ENTENDENDO A QUIMICA ANALITICA

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10/08/2017
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QUÍMICA ANALÍTCA 
QUALITATIVA
PROF. NÉLIA LIMA
AULA 01 – ENTENDENDO O 
PAPEL DA QUÍMICA ANALÍTICA
Apresentação do plano da disciplina e método avaliativo, revisão de 
conceitos e contextualização da disciplina para o curso de farmácia.
QUÍMICA ANALÍTICA
• QUALITATIVA
• Análises em micro e semi
microescala
• Testes confirmativos (presença, 
ausência, evolução de uma 
reação)
• Análises:
• Testes em tubos de ensaio para: 
mudança de coloração, 
formação de precipitado..
• Testes em chama
• Exemplos: Teste do bafômetro
• QUANTITATIVA
• Análise em macro escala
• Testes que determinam (ou 
estimam) quantidades do analito
em questão.
• Análises: 
• Classica: Gravimétrica (medida 
de massas), Volumetria (medidas 
de volumes líquidos. 
• Instrumental: Cromatografias, 
Infravermelho, Difração e 
Efluorescência de Raios-X, RMN,
• Exemplos: exames sanguíneos 
que determinam taxas.
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PLANO DE ENSINO
• Contextualização
A disciplina de Química Analítica Qualitativa faz parte do eixo básico, cujo 
objetivo é preparar o aluno para que possa desenvolver as habilidades 
necessárias para resolver problemas analíticos que irão surgir ao longo do 
curso em disciplinas mais específicas dos eixos medicamento, indústria, 
análise de alimentos, análises clínicas e toxicológicas.
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PLANO DE ENSINO
• Ementa
• Introdução a química analítica e análise química. 
• Equilíbrios químicos: processos reversíveis e deslocamento de 
equilíbrio. 
• Equilíbrio em meio aquoso: constante de ionização, produto iônico 
da água e pH e hidrólise salina.
• Equilíbrios de solubilidade/precipitação. 
• Equilíbrios de complexação. 
• Equilíbrios de oxidação-redução. 
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PLANO DE ENSINO
• OBJETIVOS GERAIS
Proporcionar ao acadêmico do Curso de Graduação em 
Farmácia uma visão global dos princípios de Química Analítica 
Qualitativa, procurando capacitá-los a compreender e 
identificar diferentes espécies químicas presentes em 
diferentes amostras, dominando as noções básicas dos diversos 
tipos de equilíbrio químico em soluções aquosas.
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PLANO DE ENSINO
• OBJETIVOS ESPECÍFICOS
- Compreender e dominar as bases teóricas da análise 
qualitativa para que possa enfrentar e resolver problemas 
teóricos e práticos que surgem no desenvolvimento de 
trabalhos referentes a este conteúdo. 
- Dominar os conceitos fundamentais que embasam as teorias 
da análise qualitativa: soluções aquosas de substancia 
inorgânicas, velocidade de reação e constante de equilíbrio, 
teoria clássica das reações ácido-base e teoria de Arrhenius, 
Bronsted-lowry e Lewis dos ácidos e bases. 
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PLANO DE ENSINO
• OBJETIVOS ESPECÍFICOS
- Reconhecer as características gerais dos diferentes tipos de 
equilíbrio químico; ácido-base, de precipitação, de 
complexação e óxido-redução. 
- Desenvolver habilidades técnicas e científicas utilizando a 
química analítica na atividade profissional farmacêutica. 
- Ao final deste curso o acadêmico deverá estar apto a 
identificar e resolver os diferentes desafios, para isto é 
necessário que ao longo do curso o mesmo seja instigado a 
analisar e criticar diversas situações, pois só assim 
desenvolverá a sua capacidade de observação crítica tão 
necessária a sua profissão.
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PLANO DE ENSINO
• CONTEÚDO TEÓRICO 
• UNIDADE 01 – Entendendo o papel da química analítica
1.1. Apresentação do programa: diferenças entre métodos de análise
qualitativos e quantitativos Objetivos gerais e específicos da disciplina.
Discussão da importância do estudo de Química Analítica dentro de Curso 
de
Graduação em Farmácia. Apresentação da disciplina e escala de trabalho.
1.2. Revisão de conceitos químicos: apresentação das bases teóricas da 
análise
qualitativa, revisão de conceitos de dissociação iônica, ionização, ácidos e 
bases
de Arrhenius, Bronsted-Lowry e Lewis.
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PLANO DE ENSINO
• CONTEÚDO TEÓRICO 
• UNIDADE 02 – Equilíbrio Químico
2.1. Processos reversíveis: introdução, velocidade de reação, constante de velocidade de 
reação, constante de equilíbrio, lei da ação das massas, constante de equilíbrio em 
termos de concentração (KC), constante de equilíbrio em termos de pressão (KP), relação 
entre KC e KP, cálculo da constante de equilíbrio, interpretação do valor de KC e extensão 
da reação, grau de equilíbrio (α) e quociente de equilíbrio (QC).
2.2. Deslocamento de equilíbrio: princípio de Le Chatelier, concentração, Efeito do íon 
comum, pressão e temperatura e efeito dos catalisadores sobre o equilíbrio. Atividade e 
coeficiente de atividade.
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PLANO DE ENSINO
• CONTEÚDO TEÓRICO 
• UNIDADE 03 – Equilíbrio em meio aquoso
3.1. Constante de ionização: constante de ionização de ácidos (Ka), constante de ionização de 
bases (Kb), lei de diluição de Ostwald. Complemento: ação da
teoria protônica de Bronsted-Lowry e conceito de ácido e base de Lewis. 
3.2. Produto iônico da água e pH: equilíbrio iônico da água, produto iônico da água (Kw), 
concentração de prótons H+ e OH- em solução aquosa, potencial hidrogeniônico, potencial 
hidroxiliônico, indicadores e pH e determinação da [H+] e [OH-] em soluções ácidas e básicas.
3.3. Hidrólise salina: acidez e basicidade das soluções aquosas de sais, constante de hidrólise (Kh). 
Complemento: ácidos polipróticos, espécies anfóteras e solução tampão.
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PLANO DE ENSINO
• CONTEÚDO TEÓRICO 
• UNIDADE 04 – Equilíbrio de solubilidade/precipitação
4.1. Solubilidade dos precipitados: produto de solubilidade, 
constante do produto de solubilidade (Ks), efeito do íon comum e 
solubilidade, aplicações.
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PLANO DE ENSINO
• CONTEÚDO TEÓRICO 
• UNIDADE 05 – Equilíbrio de complexação.
5.1. Reações de complexação: formação de complexos, equilíbrio de 
complexação, estabilidade dos complexos, aplicações e os complexos mais 
utilizados (aquocomplexos, aminocomplexos, hidroxocomplexos, complexos de 
halogenetos, complexos de cianetos e tiocianatos e complexos quelatos.
5.2. Reações de complexação: agentes complexantes - agentes complexantes 
inorgânicos, agentes complexantes orgânicos e titulações com ácidos 
aminocarboxílicos.
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PLANO DE ENSINO
• CONTEÚDO TEÓRICO 
• UNIDADE 06 – Equilíbrio de oxidação-redução.
6.1. Natureza e mecanismo das reações de oxidação e redução: equilíbrio e
constante de equilíbrio das reações de óxido-redução, efeito das atividades
sobre os potenciais eletródicos, equação de Nernst, constante de equilíbrio a
partir dos potenciais padrões, potenciais formais e influencia do pH nos
equilíbrios de óxido-redução.
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PLANO DE ENSINO
• CONTEÚDO PRÁTICO
Prática 1. Princípio de Le Chatelier e equilíbrio químico (Ref. Unidade 
2)
Prática 2. pH e solução tampão (Ref. Unidade 3)
Prática 3. Regras de solubilidade (Ref. Unidade 4)
Prática 4. Reações de óxido-redução (Ref. Unidade 6)
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DO QUE TRATA A QUÍMICA ANALÍTICA OU ANÁLISE 
QUÍMICA?
QUAL SUA RELAÇÃO COM CIÊNCIAS EXATAS?
QUAL SUA RELAÇÃO COM O CURSO DE FARMÁCIA?
REVISÃO DE CONCEITOS
Dissociaçãoiônica, ionização, ácidos e bases de Arrhenius, Bronsted-Lowry e Lewis.
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DISSOCIAÇÃO IÔNICA E IONIZAÇÃO
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Se colocarmos cloreto de sódio, o 
sal de cozinha (NaCl), em um 
recipiente contendo água, o que 
ocorrerá é que os íons já 
existentes no retículo cristalino 
do sal serão separados. Os íons já 
existiam antes porque o cloreto 
de sódio é formado por meio de 
uma ligação iônica entre o sódio 
(Na) que doa um elétron para o 
Cloro (Cl), formando os íons Na+ 
e Cl-.
Na dissociação iônica do sal, são 
separados os íons já existentes 
antes. 
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DISSOCIAÇÃO IÔNICA (ELETROLÍTICA) E 
IONIZAÇÃO
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• Agora, coloca-se na água um 
composto formado por apenas 
ligações covalentes, um 
composto molecular; é o caso, 
por exemplo, do ácido clorídrico 
(HCl). Nesse composto não 
existem íons, pois a ligação 
covalente se dá por 
compartilhamento de elétrons.
• Porém, ao se solubilizar na água, 
ocorre a quebra das moléculas 
de HCl, em que o par de elétrons 
compartilhado fica com o cloro, 
que é mais eletronegativo, 
formando, então, os íons H+ e Cl-
.
DISSOCIAÇÃO IÔNICA (ELETROLÍTICA) E 
IONIZAÇÃO
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• Na realidade, o mais correto é 
dizer que houve a formação do 
cátion hidrônio (H3O+) e não do 
cátion H+, pois o que ocorre é 
que a água atua como reagente: 
seu oxigênio, carregado 
negativamente, atrai fortemente 
o hidrogênio do HCl, pois o 
oxigênio é mais eletronegativo 
que o cloro e o hidrogênio está 
carregado positivamente. Assim, 
entre o hidrogênio e o oxigênio 
da água se estabelece uma 
ligação covalente, formando o 
cátion H3O+.
DISSOCIAÇÃO IÔNICA (ELETROLÍTICA) E 
IONIZAÇÃO
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ÁCIDOS E BASES
• ARRHENIUS
Baseado em seus experimentos com condutividade elétrica em meio 
aquoso, o químico, físico e matemático sueco Svante August 
Arrhenius (1859-1927) propôs, em 1884, os seguintes conceitos para 
definir ácidos e bases:
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ÁCIDOS E BASES
• BRÖNSTED-LOWRY
• De forma independente, o dinamarquês Johannes Nicolaus Brönsted
(1879-1947) e o inglês Thomas Martin Lowry (1874-1936), propuseram 
no mesmo ano outra teoria ácido-base conhecida como Teoria Brönsted-
Lowry, que diz o seguinte:
• Neste caso, considera-se como próton o íon hidrogênio. Isto é visto na 
reação a seguir, onde o ácido cianídrico doa um próton para a água, que 
atua, portanto, como base:
HCN + H2O → CN- + H3O+
• Essa reação é reversível, sendo que o íon hidrônio (H3O
+) pode doar um 
próton para o íon CN-. Desta forma, o íon hidrônio (H3O+) atua como 
ácido e o CN- como base.
CN- + H3O
+→ HCN + H2O
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ÁCIDOS E BASES
• LEWIS
• Esta teoria foi criada pelo químico americano Gilbert Newton Lewis 
(1875-1946) e diz o seguinte:
• Essa teoria introduz um conceito novo, é mais abrangente, mas não 
invalida a teoria de Brönsted-Lowry. Pois todo ácido de Lewis é um 
ácido de Brönsted, e consequentemente toda base de Lewis é uma 
base de Brönsted. Isto ocorre porque um próton recebe elétrons, 
ou seja, um ácido de Lewis pode unir-se a um par solitário de 
elétrons em uma base de Lewis.
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ÁCIDOS E BASES
• Para Lewis, uma reação ácido-base consiste na formação de uma ligação 
covalente coordenada mais estável. Assim, quando uma base de Lewis 
doa um par de elétrons para uma base de Lewis, ambos formam uma 
ligação covalente coordenada, em que ambos os elétrons provém de um 
dos átomos, como ocorre no exemplo abaixo:
• Nesse caso, a amônia atua como a base de Lewis e de Brönsted, pois ela 
doa os seus dois elétrons para o próton, sendo, portanto, a receptora do 
próton. Além disso, formou-se uma ligação covalente entre o hidrogênio 
(o próton) e a amônia.
• Já a água é o ácido de Lewis e de Brönsted, pois ele doa o próton e 
recebe os elétrons, note como o oxigênio do hidróxido formado a partir 
da água ficou com um par de elétrons a mais.
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PAPEL DA QUÍMICA 
ANALÍTICA
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