217896-AQQE_apostila_2020

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Química Analítica Quantitativa Experimental I
INSTITUTO FEDERAL DE ENSINO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO PIAUÍ
CAMPUS TERESINA-CENTRAL
DIRETORIA DE ENSINO
DEPARTAMENTO DE FORMAÇÃO DE PROFESSORES, LETRAS E CIÊNCIAS
Prof. Dr. Joaquim Soares da Costa Júnior
ANÁLISE QUÍMICA QUANTITATIVA EXPERIMENTAL 
INTRODUÇÃO
laboratório químico
	Apesar do grande desenvolvimento teórico da Química, ela continua a ser uma ciência eminentemente experimental; daí a importância das aulas práticas de Química. A experiência treina o aluno no uso de métodos, técnicas e instrumentos de laboratório e permite a aplicação dos conceitos teóricos aprendidos.
	O laboratório Químico é o lugar privilegiado para a realização de experimentos, possuindo instalações de água, luz e gás de fácil acesso em todas as bancadas. Possui ainda local especial para manipulação das substâncias tóxicas (a capela), que dispõe de sistema próprio de exaustão de gases. O laboratório é um local onde há um grande número de equipamentos e reagentes que possuem os mais variados níveis de toxidez. Este é um local bastante vulnerável a acidentes, desde que não se trabalhe com as devidas precauções. Abaixo, apresentamos alguns cuidados que devem ser observados, para a realização das práticas, de modo a minimizar os riscos de acidentes.
	Portanto o laboratório NÃO é um local perigoso de trabalho, porém é necessário uma dose razoável de prudência da parte do aluno para mantê-lo seguro. 
. 
ANTES, DURANTE E APÓS O EXPERIMENTO
	Não se entra num laboratório sem um objetivo específico, portanto é necessário uma preparação prévia ao laboratório: O que vou fazer? Com que objetivo? Quais os princípios químicos envolvidos nesta atividade?
	Durante a realização dos experimentos é necessária as anotações dos fenômenos observados, das massas e volumes utilizados, tempo decorrido, condições iniciais e finais do sistema, portanto um caderno deve ser usado especialmente para o laboratório. Este caderno de laboratório possibilitará uma descrição precisa das atividades de laboratório. Não confie em sua memória, tudo deve ser anotado.
	Após o experimento vem o trabalho de compilação das etapas anteriores através de um relatório. O relatório é um modo de comunicação escrita de cunho científico sobre o trabalho laboratorial realizado.
Pré-laboratório
1.	Estude os conceitos teóricos envolvidos, leia com atenção o roteiro da prática e tire todas as dúvidas.
1. Obtenha as propriedades químicas, físicas e toxicológicas dos reagentes a serem utilizados. Essas instruções são encontradas no rótulo do reagente.
A AULA PRÁTICA
1.	O laboratório é um local de trabalho sério; portanto, evite brincadeiras que dispersem sua atenção e de seus colegas.
2.	O cuidado e aplicação de medidas de segurança é responsabilidade de cada indivíduo; cada um deve precaver-se contra perigos devido a seu próprio trabalho e ao dos outros. Consulte o professor sempre que tiver dúvidas ou ocorrer algo inesperado ou anormal.
3.	Faça apenas a experiência prevista; qualquer atividade extra, não deve ser realizada sem a prévia consulta ao professor.
4.	Não cheire, toque ou prove qualquer reagente. Lembre-se que a contaminação ocorre por inalação e/ou ingestão e/ou absorção pela pele. Não fume, coma ou beba no laboratório.
5.	Nunca deixe o bico de Bunsen aceso quando não estiver usando. Não use substâncias inflamáveis próximo a chama.
6.	Trabalhe com cuidado com substâncias tóxicas e corrosivas, como ácidos, álcalis e solventes. Todo material tóxico e/ou que exale vapor deve ser usado na capela.
7.	Leia com atenção o rótulo do frasco de reagente antes de usá-lo para certificar-se que é o frasco certo. Todo frasco contendo reagentes, amostras e soluções devem ser devidamente etiquetados (identificação do material e do responsável e data).
8.	Não contamine os reagentes, voltando o reagente não utilizado ao frasco original ou usando espátulas e pipetas sujas ou molhadas.
9.	Experimentos em andamento devem apresentar anotações indicando o procedimento em caso de acidente. Não utilize material de vidro quebrado, rachado ou com defeito, principalmente para aquecimento ou em sistemas com vácuo.
10.	Enxugue e lave qualquer local onde cair reagente. Nunca jogue papéis, fósforo ou qualquer sólido na pia.
PÓS-laboratório
1.	Lave todo o material logo após o término da experiência, pois conhecendo a natureza do resíduo pode-se usar o processo adequado de limpeza.
2.	Guarde todo o equipamento e vidraria. Guarde todos os frascos de reagentes, não os deixe nas bancadas ou capelas. Desligue todos os aparelhos e lâmpadas e feche as torneiras de gás.
REGISTRO DE DADOS
	Os químicos que trabalham em pesquisa e análises de rotina, consideram o seu CADERNO DE ANOTAÇÃO como um dos seus bens mais valiosos porque ele resume todo seu trabalho, dados e resultados alcançados. Você deve usar o seu caderno de laboratório da mesma forma, devendo constituir um registro permanente de todas as informações obtidas nos trabalhos práticos de forma individual devendo registar tudo o que foi observado, incluindo as discussões e esclarecimento que forem feitos no decorrer das atividades de laboratório para facilitar na elaboração do relatório.
relatório
	O relatório deve conter as seguintes partes:
·	TÍTULO: Frase sucinta que indica o principal objetivo da experiência.
·	RESUMO: Texto de no máximo cinco linhas de tudo o que foi feito, inclusive dos resultados alcançados.
·	INTRODUÇÃO: Descrição de toda teoria necessária ao entendimento da prática e da discussão dos resultados. Deve ser uma síntese própria dos vários livros consultados. Evite rodeios. Na introdução deve conter o objetivo do trabalho, podendo ficar separado desta para maior destaque. 
·	PARTE EXPERIMENTAL: Descrever o procedimento experimental, ressaltando os principais materiais e equipamentos utilizados.(Materiais e Reagentes, Procedimento experimental)
·	RESULTADOS E DISCUSSÃO Consiste na apresentação de todos os dados colhidos em laboratório ou calculados a partir deste. Devem ser apresentados na forma de tabelas, gráficos, etc., de modo a comunicar melhor a mensagem, seguido de discussão dos dados baseado na teoria exposta comparando os resultados com dados literatura. A discussão é a parte do relatório que exige maior maturidade do aluno.
·	CONCLUSÃO: Síntese pessoal sobre as conclusões alcançadas com o seu trabalho. Enumere os resultados mais significativos do trabalho.
·	REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS: Livros e artigos usados para escrever o relatório. Devem ser indicados cada vez que forem utilizados.
1. Materiais básicos e operações de química analítica quantitativa 
A lista abaixo apresenta vários equipamentos usados em análise quantitativa. Como são manuseados, e quais suas aplicações?
Análise Química Quantitativa Experimental 
agitador magnético
almofariz e pistilo
balão volumétrico
balão de fundo chato
banho-maria
barra magnética (peixinho)
bastão de vidro (bagueta)
béquer
bomba de vácuo
bureta
cadinho de Gooch
cadinho de porcelana
condensador
dessecador
erlenmeyer
espátula
estufa
funil
funil de Büchner
funil de separação
garra
kitassato 
manta
mufla
papel de filtro
pesafiltro
pisseta
pipeta de Pasteur (conta-gotas)
pipeta graduada
pipeta volumétrica
placa de aquecimento
placa de petri
proveta
suporte com base
triângulo de porcelana
trompa de vácuo
vidro de relógio
pesagem
	A pesagem é um procedimento comum em análise. É empregada para medida de massa de amostras, padrões ou substâncias para o preparo de soluções, precipitados, em determinação de umidade, dentre outros.
2. 	A balança empregada deve ser escolhida de acordo com a precisão desejada. É fundamental o conhecimento das fontes de erro e a forma de evitá-los para que não afetem o resultado da análise.
	A sensibilidade de uma balança depende da carga suportada pelos pesos, em geral a sensibilidade diminui com o aumento da carga. Sensibilidade refere-se portanto ao menor incremento de massa que pode ser medido.
questionário
1. Qual a diferença entre balança técnica, analítica e micro balança?1. Quais são as fontes de erro em uma pesagem?
1. Quais são os cuidados que devem ser tomados durante uma pesagem?
1. Quando é fundamental o uso de balança analítica? Quando é possível empregar uma balança técnica?
2. Quais as etapas necessária a um processo de pesagem?
3. Qual d diferença entre peso e massa?
Prática
	Tomando todos os cuidados necessários para a realização de uma pesagem correta, pese um objeto três vezes em balança analítica e três vezes em balança técnica.
	Calcule a média e o desvio padrão para as duas séries de medidas. Compare as médias e os desvios padrões e discuta os resultados levando em consideração a precisão da balança.
calibração de uma pipeta
	Para a realização de trabalhos que exigem alta precisão pode ser necessária a calibração de material volumétrico.
	A calibração deve ser realizada nas mesmas condições em que o equipamento será utilizado.
	Para a calibração, determina-se a massa do volume de água contido ou liberado do material volumétrico de interesse, à temperatura conhecida.
	O volume é determinado a partir da equação: d = m/V
	A densidade da água é obtida em livros ou Handbook a várias temperaturas, a massa de água é obtida experimentalmente, em balança analítica, e o volume é calculado.
	A calibração deve ser realizada, no mínimo em duplicata, sendo que o erro relativo (Er) entre as duas medidas não deve ultrapassar 1‰.
Er = (V1 - V2).1000/Vm
questionário
1. Como deve ser realizada a limpeza de vidraria utilizada em análise quantitativa? Quais os erros que podem resultar de uma limpeza inadequada?
1. Qual a diferença entre um material volumétrico TD e TC? O que significam essas siglas?
1. A pipeta é um material volumétrico TD ou TC?
1. Por que não se deve remover o líquido que fica mantido na ponta da pipeta?
1. O que é menisco? Como deve ser observado para evitar erro em análise quantitativa?
1. Por que é necessário calibrar material volumétrico em análise quantitativa?
1. Qual o tempo mínimo de escoamento indicado para a pipeta calibrada? E o tempo máximo? Qual a importância do acerto desses tempos?
1. Por que é necessário empregar o mesmo procedimento utilizado na calibração toda vez que a pipeta for utilizada?
1. Por que é preciso esperar alguns segundos após o escoamento do líquido antes de terminar a medida do volume com uma pipeta?
1. Por que é necessário que os erlenmeyers, a pipeta e a água fiquem algum tempo próximos à balança quando é realizada sua calibração?
prática
1. Lavar e secar dois erlenmeyers de 50 mL, e colocá-los próximos à balança.
1. Colocar um béquer com água destilada próximo à balança.
1. Lavar uma pipeta de 5 mL adequadamente até observar-se um filme contínuo de água em sua parede interna.
1. Verificar o tempo de escoamento.
1. Colocar a pipeta próxima a balança.
1. Pipetar cuidadosamente 5 mL de água no erlenmeyer e medir a massa da água em balança analítica e a temperatura da água.
1. Repetir o item anterior pelo menos mais uma vez.
1. Calcular os volumes, o erro relativo entre os dois volumes e o volume médio da pipeta.
1. Analisar todas as possíveis fontes de erros.
1. Discutir os resultados baseado, pelo menos, no questionário acima.
preparo e padronização de solução
Em análise volumétrica, a concentração ou massa da amostra é determinada a partir do volume da solução titulante de concentração conhecida. Qualquer erro na concentração da solução titulante levará a um erro na análise.
O processo da adição da solução padrão até que a reação esteja completa é chamado de titulação. O reagente de concentração exatamente conhecida é chamado de titulante e a substância a ser determinada é chamada titulada. Sabendo-se qual a quantidade da solução padrão necessária para reagir totalmente com a amostra e a reação química envolvida calcula-se a concentração da substância analisada.
O ponto exato onde reação completa é chamado de ponto de equivalência ou ponto final teórico.
O término da titulação é percebido por alguma modificação física provocada pela própria solução ou pela adição de um reagente auxiliar, conhecido como indicador. O ponto em que isto ocorre é o ponto final da titulação
A determinação da concentração do titulante deve ser realizada, preferencialmente, através do mesmo método que será aplicado na análise, neste caso a titulação de neutralização, mas ela aplica-se às outras volumetrias, gravimetria e métodos instrumentais.
Em qualquer reação estequiométrica, o número de equivalentes dos reagentes devem ser iguais. Partindo-se desse princípio, temos:
A + B  C, onde A é a amostra e B o titulante
nMolA = nMolB
mA/MolA = MB . VB ou MA . VA = MB . VB,
dependendo se foi realizada a medida de massa da amostra ou volume de uma solução desta.
	A solução padrão a ser usada em uma análise volumétrica deve ser cuidadosamente preparada pois, caso contrário, a determinação resultará em erros. A preparação dessas soluções requer direta ou indiretamente, o uso de um reagente quimicamente puro e com composição perfeitamente definida. Os reagentes com essas características são chamados de padrões primários.
questionário
1. O que é solução padrão? Por que nem todas as soluções são padrões?
1. O que é padrão primário? Quais os requisitos para que uma substância seja um padrão primário? Por que é preciso secá-lo antes de sua utilização?
1. O que é padronização? Quando ela é necessária?
1. Como são realizados os cálculos da padronização em termos de número de moles para a reação acima? E se a reação fosse a seguinte: 2A + B  C?
1. Por que a reação envolvida na padronização deve ser estequiométrica?
1. Por que NaOH e HCl não são padrões primários?
1. Quais as reações envolvidas nesta prática?
1. Como é realizada a padronização do HCl empregando carbonato de sódio? Por que ele pode ser padronizado com uma solução padrão de NaOH?
1. Quais dos equipamentos utilizados nesta prática devem estar necessariamente seco: espátula, recipiente de pesagem, balão volumétrico, bastão de vidro, funil, pipeta, erlenmeyer e bureta.
1. Quais são as fontes de erros no preparo e padronização de soluções?
prática
1. Calcular a massa de NaOH necessária para preparar 500 mL de uma solução 0,1 mol/L. Pesar a massa calculada em balança técnica, preparar a solução e transferi-la para um recipiente plástico.
1. Calcular o volume de HCl necessário para preparar 500 mL de uma solução 0,1 mol/L. Os dados necessários aos cálculos encontram-se no rótulo do frasco do ácido. Preparar a solução e guardá-la em recipiente de vidro (reservar para a próxima prática).
1. Repetir o item anterior para ácido acético (reservar para a próxima prática).
1. Secar biftalato de potássio (padrão primário) em estufa a 110 oC por 1 a 2 h. Resfriar em dessecador.
1. Calcular a massa de biftalato de potássio necessária para reagir com aproximadamente 25 mL da solução de NaOH preparada.
1. Pesar o biftalato de potássio em um béquer pequeno e em seguida transferir quantitativamente para um erlenmeyer, utilizando cerca de 25 mL de água. Adicionar 2 gotas de fenolftaleína e titular com NaOH.
1. Repetir o procedimento pelo menos mais uma vez.
1. Calcular a concentração da base.
1. Calcular o erro relativo entre as determinações em partes por mil.
1. Discutir os resultados baseado, pelo menos, no questionário acima.
Volumetria de neutralização: escolha do indicador
3. 	Em análise volumétrica a quantidade de um constituinte de interesse presente em uma amostra é determinada a partir de sua reação com um determinado volume de solução padrão, chamada titulante. Na volumetria de neutralização o titulante deve ser um ácido forte ou uma base forte. A reação envolvida é a seguinte:
H3O+ + OH-  H2O
nMolácido = nMolbase
Um grande número de substâncias denominadas indicadores ácido-base, mudam de cor conforme a concentração de íon hidrogênio na solução. Esta mudança de uma cor predominantemente “ácida” para uma cor predominantemente “alcalina” realiza-se num pequeno intervalo de pH denominado intervalo de mudança de cor do indicador. Deve-se escolher um indicador que exibeuma modificação de cor perceptível num pH próximo ao ponto de equivalência.
Devido a aos erros determinados e indeterminados que podem ocorrer em uma análise, resultados representativos são obtidos apenas quando as determinações são realizadas no mínimo em duplicata. A validade de dois resultados individuais pode ser avaliada através do cálculo do desvio relativo:
dr = (M1 - M2).1000/M
onde M1 e M2 são as concentrações individuais e M a concentração média. Er não deve ser maior que 5‰. 
Quando forem realizadas pelo menos três determinações, a dispersão dos resultados pode ser expressa através do desvio padrão ou, preferencialmente, pelo desvio padrão relativo à média.
questionário
1. Quais os requisitos para que uma reação possa ser empregada em análise volumétrica?
1. o que é titulação? E solução padrão? 
2. O que é ponto de equivalência (PE) de uma titulação? E ponto final (PF)? Eles precisam ser necessariamente iguais?
1. Por que o titulante sempre deve ser uma solução padrão?
1. Por que, em volumetria de neutralização, o titulante precisa ser um ácido ou uma base forte?
1. O que é um indicador para uma titulação ácido-base?
1. Qual o critério usado na seleção de um indicador para uma titulação ácido-base particular?
1. O pH no ponto de equivalência de uma titulação de ácido forte é neutro, ácido ou alcalino? E para a titulação de um ácido fraco? Justifique.
1. Analise a figura 3.3, p. 57 (curvas de titulação de ácidos clorídrico e acético) do livro Química Analítica Quantitativa Elementar de Baccan et all. Quais indicadores são adequados para a titulação de cada ácido?
1. Dos equipamentos usados em análise volumétrica, quais os que devem estar obrigatoriamente secos? Justifique sua resposta.
prática
1. Pipetar 25 mL de solução de HCl e colocá-la em um erlenmeyer. Adicionar 2 ou 3 gotas de fenolftaleína. Titular com solução padrão de NaOH 0,1 mol/L até que a solução mude de incolor para levemente rosa. Realizar a análise, pelo menos, em duplicata.
1. Repetir o procedimento anterior substituindo a fenolftaleína por vermelho de metila, cuja viragem ocorre de vermelho para amarelo.
1. Calcular a concentração do ácido e o desvio relativo entre as duas titulações realizadas com o mesmo indicador e, se necessário, repetir as titulações.
1. Repetir os itens 1, 2 e 3 para ácido acético.
1. Comparar as concentrações encontrados nas titulações com os dois indicadores e verificar com qual indicador ponto final é detectado com mais facilidade.
1. Discutir os resultados baseado, pelo menos, no questionário acima.
dETERMINAÇÃO Do ácido acético em vinagres
	
	O ácido acético e um ácido fraco, Ka de 1,8 x 10-5, apresenta-se como um líquido incolor, com odor característico de vinagre. É totalmente solúvel em água, álcool etílico e na maioria dos solventes orgânicos, amplamente usado em química industrial na forma de ácido acético glacial 99,8% (m/m) densidade 1,053 g/mL ou em soluções de diferentes concentrações. Na indústria alimentícia é consumido como vinagre, que é uma solução diluída de ácido acético glacial 
(3,5 a 8% m/v).
QUESTIONÁRIO
1. Qual a fórmula do ácido acético? Como é feito o cálculo para determinar sua concentração?
2. Qual a importância de se determinar o teor de ácido acético no vinagre? Como podemos chegar o teor de ácido acético na amostra analisada?
3. Escreva as equações correspondentes às reações observadas.
4. É possível usar o alaranjado de metila como indicador nesta titulação de vinagre? Elabore uma explicação.
5. Suponha que uma solução de ácido clorídrico consome a mesma quantidade de uma solução padrão de NaOH por unidade de volume que um vinagre comercial. Ignorando o aspecto da diferença no gosto, porque seria inaceitável o uso de ácido clorídrico no preparo de um molho de salada
PRÁTICA
1. Colocar com auxílio de uma pipeta volumétrica, 10 mL de vinagre em balão volumétrico de 100,0 mL e diluir até a marca com água destilada.
2. Retirar uma alíquota de 25,0 mL com uma pipeta calibrada e transferir para um erlenmeyer de 250 mL.
3. Adicionar aproximadamente 40 mL de água destilada no erlenmeyer
4. Adicionar 3 a 5 gotas do indicador fenolftaleína
5. Titular esta mistura com uma solução padrão de NaOH 0,1 mol L-1 contida numa bureta, com agitação até a aparecimento de uma leve coloração rósea na solução do erlenmeyer
6. Anote o volume gasto na titulação 
7. Repetir o procedimento para outra alíquota de vinagre e calcule o teor médio de ácido acético no vinagre
8. Repita o mesmo procedimento para outras amostras de vinagres
Determinação de Hidróxido de magnésio em LeIte de 
magnésia
Uma das etapas mais importantes em uma análise é a amostragem, pois, em geral, apenas uma pequena porção do material de interesse será analisado, e esta deve ser representativa do todo.
Muitas vezes a amostra não está em condições de ser diretamente analisada, já que a maioria dos métodos analíticos empregam soluções, e nem sempre o material é solúvel em água. Pode ser necessária a abertura da amostra, e o método empregado depende de sua natureza.
Após a obtenção da solução pode ser necessária uma separação ou imobilização de interferentes.
Outro fator importante é a escolha do método, que depende fundamentalmente da concentração do analito. Métodos clássicos são aplicados a macrocomponentes.
questionário
1. o que é amostragem? Quais as etapas de um processo de amostragem?
2. Qual a diferença entre amostra homogêneas e heterogêneas? Dê um exemplo de cada uma.
3. Qual o efeito do erro de amostragem no resultado da análise?
1. Como é realizada a amostragem de uma suspensão?
1. Por que é necessário realizar a abertura da amostra por dissolução com ácido em lugar de realizar a titulação diretamente na amostra?
1. O que é titulação direta? E retrotitulação ou titulação de retorno?
Volumetria de Neutralização
	À amostra é adicionado excesso (Va) de solução padrão de ácido (Ma), ocorrendo a seguinte reação:
Mg(OH)2 + 2HCl  MgCl2 + 2H2O + HClexc
O excesso de ácido é titulado com solução padrão de NaOH:
HClexc + NaOH  NaCl + H2O
	Conhecendo-se o número de moles total de ácido (na) adicionado e o número de moles em excesso (naexc), determina-se o número de moles que reagiu (nar) com o Mg(OH)2, através da regra de três:
 1mol Mg(OH)2  2 mol HCl
nMg(OH)2 mol Mg(OH)2  nar mol HCl
2.nMg(OH)2 = 1.nar mol HCl
nar = na - naexc
naexc = nNaOH = MNaOH . VNaOH
na = Ma .Va
onde MNaOH e VNaOH são a concentração e o volume de NaOH gastos na titulação.
 nMg(OH)2 = 1/2(Ma .Va - MNaOH . VNaOH)
% Mg(OH)2 = [(nMg(OH)2 . PM Mg(OH)2)/massa da amostra].100
prática
1. Agitar vigorosamente o frasco de leite de magnésia.
1. Pesar imediatamente, com o auxílio de um conta-gotas, não mais que 0,4 g da amostra em um béquer.
1. Adicionar, com uma pipeta volumétrica, exatamente 25 mL de solução padrão de HCl 0,1 mol/L e agitar com bastão até dissolver completamente, tomando cuidado para que não haja perda.
1. Usando no máximo 25 mL de água, transferir quantitativamente a amostra para um erlenmeyer de 125 mL.
1. Adicionar 3 gotas de fenolftaleína ou vermelho de metila e titular com solução padrão de NaOH 0,1 mol/L.
1. Repetir o procedimento pelo menos mais duas vezes.
1. Calcular a porcentagem de hidróxido de magnésio no leite de magnésia
1. Calcular o desvio padrão relativo.
1. Discutir os resultados baseado, pelo menos, no questionário acima.
 
DETERMINAÇÃO DE ÁCIDO ACETILSALICÍLICO EM ANALGÉSICO
	O ácido acetilsalicílico (aspirina) é um analgésico usado no tratamento de cefaléias, nevralgias e outras dores. Analgésicos são depressores do sistema nervoso central empregado para aliviar a dor sem causar a perda da consciência.
Em soluções aquosas, as titulações de neutralização são aquelas nas quis íons hidrogênio (H3O+), são titulados com íons hidroxila (OH-) ou vice-versa. O ponto final é sinalizado com auxílio de indicadores ácido-base. Cada indicador possui uma zona de transição própria. Deve-se portanto, conhecer o ponto da escala do pH em quese situa o ponto de equivalência da titulação, particularmente em torno do ponto de equivalência.
questionário
1. Escreva as reações envolvidas na prática.
2. Escreva a fórmula estrutural da aspirina
3. Por que o ácido nítrico não é comumente usado como titulante padrão? Por que o ácido acético não é útil para este objetivo?
4. Na padronização de uma solução de ácido clorídrico com carbonato de sódio, um estudante não secou adequadamente o carbonato. A concentração obtida para ó acido é alta, baixa ou correta? Explique.
5. A aspirina (ácido acetilsalicílico, massa molar – 180,16) pode ser determinado analiticamente num laboratório, mediante sua hidrólise com uma quantidade conhecida de um excesso de uma base forte, tal como NaOH, fervendo-se por 10 minutos e depois titulando-se a base remanescente com um ácido padrão. Considerando que uma amostra de 0,2775 g foi originalmente pesada, e que 50,0 mL de uma solução de NaOH 0,100 mol L-1, foram usados no procedimento da hidrólise, e que 12,05 mL de uma solução de HCl 0,20 mol L-1, foram necessários para titular o excesso da base, usando-se o vermelho de fenol como indicador, qual é a porcentagem de pureza da amostra? 
prática
1. Pesar 4 comprimidos de AAS e anotar a massa;
2. Triturar (macerar) os comprimidos em um almofariz com pistilo;
3. Calcular a massa média de um comprimido e pesar 3 amostras equivalentes a um;
4. Transferir cada amostra para um erlenmeyer de 125 mL;
5. Adicionar 30 mL de NaOH 0,5 mol L-1;
6. Aquecer esta mistura brandamente por 10 minutos;
7. Após esfriar, adicionar 3 gotas de fenolftaleína 0,1%;
8. Titular o excesso de NaOH com HCl 0,5 mol L-1 até ficar uma coloração incolor;
9. Anote o volume gasto de HCl;
10. Repetir o procedimento mais duas vezes
11. Fazer uma titulação em branco (sem adição do analgésico)
12. Calcular a quantidade de ácido acetilsalicílico em gramas nas amostras analisadas.
13. Calcule o erro relativo e o desvio padrão das medidas.
Volumetria de complexação
	A titulometria com formação de complexos ou complexometria baseia-se em reações que envolvem um íon metálico e um agente ligante com formação de um complexo suficientemente estável.
Apesar de existir um grande número de compostos usados na complexometria, os complexos formados com o ácido etilenodiaminotetracético (EDTA), são um dos mais comuns. Onde vários íons metálicos reagem estequiometricamente com o EDTA. Este é um ácido tetracarboxílico, possuindo quatro hidrogênios ionizáveis, sendo simplificadamente representado por H4Y. A reação com íon metálico pode ser genericamente representa por:
Mn+ +Y4- MY-(4-n)
4. 	O EDTA na forma de ácido ou sal dissódico pode ser obtido em alto grau de pureza, podendo ser usado como padrão primário, porém, se necessário pode ser padronizado contra solução padrão de zinco.
	A solução aquosa de EDTA apresenta as espécies H4Y, H3Y-, H2Y2-, HY3- e Y4-, sendo que a forma predominante depende do pH. O EDTA é um ácido fraco para o qual pK1 = 2,0; pK2 = 2,7; pK3 = 6,2; pK4= 10,3.. Estes valores demonstram claramente que os dois primeiros prótons são mais facilmente ionizáveis do que os outros dois restantes. Este reagente possui uma grande versatilidade que provém da sua potência como agente complexante e da disponibilidade de numerosos indicadores íon-metal, cada um efetivo em um intervalo limitado de pH.
A espécie complexante é Y4-,,portanto é necessário um ajuste de pH, a fim de obter uma constante de formação condicional (K’) favorável para o íon metálico em questão.
K’= Kabs.4
onde 4 é a fração da espécie Y4- em dado pH, e Kabs á a constante de formação absoluta do complexo formado por EDTA e o íon metálico.
questionário
1. Por que na titulação do magnésio é preciso manter o pH igual a 10?
1. Por que o pH na titulação do magnésio não pode ser 12?
1. Como ocorre a detecção do ponto final na titulação de complexação com EDTA?
1. Por que o indicador Negro de Eriocromo T (Ério T) não pode ser usado na titulação de cálcio na ausência de magnésio?
1. Qual a função de tampões e agentes mascarantes?
2. O que é efeito quelante?
3. Quais as principais técnicas de titulação com EDTA?
prática
1. Solução de EDTA 0,02 mol/L: Secar Na2H2Y.2H2O a 70-80 oC por 2h. Resfriar em dessecador. Pesar 1,9 g e dissolver a 250 mL.
2. Solução tampão pH 10: Dissolver 6,4 g de NH4Cl em água, adicionar 57 mL de NH4OH e dissolver a 100 mL
3. Agitar vigorosamente o fraco de leite de magnésia.
4. Pesar imediatamente, com o auxílio de um conta-gotas, não mais que 0,3 g da amostra em um béquer.
5. Adicionar algumas gotas de HCl concentrado (apenas o necessário para completa dissolução).
6. Usando no máximo 25 mL de água, transferir quantitativamente a amostra para um erlenmeyer de 125 mL.
7. Adicionar 2 mL de solução tampão NH4OH/NH4Cl pH 10.
8. Colocar uma pequena quantidade do indicador Ério T (chamar o professor antes de colocar o indicador).
9. Titular com solução de EDTA 0,02 mol/L até que a cor da solução mude de vinho para azul.
10. Repetir o procedimento pelo menos mais duas vezes.
11. Calcular a porcentagem de hidróxido de magnésio no leite de magnésia.
12. Calcular o desvio padrão relativo.
13. Discutir os resultados baseado, pelo menos, no questionário acima.
5. 14. Comparar este resultado com o obtido na volumetria de neutralização.
Determinação da dureza da água
	Dureza refere-se à concentração total de íons alcalinos-terrosos na água. Como as concentrações de Ca2+ e Mg2+ são normalmente muito maiores do que as concentrações dos outros íons alcalino-terrosos, a dureza pode ser igualada a [Ca2+] + [Mg2+]. A dureza é normalmente expressa como número de equivalente de miligramas de CaCO3 por litro.
	O índice da dureza da água é usado para avaliar sua qualidade. Existem dois tipos de dureza da água: a temporária e a permanente. A dureza temporária é aquela devido à presença dos bicarbonatos de cálcio e de magnésio. A permanente é aquela devido à presença de outros saís de cálcio e magnésio, usualmente os sulfatos, cloretos. A soma das durezas temporárias e permanente é conhecida como dureza total da água e é expressa e mg L-1 de CaCO3
	Um dos métodos para a determinação da dureza das águas, é a volumetria de complexação que utiliza solução padronizada do sal dissódico do ácido etilenodiaminatetracético, mais conhecido como EDTA. Para detecção visual do ponto de equivalência, utiliza-se um indicador metalocrômico.
QUESTIONÁRIO
1. Qual a diferença entre agente complexante e quelante
2. A constante de formação do quelato chumbo-EDTA (PbY2-) é 1,10 x 108 , Calcule a constante de formação condicional a pH 4 e pH 10.
3. Por que deve ser adicionado uma pequena quantidade de sal de magnésio à solução de EDTA usada para titulação de cálcio com o indicador Ério T?
4. Em que consiste a dosagem da dureza da água?
5. Explique o princípio envolvido na indicação do ponto final em uma titulação de complexação.
6. Suponha que uma solução de Fé3+ 0,010 mol L-1 é titulada com uma solução de EDTA 0,050 mol L-1 em pH 2,00. Qual a concentração de Fe3+ livre no ponto de equivalência? E qual o quociente [H3Y-]/[H2Y2-] na solução quando a titulação é exatamente 63,7% do caminho ao ponto de equivalência?
7. Dê um exemplo do uso de um agente mascarante.
PRÁTICA
1. Transferir, por meio de uma pipeta ou bureta, uma alíquota de 100,0 mL de amostra de água (ex. torneira, bebedouro, poço etc) para um erlenmeyer de 250 mL 
2. Adicionar 2,0 mL de um tampão de pH – 10 e uma pequena porção de Ério T. evite excesso de indicador. 
3. O tampão deve ser adicionado antes do indicador (ERIO-t), de tal modo que pequenas quantidades de ferro presentes na amostra precipite na forma de hidróxido de ferro, impedindo sua reação como indicador
Obs. Se houver interferências de íons metálicos adicionar cerca de 0,25 g de KCN (CUIDADO) e 5 mL de trietanolamina a 20%, antes do indicador.
4. Titula-se a alíquota com EDTA 0,02 mol L-1 até mudança de cor de vermelho- vinho para azul. (fazer, pelo menos, duas titulações)
5. Calcular a dureza da água e dar o resultadona forma de CaCO3 para cada alíquota analisada.
6. Calcule o desvio padrão relativo das titulações
6. Obs. A reação e consequentemente a mudança de cor, é lenta, próximo do ponto de final, por esta razão o titulante deve ser adicionado gota a gota e com forte agitação.
volumetria de precipitação:
determinação de cloreto de sódio em soro fisiológico
	A volumetria de precipitação envolve a reação na qual forma-se um produto de baixa solubilidade. Sua principal aplicação está na determinação de haletos e alguns íons metálicos. A curva de titulação e a determinação do ponto final são grandemente afetadas pela diluição das soluções e solubilidade do produto.
	A reação deve processar-se praticamente de forma quantitativa no ponto de equivalência, completar-se em tempo relativamente curto e oferecer condições para uma sinalização do ponto final
	O titulante mais empregado é a solução padrão de AgNO3. O ponto final pode ser determinado de três formas diferente:
· formação de um sólido colorido (ex: método de Mohr)
· formação de um complexo solúvel (ex: método de Volhard)
· mudança de cor associada com a adsorção de um indicador sobre a superfície de um sólido (ex: método de Fajans)
	Na determinação de cloreto, pelo método de Mohr, o ponto final é detectado através da formação de um precipitado vermelho entre o indicador K2CrO4 e AgNO3. As reações envolvidas são as seguintes:
Ag+ + Cl- AgCl(s)
Ag+ + CrO42- AgCrO4(s)
	Para que o ponto final seja visualizado é preciso adicionar-se um excesso e titulante, tornando necessária realização de um branco (Vb) que deve ser descontado do resultado da titulação da amostra (Va).
A porcentagem de cloreto pode ser assim determinada:
VAg+ = Va - Vb  volume gasto na titulação do Cl-
nMolCl- = nMolAg+  nCl- = nAg+
m Cl-/PM Cl- = MAg+ . V Ag+
% = (m Cl- . 100)/Vsoro
7. 	O método de Volhard é um procedimento indireto para determinação de íons que precipitam com a prata. O excesso de prata é determinado por meio de titulação, com uma solução padrão de tiocianato de potássio ou de amônio usando-se íons ferro(III) como indicador.
questionário
1. Quais os requisitos para que uma reação possa ser empregada em volumetria de precipitação
1. Como a diluição das soluções e a solubilidade do precipitado afeta a curva de titulação?
1. Em que se baseiam os métodos de Mohr, Volhard e Fajans? Explique cada um.
2. Escreva as reações envolvidas no procedimento para determinação de haletos que precipitam com a prata usando o método de Volhard.
1. Por que se utiliza uma titulação em branco na titulação pelo método de Mohr?
2. Defina: precipitação, solubilidade, produto de solubilidade, indicadores de adsorção.
3. Por que na titulação pelo método de Volhard utiliza-se ácido nítrico.
4. Uma solução contendo 0,205 g de NaCl e KCl gastou cerca de 30 mL de uma solução de AgNO3 0,10 mol L-1 para completa precipitação do íon cloreto. Calcule o teor de cada sal na mistura.
prática
MÉTODO DE MOHR
14. Secar AgNO3 por 2 h a 150 oC, resfriar e manter em dessecador.
1. Solução padrão de AgNO3 a 0,1 mol/L: Pesar 4,25 g de AgNO3 em balança analítica, dissolver com água e diluir a 250 mL. Cuidado, esta solução provoca manchas escuras na pele e roupas.
1. Solução do indicador K2CrO4 a 5%: Pesar 2,5 g de K2CrO4, dissolver com água e diluir a 50 mL
1. Medir, em pipeta ou em bureta, 15 mL de uma solução de soro fisiológico (0,9%).
1. Adicionar 25 mL de água e 1 mL de indicador.
1. Titilar com solução padrão de AgNO3 a 0,1 mol/L até mudança de cor de amarelo para marrom avermelhado.
1. Repetir a análise de soro mais duas vezes.
1. Titulação do branco: repetir os itens 4 a 7 substituindo soro por água destilada.
1. Calcular a porcentagem de NaCl e Cl no soro e comparar com os dados da embalagem.
2. Utilizando o mesmo procedimento determinar o teor de cloreto em amostras de água.
3. Calcular o erro relativo, média e desvio padrão entre as medidas.
MÉTODO DE VOLHARD
1. Pesar cerca de 2,43 g de KSCN seco por 1- 2 h a 150 oC, em estufa e resfriado e mantido em dessecador.
2. Dissolver em água e completar o volume em balão de 250 mL com água destilada.
3. Medir, em pipeta ou em bureta, 15 mL de uma solução de soro fisiológico (0,9%).
4. Transferir para um erlenmeyer de 125 mL, adicionar 25 mL de nitrato de prata 0,1 mol L-1 e 1,0 mL de indicador (solução saturada de sulfato férrico amoniacal ~ 40%) acidificar o meio com 5,0 mL de HNO3 6,0 mol L-1.
5. Titular com solução de tiocianato de potássio 0,1 mol L-1 padrão até que apareça uma coloração marrom-avermelhada.
Obs. A primeira mudança perceptível de cor para o avermelhado ocorre cerca de 1% antes do ponto de equivalência, por que os íons prata ainda estão presentes na superfície do precipitado, por adsorção. Após o aparecimento da primeira mudança de cor, continua-se a titulação forte até o aparecimento de uma coloração marrom-avermelhado, que persiste mesmo sob forte agitação.
6. Anotar o volume gasto do titulante e repetir o procedimento pelo menos mais duas vezes
7. Calcular a porcentagem de NaCl e Cl no soro fisiológico e comparar com os dados da embalagem.
8. Calcular o erro relativo, média e desvio padrão entre as medidas.
MÉTODO DE FAJANS
1. Secar AgNO3 por 2 h a 150 oC, resfriar e manter em dessecador.
2. Solução padrão de AgNO3 a 0,1 mol/L: Pesar 4,25 g de AgNO3 em balança analítica, dissolver com água e diluir a 250 mL. Cuidado, esta solução provoca manchas escuras na pele e roupas.
3. Medir, em pipeta ou em bureta, 25 mL de uma solução de soro fisiológico (0,9%).
4. Transferir para um erlenmeyer de 250 mL, adicionar 25 mL de água destilada e 10 mL da suspensão de dextrina 1% (m/v) e 10 gotas de solução 0,1% (m/v) de diclorofluoresceína.
5. Acertar o pH da solução para que fique entre 4 e 10, caso não esteja adicionar um pouco de carbonato de cálcio
6. Titular com solução padrão de nitrato de prata 0,1 mol L-1 com forte agitação para que a detecção do ponto final seja mais perceptível.
7. Anotar o volume gasto do titulante e repetir o procedimento pelo menos mais duas vezes
8. Calcular a porcentagem de NaCl e Cl no soro fisiológico e comparar com os dados da embalagem.
9. Calcular o erro relativo, média e desvio padrão entre as medidas.
volumetria de óxido redução:
determinação de vitamina C em comprimido ou pó
A titulometria de óxido redução envolve reações em que ocorrem transferência de elétrons.
	A análise de ácido ascórbico normalmente é realizada através de reação com um agente oxidante, a qual deve ser realizada o mais rapidamente possível, visto que o ácido é facilmente oxidado pelo próprio oxigênio do ar, formando ácido dihidroascórbico. 
	A semi-reação de oxidação do ácido ascórbico é a seguinte:
	
Existem vários agentes oxidantes que podem ser empregados na determinação de vitamina C, sendo que um dos mais simples é o iodo. O iodo é um agente oxidante moderado capaz de oxidar quantitativamente apenas substância fortemente redutora.
	A análise volumétrica na qual o iodo é empregado como titulante chama-se iodimetria ou titulação iodométrica direta. 
A semi-reação de redução do iodo é a seguinte: 
I2(s) + 2e- 2I-		E0 = 0,5345 V
No entanto, a titulação empregando solução de iodo como titulante apresenta algumas dificuldades: perda de iodo por volatilização, necessidade de padronização da solução e realização da análise o mais rapidamente possível. Uma alternativa é adicionar excesso de íons iodeto à solução de iodo. Forma-se o triideto,
I2 + I- I3-			K = 7,68.102
que também é um agente oxidante semelhante ao iodo:
I3- + 2e- 3I-		E0 = 0,5355 V
	Portanto, usando-se como titulante uma solução padrão de iodo contendo excesso de iodeto, a perda de iodo por volatilização decresce apreciavelmente, principalmente se a análise for realizada sob refrigeração, sendo que, o erro devido a alteração do título da solução padrão é tolerável.
	Uma alternativa é gerar o iodo durante a titulação. Isto é possível empregando-se como titulante uma solução padrão de iodato de potássio (padrão primário)em presença de excesso de iodeto (iodatometria). Esta solução é estável e libera iodo em presença de ácido forte:
IO3- + 5I- + 6H+ 3I2 + 3H2O
	O iodo formado, reage com a espécie redutora da amostra formando iodeto. No processo global, o número de oxidação do iodo varia de +5 (IO3-) para -1 (I-), ou seja, são envolvidos 6 elétrons.
Como a titulação ocorre em meio ácido, o equilíbrio da reação de oxidação do ácido ácórbico a dehidroascórbico é deslocado no sentido da formação da vitamina C, o que diminui a oxidação da mesma pelo oxigênio do ar durante a titulação.
	O ponto final na iodimetria é detectado utilizando-se amido como indicador. A amilose do amido reage com o iodo, em presença de iodeto, formando um complexo azul escuro, observável em concentrações mínimas de iodo.
amilose + I3- complexo azul escuro
questionário
1. Conhecendo-se as semi-reações de redução do iodo e do ácido ascórbico, escreva a reação de titulação.
1. Sabendo-se o número de elétrons envolvidos no processo global 
(IO3-  I-), calcule a massa de iodato de potássio (PM = 214,00) necessária para preparar 250 mL de solução 0,1 M.
1. Como é realizado o cálculo de vitamina C (PM = 176,13) na amostra a partir de sua titulação com KIO3.
1. Qual o volume de ácido sulfúrico necessário para preparar 100 mL de solução a 20% v/v.
1. Calcular a massa de KI necessária para preparar 50 mL de uma solução a 10% p/v.
1. Qual a função do ácido sulfúrico na titulação?
2. Uma solução de I3-foi padronizada utilizando o óxido de arsênio (As4O6 PM 395,68). Na titulação de 25,0 mL de uma solução preparada pela dissolução de 0,3663 g de As4O6 em um volume de 100,0 mL gastou-se 31,77 mL de I3-.
a). Calcule a concentração molar da solução de I3-.
b). O indicador é adicionado no início ou próximo ao ponto final da titulação? Por que?
8. O que é agente oxidante, redutor e potencial padrão? Qual a função da ponte salina na célula eletroquímica?
9. Quais as formas de determinação do ponto final de titulação de óxido-redução?
10. Qual o potencial no ponto de equivalência para titulação de Fe3+ com Sn2+?
prática
 
1. Tomando cuidado para que não haja perdas, dissolver o conteúdo de um envelope ou um comprimido de vitamina C em um béquer, transferir para um balão volumétrico de 100 mL e completar o volume.
1. Pipetar 25 mL desta solução, adicionar 20 mL de ácido sulfúrico, 1 mL de solução de KI e 1 mL de solução de amido a 1% p/v.
1. Titular com solução de KIO3 até mudança de cor (qual é a cor?).
1. Repetir o procedimento mais duas vezes.
1. Calcular o teor de vitamina C total da unidade analisada e o desvio padrão e desvio padrão relativo.
1. Comparar o resultado obtido com o valor indicado na embalagem do medicamento.
Obs. O ácido ascórbico é rapidamente oxidada pelo oxigênio dissolvido na reação. As amostras a serem analisadas devem ser fechadas com papel alumínio durante a titulação para evitar absorção de oxigênio adicional do ar. A agitação contínua em um erlenmeyer aberto pode absorver uma quantidade suficiente de O2 e causar erros.
MÉTODOS ENVOLVENDO O IODO, I2
TITULAÇÃO IODOMÉTRICA
	As aplicações do iodo como reagente redox são bastante extensas, principalmente porque:
(1) o potencial padrão de redução do par I2/I- é intermediário, e além disso, pode agir como um agente oxidante na forma de I2, ou como agente redutor na forma de I3-, e 
(2) o é praticamente independente da acidez do meio até pH<8.
	O par redox iodo/iodeto pode ser caracterizado pela semi- reação,
I2 + 2e 2I- = 0,535V (ENH) 
indicando que o iodo é um oxidante moderado e o iodeto é um redutor relativamente fraco. O iodo é quantitativamente reduzido a iodeto em meio neutro, por redutores moderadamente fortes, como Sn(II), H2SO3, SO2, H2S e o iodeto é quantitativamente oxidado a iodo por oxidantes moderados ou fortes, como H2O2, IO3-, IO4-, Cr2O72-, MnO4- e CIO-.
	Há dois modos analíticos na aplicação na química do iodo em titulações de oxi-redução. O primeiro envolve o uso de solução padrão de iodo diretamente como titulante em meio levemente ácidos ou levemente básicos. Esta técnica é classificada de método iodimétrico, também denominada iodimetria. No segundo modo, o iodeto é utilizado como redutor, e o iodo liberado na reação associada, é titulado em meio neutro ou levemente ácido com um redutor, usualmente uma solução padronizada de tiossulfato de sódio. Tal técnica é classificada como método iodométrico ou denominada iodometria. Os dois grupos de métodos estão baseados (a) no fato de que o iodo na presença de iodeto produz o íon triiodeto. 
(b) no par redox triiodeto/iodeto,
Pelo fato do potencial de redução ser relativamente baixo, poucas substâncias são oxidadas pelo iodo, daí a existência de poucos métodos iodimétricos. Por outro lado, muitas espécies são capazes de oxidar o iodeto a iodo, resultando numa ampla variedade de métodos indiretos ou iodométricos, onde a espécie de interesse é quantitativamente reduzida em excesso de solução de iodeto liberando o equivalente em iodo, e esse é dosado por titulação com uma solução padrão de um redutor. O método iodométrico é mais vantajoso porque o iodo é gerado in situ evitando perdas por volatilização, pois o iodo é facilmente sublimável. 
	O tiossulfato de sódio é o redutor mais empregado como titulante no iodo gerado nas metodologias iodométricas. Normalmente as soluções são preparadas a partir do sal pentahidratado, Na2S2O3.5H2O (PF = 248,18g/mol), e devem ser posteriormente padronizadas, pois este sal não se enquadra como um padrão primário. Normalmente as soluções devem ser preparadas com água destilada previamente fervida para eliminar o CO2 dissolvido e também prevenir a decomposição do tiossulfato por bactérias. É de praxe adicionar algumas gotas de clorofórmio que funciona como um eficiente preservativo. Além disso, cerca de no máximo 0,1g/L de Na2CO3 é adicionada para garantir uma leve alcalinidade na solução, pois íon S2O32- se decompões em meio ácido, catalisado pela ação da luz, liberando enxofre coloidal e conferindo uma turbidez na solução. Por outro lado, hidróxidos de metais alcalinos, Na2CO3 > 0,1 g L-1 e bórax, não devem ser adicionados, pois tendem a acelerar a decomposição sob ação do oxigênio atmosférico: S2O32- + 2O2 + H2O 2SO42- + 2H+ . Assim, a solução deve ser armazenada em frasco escuro (âmbar) logo após a preparação.
	Normalmente as soluções de tiossulfato são padronizadas pelo método iodométrico, utilizando como padrão primário bromato de potássio, KBrO3 ou iodato de potássio KIO3. Estes sais, em meio moderadamente acidulado com ácido sulfúrico, oxidam quantitativamente o iodeto a triiodeto, e este é titulado com a solução de tiossulfato padronizada:
IO3- + 8I- +6H+ 3I3- + 3H2O
2S2O32- + I3- S4O62- + 3I-
O dicromato de potássio, K2Cr2O7 pode ser utilizado como padrão primário para a padronização indireta do tiossulfato, da mesma forma que o bromato e o iodato. Porém, em meios moderadamente ácidos a reação de geração de iodo (triiodeto) não é instantânea, sendo necessário um meio de elevada acidez, concomitantemente aumentando o risco da oxidação do iodo formado pelo oxigênio atmosférico. Resultados precisos e reprodutíveis podem ser obtidos ajustando a acidez de um volume conhecido de solução padrão K2Cr2O7 com HCl 0,2 – 0,5molL-1 e adicionando KI a 2,0%(m/v). Deixa-se a mistura em repouso por 5 – 10 minutos no escuro para garantir a geração quantitativa de triiodeto, antes da titulação com o tiossulfato.
	Nas titulações iodimétricas e iodométricas, o amido é utilizado como indicador sensível, pois forma um complexo com I2 de coloração azul intensa, e mesmo numa concentração de 10-5mol L-1, o iodo pode ser detectado. O denominado amido solúvel é encontrado comercialmente e se dispersa facilmente em água. Por outro lado, o complexo amido–I2 é relativamente pouco solúvel, e portanto, nas titulações iodométricas o indicador deve ser adicionado na solução do analito um pouco antes do ponto de equivalência, onde a concentração do iodo é baixa.Uma vez que o amido é susceptível ao ataque por microorganismos, é recomendável preparar a solução no dia da análise. Normalmente prepara-se solução de amido solúvel a 0,5 – 1,0%(m/v) e adiciona-se ácido bórico como preservativo, para prolongar o tempo de vida útil.
Nesta prática será feita a dosagem de cloro-ativo numa amostra de alvejante a base de hipoclorito de sódio ou cálcio, a famosa água sanitária, de uso doméstico e em lavanderias. No tratamento de água de piscina, utiliza-se o hipoclorito de cálcio, Ca(OCl)2 misturado com cloreto de cálcio básico, CaCl2.Ca(OH)2.2H2O.
	O constituinte ativo responsável pelo efeito alvejante e algicida, é o íon hipoclorito, o qual é instável em meio ácido. Por exemplo, sob ação de ácido clorídrico, ocorre a liberação de cloro: OCl- + 2H+ + Cl- Cl2 + H2O. O cloro-ativo de uma solução alvejante é a quantidade de cloro que pode ser liberado sob ação de ácido diluído, sendo expresso em %(m/v). No caso de amostras sólidas, em %(m/m). Portanto, por análise química do conteúdo de hipoclorito, calcula-se por estequiometria a concentração em termos da porcentagem de cloro-ativo da amostra, e vice-versa. Esta forma de expressar o teor de hipoclorito já se tornou corriqueira e está normatizada como padrão de qualidade de alvejantes a base de hipoclorito.
QUESTIONÁRIO
1. Para que os aspectos e procedimentos experimentais sejam bem assimilados, é importante compreender o significado dos termos seguintes. Descreva cada um.
	Reação de oxi-redução 
Estequiometria 
Titulações redox
Indicadores redox
Padrão primário redox
	Potenciais de eletrodo
Titulação de retorno
Equação de Nernst
Titulação “em branco" 
2. Escreva as reações envolvidas na prática.
3. Qual a diferença entre iodimetria e iodometria? Em qual técnica, iodimetria ou iodometria, o indicador goma de amido não é adicionado até um pouco antes do ponto de equivalência? Por que?
4. Pesquise um pouco sobre o complexo amido-iodo.
PRÁTICA
1. Preparação da solução de amido a 1%(m/v): Prepare uma pasta contendo 
0,5 g de amido solúvel e um pouco de água e adicione em 50 mL de água destilada em ebulição sob agitação até completa dissolução. Deixe a solução esfriar e adicione 1 g de iodeto de potássio e dissolva. Manter a solução num frasco de vidro escuro fechado. Nas titulações iodométricas, cerca de 1 a 2 mL da solução indicadora do amido a 1% são adicionadas, quando a titulação estiver próxima do ponto de equivalência, o qual é indicado pelo descoloramento da solução. 
2. Preparação da solução de tiossulfato de sódio  0,1 mol L-1: O tiossulfato de sódio pentahidratado, Na2S2O3.5H2O (PF = 248,18 g/mol) é encontrado no comércio especializado com elevado grau de pureza, porém, há dúvidas quanto ao exato conteúdo de água de hidratação presente, além de ser levemente higroscópico. Estes aspectos não permitem utilizá-lo como padrão primário, daí a necessidade de padronizá-lo Suas soluções são tradicionalmente usadas nas metodologias iodométricas, pois é um bom reagente redutor na titulação do iodo liberado, conforme mencionado anteriormente.
3. Preparação da solução padrão de iodato de potássio: Pesar com precisão 0,43 – 0,45 g de iodato de potássio, KIO3 (PF = 214,0 g/mol), puro e previamente seco em estufa a 110 oC por duas horas, e transferir quantitativamente para um balão volumétrico de 100 mL contendo cerca de 50 mL de água destilada previamente fervida. Agitar para dissolver o sólido, completar o volume e homogeneizar. Calcular a concentração molar do sal na solução.
4. Padronização da solução de tiossulfato de sódio a  0,1mol L-1: Coloque a solução de tiossulfato de sódio numa bureta de 25 mL previamente limpa e pré-lavada com a própria solução. Em três erlenmeyers rotulados coloque: 
20 mL de H2SO4 2 mol L-1 e 10,0 mL (com pipeta volumétrica) da solução padrão de KIO3 e agite para homogeneizar. Em seguida, somente no primeiro erlenmeyer, adicione 10 mL da solução de KI 10%(m/v), agite para homogeneizar e inicie a adição do titulante até a solução ficar quase incolor. Nesse ponto adicione 2 mL da solução indicadora de amido e continue a titulação até o desaparecimento da coloração azul. Anote o volume. Proceder da mesma forma os demais erlenmeyers. Calcular a média dos volumes e, baseado na estequiometria das reações envolvidas, determinar a concentração molar da solução de tiossulfato de sódio.
5. Determinação iodométrica do cloro-ativo em alvejante comercial.
· Pipetar uma alíquota de 5,0 mL da amostra e transferir para um balão volumétrico de 100 mL contendo cerca de 50 mL de água destilada.
· Agite, complete o volume até a marca e homogenize. 
· Num erlenmeyer de 150 mL adicionar: 30 mL de água destilada, 10 mL de KI 10% (m/v) e 10 mL (com pipeta volumétrica) da solução da amostra. Em seguida adicione, mediante uma pipeta graduada ou proveta, 5mL de ácido acético glacial, homogeneizar 
· Iniciar a titulação com tiossulfato de sódio 0,1 mol L-1 até a solução ficar quase incolor. Neste ponto adicione 1 mL da solução de amido 1% e continue a titulação até a solução ficar incolor. Anote o volume de equivalência. 
· Efetuar pelo menos mais duas titulações e com o valor médio, calcular o teor percentual de cloro-ativo na amostra original do alvejante.
· Comparar com o rótulo das amostras utilizadas.
ANÁLISE GRAVIMÉTRICA – DETERMINAÇÃO DE NÍQUEL EM AÇO INOXIDÁVEL
A análise gravimétrica ou gravimetria, é um método analítico quantitativo cujo processo envolve a separação e pesagem de um elemento ou um composto do elemento na forma mais pura possível. O elemento ou composto é separado de uma quantidade conhecida da amostra ou substância analisada. A gravimetria engloba uma variedade de técnicas, onde a maioria envolve a transformação do elemento ou radical a ser determinado num composto puro e estável e de estequiometria definida, cuja massa é utilizada para determinar a quantidade do analito original.
	O peso do elemento ou radical pode ser calculado a partir da fórmula química do composto e das massas atômicas dos elemento que constituem o composto pesado.
	A determinação gravimétrica de níquel em amostras de aço inoxidável na forma de dimetilglioximato de níquel(II), é uma análise simples, porém com excelente grau de exatidão. A DMG forma com o íon níquel(II), em soluções aquosas amoniacais, um precipitado vermelho de composição definida, baixa solubilidade e facilmente filtrável. O complexo de Ni(DMG)2 após separação e lavagem, é pesado após secagem a 110 – 120 0C. Outros elementos eventualmente presentes como; cádmio, cobalto, chumbo, ferro, lantânio, paládio e zinco, não são complexados pela DMG em soluções amoniacais, e como resultado, os efeitos da coprecipitação são minimizados. 
QUESTIONÁRIO
1. Quais as vantagens e desvantagens oferecidas pela análise gravimétrica?
2. Por que devemos calibrar o cadinho numa análise gravimétrica?
3. A elevada temperatura o NaHCO3 é convertido quantitativamente em Na2CO3. A combustão de uma amostra contendo 0,3592 g de NaHCO3 e impurezas não voláteis deu um resíduo de 0,2362 g. Escreva a reação química envolvida e calcule a percentagem de pureza na amostra.
4. Uma amostra de oxalato de cálcio pesando 0,8374 g é aquecida a 1000 0C:
CaC 204(s) CaO(s) + CO(g) + CO2(g)
Calcule:
a) O números de mols de CaO que permanece após combustão.
b) O número de milimols de CO envolvido.
c) O peso de CO2 produzido.
5. 100 mL de água corrente forma tratados com nitrato de prata em excesso fornecendo um precipitado que pesou 0,09 g. Calcular o teor de cloreto na água em gramas por litros e em ppm.
6. Qual a massa de cloreto de cálcio é necessário para produzir 250 mL de uma solução contendo 15 g de cálcio por litro de solução?
7. Descreva os seguintes termos:
Gravimetria 		Química Analítica Quantitativa Experimental I
Absorção 
Calcinação
Adsorção
Agente mascarantes
Coprecipitação
Nucleação
Digestão
	Precipitação homogênea
Pós-precipitação
	Higroscópio
Termogravimetria
	Colóide
Fator gravimétrico
Oclusão
	
Prática
1. Prepararpreviamente os cadinhos de Gooch, com polpa de papel e secá-lo em estufa a 105 – 115 0C, até massa constante. Registrar esta massa. 
2. Utilizando uma balança analítica, pesar 3 porções de aproximadamente 50 mg de cavacos da amostra de aço inox, e colocá-las em copos de béquer de 
200 mL.
3. Adicionar 10 mL de HCl concentrado, e 5,0 mL de solução de HNO3 8 mol L-1. 
4. Cobrir os béqueres com vidro de relógio e aquecê-lo brandamente em capela, até que toda a amostra se dissolva. Isto poderá ser observado pela ausência de partículas pretas. Esta digestão poderá ser demorada, dependendo da natureza da liga metálica. O ácido nítrico é adicionado a fim de oxidar os íons Fe(II) a Fe(III), porém, interferirá se presente durante do níquel, pois poderá oxidar a dimetilglioxima. 
5. Para ser eliminado essa interferência, evaporar o excesso de ácido até que comece a formar cristais, adicionar 3 mL de HCl concentrado e evaporar até a secura. Adicionar água destilada se necessário.
6. Deixar resfriar e diluir com 100 mL de água destilada. Adicionar cerca de 3,0 g de ácido tartárico (o qual poderá ser substituído por ácido cítrico ou citrato de amônio) e agitar para dissolver completamente.
7. Adicionar lentamente, hidróxido de amônio 6 mol L-1, agitando bem, até que as soluções estejam alcalinas (pH8). Se as soluções não estiverem límpidas neste ponto, deverá ser feita nova adição do ácido tartárico.
8. Às soluções límpidas, adicionar solução de HCl 1,0 mol L-1, em quantidade suficiente para torná-las levemente ácidas (pH5).
9. Aquecer a solução a 70 – 80 0C e adicionar sob agitação, 10 mL de solução alcoólica a 1%(m/v) de DMG.
10. Adicionar gota a gota, solução de hidróxido de amônio 3 mol L-1, sob agitação constante e rápida, até que as soluções estejam alcalinas (pH-9). Durante esta adição formar-se-á um precipitado vermelho e volumoso de dimetilglioximato de níquel(II).
11. Aquecer as suspensões em chapa de aquecimento ou em banho de vapor durante, pelo menos, uma hora, porém evitando entrar em ebulição.
12. Testar se a precipitação foi completa e então resfriar as soluções até a temperatura ambiente.
13. Filtrar sob vácuo os precipitados através dos cadinhos previamente preparados. Durante a filtração, não encher o cadinho completamente, pois desta forma poderá ocorrer perda de precipitado.
14. Testar os filtrados com a solução de DMG, para verificar se a precipitação foi completa.
15. Lavar o precipitado com água fria até que as lavagens estejam livres de íon cloreto (como poderá ser testado isto?).
16. Secar os precipitados em estufa a 105 – 115 0C durante no mínimo duas horas, resfriar em dessecador e pesar. Repetir o processo de secagem até obter massa constante.
17. Com base na reação de formação do complexo pouco solúvel dimetiglioximato de níquel(II), nas massas das amostras e nas massas de Ni(DMG)2 obtidas, calcule a porcentagem média de níquel na amostra de aço.
18. Compare com o teor nominal de níquel nos aços inoxidáveis e estime sua classificação no padrão AISI (American Iron and Steel Institute). 
Obs. O níquel é um elemento usado como material bruto de certas classes de aço inoxidável, proporciona um alto grau de ductibilidade(habilidade de mudar a forma sem quebra) bem como resistência à corrosão.
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 + 2e
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Ácido ascórbico
Ácido deidroascórbico
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+ 2H
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 + 2e
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Ácido 
ascórbico
Ácido 
deidroascórbico