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UFRuralRJ - ICE – DEQUIM IC 609 – Química Analítica APOSTILA DE AULAS PRÁTICAS ANA LÚCIA DA ROCHA NOBRE CRISTINA MARIA BARRA LEILA M. DA COSTA QUINTEIRO OTAVIO RAYMUNDO LÃ 2005 QUÍMICA ANALÍTICA – IC 609 I - INTRODUÇÃO A disciplina de Química Analítica – IC 347, oferecida para os cursos de Agronomia, Engenharia Florestal, Engenharia Agrícola, Geologia, Zootecnia e Ciências Agrícolas é composta de aulas teóricas e práticas, visando onde os principais conceitos da análise quantitativa e suas aplicações são estudados. Neste curso as análises quantitativas envolvem o equilíbrio iônico e as reações do tipo: ácido-base, oxi-redução, precipitação e complexação, em meio aquoso. O objetivo principal da parte prática é complementar os conhecimentos adquiridos na parte teórica, através de trabalhos em bancada. No estudo dos fundamentos de análise quantitativa volumétrica, serão usadas as seguintes técnicas: Volumetria ácido - base, de oxi - redução, de precipitação e de complexação. O funcionamento das aulas práticas é constituído de procedimentos rotineiros que foram estabelecidos para um melhor aproveitamento do curso: na primeira hora de cada aula (e fração), o professor explicará os principais pontos referentes à prática (como: o objetivo, a técnica e os cálculos). Feito isso, os alunos, em grupo de dois, seguirão para as bancadas para a execução do trabalho prático. Durante as aulas, serão verificadas as atividades de cada aluno, tais como comportamento disciplinar, técnicas de análise, cuidado com o material de laboratório, etc. As atitudes de cada componente do grupo serão de responsabilidade individual. À medida que o trabalho prático vai se desenvolvendo, o grupo terá que seguir anotando os valores obtidos, para posterior confecção de um relatório. O relatório de cada grupo será entregue ao professor para ser avaliado e a nota será lançada individualmente. OBSERVAÇÃO: Para a execução dos trabalhos práticos, os alunos deverão estar, sempre, vestidos adequadamente: com jaleco, calça comprida e com calçado fechado. Nunca se apresentando sem jaleco, com short, bermuda, saia e/ou e/ou calçado aberto. Os cuidados com o material de trabalho compreendem: (a) Antes de iniciar o trabalho prático, através da lista fornecida, conferir o material guardado no armário da bancada. (b) Verificar se o material se encontra em boas condições. Observar, particularmente, se a vidraria em geral não apresenta quebras ou rachaduras – as pontas de pipetas e de buretas são as partes mais frágeis, verifique-as. A torneira da bureta pode não estar vedando o escoamento da água, apesar de fechada. Observe-a, muitas vezes a mesma pode não estar se adaptando bem ao seu orifício. (c) Após execução do trabalho prático, proceder à limpeza da vidraria e da bancada. (d) Guardar o material no armário da bancada, conferindo sempre com a lista. (e) Informar ao professor sempre que casos de quebras de material ocorram. II - SEGURANÇA NO LABORATÓRIO, MANUSEIO E DESCARTE DE RESÍDUOS QUÍMICOS Lei da Conservação de massa: “Nada se cria, nada se destrói, mas tudo se transforma”. Experimentos químicos, assim como dirigir um carro ou utilizar um aparelho eletrodoméstico, cria riscos para você e para os outros. A regra básica de segurança é familiarizar-se com os perigos do que você fará e então não fazer algo que você ou seu instrutor ou supervisor considere perigoso. Só se deve executar uma operação que se considera arriscada após discuti-la e estar confiante nos procedimentos corretos e precauções necessárias. Produtos químicos assim como automóveis e eletrodomésticos, geram resíduos tóxicos. A preservação do meio ambiente requer que seja minimizada a geração de resíduos, e que se disponha de forma responsável do resíduo que se gerou. 1 ELIMINAÇÃO DE RESÍDUO DE PRODUTOS QUÍMICOS Muitos produtos químicos utilizados no laboratório são prejudiciais às plantas, animais e pessoas e por isso devem ser descartados com cuidado. Para cada experimento deverá ser estabelecido um procedimento seguro para o descarte de resíduo. As opções incluem: 1. Despejar as soluções na pia e diluí-las em água corrente. Exemplo: Resíduos de ácidos são misturados com resíduos de bases até que se aproximem da neutralidade (determinada com papel indicador) e então descartada em água corrente. 2. Guardar o resíduo para colocá-lo em um aterro apropriado; 3. Tratar o resíduo para diminuir o perigo e então despejá-lo no esgoto ou guardá-lo para despejar em um aterro. Exemplo: Resíduos de solução de Pb2+ são tratadas com solução de metassilicato de sódio (Na2SiO3) para precipitar PbSiO3 que deverá será acondicionado em um aterro. 4. Reciclar. Exemplo: Resíduos de prata ou ouro devem ser tratados quimicamente para para recuperar esses metais valiosos. Observação: Resíduos quimicamente incompatíveis nunca devem ser misturados, e cada frasco de resíduo deve ter uma etiqueta com a identificação e quantidade do seu conteúdo, destacando se o resíduo é inflamável, tóxico, corrosivo, etc. 2 SEGURANÇA EM UM LABORATÓRIO QUÍMICO O estudante deve lembrar que não está sozinho no laboratório. As aulas experimentais são realizadas em grupo. Assim, deve-se tomar todo o cuidado para a proteção de todos. Sempre que houver alguma dúvida de como proceder durante um experimento, o instrutor deve ser consultado, porém “dúvidas” não podem ser geradas por falta de conhecimento. O estudante dever tentar responder por si mesmo as suas dúvidas, pesando de forma lógica e com os subsídios obtidos em função de seus conhecimentos. Enganos por distração ou despreparo, podem custar um tempo valioso na repetição de tudo que está sendo feito, assim como aumentar o custo quanto ao consumo de reagentes. Assim, antes de começar a trabalhar, você deverá estar familiarizado com as precauções de segurança apropriadas ao seu laboratório. Laboratório não é lugar para brincadeira de nenhum tipo!!! Toda a atenção deve estar dirigida ao experimento. Acidentes não acontecem, são causados!! 3 ORDEM DE SEGURANÇA Em um laboratório, é de responsabilidade individual e coletiva, se comportar de tal modo a evitar acidentes. Riscos, por menores que sejam, estão sempre presentes. A organização do local de trabalho é primordial para minimizar acidentes localizados. Se um reagente químico, especialmente líquido, for derramado, deve-se providenciar sua remoção e limpeza imediata e de forma correta. Exemplo: Se um ácido for derramado, deve-se ter sempre disponível carbonato de sódio sólido (Na2CO3) que deverá ser esparramado cuidadosamente sobre o ácido derramado. 4 RESPONSABILIDADES Em princípio, cada um é responsável pelo resíduo que gera. Evidentemente, em laboratórios de química acadêmicos, cabe à Instituição assumir esta responsabilidade. Nem por isso os estudantes estão livres de responsabilidades, e para tal existem normas que devem ser ensinadas, aprendidas e praticadas. Dentro do âmbito abrangente de cada experimento é dever do educador ensinar como segregar e tratar o lixo gerado. Também não é válido sempre deixar de realizar um experimento porque será gerado um resíduo (lixo) tóxico! É importante e relevante saber manipular substâncias de diferentes graus de toxicidade, como mercúrio, chumbo, cromato, etc, pois o correto tratamento do resíduo é uma extensão do experimento. É peloconhecimento que se cria a competência. 5 MINIMIZANDO RESÍDUOS Uma forma conveniente de ensinar química gerando menos lixo é trabalhar com quantidades menores, em massa e volume. Isso é útil especialmente quando se têm turmas grandes dentro de um laboratório. Os procedimentos experimentais podem ser realizados em um escala menor, demonstrando o mesmo princípio. 6 O LABORATÓRIO Há alguns equipamentos de segurança no laboratório e cada estudante tem saber onde se localizam e como se operam esses equipamentos: lava-olhos, chuveiros de segurança, extintores de incêndio, pontos de alarme contra fogo, frascos contendo carbonato de sódio para neutralizar o derramamento de ácidos sobre as bancadas ou no chão, soluções de carbonato de sódio para neutralizar ácidos derramados sobre mão ou na roupa, etc. Observação: No caso de derramamento de grande quantidade de ácido sobre o avental atingindo a roupa, de imediato a peça deverá ser retirada, e no caso de ácido sulfúrico em contato com a pele não é recomendado que se esfregue com um pano, pois irá dilacerar mais ainda a superfície. Nesse caso usar jatos fortes de água em torneira ou diretamente no chuveiro de emergência, de onde sai muita água que evita queimaduras subseqüentes pelo calor liberado. 7 CUIDADOS Evitar lentes de contato, pois quase sempre existem vapores de NH3, HCl, NO2, SO2 e outros gases que formam soluções fortemente corrosivas quando em contato com o líquido aquoso que irriga a delicada pele ocular. Para remover um béquer do aquecimento em uma chama basta desligar a chama ou afastar o bico do de debaixo do béquer. Muito cuidado com a chama do bico de Bunsen que em certas condições são transparentes, especialmente sob incidência de luz. Evitar o uso de tela de amianto nos aquecimentos com bico de Bunsen. Fibra de amianto causa câncer pulmonar. Na manipulação de tubos de vidro cortados, observar: 1. As extremidades devem ter suas pontas “queimadas” no fogo de um bico de Bunsen para tirar os pontos de cortes. Sempre usar óculos de segurança com proteção lateral 2. Usar lubrificante (glicerol ou água) quando se quiser inserir o tubo de vidro em uma rolha. 3. Usar uma luva grossa ou um pano resistente para proteger as mãos durante a operação de inserção de tubos de vidro em rolhas. Deve-se ter muito cuidado com manipulação e ácidos e bases concentrados e suas diluições. Uma atenção especial deve ser dada ao ácido perclórico (HClO4), que não será usado em nenhuma das experiências desta apostila. Este ácido quando aquecido na presença de substâncias orgânicas pode causar explosões violentas. Mesmo percloratos inorgânicos explodem quando aquecidos até quase à secura. Observar sempre as precauções que devem ser tomadas quando manipular substâncias químicas. Evitar contato com a pele, ingestão pela boca e não inalar vapores. Por exemplo: 1. Cianetos(CN-), sais de mercúrio, de bário, ácido oxálico e muitos outros reagentes são TÓXICOS e pode ser letais. 2. Muitos líquidos orgânicos evaporam rapidamente e os vapores são perigosos quando inalados por um período de tempo prolongado. Cuidado com o uso de nitrobenzeno, como opção nos experimentos argentométricos. Dependendo da gravidade, os primeiros socorros são providenciados de imediato no próprio laboratório, e a seguir a vítima deve ser removida adequadamente ao atendimento médico mais próximo. Todo acidente deverá ser comunicado imediatamente ao instrutor Muitos produtos químicos são perigosos pela sua toxicidade ou por serem inflamáveis. Sempre que possível e necessário, certas operações devem ser executadas numa capela. 8 REGRAS GERAIS DE SEGURANÇA 1. Sempre usar óculos de segurança. 2. Sempre usar avental de proteção no laboratório. 3. Nunca correr dentro do laboratório, e muito cuidado quando estiver carregando frasco de reagente. Evitar encontrões com outras pessoas. 4. Nunca comer, beber, ou fumar dentro do laboratório. 5. Juntar ácido à água, nunca a operação inversa. 6. Sempre manter os frascos tampados depois de usados, e tomar cuidado para não trocar as tampas. 7. Nunca devolver reagente que foi tirado de um frasco, mesmo se não tiver sido usado. Isto minimiza contaminações. 8. Descartar corretamente qualquer reagente não usado ou contaminado. Para isso nunca colocar frascos com grandes quantidades de reagentes à disposição no laboratório. É correto trabalhar com frascos menores, porque se houver alguma contaminação, menos material terá que ser descartado. 9. Muito cuidado quando estiver testando gases pelo odor. Esta prática deve ser evitada. 10. Usar sempre um bulbo de sucção para aspirar líquido que não seja água, com a pipeta. 11. A capela deve ser usada quando se manipulam reagentes perigosos e voláteis. 12. Não usar sapatos abertos, tipo sandália ou chinelos, no laboratório. 13. Nunca usar lentes de contato, mesmo sob óculos de segurança. 14. Cabelo comprido deve ser preso atrás da nuca para evitar acidentes com fogo. 15. Sempre comunicar ao instrutor qualquer acidente, por menor que tenha sido. 16. Durante todo o tempo pense sobre o que está sendo feito!!!!!! 9 DESCARTE DE RESÍDUOS Neste curso manipulam-se ácidos e bases, principalmente nas titulações ácido-base; sais de prata na volumetria de precipitação; KMnO4, K2Cr2O7 e Na2S2O3 na volumetria de oxi-redução, EDTA na volumetria de complexação e outros reagentes auxiliares. Em todas as experiências há que se considerar as amostras, líquidas ou sólidas, pois várias delas são constituídas por metais com alguma toxicidade. Solventes orgânicos devem ser coletados apropriadamente e enviados para queima em incineradores industriais, separando-se antecipadamente os solventes clorados dos não clorados. Ácidos e bases usados nos experimentos devem ser devidamente neutralizados a pH 6-9 e depois descartados nas pias, seguido de muita água corrente para causar a diluição dos sais formados no processo de neutralização. De forma geral, e com reservas, aceita-se que se jogue numa pia apenas acetatos de sódio, potássio e amônio. Álcoois aquo-solúveis, diluídos a 10% (v/v) ou nmenos. Aminoácidos e seus sais. Ácido cítrico e seus sais de sódio, potássio, magnésio, cálcio e amônio. Etileno glicol diluído a 10%(v/v) ou menos. Açúcares, como dextrose, frutose, glicose e sacarose. Também se pode descartar numa pia, em quantidade controlada, ácidos e bases neutralizados, bicarbonato de sódio e de potássio. Brometos de sódio e de potássio. Carbonato de sódio, potássio, cálcio, e magnésio. Iodetos de sódio de potássio. Fosfatos de sódio, potássio, magnésio, cálcio e amônio. Sulfatos de sódio, potássio, magnésio, cálcio e amônio. Tudo acompanhado de muita água, sempre. Não é objetivo desse curso descrever os processos de tratamento e descarte químico, porém este assunto pode ser encontrado em livros especializados e dedicados a esse fim. 10 NORMAS DE SEGURANÇA EM LABORATÓRIO - Resumo Abaixo estão as principais maneiras de se evitar acidentes no laboratório. • Nunca fume no laboratório. • Use jaleco, roupas e calçados adequados. • Nunca deixe frascos contendo substâncias inflamáveis próximos à chama. • Evite contato de qualquer substância com a pele. Seja particularmente cuidadoso quando manusear ácidos e bases concentrados. • Todas as experiências que envolvem a liberação de gases e/ou vapores tóxicos devem ser realizadas na capela. • Sempre que realizar a diluiçãode um ácido concentrado, adicionar o ácido lentamente, com agitação sobre a água, e nunca o contrário. • Ao aquecer um tubo de ensaio contendo qualquer substância, não volte a extremidade aberta do mesmo para si ou para uma pessoa próxima. • Não jogue nenhum material sólido dentro da pia ou nos ralos. • Não use lentes de contato. • Quando for testar algum produto químico pelo odor, não coloque o frasco sob o nariz. Desloque com a mão, para sua direção, os vapores que se desprendem do frasco. • Dedique especial atenção a qualquer operação que necessite aquecimento prolongado ou que desenvolva grande quantidade de energia. • Ao se retirar do laboratório, verifique se não há torneiras de água ou de gás abertas. Desligue todos os aparelhos, deixe todo o equipamento limpo e lave bem as mãos. III – ERROS E TRATAMENTO DE DADOS ESTATÍSTICOS Toda medida física possui um certo grau de incerteza, onde o limite é imposto pelo equipamento usado. Assim, uma medida experimental terá uma incerteza associada a ela, ou seja, um intervalo de confiabilidade chamado erro experimental. Não como evitar incertezas de medidas, embora seja possível melhorar tanto o equipamento qauanto a técnica a fim de minimizar estes erros. Quando se faz uma medida procura-se manter estes erros, procurando manter a incerteza dos resultados em níveis baixos e toleráveis, de modo que o resultado tenha uma coinfiabilidade aceitável, sem a qual a informação obtida não terá valor. A aceitação ou não dos resultados de uma medida dependerá do tratamento estatístico. III.1 – Algarismos significativos A importância dos algarismos significativos aparece quando é necessário expressar o valor de uma grandeza determinada experimentalmente. Esse valor pode ser obtido diretamente (por exemplo, a determinação da massa de uma substância por pesagem ou a determinação do volume de uma solução com uma pipeta ou uma bureta) ou indiretamente, a partir dos valores de outras grandezas medidas (por exemplo, o cálculo da concentração de uma solução a partir da massa do soluto e do volume da solução). Quando se fala em algarismos significativos de um número está se referindo aos dígitos que representam um resultado experimental, de modo que apenas o último algarismo seja duvidoso. O número de algarismos significativos expressa a precisão de uma medida. Exemplo: um mesmo objeto, de 15,2468 g, pesado em uma balança cuja incerteza é 0,1 g e em outra com incerteza 0,0001 g (balança analítica). No primeiro caso a massa deve ser expressa com três alagarismos significativos, 15,2 g, pois a primeira decimal é o algarismo duvidoso da primeira balança; já no segundo caso, massa dever expressa com 6 algarismos significativos, pois o algarismoo duvidoso da balança analítica é na quarta decimal. O número de algarismos significativos não depende do número de casas decimais. Assim, quando se quer expressar a massa 15,2468 g em unidades de milgramas, deve-se representá-la por 15246,8 mg. Em ambos os casos têm-se 6 algarismos significativos, embora se tenha 4 decimais no primeiro e uma decimal no segundo. O zero é significativo quando faz parte do número enão é significativo quando é usado para indicar a ordem de grandeza. Assim, zero à esquerda do número não é significativo, pois neste caso está sendo usado só para indicar a casa decimal. Exemplo 1: Quando se quer expressar 56 mg em gramas, escreve-se 0,056 g, que continua a ter apenas dois algarismos significativos. Exemplo 2: Os números 0,3456; 0,03456; 0,003456; 0,0003458, têm, todos, quatro algarismos significativos, independente do númedor de zeros que existem à esquerda. Neste caso é conveniente usar a notação expenencial, com os quais tais números seriam representados por 3,456 x 10-1; 3,456 x 10-2; 3,456 x 10-3; 3,456 x 10-4, respectivamente. O zero colocado à direita de outro dígito só é significativo se for resultado de uma medida. Não é siginificativo se apenas indica a ordem de grandeza de um número. Exemplo: Se a massa de um corpo é igual a 5 gramas, numa balança de precisão de 0,1 g, deve-se representá-lo como 5,0 g, e nesse caso é significativo pois é o resultados de uma medida. Se for necessário representar esta massa em milgramas, escreve-se 5.000 mg. Neste caso só o primeiro zero após o 5 é significativo e é conveniente também o uso de notação exponencial, 5,0 x 103 mg. III.2 – Algarismos significativos do resultado de um cálculo Quando se calcula o resultado de uma análise, vários números que representam os valores das grandezas determinadas experimentalmente, tais como, massa de substância, volume de solução, etc, são envolvidos. A manipulação destes dados experimentais, que geralmente possuem diferentes números de algarismo significativos, gera o problema de se determinar o número de algarismos significativos a ser expresso no resultado final do cálculo. Por isso algumas regras envolvendo adição subtração, multiplicação e divisão serão discutidas. O arredondamento deverá ser fetio na resposta final (não em resultados intermediários) a fim de se evitar erros de arredondamento. Adição e subtração: Quando duas ou mais quantidades são adicionadas e/ou subtraídas, a soma ou diferença deverá conter tantos decimais quanto existirem no componente com o menor número deles (exemplos 1,2 e 3). O número de algarsismos significativos na resposta pode ser amior ou menor do que existe na referência original (exmplos 4 e 5). Exemplo 1: 2,2 + 0,1145 = 2,3145 O resultado será 2,3. Exemplo 2: 6,8 – 2,6367 = 4,1633 O resultado será 4,2. Exemplo 3: 1000,0 + 10,05 + 1,066 = 10011,116 O resultado será 1011,1. Exemplo 4: 37,596 – 36,802 = 0,794 Exemplo 5: 0,0325 + 0,0812 + 0,0631 = 0,1768 Multiplicação e divisão: Neste caso, o resultado deverá conter tantos algarismos significativos quantos estiverem expressos no componente com menor número de significativos. A regra apresentada para o caso de multiplicação e divisão é apenas uma regra prática, que resulta do fato que, nestas operações algébricas, a incerteza relativa do resultado não pode ser menor que a incereteza do número que possui a menor incerteza realtiva. Por isto, nem sempre ela é válida. Exemplo 1: Na titulação de 24,95 mL de HCl 0,1000 mmol/mL foram gasto 25,05 mL de NaOH. Calcular a molaridade exata da solução de NaOH. MNaOH = 24,95 x 0,1000/25,05 = 0,0996007.... Pela regra prática o resultado deverá ser 0,09960 mmol/mL. IV - ANÁLISE QUANTITATIVA A análise quantitativa tem a finalidade de determinar o teor de um ou mais analitos (composto, componente) em uma matriz específica (amostra). Para isto é indispensável o conhecimento prévio sobre a composição qualitativa da matriz que se estuda. No geral, esse compromisso, no entanto, é dispensado, uma vez que a composição qualitativa da maioria das amostras que se estuda – como, minerais, ligas, adubos e alimentos, já é conhecida. As principais técnicas utilizadas na análise quantitativa são as seguintes: 1) Gravimétrica 2) Volumétricas ou Titulométricas 3) Espectrofotométricas (de Emissão, Absorção Atômica, Visível, Ultra- Violeta) 4) Eletroanalíticas (Voltametria, Polarografia, Potenciometria, Amperometria, Coulometria) Alguns métodos modernos de análise envolvem a separação, a identificação e a quantificação dos analitos em um mesmo equipamento (técnicas acopladas), como é o caso da cromatografia, que separa os vários compostos presentes em uma amostra, identificando-os e quantificando-os.A escolha de uma ou outra técnica depende, principalmente, da natureza do analito a ser analisado e de sua concentração na amostra. Assim, concentrações da ordem de g/L (ppb) requerem técnicas sofisticadas, enquanto que concentrações maiores, da ordem de g/L (título) ou mg/L (ppm), são detectadas por técnicas mais simples, como a clássica volumetria ou titulometria. A escolha da técnica adequada implica, acima de tudo, na obtenção de resultados precisos dentro de um intervalo de confiança, na maioria das vezes, de 95%. Este é o principal alicerce da análise quantitativa. IV – INTRODUÇÃO À ANÁLISE VOLUMÉTRICA Nem todas as reações químicas podem ser usadas nas determinações volumétricas. Para esse fim, o ideal é que a reação química preencha os seguintes requisitos: a) Ser uma reação extremamente rápida, para que o equilíbrio seja rapidamente atingido, pois assim o ponto final torna-se facilmente detectável. b) Ser uma reação completa no ponto estequiométrico. c) Ser uma reação bem definida quimicamente, pois reações paralelas entre titulante e titulado são indesejáveis e constituem uma fonte séria de erros. IV.1 – VIDRARIAS Os principais materiais de trabalho, na análise volumétrica, são os instrumentos de vidro. Servem basicamente para medir, conter, preparar e transportar soluções. A seguir as características das vidrarias mais comuns, suas finalidades, técnicas de uso e o procedimento de limpeza, são apresentadas. IV.1.1 - DESCRIÇÃO E USO a) Bureta Volumétrica – Instrumento de medida de precisão É um instrumento que serve para medir o volume de soluções. É constituído por um tubo cilíndrico de seção uniforme, graduado em mililitros e submililitros, com uma torneira que controla o fluxo do fluido. A característica de escoar a solução gota a gota e, ao mesmo tempo, indicar o volume por ela escoado, fazendo da bureta um instrumento importante na titulação (ver conceito mais adiante). As buretas volumétricas usadas mais comuns são as que possuem capacidade de: 5,00; 10,00; 25,00 e 50,00 mL. Existem também microburetas de pistão. Técnica de uso: Verificar se o instrumento está limpo, rinsar (duas vezes), zerar e por fim, usar. Observações: A solução que vai estar contida na bureta é introduzida através de um bécher previamente rinsado. Rinsar: É uma ação que visa deslocar das paredes internas de um recipiente, alguma matéria facilmente removível, com auxílio de um pequeno volume da solução de interesse e com movimentos de rotação. É um processo especial de limpeza. Alguns recipientes não podem ser rinsados por ocasionar erros nas análises, como será visto mais adiante. Zerar: Encher a bureta com a solução até uma altura bem acima do traço que indica zero mL de volume. Abrir a sua torneira até que a solução escoe e ocupe todo o bico sem deixar bolha de ar presa e fechar. Abrir de novo a torneira para que o líquido escoe vagarosamente e permaneça com a sua superfície curva, em formato de lua (denominada de menisco). Mantenha seus olhos alinhados ao traço zero e pare de escoar o líquido somente quando observar que o menisco atingiu uma posição tangente ao traço zero. A leitura do volume gasto após a titulação é indicada pelo novo traço tangente ao menisco alinhado com os olhos. Em soluções coloridas não se pode observar o menisco, então, no lugar de tangente observa-se mais um alinhamento (feito entre o traço e a superfície superior do líquido colorido). b) Pipeta Volumétrica – Instrumento de medida de precisão É um instrumento utilizado para a transferência quantitativa de determinado volume. É um tubo de vidro com as extremidades afiladas, em que se recolhe, por aspiração, um líquido, a fim de medir-lhe, com precisão, o volume. São construídas com capacidades que variam de 1,00 a 100,00 mL. Existem também as micropipetas, as quais possuem capacidade na faixa de 1 a 1000 µL, com volumes fixos ou variáveis. Técnica de uso: Antes de introduzir a pipeta, pela primeira vez, na solução a ser medida, secar a sua extremidade inferior externa com um pedaço de toalha de papel para evitar diluições, e rinsar. Rinsar: Introduzir a pipeta na solução aspirando, previamente, o ar e depois o liquido. Pipetar até preencher metade do corpo central da pipeta e, com movimentos lentos e rotativos espalhar a solução por toda a superfície interna. Por medida de segurança, jogar fora a solução de lavagem. Usar a pipeta rinsada aspirando normalmente a solução de interesse. Pare de aspirar e retenha a solução com o dedo indicador, somente quando a solução aspirada ultrapassar o traço da aferição. Deixe-a escoar até o menisco tangenciar esse traço. Escoar no recipiente desejado. Observação: Sempre que desejar reter a solução na pipeta, utilizar o dedo indicador que deverá estar previamente seco. A gota residual no bico da pipeta deverá ou NÃO ser soprada, dependendo do tipo de calibração do instrumento. c) Balão Volumétrico – Instrumento de medida de precisão É um frasco esférico, de fundo chato, de colo mais ou menos longo, usado para conter um volume exato de solução. Possuem capacidade que variam de 5,00 a 2000,00 mL. Técnica de uso: O balão volumétrico é comumente utilizado para se fazer diluições ou preparar soluções. Após a perfeita limpeza com água destilada introduzir um determinado volume (medido por uma pipeta volumétrica) ou massa (com precisão de g 0,01), da solução a ser diluída ou preparada. A capacidade total do balão é completada com água destilada até que o traço da graduação do balão fique tangente ao menisco da solução. Fechar e agitar (Homogeneizar). Observação: O balão volumétrico nunca deve ser rinsado com a solução a ser diluída ou preparada. PERGUNTA: Explique porque nunca se rinsa o balão volumétrico quando se quer preparar ou diluir uma solução? d) Proveta Graduada – Instrumento de medidas grosseiras (imprecisas) É um recipiente cilíndrico, ou cônico, graduado, para medição de líquidos ou recolhimento de gases, que deve estar bem limpo sem a necessidade de rinsagem. PERGUNTA: Por que não se rinsa esta vidraria? e) Erlenmeyer – Instrumento próprio para se fazer uma titulação. É um frasco de forma cônica com uma base plana e extremidade superior possui uma só boca. Sua forma dificulta projeções de líquido para o meio externo. Se, é pirex ou borossilicato pode ser levado ao fogo sobre tela de amianto. Não é um instrumento de medida. Observação: O erlenmeyer nunca deverá ser rinsado com a solução a ser titulada. PERGUNTA: Por que não se rinsa esta vidraria? f) Bécher – Instrumento próprio para encerrar líquidos e/ou sólidos É um copo cilíndrico de vidro ou de plástico, também denominado de copo químico e de copo de transferência. É muito utilizado para pesagem, para dissoluções prévias, para transferência de soluções para uma bureta, por exemplo, ou para conter líquidos que serão pipetados. Não é um instrumento de medida. g) Pipeta graduada – Instrumento próprio para transferir quantidades variáveis de volume É um instrumento utilizado para a transferência de diferentes volumes, com certa precisão. É um tubo de vidro com as extremidades afiladas, em que se recolhe, por aspiração, um líquido, a fim de medir-lhe, o volume. São construídas com capacidades que variam de 1,00 a 50,00 mL. Existem também as micropipetas, as quais possuem capacidade na faixa de 1 a 1000 µL, com volumes fixosou variáveis. IV.1.2.1 - Soluções de Limpeza Os equipamentos volumétricos, se construídos de vidro ou porcelana, não são atacados por ácidos (exceto o HF, ácido fluorídrico) ou soluções diluídas de detergente. Utilizam-se, geralmente, diferentes soluções de limpeza: a) Solução de detergente 1 – 2 %; ou b) Solução sulfonítrica (ácido sulfúrico concentrado + ácido nítrico concentrado), na proporção 1+1 (v/v); ou c) Solução 5% (m/v) de etanolato de sódio ou potássio: hidróxido de sódio ou potássio dissolvido em etanol ou álcool etílico. Em muitos casos, dependendo do estado em que se encontra o material volumétrico, é suficiente usar a solução de detergente 1–2% (às vezes, ligeiramente aquecida) para desengordurar o material. O procedimento a se adotar está descrito abaixo: 1) Lavar o material volumétrico, primeiramente com água. 2) Fazer a limpeza utilizando a solução de detergente aquecida ou não. Se necessário, usar uma escova para a limpeza. 3) Em seguida, lavar repetidas vezes em água corrente. 4) Lavar com água destilada. 5) Se ao final, ainda permanecer resquícios de gordura, limpar, cuidadosamente, com a mistura de sulfonítrica. 6) O etanolato de sódio ou potássio deve ser usado SOMENTE em casos extremos, porque ataca rapidamente o equipamento volumétrico. O tempo de contato do etanolato com o material de vidro não deve ser maior que 1 minuto. A seguir enxaguar com água, adicionar uma solução diluída de HCl 2% (m/v) para neutralizar qualquer traço de substância alcalina, e em seguida lavar novamente com água da torneira e água destilada. Deve-se evitar ao máximo o uso repetitivo de etanolato na limpeza de material de vidro. CUIDADO: A solução sulfo – nítrica, em contato com a pele ou tecido, destrói os mesmos. Respingos na roupa ou na pele deve ser imediatamente lavado com água em abundância e, em seguida, tratadas com uma pasta de carbonato de sódio ou bórax. Se esta solução cair sobre a bancada ou chão deve ser imediatamente neutralizadas com carbonato de sódio e depois lavadas com água. IV.1.2.2 - Técnicas de Limpeza Os frascos volumétricos, tais como erlenmeyer, bécher, proveta, etc podem ser limpos agitando-se uma pequena quantidade da solução de detergente nele introduzido ou podem ser imersos num recipiente grande contendo a solução detergente ou sulfonítrica. De um modo geral, o tempo de contato dessa solução com o material de vidro não precisa ser longo (15 – 30 minutos) antes de ser novamente lavado e testado. Há técnicas específicas para a limpeza de pipetas e buretas (material não precisa ser imerso na mistura sulfonítrica). Para a limpeza de uma pipeta, coloca-se um tubo de borracha na extremidade e aspira-se a solução de limpeza (que sendo corrosiva não deve ser apirada com a boca, mas sim com um bulbo ou trompa de vácuo) até um nível acima do traço de aferição da pipeta. Fecha-se o tubo de borracha com uma pinça e deixa-se a pipeta em repouso por 15 – 30 minutos. No caso da bureta segue-se um procedimento análogo. Por sucção, através da ponta da torneira aspira-se com trompa de vácuo, enche-se a bureta com a solução de limpeza, deixa-se em repouso por 15 – 30 minutos. Deve-se tomar cuidado para que o líquido não entre em contato com a torneira, a qual contém graxa (quando de vidro) e pode contaminar as paredes internas da bureta. É necessário que somente a parte graduada esteja livre de gordura para que o líquido escorra uniformemente. Após o uso da solução de limpeza lavar muito bem com água da torneira e depois com água destilada. Em casos extremos, usar para a limpeza etanolato de sódio ou potássio. Esta solução ataca rapidamente o vidro. Então, o tempo de contato do etanolato com o material de vidro não deve ultrapassar a 60 segundos. Se esta solução for usada, após lavar o material diversas vezes com água, usar também uma solução diluída de HCl para neutralizar qualquer traço de substância alcalina, e, em seguida, lavar novamente o material com água destilada. Deve-se evitar ao máximo o uso de etanolato na limpeza do material volumétrico. Qualquer substância abrasiva deve ser evitada na limpeza destes materiais. Procedimento geral: a) Lavar toda vidraria (balões, bécheres, as pipetas, a buretas, etc,) primeiro com água, sabão ou outro detergente e, se necessário, com auxilio de escova. b) Em seguida, enxaguar repetidas vezes com água corrente. c) Enxaguar com água destilada. d) Se necessário, lavar novamente com uma mistura própria para remover os últimos traços de gordura (solução sulfonítrica, por exemplo). e) Jamais guardar vidraria suja. Observação: 1) Nunca aquecer um aparelho volumétrico, o qual pode se deformar com esse procedimento. 2) Não deixar o material imerso na solução de limpeza por muito tempo. IV.2 - CONCEITOS FUNDAMENTAIS IV.2.1 – TITULAÇÃO É um procedimento experimental usado para determinar a concentração de soluções através de uma reação. Esta operação é realizada, sempre, com o auxílio de vidraria apropriada. Uma bureta, um erlenmeyer (para realizar a reação química) e pipeta volumétrica (montagem ao lado). O reagente que é colocado na bureta é chamado de TITULANTE e o que é colocado no erlenmeyer, de TITULADO. O analito de interesse (presente na solução problema ou na amostra) cuja concentração é desconhecida reagirá, em quantidade estequiométrica, com o soluto da solução de concentração conhecida chamada de solução padrão. IV.2.2 – INDICADOR A etapa crítica da titulação é a sinalização de seu término denominado de ponto final (PF) da titulação. Geralmente se usa uma substância, que adicionada ao titulado, sinaliza esse momento, sendo por isto, denominada de indicador. O indicador, numa certa etapa da titulação e em circunstâncias próprias, reage no meio em que se encontra formando um produto que colore o meio, com cor diferente da inicial – isto é uma sinalização do ponto final da titulação. O ideal é usar um indicador, cujas circunstâncias para mudar de cor sejam atingidas num instante muito próximo do ponto estequiométrico (PEQ) da reação entre titulante e titulado. Frente a essa possibilidade, a determinação do ponto final da titulação (o volume gasto de titulante é, nesse momento, anotado) não será a causa de erros consistentes na análise. Dependendo da natureza da reação envolvida na titulação, se usa um determinado tipo de indicador, como se segue: a) Reação de neutralização: indicador ácido-base (ex: alaranjado de metila, fenolftaleína, azul de bromotimol, etc.). b) Reação de oxi-redução: indicadores de oxi-redução (ex: difenilamina, ferroína). c) Reação de precipitação: c.1) indicadores de precipitação (ex: cromato de potássio). c.2) indicadores de complexação (ex: Fe3+ ). c.3) indicadores de adsorção (ex: fluoresceína). d) Reação de complexação: indicadores de complexação (ex: murexida, calcon, negro de eriocrômio, etc). Existem casos especiais: Quando o permanganato, que tem coloração violeta, é o titulante, ele próprio atua como indicador em titulações em meio ácido, de soluções redutoras incolores. Quando, nas determinações envolvendo iodo (oxi-redução) utiliza-se amido como indicador, que é um indicador de adsorção. IV.2.3 – PADRONIZAÇÃO É o processo pelo qual se determina a concentração exata de uma solução. Isto é realmente necessário, pois sempre que uma solução é preparada, introduzem- se certos erros experimentais que fazem com que a concentração real não seja exatamente igual àqueladesejada. Esses erros podem ser instrumentais, operacionais ou devido aos reagentes empregados. A padronização é feita, geralmente, usando-se uma solução preparada com padrões primários. As concentrações dessas soluções devem ser determinadas com alto grau de exatidão, logo, um padrão primário deverá ter os seguintes requisitos: deve ter alta pureza: 100 0,05%. ser de fácil obtenção, purificação, dessecação e conservação. não deve ser higroscópio e nem eflorescente (estabilidade frente à umidade). deve ser estável por longos períodos (não reagir facilmente com os componentes do ar, por exemplo). deve ser bastante solúvel (ionizável). deve ter sua massa molecular elevada, evitando erros de pesagem. Exemplo de padrões primário: 1. Reação ácido-base: ácido benzóico, hidrogenoftalato de potássio, tetraborato de sódio decahidratado. 2. Reação de oxi-redução: oxalato de sódio, óxido arsenioso, dicromato de potássio, iodato de potássio. 3. Reação de Precipitação: cloreto de sódio. 4. Reação de complexação: carbonato de cálcio. Um padrão secundário é uma solução, previamente padronizada com um padrão primário. Às vezes não se dispõe de um padrão primário adequado, então, como recurso utiliza-se um secundário. IV.3 - CURVAS DE TITULAÇÃO A construção e a interpretação de curvas de titulação formam objeto de estudo freqüente na volumetria. Através delas pode-se verificar, por exemplo, se determinada reação pode ser utilizada na volumetria e quais indicadores são os mais apropriados. Para a construção da curva usa-se na abscissa (eixo X) do gráfico o volume adicionado de titulante e na ordenada (eixo Y) usa-se uma determinada propriedade do sistema reacional, cuja grandeza varia com a quantidade adicionada de titulante. Essa propriedade depende da natureza da reação envolvida na titulação, como se segue: a) Reação de neutralização (ácido-base): a curva que representa a titulação que envolve a reação entre um ácido e uma base é expressa em pH do sistema reacional versus volume de titulante (um ácido ou uma base). b) Reação de oxi-redução: neste caso a titulação envolve a reação entre um redutor e um oxidante e a curva é expressa em potencial de redução do sistema reacional versus volume de titulante (um oxidante ou um redutor). c) Reação de precipitação: a curva é construída tomando-se - log [X] versus volume do titulante (o agente precipitante) e representa uma reação que envolve a formação de um composto pouco solúvel (precipitado). [X] = concentração molar do ânion ou do cátion solúvel (o analito de interesse não precipitado), presente no sistema reacional. d) Reação de complexação: a curva que representa a titulação que envolve a reação entre um íon metálico (Me) e um complexante (ligante) e é expresso em -log [Me] versus volume do titulante. [Me] = concentração molar do íon metálico livre (o analito de interesse não complexado), presente no sistema reacional. IV.4 – CÁLCULOS Qualquer reação se completa quando o número de mol (n1) de um reagente é igual ao número de mol (n2) ao do outro reagente, respeitando a razão estequiométrica, conforme exemplos a seguir. É importante conhecer a equação química balanceada da reação para se conhecer a razão estequiométrica. Exemplo 1: #2 HCl + *1 Ca(OH)2 1 CaCl2 + 2 H2O #nHCl *nCa(OH)2 *nCa(OH)2 = *1 _ #nHCl #2 Que também pode ser escrito: nHCl = 2 nCa(OH)2 ou nCa(OH)2= ½ nHCl Exemplo 2: #1 HCl + *1 NaOH 1NaCl + 1 H2O #nHCl *nNaOH *nNaOH = *1_ #nHCl #1 Que também pode ser escrito: nHCl = nNaOH IV.5 – EXPRESSÃO DA CONCENTRAÇÃO Concentração = quantidade de soluto / quantidade de solução ou solvente A concentração pode ser expressa em diferentes unidades de massa, volume, número de mol, etc. As unidades mais utilizadas estão destacadas na Tabela 1. Tabela 1 – Unidades de concentração mais utilizadas em estequiometria de soluções. NOME SÍMBOLO DEFINIÇÃO UNIDADE Título T Massa de soluto (g ou mg) por Volume (L ou mL) de solução g/L ou mg/mL Concentração molar ou molaridade M Número de mol (mol ou mmol) de soluto por volume (L ou mL) de solução mol/L ou mmol/mL molalidade m Número de mol (mol) de soluto por kg de solvente mol/kg Porcentagem massa por volume % (m/v) Massa (g) de soluto por 100 mL de solução g/100 mL Porcentagem massa por massa % (m/m) Massa (g) de soluto por 100 gramas de solução g/100 g Porcentagem volume por volume % (v/v) Volume (mL)de soluto por 100 mL de solução mL/100 mL Partes por milhão ppm Massa (mg) de soluto por kg de amostra Ou, para solução aquosa: Massa (mg) de soluto por Litro de solução mg/kg ou mg/L Observações: 1. Para soluções aquosas, como 1L de água 1,0 kg (1L de água pesa 1,008 kg, a 25 oC), utiliza-se também a notação ppm, que significa miligrama de soluto/Litro de solução (mg/L). 2. Em análises de ultra-traços costuma-se usar as notações ppb (parte por bilhão) e ppt (parte por trilhão). ppb = micrograma de soluto/quilo (ou Litro) de amostra (g/kg) ou (g/L) ppt = nanograma de soluto/quilo (ou Litro) de amostra (ng/kg) ou (ng/L) 3. Nos livros textos atuais, tanto o conceito de equivalente-grama quanto de normalidade estão indicados em apêndices, sendo o conceito de concentração molar e de massa molar (em substituição ao peso molecular) os utilizados atualmente para expressar a concentração em uma reação química. Portanto, deve-se conhecer a estequiometria da reação química estudada. SIGLAS MATEMÁTICAS: (a) Kilo (k) = 103 (b) mili (m) = 10 –3 (c) micro () – 10 -6 (d) nano (n) – 10 -9 Exemplos: 1mg = 10-3 g 1 g = 10-6 g 1 ng = 10-9 g 1 mL = 10-3 L 1 L = 10-3 mL 1 mL = 10-6 L 1 mol = 1000 mmol 1 mmol = 10 -3 mol Observação: É útil saber que: 1 dm3 = 1L 1 cm3 = 1 mL IV.6 – TRANSFORMAÇÃO DE UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO (a) Molaridade ou concentração molar (mol/L) ou (mmol/mL) Exemplo: Calcular a molaridade de uma solução de NaCl contendo 58,5 mg de sal por 1000 mL de solução. Primeiramente deve-se calcular o número de moles, a partir da massa dada. Então n= m (g)/M.M. (g/mol) ou n= m (mg)/M.M. (mg/mmol) Como a M.M. do NaCl = 58,5 g/mol = 58.5 mg/mmol. Tem-se: n = 58,5 (mg)/ 58,5 (mg/mmol) = 58,5 mmoles Assim: M = n/V = 58,5 mmoles/1000 mL = 0,0585 mmoles/mL ou 0,0585 moles/L (b) Título (g/L) ou (mg/mL) Conhecendo-se a concentração molar (mol/L ou mmol/mL) pode-se através da massa molar (g/mol) transformar o número de moles em gramas, obtendo-se assim o título (T – g/L ou mg/mL) do soluto na solução. Exemplo: Calcular a molaridade e o título de uma solução de NaOH prepara da pela mistura de 8,0 g de NaOH sólido em 2,0 Litros de solução final. Título – T (g/L) T= massa (g)/Volume (L) T= 8,0 g/2,0 L = 4,0 g/L Molaridade – M (mol/L) M = T (g/L)/M.M. (g/mol) T (g/L) = M (mol/L) x M.M. (g/mol) ou T (mg/mL) = M (mmol/mL) x M.M. (mg/mmol) M (mol/L) = n (mol) / Volume (L) ou M (mmol/mL) = n (mmol) / Volume (mL)M = 4,0 (g/L)/ 40 (g/mol) = 0,1 mol/L ou 0,1 mmol/mL c) %(m/v) Dividindo-se o título por 10 pode-se calcular a % (m/v), já que a %(m/v) é a massa de soluto em 100 mL de solução, enquanto que o título é a massa do soluto em 1000 mL (1L) de solução. (d) ppm = mg/L Multiplicando-se o Título por 1000, obtém-se ppm, que é mg soluto em 1 L de solução. Esta multiplicação por 1000 nada mais é que 1g = 1000 mg. (e) %(m/v) a partir de %(m/m) A %(m/m) é a massa de soluto em gramas por 100 gramas de solução. Esta unidade não é útil quando se quer medir um volume, pois não se sabe que massa de soluto está contida em um volume específico. Porém, medindo-se um certo volume, como por exemplo, 1,0 mL, dessa solução e pesando-a, tem-se a densidade (d) da solução, ou seja, tem-se a massa em grama por cada mL de solução. %(m/v) (g/100 mL) = _T(g/L) 10 ppm (mg/L) = T (g/L) x 1000 (mg/g) %(m/v) (g soluto/100mL solução) = % (m/m) (g soluto/100g solução) x d(g solução/mL solução) Observação: No desenvolvimento de todos os cálculos estequiométricos deve-se escrever, sempre, as respectivas unidades para evitar erros na expressão final do resultado. (f) molalidade (m) É a concentração expressa em números de moles de soluto por kg de solvente (não é de solução). Exemplo: Calcular a molaridade e a molalidade de uma solução de HCl 37%(m/m) e densidade 1,19 g/mL. % (m/m) HCl = 37g HCl/100 g solução = 0,37 g HCl/ g solução d = 1,19 g solução /mL solução = 1190 g solução/ litro solução Multiplicando 0,37 g HCl/ g solução x 1190 g solução/ litro solução = TítuloHCl (g/L) THCl =440 g HCl/L solução M = T/M.M. = 440 (g/L) / 36,5 (g/mol) = 12,1 mol/L Para a molalidade, tem-se que saber a massa de água na solução de HCl 37% (m/m). Assim, se a solução de HCl tem 37 g de HCl, 100g de solução – 37g HCl = 63 g de água = 0,063 kg água. Como: m = n (moles)/Kg água Tem-se que calcular o número de moles (n) n = massa(g)/ M.M. (g/mol) = 37 g HCl/ 36,5 (g/mol) = 1,015 moles Então: m = 1,015 moles HCl /0,063 kg água = 16,1 m IV.7– CÁLCULO DA RAZÃO ESTEQUIOMÉTRICA Deve-se fazer uma importante distinção entre: número de mol (n) e massa molar (g/mol). O número de mol (n) é uma medida química de quantidade e que varia de amostra para amostra durante uma quantificação. A massa molar (g/mol) é uma unidade característica de cada substância química que independe da quantidade medida. Ela é calculada a partir do somatório das massas atômicas de cada elemento no composto químico e seus valores encontram-se discriminados na tabela periódica. Exemplo: 1 MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H+ Mn2+ + Fe3+ + 4 H2O nMnO4-/nFe2+= 1/5 Assim: nMnO4- = 1/5 nFe2+ ou nFe2+ = 5 nMnO4- Como n = MV Logo: Observações: 1. A concentração molar do permanganato será 1/5 da concentração molar do Fe(II) porque o número de mol (n) de permanganto é 1/5 do número de mol (n) do Fe(II). 2. A concentração molar do Fe(II) será 5 vezes a concentração molar do permanganato porque o número de mol (n) de Fe(II) é 5 vezes o número de mol (n) do permanganto. IV.8 – DILUIÇÃO DE UMA SOLUÇÃO – FATOR DE DILUIÇÃO Muitas vezes a amostra desconhecida a ser analisada possui uma concentração muito mais elevada que a concentração do titulante usado. Isto implica em erro na determinação, ou seja, o volume de titulante gasto será tão maior quanto mais concentrada for a amostra (quando se aplica MVtitulante = xMVtitulado). Logo, tecnicamente, encher várias vezes a bureta poderá acarretar em erro na medida do volume de titulante e, conseqüentemente na concentração exata da amostra em questão. Quando isto ocorrer o ideal é realizar-se a diluição na amostra desconhecida. Esta diluição será feita levando em conta as concentrações do titulante e da amostra em questão, e dela sairá um fator, denominado fator de diluição (F) que será calculado com a finalidade da concentração da amostra, após a diluição, se tornar aproximadamente igual à concentração do titulante. Este fator será utilizado nos cálculos para o acerto da concentração real da amostra. (MV)MnO4- = 1/5(MV)Fe2+ ou 5(MV)MnO4- = (MV)Fe2+ EXEMPLO 1: Calcular a nova concentração ao se pipetar 10,00 mL de uma solução 0,2 mol/L de HCl para um balão volumétrico de 100,00 mL e completar o volume do balão com água destilada. Se esta solução foi diluída, Qual será o fator de diluição? R: (MV)inicial = (MV)final ou (MV)concentrado = (MV)diluído 0,2milimo/mL*10,00mL = M*100,00 mL M = 0,02 milimol/mL Se a concentração inicial era 0,2 M e a final é 0,02 M, basta dividir a concentração inicial pela final para se ter o fator de diluição, F = 10. Observação 1: Se o fator é dado para se obter a concentração inicial, basta dividir a concentração final pelo F. Observação 2: Se o fator é dado para se obter a concentração final, basta multiplicar a concentração inicial pelo F. EXEMPLO 2: Ao se pipetar 5,00 mL de uma solução 0,2 mol/L de HCl para um balão volumétrico de 100,00 mL e completar o volume do balão com água destilada, tem- se uma solução 20 vezes mais diluída, isto é, com um fator de diluição igual a 20 (F = 20). Por quê? Qual a nova concentração da solução diluída de HCl? R: Para calcular a concentração da solução pode-se dividir a concentração inicial pelo fator de diluição (lembrar que, quando há diluição, ou seja, adição de água, a concentração diminui). Pode também aplicar MVconcentrado = MVdiluído. Assim: M = 0,2 M/20 ; M = 0,01 M ou 0,2 milimol/mL*5,00 mL = M*100,00 mL M = 0,01 milimol/mL CFinal/CInicial = F EXEMPLO 3: a) Como preparar 500,00 mL de uma solução 1:20 partindo de uma solução 2 mol/L de NaOH? b) Qual será a concentração da nova solução? Observação: Diluição 1:20 é uma outra forma de expressar o fator de diluição. Significa que para cada 1 parte de concentrado tem-se 20 partes de solução diluída, ou seja, F = 20. R: (a) Então: 1 mL concentrada ---------- 20 mL diluída X ------------- 500,00 mL diluída X = 25,00 mL concentrada Pipeta-se 25,00 mL da solução 2 mol/L para balão volumétrico de 500,00mL e completa-se o volume com água destilada. Homogeneizar. b) (MVconcentrado) = (MVdiluído) 2 milimol/mL*25,00mL = Mdiluído*500,00mL Mdiluído = 0,1 milimol/mL V – AULAS EXPERIMENTAIS V.1 - APRESENTAÇÃO E MANIPULAÇÃO DO MATERIAL DE LABORATÓRIO. 1 OBJETIVO Aprender a utilizar, manipular e limpar as vidrarias mais comuns utilizadas em um laboratório deQuímica Analítica. 2 APRESENTAÇÃO E MANIPULAÇÃO DO MATERIAL DE LABORATÓRIO E SUA MANIPULAÇÃO O conteúdo inicial deste capítulo deve ser lido com interesse, pois contém informações importantes de como funciona o laboratório de Química Analítica assim como um breve resumo de estequiometria e transformação de unidades. Todo o material de laboratório que será utilizado no curso, sua manipulação e limpeza, está resumido na introdução (item IV). 2.1 Material Principal Nas aulas experimentais haverá 16 grupos de dois alunos. Uma bancada é dividida e ocupada por dois alunos e é composta dos seguintes materiais: - Bureta volumétrica de 50,00 mL (1 unidade). - Pipeta volumétrica de 10,00 mL (1 unidade) e 25,00 mL (1 unidade). -Erlenmeyer de 250 mL (2 unidades). - Bécher de 50 ou 100 mL (1 unidade) e de 400,0 ml (1 unidade). - Proveta graduada de 50,0 ou 100,0 mL (1 unidade). - Pipeta graduada de 10,0 mL (1 unidade). - Bastão de vidro (1 unidade). - Bico de Bunsen, tripé e tela de amianto. - Suporte para bureta. 2.2 Recepção do Material (a) Ao lhe ser designada uma bancada no laboratório, conferir o material recebido com o constante da relação fornecida. (b) Verificar se o material se encontra em boas condições. Observar, particularmente, se a vidraria não apresenta fraturas ou rachaduras, se as pontas das pipetas e da bureta se encontram perfeitas e se a torneira da bureta se adapta bem ao seu orifício, vedando o escoamento da água. (c) Fazer uma lista do material constante na bancada e das condições desse material. 2.3 Limpeza do Material (a) Verificar a limpeza da vidraria. (b) Lavar com detergente e água fria da torneira. (c) Verificar de novo a limpeza da vidraria. Se for necessário, lavar com solução detergente aquecida. Observações: 1) O aparelho volumétrico é dado como limpo ao se verificar que a água destilada escorre uniformemente pelas paredes internas do respectivo aparelho volumétrico. 2) Jamais guardar vidraria suja. Todos os equipamentos volumétricos utilizados em uma análise quantitativa devem estar perfeitamente limpos antes de sua utilização, a fim de possibilitar a realização de análises dentro dos limites de confiança permitidos, pois a presença de substâncias gordurosas nas paredes internas dessas vidrarias pode induzir a erros no resultado final da análise. Logo, todo material de vidro ou porcelana também deve ser lavado imediatamente após seu uso. Os resíduos de soluções ou precipitados, com o tempo atacam o vidro e a porcelana, tornando-se difícil a sua remoção alterando a capacidade dos recipientes. Os aparelhos volumétricos devem ser totalmente desengordurados. A presença de traços de gordura provoca a retenção do líquido sob a forma de gotículas nas paredes dos recipientes, impedindo escoamento total do líquido. Verifica-se o estado de limpeza de um aparelho volumétrico enchendo-o com água e observando-se seu escoamento. Se gotículas ou uma película não uniforme de água, aderentes às paredes internas do equipamento forem detectadas, então, é necessário limpá-lo. 3 PARTE EXPERIMENTAL 3.1 Vidraria (Ver ítem IV.1) 3.1.1 - Apresentação da vidraria 3.1.2 - Finalidade da cada vidraria 3.1.3 - Limpeza da vidraria 3.1.4 - Manipulação da vidraria 3.1.5 - Manuseio da vidraria 3.2 - Titulação – conceitos (ver ítem IV.2) 3.2.1 - Titulante/Titulado 3.2.2 - Ponto estequiométrico/Ponto final da titulação 3.2.3 - Indicador 3.2.4 - Padronização 3.2.5 - Padrão primário/Padrão secundário. 4 – Relatório (a) Fazer um resumo da Parte Experimental – vidraria – finalidade e limpeza, destacando que vidraria são de precisão e os cuidados que se deve ter com essas vidrarias. (b) Fazer um resumo sobre titulação, tomando como exemplo uma reação ácido- base, destacando todos os subitens do item 3.2. VI - VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO Em soluções aquosas, as titulações de neutralização são aquelas nas quais os íons H3O+ são titulados com íons OH- (ou vice-versa). Isto é válido para: ácido forte, base forte, ácido fraco, base fraca e sais de ácido fraco e base fraca. Então, a reação envolvida será: H3O+ + OH- 2 H2O EXPERIMENTO N1. ACIDIMETRIA PREPARAÇÃO DE SOLUÇÕES - TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE. 1 OBJETIVO Preparar soluções diluídas de HCl a partir de HCl concentrado 37%(m/m), d = 1,19 g solução/mL de solução. Determinar a concentração exata (padronização) da solução preparada por titulação com substância padrão (Padrão Primário). 2 - RESUMO As análises quantitativas das soluções que contenham componentes ácidos e básicos por meio de titulação, requerem a disponibilidade de soluções titulantes padrões. A solução de ácido mais empregada como titulante é a de HCl. As soluções de ácidos fortes são preparadas por diluição dos ácidos concentrados comercialmente existentes. O HCl concentrado que se encontra na maioria dos laboratórios, é de concentração cerca de 37% (m/m) que corresponde à 12 M (12 mol/L). Porém, há necessidade de preparar-se uma solução diluída, a partir do HCl concentrado, para proceder a uma titulação. Como a solução preparada parte de um ácido de concentração aproximada, esta deve ser padronizada com um dos padrões primários, básicos, conhecidos como, por exemplo, o bórax. Entretanto, após a padronização, a solução de HCl diluída se mantém estável por longos períodos, tornando-se, então, um padrão secundário para padronização de bases. Os indicadores de pH (bases ou ácidos orgânicos fracos), nestas titulações, têm papel primordial, pois apresentam cores diferentes, dependendo da forma com que se encontram em solução (forma ácida ou forma básica). 3 EQUAÇÕES ENVOLVIDAS 3.1 Padronização de solução de HCl com bórax (Na2B4O7.10 H2O) Na2B4O7.10 H2O 2 NaH2BO3 + 2 H3BO3 + 5 H2O 2 NaH2BO3 + 2 HCl 2 H3BO3 + 2 NaCl Na2B4O7.10H2O + 2 HCl 4 H3BO3 + 2 NaCl + 5 H2O 3.2 Razão estequiométrica nbórax/nHCl =1/2 nHCl = 2 nbórax 4 PARTE EXPERIMENTAL 4.1 Preparação de 250,00 mL de HCl 0,1 M (0,1 mol/L) a partir de HCl concentrado a) Verificar a densidade do HCl concentrado e a %m/m no rótulo. b) Calcular o volume de HCl concentrado necessário para preparar 250,00 mL de solução 0,1 M (0,1 mol/L) (ver cálculos no item 5.1 a seguir). c) Fazer, no relatório, o cálculo da concentração molar do HCl concentrado e da proporção da diluição. d) Medir, em pipeta graduada de 10 mL (Cuidado!!! Não usar a boca para pipetar o HCl concentrado – os vapores de HCl provocam queimaduras na mucosa bucal. Deixe subir por capilaridade), o volume de HCl concentrado, calculado no item (b). e) Colocar cerca de 100 mL de água destilada em balão volumétrico de 250,00 mL e adicionar o volume medido de ácido concentrado (o ácido deverá sempre ser adicionado sobre a água destilada em pequenas quantidades). f) Completar o volume a 250,00 mL com água destilada. Homogeneizar a solução. 4.2 Padronização da solução de HCl 0,1 mol/L a) Pipetar 25,00 mL de solução padrão bórax (Na2B4O7.10 H2O) 0,0500 mol/L e transferir para um erlenmeyer de 250 mL. b) Adicionar 4-5 gotas de indicador vermelho de metila 0,1 % (m/v) Faixa de pH de mudança de cor do indicador vermelho de metila: [pH > 6,2 (amarelo) – pH < 4,4 (vermelho alaranjado)]. A solução fica amarela. c) Lavar a bureta com mais ou menos 5 mL do ácido preparado. Enchê-la até 1 a 2 mL acima do zero, abrir a torneira para completar toda a bureta com o ácido diluído preparado no item 4.1, e ajustar o volume em zero.(Sempre que usar a bureta deverá proceder como foi indicado). d) Colocar o erlenmeyer contendo a solução padrão (bórax) e o indicador sobre um fundo branco (folha de papel) e adicionar o ácido diluído, da bureta. Durante a adição do ácido, o frasco deve ser agitado constantemente, enquanto a outra mão controla a torneira da bureta. Próximo do ponto estequiométrico (próximo da viragem do indicador), lavar as paredes do erlenmeyer com água destilada (com auxílio de pissete) e continuar a titulação, cuidadosamente, adicionando o ácido, gota a gota, até obter a cor vermelha- alaranjada do indicador. e) Anotar o volume gasto de solução de HCl ( V1 ) f) Determinar a concentração molar (mol/L ou mmol/mL) da solução de HCl. 5 CÁLCULOS 5.1 Cálculo do volume de HCl concentrado para preparar 250,00 mL de solução de HCl 0,1 mol/L Onde: d = densidade da solução concentrada (g/mL ou g/cm3) M.M. = massa molecular do composto Observações: 1. %(m/m) = g HCl /100g de solução. 2. d = densidade, expressa quando pesa em g cada mL de solução de HCl. 3. Calculada a concentração molar do ácido concentrado, calcular o volume de ácido necessário usando a fórmula: 5.2 Padronização da solução de HCl 0,1 mol/L Observação 1: Verifique a razão estequiométrica no item 3.2. Observação 2: A concentração molar deverá, sempre, ser expressa, no mínimo, com quatro algarismos significativos. 5.3 Massa molar das substâncias envolvidas nos cálculos HCl = 36,5 g/mol Na2B4O7.10H2O = 382 g/mol (M.V)concentrado = (M.V)diluído M (mol/L) = [%(m/m) * d * 10]/M.M. n HCl = 2 n bórax (M.V)HCl = 2 (M.V) bórax EXPERIMENTO N2. ACIDIMETRIA. PREPARAÇÃO DE SOLUÇÕES - TITULAÇÃO ÁCIDO - BASE 1 - OBJETIVO Preparar solução diluída de NaOH a partir de hidróxido de sódio sólido. Determinar a concentração exata da solução de NaOH utilizando o HCl como padrão secundário. 2 - RESUMO As análises quantitativas das soluções que contenham componentes ácidos e básicos por meio de titulação, requerem a disponibilidade de soluções titulantes padrões, como falado anteriormente. Com relação às bases, a solução mais empregada como titulante é de NaOH. O NaOH é obtido sempre na forma sólida e este não é encontrado na forma pura, pois sempre está contaminado por umidade e por pequenas quantidades de Na2CO3 (em torno de 2%). Sendo assim, prepara-se primeiro uma solução de NaOH de concentração necessária e em seguida faz-se sua padronização com um padrão primário ácido (por exemplo biftalato de potássio) ou com um padrão secundário (solução de HCl previamente padronizada). Entretanto, o NaOH por ser uma base forte, é susceptível à carbonatação segundo a reação: 2 NaOH + CO2 Na2CO3 + H2O Logo, uma solução de NaOH deverá, sempre, ser padronizada imediatamente antes do seu uso. Os indicadores de pH nessas titulações têm papel fundamental. A padronização da solução de NaOH será realizada com HCl padronizado. Serão feitas duas titulações, com dois indicadores de faixas de pH distintas: a fenolftaleína: pH < 8,2 (incolor) – pH > 9,8 (rosa) e alaranjado de metila: pH < 3,1 (laranja) – pH > 4,4 (amarelo). Na titulação da base forte NaOH com ácido forte HCl, o pH do ponto estequiométrico é 7,0 e o salto de pH nas imediações do ponto estequiométrico é grande (para concentrações em torno de 0,1 mol/L NaOH versus 0,1 mol/L HCl, o salto de pH varia de pH ~4 a ~10), abrangendo a zona de transição de cor dos indicadores fenolftaleína e alaranjado de metila, e, portanto, o volume do ponto final dessas duas titulações, teoricamente, teria que ser o mesmo, o que não ocorre. Isto é devido ao carbonato de sódio presente na solução de hidróxido de sódio, que mesmo em concentração mínima, por ser também uma base diprótica será titulada também pelo HCl sendo que na titulação com o indicador fenolftaleína, este mudará de rosa para incolor após todo o NaOH ter sido consumido e o Na2CO3 ter sido neutralizado a NaHCO3 (pH~ 8,3) pelo HCl. Já na titulação com o indicador alaranjado de metila, este mudará de amarelo para laranja após todo o NaOH ter sido consumido e o Na2CO3 ter sido neutralizado a H2CO3 (pH~ 4,0). NaOH + HCl NaCl + H2O Na2CO3 + HCl NaHCO3 + NaCl (pH~ 8,3) NaHCO3 + HCl H2CO3 + NaCl (pH~ 4,0) 3 – EQUAÇÃO ENVOLVIDA 3.1 Padronização da solução de NaOH NaOH + HCl NaCl +H2O 3.2 Razão estequiométrica n NaOH = nHCl 4 - PARTE EXPERIMENTAL 4.1 - Preparação de 250,00 mL solução de NaOH 0,1 mol/L a) Fazer o cálculo da massa de NaOH necessário para preparar 250,00 mL de solução de NaOH 0,1 mol/L (ver cálculos no ítem 5.1). b) Pesar, em becher de 100 mL, a massa necessária de NaOH para preparar 250,00 mL de solução de 0,1 mol/L . c) Adicionar água destilada para dissolver o NaOH e com a ajuda de um bastão de vidro, transferir, quantitativamente, a solução para um balão volumétrico de 250,00 mL. d) Repetir a operação lavando o bécher com várias porções de água destilada, até que não haja mais resíduo de NaOH no bécher. e) Completar o volume com água destilada a 250,00 mL. A parte inferior do menisco da solução deve tangenciar com o traço da graduação. f) Tampar e homogeneizar a solução. 4.2 - Titulação da solução de NaOH 0,1 mol/L com solução HCl padronizado (padrão secundário) usando fenolftaleína como indicador a) Pipetar 25,00 mL da solução de NaOH 0,1 mol/L, preparada no item 4.1 (f), e transferir para erlenmeyer de 250 mL. b) Adicionar 3-4 gotas de indicador fenolftaleína 0,1% (m/v) [pH > 9,8 (rosa) – pH < 8,2 (incolor)]. A solução fica rosa. c) Encher a bureta com solução de HCl de concentração exata e conhecida (padrão secundário). d) Titular a solução preparada de NaOH com o HCl padronizado, gota a gota, até a solução se torne incolor. e) Anotar o volume gasto de HCl (V1 ). f) Determinar a concentração molar exata da solução de NaOH. 4.3 - Titulação da solução de NaOH 0,1 mol/L com solução de HCl padronizado (padrão secundário), usando alaranjado de metila como indicador Repetir a titulação como no ítem 4.2 usando alaranjado de metila 0,1 %(m/v) como indicador [pH > 4,4 (amarelo) – pH < 3,1 (laranja)] no lugar da fenolftaleína. A mudança de cor será de amarelo para laranja. Anotar o volume de HCl gasto como V2. Calcular também a concentração molar exata da solução de NaOH. 5 - CÁLCULOS 5.1 - Cálculo da massa de NaOH para preparar 250,00 mL de solução de NaOH 0,1 mol/L. 5.2 – Titulação da solução de NaOH para calcular a concentração molar exata. Observação: A razão estequiométrica das substâncias envolvidas na reação química respectiva é igual a 1. 5.3 - Massa molar das substâncias envolvidas nos cálculos. NaOH = 40 g/mol HCl = 36,5 g/mol (M.V )NaOH = nNaOH (mmol) m (g) NaOH = n (mmol) * M.M.NaOH (g/mmol) ntitulante = 1 n titulado ou (M.V)titulante = 1 (M.V)titulado EXPERIMENTO N 3. ALCALIMETRIA. TITULAÇÃO ÁCIDO - BASE. Determinação de acidez (ácidos fracos) em amostras comerciais (vinagre e leite). 1 – OBJETIVO Padronizar a solução de NaOH 0,1mol/L. Determinar a acidez em vinagre comercial. Determinar a acidez em leite. 2 - RESUMO O controle da acidez de determinados produtos é de grande importância do ponto de vista de sua fabricação, conservação e melhoramento. Para a determinação dessa acidez, expressa em diferentes unidades de concentração, utiliza-se solução de NaOH previamente padronizada com biftalato de potássio. O vinagre, produto obtido por fermentação acética do álcool etílico, é comercializado com teores de ácido acético (CH3COOH) variando de 3% m/v (0,5 mol/L) a 6% m/v (1mol/L) e regulamentados por lei. A acidez do leite é proveniente da fermentação do açúcar lactose, devida à ação de microorganismos. O principal ácido existente no leite é o ácido lático(CH3CHOHCOOH) e a sua determinação mostra o estado de conservação do leite. A determinação da acidez também indica a possível presença de substâncias neutralizantes utilizadas para baixar a concentração de ácido lático ou a adição de água, prática utilizada na adulteração do leite e proibida por lei. A legislação exige que a acidez do leite deva estar entre 0,15 - 0,20 %m/v ou 15 - 20 D(*). Valores inferiores indicam a possível fraude pela adição geralmente de água ou NaHCO3 e valores superiores, atestam a má conservação do produto. (*) É conveniente expressar a concentração de ácido lático no leite em grau Dornic (D) que é o volume (mL) de solução de NaOH 1/9 mol/L gasto para neutralizar 100 mL de leite. 1 D = _1 mL de NaOH 1/9 mmol/mL 100 mL de leite 1 D = _1/9mmol de NaOH______ 100 mL de leite Como : n NaOH (mmol)= n ácido lático (mmol) Então: 1D = 1/9 mmol de ácido lático 100 mL de leite Como : n ácido lático (mmol) * M.M.(g/mmol)= m (g) Logo : 1D = 1/9 mmol ácido lático * 0,09 g ácido lático/mmol 100 mL de leite 1D = _0,01g de ácido lático_ ou 100 mL de leite 3 - EQUAÇÕES ENVOLVIDAS 3.1 - Padronização da solução de NaOH 0,1 mol/L H2O+ C O O C OK ONa NaOH+ C O O C OK OH Biftalato de potássio (BK) Ftalato de sódio e potássio 3.2 - Determinação da acidez em vinagre O C ONa H3C H2O++ NaOH O C OH H3C Ácido acético Acetato de sódio 1D = 0,01 % (m/v) 3.3 - Determinação da acidez em leite + H2ONaOH+ C C O OH OH H3C H C C O ONa OH H3C H Ácido láctico Lactato de sódio 3.4 – Razão estequiométrica 3.4.1 - Padronização da solução de NaOH: n NaOH = 1 n BK 3.4.2 – Determinação de acidez em vinagre: n NaOH = 1 n ácido acético 3.4.3 – Determinação de acidez em leite: n NaOH = 1 nácido lático 4 - PARTE EXPERIMENTAL 4.1 - Padronização da solução de NaOH 0,1 mol/L a) Pipetar 25,00 mL da solução padrão de biftalato de potássio 0,1000 mol/L para erlenmeyer de 250 mL. b) Adicionar 3-4 gotas de fenolftaleína 0,1 %m/v. A solução permanece incolor. c) Titular com solução de NaOH 0,1 mol/L, gota a gota, até que a solução se torne levemente rosada. d) Anotar o volume gasto de solução de NaOH (VL). e) Determinar a concentração molar exata da solução de NaOH. 4.2 - Determinação da acidez em vinagre comercial 4.2.1- Diluição da amostra de vinagre a) Pipetar 10,00 mL de solução comercial de vinagre para balão volumétrico de 100,00 mL. b) Completar o volume com água destilada. Homogeneizar a solução. c) Calcular o fator de diluição (F). 4.2.2 - Determinação de ácido acético na solução diluída de vinagre a) Pipetar 25,00 mL da solução diluída de vinagre comercial para o erlenmeyer de 250 mL preparada no item 4.2.1. b) Adicionar 3-4 gotas de solução indicadora de fenolftaleína 0,1 %(m/v). A solução diluída de vinagre permanece incolor. c) Titular com solução de NaOH de concentração molar exata e conhecida (ítem 4.1), gota a gota, até que a solução se torne levemente rosada. d) Anotar o volume gasto de solução de NaOH (V1). e) Determinar a % (m/v) de ácido acético no vinagre comercial. 4.3 - Determinação de acidez em leite a) Pipetar 25,00 mL de leite para o erlenmeyer de 250 mL. b) Adicionar 40 mL de água destilada, com auxílio de proveta. c) Juntar 10 gotas de fenolftaleína 0,1 %(m/v). A cor do leite permanece a mesma (branca). d) Titular com solução de NaOH de concentração molar exata e conhecida (item 4.1.), gota a gota, até que a solução se torne levemente rosada. (Comparar com a amostra de leite original para facilitar a visualização da mudança de cor). e) Anotar o volume gasto de solução de NaOH (V2). f) Determinar a %(m/v) de ácido lático no leite. g) Expressar também o resultado em grau Dornic (oD) 5.1 - Padronização da solução titulante (MVL)titulante = 1 (MV)titulado 5.2 - Determinação de acidez 5.2.1 – Cálculo do número de moles envolvido na reação ntitulado = nNaOH = X (M.V)NaOH (a) V = V1 (determinação de acidez em vinagre); X = 1. (b) V = V2 (determinação de acidez em leite); X = 1. 5.2.2 – Cálculo da Concentração molar M = n/Valíquota pipetada Onde: n – número de moles do ácido fraco respectivo a cada determinação 5.2.3 – Cálculo do Título (g/L) T(g/L) = M (mol/L) x M.M. (g/mol) 5.2.4 – Cálculo da %(m/v) %(m/v) = T (g/L)/10 Observação 1: No caso do vinagre, onde foi feita uma diluição, tem-se que calcular o fator de diluição e multiplicar todos os resultados encontrados por este fator, para que se tenha a acidez na amostra de vinagre original. - Cálculo do fator de diluição (F): F = Vdiluído/Vconcentrado = 100/10 F = 10 Observação 2: Para calcular Grau Dornic (oD), calcula-se, primeiro, %m/v e , então, basta multiplicar: %(m/v)ácido lático/leite x 100. 5.3 - Massa molar das substâncias envolvidas nos cálculos Biftalato de potássio = 204,24 g/mol Ácido acético = 60 g/mol Ácido lático = 90 g/mol. EXPERIMENTO N4 - ALCALIMETRIA. TITULAÇÕES ÁCIDO – BASE. DETERMINAÇÃO DA PUREZA DE ÁCIDOS E SAIS. 1 – OBJETIVO Determinar a concentração exata (padronização) da solução de NaOH 0,1 mol/L com HCl padronizado (Padrão Secundário). Determinar a pureza em ácido cítrico. Determinar o valor neutralizante de um calcário. 2 - RESUMO As soluções de NaOH (base forte) são susceptíveis à absorção de CO2 (gás carbônico) presente no ar atmosférico (carbonatação), devendo, sempre, ser padronizadas imediatamente antes do sua utilização. A determinação do grau de pureza (% de pureza) de um reagente (amostra) sólido ou líquido é importante para avaliar a quantidade (massa, em g) de reagente puro que está contidoa em 100 g de amostra, avaliando indiretamente o grau de contaminação do reagente. O primeiro exemplo, utilizando a titulação ácido – base, é a determinação da quantidade de ácido cítrico presente em uma amostra de ácido cítrico comercial. O ácido cítrico é sólido e a pureza, expressa em porcentagem, deverá relacionar a massa (g) de ácido cítrico puro por 100 g de amostra comercial.O ácido cítrico é um ácido triprótico (H3C6H5O7) com constantes de ionização Ka1= 8,3 x 10-4 ; Ka2= 2,2 x 10-5 ; Ka3= 4,0 x 10-7. Porém, mesmo sendo um ácido triprótico, é titulado como se fosse um ácido monoprótico, pois sendo suas constantes de ionização tão próximas, os 3 prótons são neutralizados simultaneamente. O indicador utilizado nesta titulação só muda de cor após a neutralização do terceiro próton. O ácido cítrico também está presente normalmente em frutas cítricas, tais como laranja, acerola e limão, daí se poder calcular a acidez dessas frutas cítricas através da titulação com NaOH. Na correção da acidez dos solos utilizam-se materiais que contêm em sua composição química óxidos, hidróxidos, carbonatos e silicatos de cálcio e/ou magnésio. Dentre esses materiais o mais utilizado como corretivo é o calcário, rocha calcária moída - por ser um material de ocorrência muito freqüente e abundante na natureza. Em sua composição predomina o carbonato de cálcio, geralmente associado a carbonato de magnésio. As características que influenciam a qualidade de um corretivo são o tamanho da partícula (granulometria), e o poder de neutralização do calcário, pois um fator que prejudica a qualidade
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