estado ferroso, quando exposto à aeração ou à ação de agentes oxidantes, se oxida ao estado férrico, que quando hidrolizado forma hidróxido férrico ou óxido férrico hidratado que é insolúvel.
Este produto pode colorir a água, dando uma coloração castanha avermelhada, formar depósitos sobre superfícies internas de tubulações de água potável e trocadores de calor e depositar sobre a resina de troca iônica bloqueando a ação das mesmas.
O ferro, muitas vezes associado ao manganês, confere à água um sabor amargo adstringente.
È adotado o limite de 0,3 mg/L para a concentração do ferro, juntamente com o manganês, nas águas, sugerindo-se concentrações inferiores a 0,1 mg/L.
A concentração de ferro na água pode ser determinada por métodos colorimétricos (ou espectrofotométricos) utilizando-se substâncias que formam íons complexos coloridos com o íon ferro.
A radiação eletromagnética pode interagir com a matéria, isto é, substâncias químicas podem absorver ou emitir radiação. A capacidade de interação é proporcional ao tipo de substância e sua concentração, que é dada pela Lei de Beer. De acordo com a Lei de Beer, a absorbância está linearmente relacionada com a concentração das espécies absorventes, c, e o comprimento do caminho ótico, b, que a radiação percorre no meio absorvente. Isto é,
A = abc
onde a é constante de proporcionalidade chamada absortividade.
Quando a concentração na expressão acima for dada em mol por litro e b está em cm, a constante de proporcionalidade é chamada de absortividade molar e vem dada pelo símbolo (. Assim,
A = (bc
onde ( tem unidades de L cm-1 mol-1.
Na análise colorimétrica de ferro utiliza-se o complexante ortofenantrolina que só forma complexo com o íon Fe2+. Portanto, para usá-la na determinação de ferro, os íons Fe3+ devem ser primeiro reduzidos a íons Fe2+. Para isso, usamos a hidroxilamina (NH2OH) (na forma de cloreto para aumentar sua solubilidade). A redução quantitativa de Fe3+ a Fe2+ ocorre em poucos minutos, num meio fracamente ácido (pH 3 - 4) de acordo com a equação:
4 Fe3+ + 2 NH2OH ( 4 Fe2+ + N2O + 4 H+ + H2O
Após a redução do Fe3+ a Fe2+ a reação de formação do complexo se dá com a adição de ortofenantrolina. Em meio ácido a ortofenantrolina se encontra em sua forma protonada, o íon 1,10-fenantrolínio, FenH+.
A reação de complexação do Fe2+ com o FenH+ pode ser descritapela equação:
Fe2+ + 3 FenH+ ( Fe(Fen)32+ + 3 H+
O Fe(II) é quantitativamente complexado pelo ligante no intervalo de pH de 2 até 9.
A constante de formação desta reação é 2,5 x 106 a 25 °C. A absortividade molar , (, deste complexo é 1,1 x 104 L cm-1 mol-1 no comprimento de onda () máximo de 512 nm.
2- OBJETIVOS
Esta aula tem como objetivo determinar a quantidade de ferro presente na água da torneira das dependências da Universidade Católica de Goiás, por espectrofotometria pelo método da orto-fenantrolina.
3- MATERIAIS
	8 Balões volumétricos 100 mL
	Placa aquecedora
	Béquer 100 mL
	Balança analítica
	Pipetas graduadas de 10 mL
	Pipeta volumétrica de 50 mL
4- REAGENTES
Ácido clorídrico
Solução de cloridrato de hidroxilamina
Solução de acetato de sódio
Solução de orto-fenantrolina
Solução padrão de ferro (1 mL = 0,1 mg Fe)
5- PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
5.1- Preparo de soluções
Solução estoque – medir 0,7022 g de sulfato de amônio e ferro [Fe(NH4)2(SO4)2.6H2O]. Transfira quantitativamente para um balão volumétrico de 1000 mL e adicione água destilada para dissolver o sal. Adicione 2,5 mL de H2SO4 concentrado, dilua com água e homogeneíze. Esta solução contém 100 mg/L de Fe.
Solução de 1,10-fenantrolina- dissolva 100 mg de 1,10-fenantrolina monohidratada em 100 mL de água destilada. Estocar em frasco plástico.
Solução de hidroxilamina – dissolva 10 g do sal de cloreto de hidroxilamônio em 100 mL de água destilada.
Solução de acetato de sódio – dissolva 10 g do sal em 100 mL de água destilada.
5.2- Procedimento
- Medir 50 mL da amostra com pipeta volumétrica e transferi-la para um béquer.
- Adicionar 2 mL de ácido clorídrico concentrado e 1 mL da solução de Cloridrato de Hidroxilamina.
- Aquecer até fervura, reduzindo o volume para cerca de 10 a 15 mL.
- Retirar a temperatura ambiente. Transferir a amostra para um balão volumétrico de 100 mL, rinsando o béquer com água destilada.
- Adicionar 8 mL da solução de acetato de sódio e 5 mL da solução de orto-fenantrolina.
- Diluir até a marca de aferição com água destilada. Agitar e aguardar 10 a 15 minutos, para medir a intensidade da cor desenvolvida.
5.2- Medição da cor
Preparar uma série de padrões de 0,1 a 1,5 ppm de Ferro, através de diluição da solução padrão. Proceder ao teste utilizando um espectrofotômetro com comprimento de onda próximo, ou igual a 510 nm. 
5.2.1-Preparo das soluções padrão para calibração: Transferir 0,1; 0,3; 0,5; 0,8; 1,0; 1,5 mL da solução estoque de ferro para balão volumétrico de 100 mL e acrescentar 1 mL de solução de cloreto de hidroxilamômio, 5 mL da solução de 1,10–fenantrolina e 8 mL da solução de acetato de sódio. Completar o volume com água e aguardar 15 minutos para a leitura. Utilizar um branco (água destilada mais os reagentes utilizados na amostra na mesma proporção), para a calibração do aparelho.
5.3-Construir uma curva de calibração ( [ ] ppm Fe x A). 
6- Bibliografia
RICHTER, C. A.; NETTO, J. M. de A. Tratamento de água- Tecnologia atualizada. Editora Edgard Blucher, São Paulo, 1991.
ECOLAB: Divisão de Tratamento de Água. Manual de Análise de águas Industriais, Rio de Janeiro.
Portaria MS-518/2004 – Normas e Padrões de Potabilidade da Água: www. sabesp.com.br/legislação, acessado em 07/02/2006.
�
10 CROMATOGRAFIA
1- Instrumentação Básica:
Os constituintes básicos de um sistema cromatográfico são: 
- Reservatório de Gás de Arraste. O gás de arraste fica contido em cilindros sob pressão. Assim, a escolha do gás de arraste independe da amostra a ser separada. O parâmetro mais importante é a sua compatibilidade com o detector (alguns detectores trabalham melhor quando se usam determinados gases). Os gases mais empregados são H2, He e N2 e a vazão do gás de arraste, que deve ser controlada, é constante durante a análise.
- Sistema de Introdução de Amostra. Na CG, a seção do cromatógrafo gasoso onde é feita a introdução da amostra é o injetor (ou vaporizador). Na versão mais simples, trata-se de um bloco de metal conectado à coluna cromatográfica e à alimentação de gás de arraste. Este bloco contém um orifício com um septo, geralmente de borracha de silicone, pelo qual amostras líquidas ou gasosas podem ser injetadas com microseringas hipodérmicas. Amostras sólidas podem ser dissolvidas em um solvente adequado. O injetor deve estar aquecido a uma temperatura acima do ponto de ebulição dos componentes da amostra, para que a amostra se volatilize completa e instantaneamente e seja carregada para a coluna. Se a temperatura for excessivamente alta, pode ocorrer decomposição da amostra. A amostra deve entrar na coluna na forma de um segmento estreito, para evitar alargamento dos picos. 
 - A quantidade de amostra injetada depende da coluna e do detector empregado. Para colunas empacotadas, volumes de 0,1 µl a 3,0 µl de amostra líquida são típicos. Volumes altos prejudicam a qualidade de injeção (alargamento dos picos) ou saturam a coluna cromatográfica. Para a cromatografia gasosa de alta resolução (CGAR), os volumes de injeção deveriam ser da ordem de nanolitros. Entretanto, não existe meio simples de se medir um volume tão pequeno com a precisão necessária. Assim, os injetores para CGAR são dotados de "divisão de amostra", de modo que apenas uma fração do volume injetado (tipicamente entre 1/10 e 1/300) chega à coluna, sendo o restante descartado. 
- Coluna Cromatográfica e Controle de Temperatura da Coluna. Após injetada e vaporizada, a amostra é introduzida na coluna cromatográfica, onde é efetuada a separação. Na CG a "afinidade" de um soluto pela FM é determinada pela volatilidade do soluto, sua pressão de vapor, que é função da estrutura do composto e da temperatura. Alterando-se a temperatura, altera-se também a pressão de vapor e, por conseguinte, a "afinidade" de uma substância pela FM. 
- Se a temperatura da coluna for excessivamente baixa, todos os constituintes da amostra terão pressões de vapor muito baixas e ficarão quase que todo o tempo dissolvidos na FE, fazendo com que a sua migração pela coluna será muito lenta. O resultado pode ser um tempo excessivo de análise e picos muito largos e baixos (quanto mais tempo a substância passa na coluna, mais ela se espalha). Eventualmente, o composto pode nem sair da coluna. Por outro lado, uma temperatura muito alta implica pressões de vapor também muito grandes e os compostos quase não passam tempo nenhum dissolvido na FE, saindo muito rapidamente da coluna sem serem separados. Assim, a temperatura da coluna é uma condição que deve ser ajustada para se obter uma determinada separação. Além de considerações sobre a separação, a temperatura empregada deve ser compatível com a FE empregada, pois as FE líquidas se volatilizam ou se degradam com temperaturas excessivas. A temperatura da coluna deve ser rigorosamente controlada, para assegurar a reprodutibilidade das análises. 
- No caso de amostras contendo constituintes com pressões de vapor muito diferentes, se a temperatura for ajustada para separação adequada dos compostos menos voláteis (temperaturas altas), os voláteis serão muito pouco retidos e não serão separados. Por outro lado, se o acerto for feito para separar os voláteis (temperaturas baixas), os constituintes pesados se apresentarão sob a forma de picos excessivamente largos e baixos ou ficarão retidos na coluna. Este problema pode ser contornado usando a programação linear de temperatura (PLT), através da qual a temperatura da coluna vai sendo aumentada gradualmente durante a análise. A PLT permite separações de amostras muito complexas (petróleo, óleos essenciais, etc.), não analisáveis com temperatura de coluna constante (CG Isotérmica). 
- Detector. O último bloco de um CG é o detector, que será discutido detalhadamente mais adiante. 
INTRODUÇÃO: CROMATOGRAFIA GASOSA
2- Parâmetros Fundamentais: 
As características fundamentais de um sistema de CGsão: retenção / seletividade, eficiência e resolução. 
- Retenção e Seletividade. Na CG, o parâmetro de retenção é o tempo de retenção, tr. Ele é definido como o tempo transcorrido entre a injeção da amostra e o máximo do pico cromatográfico. Porém, mesmo que a substância não interagisse de forma alguma com a FE, o seu tempo de retenção não seria nulo, pois transcorreria algum tempo entre a sua injeção e a sua passagem pelo detector. Este tempo corresponde ao tempo que o gás de arraste demora para percorrer a coluna, e é denominado tempo de retenção do composto não retido (ou tempo morto), tm. O parâmetro que realmente reflete as características físico-químicas de retenção de um determinado composto é o tempo de retenção descontado do tempo morto, chamado de tempo de retenção ajustado, : 
A seletividade, capacidade de um sistema diferenciar dois compostos, é definida por: 
sendo uma característica que, na CG, é mais associada à coluna cromatográfica.
- Eficiência. Na CG, a eficiência é expressa pelo número de pratos teóricos, que é calculada usando-se um parâmetro de retenção (o tr) e a largura do pico cromatográfico - no caso, a largura de base, wb: 
A altura equivalente a um prato teórico é calculada por: 
sendo L o comprimento da coluna cromatográfica. A dependência de h com a velocidade da FM é descrita pela equação de van Deemter: 
de forma que é a velocidade do gás de arraste. O termo A está relacionado com o alargamento do pico e o termo B com a difusão molecular do soluto na fase móvel. 
- Resolução. Na CG, a resolução entre duas substância é a razão entre a diferença das distâncias de migração e a média das larguras das bandas. Na CG, ela é definida de maneira similar: 
ou, se as larguras dos picos forem próximas, 
 3- Fases Estacionárias:
Na CG existe um grande número de fases estacionárias líquidas e sólidas disponíveis comercialmente, de modo que a natureza da FE é a variável mais importante na otimização da seletividade. 
As FE líquidas são as mais empregadas em CG. FE sólidas (carvão ativo, sílica, peneiras moleculares e polímeros porosos) são aplicadas para separação de gases e compostos de baixo massa molar. Em princípio, para um líquido ser usado como FE em CG ele deve ser pouco volátil (pressão de vapor até 0,1 mmHg ou 13,332 Pa na temperatura de trabalho) e termicamente estável. Para esta fase ser empregada em uma separação em particular, ela precisa: 
- ser um bom solvente para os componentes da amostra, caso contrário o efeito será o mesmo de temperaturas de coluna excessivamente altas (os compostos ficarão quase que o tempo todo no gás de arraste, sendo eluidos muito rapidamente e sem separação); 
- ser um bom solvente diferencial, isto é, além de dissolver bem todos os constituintes da amostra, fazê-lo com solubilidades suficientemente diferentes para que eles possam ser separados; e 
- ser quimicamente inerte em relação à amostra. 
Via de regra, FE com estruturas similares à da amostra dissolverão melhor seus constituintes, provendo melhores seletividades e separações. FE polares dissolvem melhor compostos polares, etc. Por exemplo: hidrocarbonetos podem ser separados eficientemente usando esqualano (um alcano de massa molar elevada). 
As FE mais populares são os silicones. Silicones são polímeros extremamente estáveis e inertes, o que os torna especialmente adequados à CG. Nesta classe, as polidimetilsiloxanas são os menos polares. A substituição dos grupos metila na cadeia por outros grupos (fenil, ciano, trifluoropropil, etc.) fornece FE com polaridades crescentes. Deste modo, eles podem ser empregados na separação de misturas das mais diversas polaridades. Comercialmente, são disponíveis sob diversas denominações, muitas delas praticamente equivalentes. SE-30, OV-1 e DC-200 são nomes comerciais para polidimetilsiloxano de fabricantes diferentes. 
Outra classe de FE importante é a dos poliglicóis. São polímeros de etilenoglicol e epóxido, preparados com diferentes tamanhos de cadeia polimérica. São FE moderadamente polares, adequadas para separação de álcoois, aldeídos, éteres, etc. A denominação comercial "Carbowax" designa a série de poliglicóis mais conhecida (p.ex., Carbowax 20M é polietilenoglicol com massa molar média de 20.000.000 g/mol). 
Um terceiro grupo importante de FE é o dos poliésteres. São obtidos por condensação de diácidos com glicóis. São fases altamente polares. As fases mais comuns desta categoria são o succinato de dietilenoglicol (DEGS) e o adipato de dietilenoglicol (DEGA). 
 4- Colunas empacotadas:
 A coluna cromatográfica é o local onde ocorre a interação entre a amostra e a FE. Existem duas geometrias básicas de colunas para CG: as colunas empacotadas (ou recheadas), e as colunas tubulares abertas (ou capilares). 
 Nas colunas empacotadas, a FE líquida é depositada sob a forma de um filme fino e uniforme sobre partículas de um suporte adequado. O suporte deve ser um sólido poroso com grande área superficial, inerte e de boa resistência mecânica. O tamanho das partículas e dos poros deve ser o mais uniforme possível. O material mais empregado como suporte é a diatomite, esqueletos fósseis de algas microscópicas (diatomáceas), compostos principalmente de SiO2 amorfa e traços de óxidos metálicos. Muitas vezes, o material é submetido a tratamentos químicos para diminuir a sua atividade superficial, e torná-lo mais inerte. A diatomite preparada para suporte de CG é comercializada com o nome de "Chromosorb", dentre outros. 
 Para preparar uma coluna empacotada, o material de enchimento (FE sobre suporte) é colocado da forma mais uniforme e compacta possível ("empacotado") em um tubo de comprimento e diâmetro adequados. Os materiais mais usados para os tubos de colunas são o aço inox e o vidro, sendo o primeiro preferido pelo manuseio mais fácil. Se o material de enchimento não for colocado na coluna de forma compacta e uniforme, os espaços vazios resultantes funcionarão como câmaras de diluição para a amostra. O resultado serão picos mais largos e menor eficiência. 
 O tamanho da coluna é variável. Tipicamente são usadas colunas com diâmetros internos de 1 mm a 4 mm e 1 m a 3 m de comprimento. Quanto maior a coluna, maior a eficiência; entretanto, também aumenta o tempo de análise. Colunas muito longas oferecem uma resistência muito alta à passagem de gás, exigindo pressões excessivamente altas. 
 Além da natureza da FE e da qualidade do empacotamento, existem duas variáveis importantes que influem no desempenho de uma coluna empacotada:
- A percentagem de FE no material de enchimento. A percentagem de FE sobre o suporte é um parâmetro que deve ser rigidamente controlado. Se a quantidade de FE for muito baixa, partes da superfície do suporte ficarão expostas à amostra, que poderá ser adsorvida. O resultado é o alargamento ou deformação dos picos. Quanto mais FE, maior a retenção. A seletividade também aumenta, porém às custas de aumento do tempo de análise e diminuição da eficiência. Atualmente, colunas contendo de 2 % a 10 % de FE são as mais usadas. Dificilmente são empregadas colunas com mais de 30 % de carga. 
 O diâmetro das partículas do suporte. Quanto menor o diâmetro das partículas do suporte, maior a eficiência da coluna. A uniformidade das partículas também é importante. Recheios com partículas cuja distribuição de tamanho seja muito grande serão pouco eficientes. Normalmente, empregam-se suportes com 80-100 mesh (149 µm a 177 µm de diâmetro) ou 100-120 mesh (125 µm a 149 µm). Se for usado suporte com partículas excessivamente finas, a resistência à passagem de gás será muito alta. 
5- Colunas tubulares Abertas: 
Nas colunas tubulares abertas (genericamente denominadas de "colunas capilares"), a FE é depositada na forma de um filme sobre a superfície interna de um tubo fino. A sua grande vantagem sobre as colunas empacotadas é que, pelo fato de serem tubos abertos, podem ser feitas colunas capilares de grandes comprimentos. Como, quanto maior o comprimento,