Química Analítica Experimental

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QUÍMICA ANALÍTICA
EXPERIMENTAL
Universidade Federal do Pará
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Pró-Reitor de Administração
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Pró-Reitor de Pesquisa e Pós-Graduação
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Pró-Reitor de Desenvolvimento e Gestão de Pessoal
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Assessoria de Educação a Distância
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Diretor Executivo da Fundação de Amparo e Desenvolvimento da Pesquisa
João Farias Guerreiro
Diretor do Instituto de Ciências Exatas e Naturais
Mauro de Lima Santos
Diretor da Faculdade de Química
Heriberto Rodrigues Bitencourt
QUÍMICA ANALÍTICA
EXPERIMENTAL
Regina Celi Sarkis Müller
Kelly das Graças Fernandes Dantas
Belém
2010
Müller, Regina C. Sarkis
Química Analítica Experimental
Profª. Regina Celi Sarkis Müller/Profª. Kelly das Graças
Fernandes Dantas – 82f; Belém, 2010.
1. Química Analítica Experimental I. . II .Bitencourt,
Heriberto Rodrigues, coord. III. Título
SUMÁRIO
PARTE 1. PRÁTICAS DE QUÍMICA ANALÍTICA QUANTITATIVA
SEGURANÇA NO LABORATÓRIO 11
PRÁTICA 1- Técnicas e equipamentos utilizados na análise qualitativa
1.1. Introdução 13
1.2. Equipamentos e aparatos usados na análise semimicro 13
1.3. Operações comuns de laboratório usadas na análise semimicro 14
1.3.1.Lavagem de tubos de ensaio 14
1.3.2. Quantidades 14
1.3.3. Adição de reagentes 16
1.3.4. Mistura de reagente 16
1.3.5. Aquecimento de soluções 16
1.3.6. Evaporação de soluções 17
1.3.7. Precipitação de um sólido 19
1.3.8. Centrifugação 19
1.3.9. Separação do sobrenadante e precipitado 19
1.3.10. Lavagem do precipitado 20
1.3.11. Transferência de precipitados 20
1.3.12. Teste de acidez 21
PRÁTICA 2- Cátions do grupo I
2.1. Introdução 22
2.2. Cátions do grupo I 22
2.3. Reações dos íons do grupo I 22
2.3.1. Sódio (Na+) 22
2.3.1.1. Teste de chama 22
2.3.2. Reação dos íons potássio (K+) 23
2.3.2.1.Teste de chama 23
2.3.3. Reação dos íons amônio (NH4+) 24
2.4. Parte experimental 24
2.4.1. Identificação do íon sódio 24
2.4.2. Identificação do íon potássio 25
2.4.2.1. Teste de chama 25
2.4.2.2. Cobaltonitrito 25
2.4.3. Identificação do íon amônio 26
2.4.3. 1. Base forte 26
2.4.3.2. Cobaltonitrito 26
2.5. Resumo dos cátions do grupo I 27
2.6. Esquema da análise sistemática da mistura dos cátions do grupo I 28
11
PRÁTICA 3- Cátions do grupo II
3. 1. Introdução 29
3.2. Cátions do grupo II 29
3.3. Reações dos íons do íons do grupo II 30
3.3.1. Magnésio 30
3.3.1.1. Teste de chama 30
3.3.1.2. Reação com hidróxido de sódio (base forte) 30
3.3.1.3. Reação com hidróxido de amônio (base fraca) 31
3.3.1.4. Reação com carbonato de amônio 31
3.3.1.5. Reação com monohidrogeno – fosfato de sódio 32
3.4. Reações dos íons Ca2+, Sr2+ e Ba2+ 33
3.4.1. Teste de chama 33
3.4.2. Reação com carbonato de amônio 33
3.4.3. Reação com oxalato de amônio 34
3.4.4. Reação com dicromato de potássio 35
3.4.5. Reação com sulfato de amônio 35
3.5. Separação dos cátions do grupo II 36
3.6. Resumo dos cátions do grupo II. 39
3.7. Esquema da análise sistemática da mistura dos cátions do grupo
II (Mg2+, Ca2+, Sr2+ e Ba2+).
41
PRÁTICA 4- Análise de ânions
4.1. Introdução 43
4.2. Reações específicas para ânions 43
4.2.1. Reações específicas para Cl-, SO42-, NO2-, NO3- e CO32- 43
4.2.1.1. Reações para o íon cloreto, Cl- 43
4.2.1.2. Reação para os íons sulfato (SO42-) 44
4.2.1.3. Reação para os íons nitrito (NO2-) 44
4.2.1.4. Reação para os íons nitrato (NO3-) 44
4.2.1.5. Reação com os íons carbonato (CO32-) 45
4.3. Parte experimental 45
4.3.1. Identificação dos íons cloretos 45
4.3.2. Identificação dos íons sulfatos 46
4.3.3. Identificação dos íons nitritos 46
4.3.4. Identificação dos íons nitratos 46
4.3.5. Identificação de íons carbonato 47
4.4. Esquema de identificação para alguns ânions (Cl-, SO42-, NO2-, NO3-
e CO32-).
48
PRÁTICA 5- Análise de sais
5.1. Introdução 49
5.2. Observação física da amostra 49
5.3. Solubilidade da amostra em água 49
5.4. pH da solução aquosa da amostra 51
5.5. Teste de chama 51
5.6. Determinar os ânions presentes 51
5.7. Provas Diretas 51
12
5.8. Extrato com Soda 51
5.9. Determinar os cátions presentes 52
PARTE 2. PRÁTICAS DE QUÍMICA ANALÍTICA QUANTITATIVA
PRÁTICA 1- O uso da balança analítica
1.1. Pesagem usando uma balança analítica 55
PRÁTICA 2 – Preparação e padronização da solução de hidróxido de sódio
2.1. Preparo da solução 56
2.2. Padronização com Biftalato de potássio - KHC8H4O4 (1 mol =
204,23 g)
57
PRÁTICA 3 – Determinação de ácido acético em vinagre
3.1. Preparação da solução de vinagre a ser titulada 58
3.2. Titulação da amostra preparada com solução de NaOH
padronizada
58
PRÁTICA 4 – Preparação e padronização da solução de permanganato de
potássio 0,06 mol/L
4.1. Preparação da solução de KMnO4 0,06 mol/L (1 mol = 158,04 g) 60
4.2 Padronização com Oxalato de Sódio - Na2C2O4 (1 mol = 134,00 g) 60
PRÁTICA 5– Determinação de H2O2 em água oxigenada 20 volumes comercial
(3% m/m)
5.1. Preparação da solução de água oxigenada 62
5.2. Titulação da amostra preparada KMnO4 0,06 mol/L 62
PRÁTICA 6 – Preparação e padronização da solução de tiossulfato de sódio
0,1 mol/L
6.1. Preparação da solução de Na2S2O3.5H2O 0,1 mol/L (1 mol = 248,11
g)
64
6.2. Padronização com solução de Iodato de Potássio 0,01mol/L - KIO3
(1 mol = 214,00 g)
64
13
PRÁTICA 7 – Deteminação de cloro ativo (hipoclorito) em água sanitária
7.1. Preparação da solução de água sanitária 66
7.2. Titulação da amostra preparada com Na2S2O3 0,1 mol/L 66
PRÁTICA 8 – Preparação da solução de EDTA 0,01 mol/L (1 mol = 372,24 g)
8.1. Preparo da solução de EDTA 68
8.2. Preparo da solução padrão de cálcio (1 mg Ca)/mL) 68
8.3. Preparo da solução padrão de magnésio (1 mg MgO/mL) 69
8.4. Padronização da solução de EDTA (equivalente em cálcio) 69
8.5. Padronização da solução de EDTA (equivalente em magnésio) 70
PRÁTICA 9 – Análise da amostra de suplemento mineral
9.1. Preparo da amostra 72
9.2. Titulação do cálcio na amostra de suplemento mineral 72
9.3. Titulação do cálcio + magnésio na amostra de suplemento mineral 74
PRÁTICA 10 – Determinação de cloreto com solução de nitrato de prata 0,1
mol/L (Método de Mohr)
10.1. Determinação de cloreto (Método de Mohr) 75
PRÁTICA 11 – Determinação da água de cristalização em um sal hidratado
11.1. Pesagem da amostra 76
11.2. Secagem 76
11.3. Cálculos 77
PRÁTICA 12 – Determinaçao do teor de voláteis em amostras de plantas
12.1. Preparação do vidro de relógio 78
12.2. Pesagem da amostra 78
12.3. Secagem 78
12.4. Cálculos 78
PRÁTICA 13 – Aplicação da análise gravimétrica por precipitação:
determinação de sulfato como sulfato de bário.
13.1. Preparo do cadinho de porcelana 79
13.2. Precipitação 79
13.3. Filtração 80
13.4. Secagem e calcinação 80
Referências 82
14
PRÁTICAS DE
QUÍMICA ANALÍTICA
15
Segurança no laboratório
Trabalhos em laboratório de química necessariamente envolvem um
grau de risco e acidentes que podem acontecer. Observar as seguintes regras
que podem amenizar ou mesmo prevenir acidentes:
Fora do laboratório verifique a localização mais próxima dos extintores
de incêndio, lavadores de olhos e chuveiros. Informe-se sobre o uso adequado
e específico de cada um e não hesite em utilizá-los se houver necessidade;
A probabilidade de ocorrer acidentes exige que óculos de proteção
sejam utilizados durante todo o tempo de permanência no laboratório. Óculos
prescritos regularmente não são substituídos adequadamente para os
protetores de olhos. Lentes de contato nunca deverão ser utilizadas no
laboratório porque os vapores poderão reagir com as mesmas e ter um efeito
maléfico sobre os olhos;
A maioria dos produtos químicos no laboratório são tóxicos, alguns muito
tóxicos e outros em concentrações elevadas – como soluções concentradas de
ácidos e bases são corrosivas. Evite contado destas soluçõescom sua pele.
Na eventualidade de um contato destas soluções, lave imediatamente a parte
afetada com água em abundância. Se uma solução corrosiva respingar sobre
sua roupa, retire-a imediatamente. Tempo é essencial!
Nunca realize uma experiência não autorizada.
Nunca trabalhe sozinho no laboratório, esteja seguro que alguém esteja
por perto.
Nunca traga bebidas e comidas para o laboratório. Não beba líquidos
com vidrarias de laboratório. Não fume.
Sempre utilize bulbos “peras” para colocar líquido dentro de uma pipeta.
Nunca use a boca para realizar sucção.
16
Use guardanapo como proteção e calçados adequados (nunca
sandálias). Caso o cabelo seja comprido, prenda-o adequadamente.
Tenha muito cuidado ao tocar objetos que foram aquecidos, vidro
quente ou frio apresenta exatamente o mesmo aspecto.
Use máscaras quando gases tóxicos estiverem envolvidos na operação.
Seja cauteloso quando realizar testes de odor; use suas mãos para levar o
vapor próximo ao nariz.
Notifique seu instrutor na ocorrência de alguma dúvida ou acidente.
Disponha as soluções e os reagentes conforme instruções. É ilegal
jogar soluções que contenham íons de metais pesados ou solventes orgânicos
no esgoto da rede. Um armazenamento alternativo se faz necessário para este
tipo de soluções.
17
PARTE 1. PRÁTICAS DE QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA
PRÁTICA 1- Técnicas e equipamentos utilizados na análise
qualitativa
Nesta prática serão apresentados os equipamentos, aparatos de
laboratório e operações comuns usados normalmente na análise qualitativa.
1.1. INTRODUÇÃO
Neste curso, as análises são efetuadas no nível que é comumente
denominado de semimicro. Nesta escala de trabalho a quantidade de
reagentes empregados não é muito grande, da ordem de gramas, nem
muito pequena, da ordem de microgramas. As soluções amostradas são
cerca de 0,1 mol/L e o volume com que se trabalha é sempre inferior a 1 mL,
de maneira que para um valor médio de um íon soluto existirá menos de 10
mg do íon na amostra. Os testes de identificação para a maioria dos íons são
efetivos se aproximadamente de 1 a 2 mg das espécies estão presentes.
Portanto, os procedimentos analíticos devem ser executados com bastante
cuidado para se evitar perdas da maior parte de qualquer dos componentes
durante a análise.
Como a maioria dos métodos analíticos, análise qualitativa semimicro
também exige a utilização de equipamentos e técnicas especiais. Assim, o
conhecimento dos procedimentos de laboratório e a maneira com que eles
devem ser corretamente executados são fundamentais para a obtenção de
resultados confiáveis.
1.2. EQUIPAMENTOS E APARATOS USADOS NA ANÁLISE SEMIMICRO
Os equipamentos e aparatos de laboratório utilizados na análise
qualitativa semimicro são mostrados abaixo. Este material será apresentado
ao aluno pelo Professor, que descreverá o uso de cada um. Os equipamentos
e aparatos de laboratório são:
18
1.3. OPERAÇÕES COMUNS DE LABORATÓRIO USADAS NA
ANÁLISE SEMIMICRO
1.3.1. Lavagem de tubos de ensaio
Os tubos de ensaio e materiais de vidro em geral devem ser lavados
imediatamente após o uso.
Uma solução aquosa de detergente comum e uma escova apropriada
para tubos serão suficientes para remover toda sujeira. Em seguida, lavar com
água de torneira e depois com água destilada.
1.3.2. Quantidades
Na escala semimicro, os volumes dos líquidos serão medidos em
termos de gotas. Uma gota corresponde a 0,5 mL. Sendo assim, 20 gotas
correspondem aproximadamente 1 mL. Consideraremos que os conta-gotas
dos frascos reagentes pingam uma gota-padrão. No caso de se desejar medir
19
volume com maior rigor, deve ser utilizado pipetas capilares graduadas.
Para a medida da quantidade de sólidos dificilmente usa-se balança.
Refere-se em uma quantidade de “ponta de espátula” que corresponde
aproximadamente 0,15 a 0,20 g da substância sólida quando se usa uma
espátula do tipo mostrado na Figura 1.1.
Figura 1.1. Espátula de aço inox.
1.3.3. Adição de Reagentes
A adição de reagentes é realizada utilizando os conta-gotas dos
frascos de reagente para transferir a solução diretamente para o tubo de
ensaio contendo a amostra. Evite a contaminação dos reagentes. Use
sempre o mesmo conta-gotas para o mesmo frasco de reagente. A Figura
1.2 mostra a maneira correta para adição dos reagentes.
Figura 1.2. Técnicas de adição e pipetagem: (a) Adição de reagentes: técnica
correta e incorreta; (b) Separação de uma solução do precipitado com uma
pipeta capilar.
1.3.4. Mistura de Reagente
20
Por causa do pequeno diâmetro interno dos tubos de ensaio e dos
tubos de centrífuga. A mistura de reagente é uma das operações mais críticas
e difíceis da análise semimicro. Os procedimentos mais adequados são:
B) Se a solução ocupa menos da metade do tubo de ensaio, se consegue
misturar bem segurando a parte superior do tubo com os dedos polegar e
indicados de uma das mãos e golpeando, com o dedo indicador da outra
mão, a parte inferior do tubo. Esta técnica não funciona tão bem com os
tubos de centrífuga, por causa do estreitamento da parte inferior.
C) Se a solução ocupa mais da metade da capacidade do tubo, é melhor
misturar transferindo o conteúdo, alternativamente, de um tubo para o outro.
D) Pode-se misturar também uma solução eficiente, sugando uma parte dela
com uma pipeta capilar (mas não fazendo a sucção até o interior do tubo) e
expelindo-a no fundo do tubo. Esta operação deve ser repetida, pelo menos
duas vezes.
E) Se pode também agitar a solução com um bastão de vidro, utilizando
movimentos combinados para cima, para baixo e circulares.
1.3.5. Aquecimento de Soluções
Muitas reações ocorrem melhor com reagentes aquecidos. Soluções
em caçarolas (ou cadinhos) podem ser aquecidas diretamente sobre uma
chama. Esta prática não é aconselhável para soluções em tubos de ensaio
ou centrífuga por causa da possibilidade de haver perda do material por
projeção. É mais conveniente aquecer soluções em tubos colocando-os em
banho-maria (Figura 1.3). Os tubos de centrífuga podem ser colocados
diretamente no banho, apoiados na parede interna do béquer, ou colocados
suspensos numbanho-maria.
21
Figura 1.3. Técnica de aquecimento e evaporação usando banho-
maria.
1.3.6. Evaporação de Soluções
Em alguns casos é necessário reduzir um líquido a um volume
menor. Isto pode ser realizado para concentrar uma espécie, remover um
componente volátil, ou talvez porque a reação só ocorrerá rapidamente
apenas numa solução a ebulição. Quando esta operação é necessária, os
recipientes mais adequados são as caçarolas (ou cadinhos) de porcelana.
As evaporações devem ser efetuadas sem que haja salpicos, o que
acarretaria perdas do material. Um super aquecimento do resíduo
remanescente da evaporação deve também ser evitado, pois muitas vezes o
resíduo ou o é volátil ou muda para uma forma menos solúvel durante a
calcinação, o que complica muito a análise. Estas dificuldades são
contornadas com as seguintes técnicas:
(a) Use um micro-queimador e ajuste-o para dar uma chama não mais
elevada que 1,5 cm. Se necessário, use o controlador rosqueado do tubo
queimador. A chama obtida é conhecida em procedimentos analíticos como
microchama.
(b) Durante a evaporação em caçarolas, mantenha o conteúdo em agitação,
com movimentos giratórios, conforme mostra a Figura 1.4. À medida que a
secagem vai se aproximando, a parte central do fundo tende a secar
primeiro. Movimentos giratórios e inclinados devem ser feitos para manter
úmida. Antes de a secura ser completada, retire a caçarola da chama e deixe o
22
calor absorvido completar a evaporação.
Figura 1.4. Técnica de aquecimento e evaporação usando um cadinho ou
cápsula de porcelana.
1.3.7. Precipitação de um Sólido
Uma das reações mais comuns da análise qualitativa é a precipitação
de substâncias de uma solução. Esta se efetua com freqüência nos tubos de
centrífuga. Para acompanhar uma precipitação, adicione a quantidade indicada
do reativo precipitante na soluçãoamostra, gota a gota, e misture bem com o
bastão de vidro após a adição de cada gota. Isto facilita o aquecimento mais
lento dos cristais do precipitado, separando-se melhor da solução por
centrifugação. Aqueça a solução no banho-maria se assim indicado. Isto
favorece a coagulação dos precipitados coloidais. Alguns precipitados se
formam lentamente, então, deve ser dado tempo suficiente para sua
completa precipitação. Terminada a precipitação, centrifugue o sólido, e antes
da decantação do líquido adicione uma ou duas gotas do reativo precipitante, e
observe a formação ou não de turvação. Se o líquido sobrenadante não se
turvar, fica comprovado que o íon separado precipitou completamente. Em
caso contrário, se adiciona a este líquido mais reativo precipitante e se repete
as operações descritas. Nos procedimentos analíticos é usado quantidade
suficiente de reagente para fornecer uma precipitação completa, porém é uma
boa prática, comprová-las.
23
1.3.8. Centrifugação
Como esta é uma operação mais rápida que a filtração, é invariavelmente
usada para separar pequenas quantidades de precipitado da solução. Os
seguintes pontos devem ser observados ao se usar uma centrífuga:
(a) O cabeçote da centrífuga deve ficar rigorosamente equilibrado.
Contrabalance o tubo que contém a amostra com outro contendo igual volume
de água, colocando-o em contraposição na centrífuga (Figura 1.5). Equilibre
sempre um tubo de centrífuga com outro tubo de centrífuga e um tubo de
ensaio com outro tubo de ensaio. Uma centrífuga desbalanceada trepidará e
“passeará” na bancada, o que pode danificá-la e pôr em perigo a segurança
dos presentes.
Figura 1.5. Centrífuga de laboratório.
(b) Centrifugue por cerca de 30 segundos na velocidade máxima.
Compartilhe a centrífuga com os outros colegas, dando-lhes a chance de
usá-las.
1.3.9. Separação do sobrenadante e precipitado
A solução límpida, obtida por centrifugação, pode ser separada
através do processo mais simples que é retirá-la com um conta-gotas capilar.
O tubo de centrífuga é mantido num ângulo inclinado na mão esquerda,
comprime-se o bulbo de borracha do conta-gotas capilar com a mão direita
para expelir o ar e introduz-se o capilar na solução. Enquanto a pressão é
24
liberada lentamente, o conta-gotas vai sugando gradualmente todo o líquido.
Deve-se ter muito cuidado para evitar que o conta-gotas toque o precipitado
contido no fundo do tubo de centrífuga. Se a centrífuga tiver uma inclinação,
o precipitado se distribuirá preferencialmente num dos lados.
Os precipitados que aderem às paredes do tubo não sedimentarão. Não
há nenhum dano, desde que o precipitado permaneça sobre as paredes durante
a pipetagem. Outros precipitados são leves e flutuam mesmo após a
pipetagem. Se houver perigo das partículas dos precipitados penetrarem no
capilar, coloque um pequeno chumaço de algodão na ponta da pipeta para
filtrar a solução. A solução drenada deve ser transferida para outro recipiente.
1.3.10. Lavagem do precipitado
Mesmo após remoção do líquido sobrenadante, todos os precipitados
se umedecerão com uma pequena quantidade de solução. Como este líquido
contém íons que podem interferir em testes futuros, deve ser removido. Além
disso, o precipitado pode também absorver íons da solução na sua
superfície. Para remover estes íons e aumentar a pureza dos precipitados,
é necessário lavá-los. O líquido de lavagem é normalmente a água, porém
algumas vezes é melhor usar uma solução bem diluída do reagente utilizado
na precipitação.
Para efetuar a secagem, adicione a quantidade indicada do líquido de
lavagem ao precipitado e misture bem com um bastão de vidro, para dispersá-
lo do líquido. Após a centrifugação, o líquido sobrenadante é retirado e pode
ser adicionado ao primeiro decanto se ele contém uma quantidade
apreciável de íons ou pode ser desprezado.
Como regra geral, é mais eficiente lavar o precipitado com duas porções
pequenas do líquido de lavagem do que com uma porção do mesmo volume
total das duas.
1.3.11. Transferência de precipitados
Algumas vezes é necessário transferir um precipitado de um tubo
para o outro. Isso ocorre quando os precipitados estão em 2 tubos ou mais.
25
Sendo assim, os precipitados devem ser combinados antes de prosseguir
com o experimento. Para executar esta operação, adicione água a um
precipitado, disperse-o na água sugando e esguichando a mistura, repetidas
vezes, com uma pipeta. Por fim, pipete e transfira rapidamente para o outro
tubo. Limpe, em seguida, a pipeta cuidadosamente.
1.3.12. Teste de acidez
Os papéis indicadores de pH são os mais úteis para esta finalidade.
Existem vários tipos a disposição, desde o familiar papel de tornassol até
os de faixa larga. Estes últimos vêm com a mistura de indicadores e,
conforme o pH , apresentam uma cor ou coloração diferente.
Para usar um papel indicador, introduza a ponta do bastão de vidro
na solução sob o estudo, retire-o cuidadosamente e toque o papel com a
ponta do bastão. Tome cuidado para não encostar o bastão nas paredes
internas do tubo que podem estar umedecidas com ácido ou base em
decorrência de um processo de mistura inadequada. Grande parte dos erros
cometidos pelos principiantes neste teste pode ser evitado fazendo-se uma
mistura completa.
Os papéis indicadores nunca devem ser imersos na solução para evitar
alguns convenientes, tais como, perda de solução por absorção do papel,
especialmente quando o volume for pequeno, e contaminação com indicador e
com fibra de papel.
Figura 1.6. Papel indicador de faixa larga.
26
PRÁTICA 2- Cátions do grupo I
2.1. INTRODUÇÃO
Os íons dos metais alcalinos Na+ e K+ são os maiores cátions do período
à que pertencem. Estes íons possuem uma carga pequena e a estrutura de um
gás nobre. Por isso, têm uma fraca atração por ânions e moléculas. Por este
motivo, a maioria de seus sais são solúveis em água e seus íons raramente
formam complexos.
O íon amônio (NH4+), por apresentar a mesma carga e quase o mesmo
raio iônico que os íons sódio e potássio, é quimicamente similar a estes íons e,
por esse motivo, estudado neste grupo.
Esse grupo de cátions não possui um reagente específico para separá-
los. Neste caso, a identificação de cada um deve ser realizada numa solução
contendo todos os íons sem prévia separação.
2.2. CÁTIONS DO GRUPO I
Os sais de sódio possuem coloração branca e são solúveis em água.
Em solução aquosa são quimicamente inertes e não são reduzidos aos seus
íons metálicos. Os sais de sódio freqüentemente cristalizam como hidratos.
As propriedades gerais dos sais de potássio são similares às do íon
sódio. São geralmente brancos e solúveis em água.
Embora o íon amônio não seja um cátion metálico, seus sais possuem
propriedades semelhantes aos metais alcalinos. Os sais de amônio geralmente
são brancos e solúveis em água.
2.3. REAÇÕES DOS ÍONS DO GRUPO I
2.3.1. SÓDIO (Na+)
2.3.1.1. Teste de chama
O teste de chama baseia-se no fato de que quando certa quantidade de
energia é formada a em determinado elemento químico, alguns elétrons da
última camada de valência absorvem esta energia passando para um nível
mais elevado, produzindo o que chamamos de um estado excitado. Quando
um desses elétrons excitados retorna a um estado fundamental, emite uma
quantidade de energia radiante, igual aquela absorvida, cujo comprimento de
27
onda é característico do elemento e da mudança do nível eletrônico de energia.
Assim, luz de um comprimento de onda particular ou cor, é utilizada para
identificar o referido elemento.
A temperatura da chama do bico de Bunsen é suficiente para excitar
uma quantidade de elétrons de certos elementos que emitem luz ao retornarem
ao estado fundamental de cor e intensidade, que podem ser detectadas com
considerável certeza e sensibilidade através da observação visual da chama.
Tal procedimento é denominado teste de chama e será utilizado para a
identificação de sódio e potássio.
O teste de chama para o sódio dáuma coloração amarelo ouro
persistente, causada pela emissão de luz de comprimento de onda entre 589,0
e 589,6 nm. Este teste é altamente sensível e permite detectar concentrações
de sódio tão baixas como 1 g/mL ( < 5.10-5 mol/l).
2.3.2. REAÇÃO DOS ÍONS POTÁSSIO (K+)
2.3.2.1.Teste de chama
O teste de chama para o íon potássio é menos sensível do que o teste para
o sódio. O potássio dá uma coloração violeta que se extingue rapidamente à
chama, e é facilmente mascarada pelo sódio. Pode – se utilizar um vidro de
cobalto para absorver a luz amarela do sódio e permitir que a cor da chama do
potássio seja observada. O vidro transmite a luz somente nos extremos do
espectro visível, exatamente onde se encontram as linhas espectrais do
potássio.
O potássio dá uma chama levemente violeta no teste de chama, como
resultado da emissão de duas linhas, uma à 404,0 nm (violeta) e outra a 768,0
nm (vermelha), que é facilmente mascarada pela chama do sódio em 589,0 nm.
Felizmente, a cor da chama devido ao íon sódio não é transmitida pelo vidro de
cobalto que absorve luz de comprimento de onde entre 500 e 670 nm,
enquanto a cor da chama do íon potássio é transmitida. Assim, vista através
deste vidro a chama do potássio aparece vermelha.
A identificação do íon potássio também pode ser feita através da
precipitação com cobaltonitrito de sódio.
3K+ + [Co(NO2)63-] K3[Co(NO2)6](s) (precipitado amarelo)
28
A composição do precipitado amarelo varia entre K2Na[Co(NO2)6] e
K3[Co(NO2)6], dependendo da concentração dos íons sódio e da temperatura
da solução. Usar uma solução de cloreto de potássio para fazer o teste.
2.3.3. REAÇÃO DOS IONS AMÔNIO (NH4+)
A reação do íon amônio com o cobaltonitrito de sódio forma um precipitado
amarelo, (NH4)3[Co(NO2)6], cujas características são idênticas ao formado com
o íon potássio:
3 NH4+ + [Co(NO2)63- ↔ (NH4)3[Co(NO2)6](s) (precipitado amarelo)
O procedimento é idêntico ao usado com o potássio. Usar uma solução de
cloreto de amônio para fazer o teste.
A presença do íon amônio em solução também pode ser detectada através
de uma reação com excesso de uma base forte (NaOH). A reação envolvida
neste teste pode ser expressa pela seguinte equação:
NH4+ + OH- ↔ NH3 + H2O
2.4. PARTE EXPERIMENTAL
2.4.1. Identificação do íon sódio
2.4.1.1. Teste de chama
1. Limpar o fio de platina ou fio de Ni-Cr ao rubro na chama (ajustar a chama
do bico de Bunsen para uma chama azul).
2. Mergulhar o fio de platina ou fio de Ni-Cr na solução de ácido clorídrico
concentrado (20 gotas) contido em um tubo de ensaio. Cuidado para não ser
mergulhar o fio na solução de ácido, enquanto estiver rubro, pois o bastão de
vidro pode quebrar – se na junção. Este processo deve ser repetido várias
vezes até que o fio, quando aquecido, não apresenta coloração alguma à
chama.
3. Colocar uma pequena porção de cloreto de sódio num vidro de relógio.
Mergulhar o fio em ácido clorídrico concentrado e depois no sal. Levar o fio
contendo o sal à chama oxidante do bico de Bunsen (chama azul). Observar a
coloração amarela intensa produzida.
29
NOTA (1): O ácido clorídrico é usado devido à volatilidade dos cloretos de
metais alcalinos. Os nitratos e sulfatos se decompõem em óxidos não voláteis.
2.4.2. Identificação do íon potássio
2.4.2.1. Teste de chama
1. Limpar o fio de platina ou fio de Ni-Cr ao rubro na chama.
2. Mergulhar o fio de platina ou fio de Ni-Cr na solução de ácido clorídrico
concentrado (20 gotas) contido em um tubo de ensaio.
3. Colocar uma pequena porção de cloreto de sódio num vidro de relógio.
Mergulhar o fio em ácido clorídrico concentrado e depois no sal. Levar o fio
contendo o sal à chama e observar a chama através de um vidro de cobalto.
Uma coloração violeta – avermelhada de curta duração, quando vista através
do vidro de cobalto, prova a existência de potássio na amostra.
NOTA (2): O teste de chama não é por si só conclusivo para identificação
deste íon, todavia, é ótimo complemento para o teste de potássio.
2.4.2.2. Cobaltonitrito
1. Juntar 3 gotas de uma solução de cloreto de potássio 0,2 mol/L, 3 gotas de
ácido acético 3 mol/L e um mesmo volume de acetato de sódio 3 mol/L num
tubo de ensaio.
2. Adicionar 6 gotas de solução de cobaltonitrito de sódio 0,2 mol/L,
respectivamente preparada. Se o precipitado não se formar de imediato, deixa
o tubo repousar por alguns minutos.
NOTA (3): A finalidade de se fazer a precipitação dos íons potássio com
cobaltonitrito de sódio num meio tamponado com ácido acético – acetato de
sódio, é para evitar que num meio ácido ocorra a decomposição do reagente:
3NO2- + 2H+ 2NO + H2O + NO3-
2NO + O2 2NO2
Neste caso o Co (III) é reduzido a Co (II) tornado a solução rosada, e
num meio fortemente básico ocorre a precipitação de Co(OH)3 de coloração
marrom escuro.
NOTA (4): Quando for realizado a análise de uma mistura de cátions do grupo I,
antes de se fazer o teste com cobaltonitrito para o potássio deve – se eliminar
qualquer traço de NH4+ na amostra porque íons amônio reagem com
30
cobaltonitrito formando um precipitado amarelo, (NH4)3[Co(NO2)6], de aparência
idêntica ao sal potássio. Para eliminar os íons amônio da amostra é utilizado o
seguinte procedimento: tomar 3 gotas de solução da amostra num tubo de
ensaio, adicionar 8 gotas de uma solução de hidróxido de sódio 4 mol/L e
aquecer cuidadosamente o tubo, até que o papel vermelho de tornassol
umedecido com água destilada não acuse desprendimento de NH3, através da
coloração azul. Neutralizar a solução com ácido acético diluído e testar o
potássio de acordo com o procedimento descrito anteriormente. Um precipitado
amarelo de K3[Co(NO2)6] indica presença de potássio.
2.4.3. Identificação do íon amônio
2.4.3.1. Base forte
1. Adicionar num tubo de ensaio 3 gotas de solução de cloreto de amônio 0,2
mol/L e 8 gotas de solução de hidróxido de sódio 4 mol/L.
2. Aquecer cuidadosamente o tubo e testar a amônia desprendida por meio de
um papel de tornassol vermelho colocado sobre o tubo, porém, sem tocá – lo.
A mudança da cor vermelha do papel para azul indica a presença de amônia e
conseqüentemente de sais de amônia na amostra testada.
NOTA (5): Deve – se tomar cuidado para que a solução alcalina não espirre
durante o aquecimento, devido à ebulição, atingindo o papel de tornassol, pois
levará a uma conclusão errônica.
2.4.3.2. Cobaltonitrito
1.Juntar 3 gotas de uma solução de cloreto de amônio 0,2 mol/L, 3 gotas de
ácido acético 3 mol/L e um mesmo volume de acetato de sódio 3 mol/L num
tubo de ensaio.
2. Adicionar 6 gotas de solução de cobaltonitrito de sódio 0,2 mol/L,
respectivamente preparada. A formação de um precipitado amarelo confirma a
presença do íon amônio na amostra.
NOTA (6): Lembrar que íons potássio também reagem com cobaltonitrito
formando um precipitado amarelo.
27
2.5. Resumo dos cátions do grupo I
Teste Procedimento Na+ K+ NH4+
Chama
Fio Ni-Cr
Limpo com HCl conc.
MCl (sólido)
Amarela Violeta Não dá cor na
Chama
NaOH
(base forte)
3 gotas NH4Cl 0,2 mol/L
8 gotas de NaOH 4 mol/L
Aquecimento (banho-
maria)
Tornassol vermelho deve
ser colocado no vapor
liberado
Não reage Não reage Tornassol vermelho
fica AZUL
(desprendimento de
NH3)
Cobaltonitrito
de sódio
Na3[Co(NO2)6]
3 gotas MCl 0,2 mol/L
2 gotas de HAc 6 mol/L
3 gotas de NaAc 6 mol/L
6 gotas de cobaltonitrito
Não reage K2NaCo(NO2)6
(ppt amarelo)
(NH4)2NaCo(NO2)6
(ppt amarelo)
28
2.6. Esquema da análise sistemática da mistura dos cátions do grupo I (Na+, K+ e NH4+)
29
PRÁTICA 3- Cátions do grupo II
3.1. INTRODUÇÃO
Os elementos magnésio, cálcio, estrôncio e bário pertencem ao grupo II
da tabela periódica apresentando configurações eletrônicas similares. Isto é
devido à semelhança de suas propriedades.
3.2. CÁTIONS DO GRUPO II
Os íons magnésio apresentam-se incolores em soluções, seus sais são
de caráter iônico, brancos ou incolores, a menos que esteja presente um ânion
colorido. O hidróxido de magnésio é o menos solúvel. A alta solubilidadede
muitos compostos de magnésio é atribuída ao pequeno tamanho do íon Mg2+, o
que favorece a sua hidratação.
O cálcio é o elemento mais abundante dos metais alcalinos terrosos.
Seus compostos menos solúveis são os carbonatos e oxalatos. Os sais de
cálcio dão à chama do bico de Bunsen uma coloração vermelho tijolo
O estrôncio devido a sua posição na tabela periódica, possui
propriedades intermediárias entre o cálcio e o bário. Seus sais dão a chama do
bico de Bunsen uma coloração vermelho carmim
O bário é o elemento mais pesado destes quatro elementos e seus íons
são muito tóxicos. O cromato de bário é o menos solúvel. Os sais de bário
apresentam uma coloração verde à chama do bico de Bunsen.
Todas as soluções dos íons desse grupo são incolores e seus sais
apresentam caráter iônico e são brancos ou incolores, a menos que esteja
presente um ânion colorido. Embora solúveis em água, os nitratos de estrôncio
e bário podem ser precipitados pela adição de ácido nítrico concentrado.
Os íons dos metais alcalinos terrosos não hidrolisam significativamente
em solução e seus íons são bivalentes. Os hidróxidos de cálcio, estrôncio e
bário são considerados bases fortes.
Na Tabela 2.1 são apresentados os produtos de solubilidade de
hidróxidos e de alguns sais dos metais alcalinos terrosos.
30
TABELA 2.1. Produtos de Solubilidade em água de alguns compostos de
magnésio, cálcio, estrôncio e bário a 25°C.
Ânios Mg2+ Ca2+ Sr2+ Ba2+
OH- 5,9 x 10-12 - - -
CO32- 1,0 x 10-5 4,8 x 10-9 7,9 x 10-10 4,9 x 10-9
C2O42- 8,6 x 10-5 2,3 x 10-9 5,6 x 10-8 2,3 x 10-8
SO42- - 6,1 x 10-5 2,8 x 10-7 1,0 x 10-10
CrO42- - 7,1 x 10-4 3,6 x 10-6 1,2 x 10-10
Cálcio, estrôncio e bário formam carbonatos insolúveis em solução
alcalina. O magnésio não precipita com hidróxido em presença de excesso de
íons amônio que reduzem a concentração dos íons hidroxila a um valor tal, que
o produto de solubilidade do hidróxido de magnésio não é atingido. Por razões
semelhantes, o carbonato de magnésio não precipita na presença de excesso
íons amônio. Tudo anteriormente comentado permite separar os íons Mg2+ de
Ca2+, Sr2+ e Ba2+.
3.3. REAÇÕES DOS ÍONS DO ÍONS DO GRUPO II
3.3.1. MAGNÉSIO
3.3.1.1. Teste de chama
Os sais de magnésio não proporcionam nenhuma coloração à chama do
bico de Busen. Assim, o teste de chama não funciona para identificação dos
íons deste elemento.
3.3.1.2. Reação com hidróxido de sódio (base forte)
Os íons magnésio podem ser identificados através da reação com base
forte, ou seja, em meio alcalino. Ocorre a formação de um precipitado
gelatinoso de hidróxido de magnésio como mostrado na reação abaixo.
Mg2+ + 2OH ↔ Mg(OH)2(s)
31
NOTA (1): Este precipitado deve dissolver-se na presença de sais de amônio.
Adicionar ao precipitado formado algumas gotas de solução 4 M de NH4Cl até
se observar a dissolução do precipitado.
A adição de sais de amônio resulta num deslocamento do equilíbrio da
dissociação da amônia no sentido da formação da amônia não dissociada.
NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH-
Este deslocamento de equilíbrio implica numa diminuição da
concentração de íons OH-. Quando a concentração de íons OH- for reduzida a
um valor tal que o produto de solubilidade do Mg(OH)2 não for mais atingido
deve haver dissolução completa do precipitado.
3.3.1.3. Reação com hidróxido de amônio (base fraca)
A reação dos íons magnésio com uma base fraca também forma um
precipitado gelatinoso de hidróxido de magnésio (reação abaixo).
NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH-
Mg2+ + 2OH- ↔ Mg(OH)2 (s)
NOTA (2): Esse precipitado gelatinoso também deve dissolver-se na presença
de sais de amônio. A razão da não formação do precipitado de Mg(OH)2, na
presença de NH4Cl, já foi explicada no caso da reação com NaOH.
3.3.1.4. Reação com carbonato de amônio
Os íons magnésio reagem com solução de carbonato de amônio, dando
origem a um sal básico, branco e gelatinoso, de composição variável, quando
se deixa a solução em repouso, ou quando se aquece:
5 Mg2++5 CO32-+6 H2O ↔ 4 MgCO3 Mg(OH)2 . 5 H2O(S) +CO2
32
NOTA (3): Se for tratado uma das partes do precipitado com solução de ácido
acético 6 mol/L se pode observar a dissolução do precipitado. Esta dissolução
se dá devido à diminuição da concentração dos íons carbonato pela reação
com os íons hidrogênio.
CO32- + H+ ↔ HCO3- (1)
HCO3- + H+ ↔ H2CO3 ↔ CO2+ H2O (2)
Observando-se os equilíbrios (1) e (2), nota-se que o aumento da concentração
de H+ desloca os equilíbrios para a direita, diminuindo a concentração de CO32-.
NOTA (4): Também ocorre a dissolução do precipitado quando tratado com
uma solução de cloreto de amônio 6 mol/L. Neste caso também deve haver
dissolução do precipitado. A dissolução do precipitado se dá devido à
diminuição da concentração dos íons carbonato, de acordo com a equação:
CO32- +NH4 + ↔ HCO3- + NH3
3.3.1.5. Reação com Monohidrogeno – fosfato de sódio
Quando se adiciona uma solução de monohidrogeno – fosfato de sódio
a uma solução contendo íons magnésio tamponada com hidróxido de amônio –
cloreto de amônio, há a formação de um precipitado branco cristalino de
MgNH4PO4.6H2O de acordo com as equações:
HPO42- + OH- ↔ H2O + PO43- (1)
Mg2+ + NH4+ + PO43- + 6H2O ↔ MgNH4PO4. 6H2O (S) (2)
NOTA (5): Na precipitação dos íons magnésio por esse método, a solução
deve ser alcalinizada com hidróxido de amônio para que a precipitação seja
completa. Isto é facilmente entendido, observando os equilíbrios (1) e (2).
33
Deverá haver a formação de um precipitado branco de MgNH4PO4.6H2O que
cristaliza sob a forma característica de estrelas e que pode ser observado ao
microscópio.
3.4. REAÇÕES DOS ÍONS Ca2+, Sr2+ e Ba2+
3.4.1. Teste de chama
O procedimento para os testes de chama para esses íons é idêntico ao descrito
para íons sódio e íons potássio (ver prática 2, itens 2.4.1.1 e 2.4.1.2).
NOTA (6): Os íons cálcio proporcionam à chama uma coloração vermelha tijolo;
o bário a coloração verde – amarelado e o estrôncio, a cor vermelho carmim.
NOTA (7): Devemos tomar o cuidado para não confundir a coloração verde –
amarelada produzida por um sal de bário, com a coloração verde de um sal de
cobre.
NOTA (8): Ao fazer o teste de chama deve – se sempre utilizar sais
umedecidos com ácido clorídrico concentrado, isto porque nitratos e sulfatos
não dão chamas coloridas com a mesma intensidade daquela proveniente de
cloretos. Nitratos e sulfatos decompõem – se à chama produzindo óxidos que
não volatilizam facilmente.
3.4.2. Reação com Carbonato de Amônio
Soluções contendo íons de Ca2+, Sr2+ ou Ba2+ quando tratados com
solução de carbonato de amônio dão origem a formação de precipitados
brancos de CaCO3, SrCO3 e BaCO3, respectivamente. Quando esses
precipitados são aquecidos se tornam gradativamente cristalinos. Abaixo são
apresentadas as reações para esses íons.
Ca2+ + CO32- ↔ CaCO3 (S)
Sr2+ + CO32- ↔ SrCO3 (S)
34
Ba2+ + CO32- ↔ BaCO3 (S)
NOTA (9): Se estes precipitados forem tratados com gotas de cloreto de
amônio 6 mol/L, o precipitado deverá permanecer inalterado. Mas, se outra
parte destes precipitados forem tratados com algumas gotas de ácido acético 6
mol/L, os mesmos deverão se dissolver. Para melhor esclarecimento,
considere os equilíbrios:
MCO3(S) ↔ M2+ + CO32- (1)
CO32- + H+ ↔ HCO3- (2)
HCO3- + H+ ↔ H2CO3 ↔ H2O + CO2 (3)
Na presença de ácido acético, HAc, os equilíbrios (1), (2) e (3) são
deslocados para a direita, dissolvendo o precipitado.
NOTA (10): Na presença de íons amônio, há uma diminuição da concentração
de CO32-, mas que ainda é suficiente para atingir o produto da solubilidade
destes carbonatos (Kps da ordem de 10-9). Entretanto, esta concentração de
CO32- não é suficiente para atingir o produto de solubilidade do MgCO3 que por
esta razão é solúvel em solução de NH4Cl.
CO32- + NH4+ ↔ HCO3- + NH3
3.4.3. Reação com Oxalato de amônio
Soluções neutras de oxalato de amônio ou de sódio formam
precipitados com os íons dos metais alcalinos terrosos (M2+ = Ca2+,Sr2+ e Ba2+).
O precipitado formado á frioé finamente dividido e difícil de centrifugar e
decantar. Entretanto, á quente, forma-se cristais grandes.
Os oxalatos dissolvem-se em soluções de ácidos fortes, devido à
formação dos íons HC2O4 como mostrado abaixo (M= Ca2+,Sr2+ e Ba2+) :
35
MC2O4 (S) ↔ M2+ C2O42-
C2O42-H+ ↔ HC2O4-
NOTA (11): Um ácido fraco, tal como o ácido acético não é suficiente para
deslocar o equilíbrio e dissolver o precipitado no caso do cálcio.
NOTA (12): A solubilidade dos oxalatos aumenta na ordem Ca2+, Sr2+ e Ba2+.
3.4.4. Reação com dicromato de potássio
Os íons bário formam com o cromato um precipitado amarelo de
cromato de bário, BaCrO4 neste meio. Porém, este precipitado amarelo
formado é solúvel em ácidos fortes. Os íons Sr2+ e Ca2+ não precipitam nas
condições em que foi feita a reação. Abaixo pode se observar como é formado
o precipitado amarelo de cromato de bário.
CrO72- H2O ↔ 2CrO42- 2H+ (1)
M2++CrO42 - ↔ MCrO4 (S) (2)
NOTA (13): Em soluções neutras, a reação de precipitação do íon bário com o
dicromato não é completa, porque um ácido forte é formado, como resultado da
própria reação de precipitação, como pode ser vista na equação abaixo que é a
soma de (1) e (2) onde M = Ba2+.
Cr2O72- + 2 Ba2+ + H2O ↔ 2 BaCrO4+ 2H+ (3)
Contudo, a precipitação do BaCrO4 pode ser total se for adicionado
acetato de sódio à solução, que reagirá com os íons H+ resultante da reação de
precipitação, no sentido de formação do ácido acético, mantendo a
concentração de H+ baixa.
36
NOTA (14): Os íons cálcio e estrôncio não formam precipitados com os íons
cromatos nestas condições.
3.4.5. Reação com sulfato de amônio
No caso de Ba2+ e Sr2+ deverá haver a formação de precipitados brancos,
enquanto que Ca2+ não deverá precipitar neste meio. A reação de formação do
precipitado é mostrada abaixo.
M2+ + SO42 - ↔ MSO4 (S)
3.5. SEPARAÇÃO DOS CÁTIONS DO GRUPO II
37
A) Misturar em um tubo de ensaio uma espátula pequena de cada M(NO3)2
sólido (M2+= Mg2+, Ca2+, Sr2+ e Ba2+).
B) Adicionar 5 gotas de ácido clorídrico 6 mol/L e hidróxido de amônia gota a
gota com agitação, até o meio se tornar básico.
C) Aquecer a solução em banho-maria e juntar cerca de 15 gotas de solução
de carbonato de amônia 1,5 mol/L.
D) Agitar vigorosamente a solução para homogeneizar, aquecer o tubo (banho-
maria) e deixar ferver cerca de 5 minutos. Retirar do banho-maria e
centrifugar.
E) Testar se a precipitação foi quantitativa juntando algumas gotas de
carbonato de amônio 1,5 mol/L ao líquido sobrenadante. Se ainda houver,
repetir este procedimento até não haver mais precipitado pela adição de
carbonato de amônio ao sobrenadante. Agitar para homogeneizar,
centrifugar e separar por decantação.
F) Em uma parte do sobrenadante (deve conter íons magnésio) adicionar 2
gotas de HCl 6 mol/L e 3 gotas de Na2HPO4 3 mol/L. Adicionar gotas de
hidróxido de amônio até obter meio básico. Não aquecer. A formação de um
precipitado branco cristalino de MgNH4PO4.6H2O confirma a presença do
íon magnésio.
G) Lavar o precipitado, que dever conter os carbonatos de cálcio, estrôncio e
bário, com água quente, centrifugar e desprezar o sobrenadante.
H) Ao resíduo adicionar ácido acético 6 mol/L gota a gota até completa
dissolução. A seguir juntar 5 gotas de acetato de sódio 3 mol/L gota a gota
e 10 gotas de dicromato de potássio 0,2 mol/L e agitar a solução.
I) Aquecer em banho-maria (2 min), centrifugar e verificar se a precipitação
foi completa. Após a precipitação quantitativa, centrifugar e separar o
sobrenadante por decantação. O precipitado amarelo formado deve ser o
BaCrO4, enquanto que o sobrenadante deve conter os íons Ca2+ e Sr2+.
J) Ao líquido sobrenadante, adicionar 3 gotas de hidróxido de amônio 6 mol/L,
cerca de 10 gotas de sulfato de amônio 2,5 mol/L, agitar e aquecer á
solução.
K) Centrifugar o precipitado e testar se a precipitação foi quantitativa,
adicionando-se mais uma gota de sulfato de amônio 2,5M ao sobrenadante.
38
Se houver formação de mais precipitado, agitar, aquecer à ebulição e
centrifugar.O precipitado branco formado deve ser o sulfato de estrôncio e o
sobrenadante deve conter os íons Ca2+.
L) Adicionar ao líquido sobrenadante 3 gotas de oxalato de amônio 0,25 mol/L,
agitar e deixar repousar cerca de 2 minutos. A formação de um precipitado
branco de CaC2O4, confirma a presença de cálcio.
NOTA (15). Sulfato de cálcio é solúvel em solução de sulfato de amônio
concentrado e a quente. Isto é devido, talvez, à formação de complexos de
acordo com a equação:
CaSO4(S) + SO42- ↔ Ca(SO4)22-
NOTA (16). A reação de HCl com NH4OH resultará na formação de NH4Cl que
impede a precipitação dos íons Mg2+ como hidróxido ou carbonato básico.
NOTA (17). Quantidades pequenas destes carbonatos precipitam lentamente,
devido à tendência de formar soluções supersaturadas. Aquecimento e
agitação ajudam a precipitação e favorecem a formação de cristais grandes
que são mais fáceis de centrifugar e separar por decantação.
NOTA (18). Não se deve ferver para não decompor o reagente:
(NH4)2CO3 ↔ 2NH3+CO2+H2O
NOTA (19). Os íons Mg2+ podem também ser detectados adicionando-se 1
gota de solução de p-nitrobenzenoazerosorcinol (magneson I) e hidróxido de
sódio 6 M, gota à gota, até o meio se tornar básico. O aparecimento de um
precipitado azul brilhante confirma a presença de íons magnésio.
NOTA (20). O magnésio, se não foi bem separado no início, pode precipitar
neste ponto como MgC2O4 e pode ser confundido com o CaC2O4.
39
40
3.6. Resumo dos cátions do grupo II.
Teste Procedimento Mg2+ Ca2+ Sr2+ Ba2+
Chama
Fio Ni-Cr
Limpo com HCl conc.
MCl2 (sólido)
Não dá cor na Chama Vermelho-tijolo Vermelho-carmin Verde-amarelada
Base Forte
NaOH
2-3 gotas M(NO3)2 0,2 mol/L
água
gotas de NaOH 4 mol/L
Ppt. Branco (gelatinoso) -
Mg(OH)2. Dissolve em
presença de NH4Cl (ad. 1
ponta de espátula do
sólido)
- - -
Base Fraca
NH3
2-3 gotas M(NO3)2 0,2 mol/L
água + gotas NH3 6 mol/L
Ppt. branco (gelatinoso)
Mg(OH)2 (parcial)
Precipita parcialmente Precipita parcialmente Precipita parcialmente
Carbonato de
Amônio
(NH4)2CO3
5-10 gotas M(NO3)2 0,2 mol/L
água
gotas de NH3 2 mol/L (básico)
gotas (NH4)2CO3 1,5 mol/L
(excesso)
Aquecer (banho-maria)
Ppt. branco (gelatinoso)
Mg(CO3).Mg(OH)2.5H2O
Centrifugar
Gotas de NH4Cl 4 mol/L
(meio ácido - dissolve o
Ppt.)
Gotas de HAc 4 mol/L
(meio ácido - dissolve o
Ppt.)
Ppt. Branco - CaCO3
Centrifugar
Gotas de NH4Cl 4 mol/L
(o Ppt. não dissolve)
Gotas de HAc 6 mol/L (o
Ppt. dissolve)
Ppt. Branco - SrCO3
Centrifugar
Gotas de NH4Cl 4 mol/L
(o Ppt. não dissolve)
Gotas de HAc 6 mol/L
(o Ppt. dissolve)
Ppt. Branco - BaCO3
Centrifugar
Gotas de NH4Cl 4 mol/L
(o Ppt. não dissolve)
Gotas de HAc 6 mol/L
(o Ppt. dissolve)
Monohidrogênio
Fosfafato de Sódio
Na2HPO4
2-3 gotas M(NO3)2 + água
2 gotas de HCl 6 mol/L
3 gotas Na2HPO4 3 mol/L
gotas NH3 6 mol/L (meio
básico)
Não aquecer
Precipitado sob a forma de
estrelas (ao microscópio)
MgNH4PO4.6H2O
Precipitado amorfo Precipitado amorfo Precipitado amorfo
Oxalato de Amônio
(NH4)2C2O4
2-3 gotas M(NO3)2 + água
5 gotas de HAc 6 mol/L
5 gotas de NaAc 6 mol/L
6 gotas (NH4)2C2O4 0,25 mol/L
Aquecer (banho-maria)
Não deve precipitar
Forma um Ppt. Branco -
MgC2O4 , só em solução
concentrada
Ppt. Branco - CaC2O4 Ppt. Branco - SrC2O4 Ppt. Branco - BaC2O4
41
Dicromato de
Potássio
K2Cr2O7
2-3 gotas M(NO3)2 + água
3 gotas de HAc 6 mol/L
3 gotas de NaAc 6 mol/L
3 gotas K2Cr2O7 0,5 mol/L
Não Precipita Não Precipita Não Precipita Ppt. Amarelo - BaCrO4
Sulfato de Amônio
(NH4)2SO4
3 gotas M(NO3)2 + água
5 gotas de HAc 6 mol/L
5 gotas de NaAc 6 mol/L
6 gotas (NH4)2SO4 2,5 mol/L
Não Precipita
Pode precipitar
parcialmen-te, mas não
deve precipitar na
presença de exc. de NH4+
[ad. (NH4)2SO4 2,5 mol/L]
Ppt. Branco - SrSO4 Ppt. Branco - BaSO4
M = Mg2+, Ca2+, Sr2+ ou Ba2+; NaAc = simplificação da fórmula do acetato de sódio ; HAc = simplificação da fórmula do ácido acético, ad.= adição.
42
3.7. Esquema da análise sistemática da mistura dos cátionsdo grupo II (Mg2+, Ca2+, Sr2+ e Ba2+).
43
Continuação da análise sistemática da mistura dos cátions do grupo II (Mg2+, Ca2+, Sr2+ e Ba2+).
44
PRÁTICA 4- Análise de ânions
4.1. INTRODUÇÃO
Na análise de ânions, estes íons não são subdivididos em grupos como no caso dos
cátions.
Na prática a amostra que vai ser analisada é submetida a uma série de “reações
específicas”.
Estas reações específicas são independentes da análise dos cátions. Eles permitem
identificar nitrato em um fertilizante ou fosfato em uma levedura, sem executar a análise
sistemática dos cátions.
4.2. REAÇÕES ESPECÍFICAS PARA ÂNIONS
Como já foi discutido anteriormente, estas reações específicas servirão para dar
indicações a respeito da presença ou ausência de certos ânions na amostra. Entretanto a
presença ou ausência destes devem ser confirmados pelos ensaios específicos de cada ânion
descritos mais adiante.
Após a realização das reações específicas para ânions, a possibilidade de presença de
alguns deles é definitivamente eliminada. No entanto, a presença ou ausência de outros não
fica bem estabelecida. Sendo assim, torna-se necessário testá-los por meio de algumas
reações específicas. Não esquecer que em alguns casos podemos ter interferência de um
ânion na identificação de outro. Por exemplo, íons brometo e iodeto interferem no teste para
cloreto. Os íons iodeto interferem no teste para brometo, nitrito e nitrato.
Nesta prática iremos realizar a identificação de alguns ânions, tais como Cl-, SO42-, NO2-, NO3-
e CO32-.
4.2.1. REAÇÕES ESPECÍFICAS PARA Cl-, SO42-, NO2-, NO3- e CO32-
4.2.1.1. Reações para o íon cloreto, Cl-
a) Reação com íons prata (Ag+)
A identificação do íon cloreto se baseia na sua precipitação como AgCl. A confirmação
de que o precipitado é o AgCl é efetuada dissolvendo-o em solução de amônia e
reprecipitando este sal por acidificação da solução.
Ag+ + Cl- ↔ AgCl(s)
45
AgCl(s) + 2 NH3 ↔ Ag(NH3)2+ + Cl-
Ag(NH3)2+ + Cl- + H+ ↔ AgCl(s) + 2NH4+
Outros ânions que dão um precipitado com o íon prata não se formam em meio ácido
(CrO42- e PO43-), são voláteis em solução ácida (CO32-, SO32- e S2-), ou são destruídos por um
agente oxidante forte (C2O42-, I-, Br- e SCN-). O íon peroxidissulfato é o oxidante mais
empregado.
S2O82-(aq) + 2 I-(aq)  I2(s) + 2 SO42-(aq)
4.2.1.2. Reação para os íons sulfato (SO42-)
a) Reação com íons Bário (Ba2+)
Entre todos os ânions que formam sais de bário insolúveis, o íon SO42-, é o único que
precipita em soluções fortemente ácidas.
Ba2+ + SO4-2 ↔ BaSO4(s)
4.2.1.3. Reação para os íons Nitrito (NO2-)
a) Reação com sulfato ferroso (FeSO4)
Devido a maior instabilidade dos nitritos, este teste pode ser feito em meio H2SO4
diluído. Nestas condições, a reação pode ser usada para identificar íons nitritos na presença
de íons nitrato.
Fe2+ + NO2- + 2 H+ ↔ Fe3+ + NO + H2O
Fe2+ + NO ↔ [Fe(NO)]2+ (marrom-esverdeada)
4.2.1.4. Reação para os íons Nitrato (NO3-)
a) Reação com sulfato ferroso (FeSO4)
Esta reação é baseada na redução dos íons NO3- pelo sal ferroso produzindo óxido
nítrico (NO). O óxido nítrico na presença do excesso do sal ferroso forma um complexo
instável de cor marrom.
46
3 Fe2+ + NO3- + 4 H+ ↔ 3 Fe3+ + NO + 2 H2O
Fe2+ + NO ↔ [Fe(NO)]2+ (marrom-esverdeada)
[Fe(NO)]2+ + SO42- ↔ [Fe(NO)]SO4
NOTA (1): Íons I- e Br- interferem na reação, pois estas condições dão origem a formação de I2
e Br2 que produzem anéis semelhantes e mascaram o teste. Estes íons podem ser
precipitados com uma solução de sulfato de prata. A seguir centrifuga-se e faz-se o teste para
os íons NO3- no líquido sobrenadante.
NOTA (2): Íons NO2- interferem neste teste e estes são mais difíceis de serem removidos. Na
prática pode-se eliminar estes íons adicionando-se à solução contendo nitrito uma ponta de
espátula de NH4Cl ou (NH4)2SO4 e aquecendo-se a solução.
NH4+ + NO2- ↔ N2 + 2 H2O
Uma maneira mais simples para se remover íons NO2- em uma solução ácida é juntar cristais
de ácido sulfâmico e aquecer até que cesse o desprendimento de gás, N2.
H+
NO2- + NH2SO3- → N2 + SO42- + H2O
4.2.1.5. Reação com os íons carbonato (CO32-)
a) Reação com hidróxido de bário, Ba(OH)2
Este teste se baseia na reação do gás carbônico formado com uma solução de hidróxido de
bário, com formação de um precipitado branco de carbonato de bário.
CO2 + 2 OH- ↔ CO32- + H2O
CO32- + Ba2+ ↔ BaCO3(s)
Este teste deve ser realizado em um sistema fechado.
4.3. PARTE EXPERIMENTAL
4.3.1. Identificação dos íons cloretos
1. Colocar cerca de 4 a 5 gotas de solução de NaCl 0,2 mol/L em um tubo de ensaio e juntar 1
a 2 gotas de HNO3 6 mol/L ( a solução deverá estar ácida).
2. Adicionar algumas gotas da solução de AgNO3 0,2 mol/L. Deverá observar-se a formação
do mesmo precipitado branco.
3. Centrifugar e desprezar o líquido sobrenadante.
47
4. Tratar o precipitado com algumas gotas de NH4OH 0,5 mol/L. O sólido deverá dissolver.
5. Acidular esta solução (4) com HNO3 6 mol/L. O precipitado deve formar-se novamente,
confirmando a presença de íons cloreto na amostra.
4.3.2. Identificação dos íons sulfatos
1. Fazer inicialmente o teste sem adicionar ácido.
2.Colocar 5 gotas da solução de Na2SO4 0,2 mol/L em um tubo de ensaio e adicionar 2 gotas
da solução de BaCl2 0,2 mol/L. Deverá se observar a formação de um precipitado branco que
confirma a presença de íons sulfato.
4.3.3. Identificação dos íons nitritos
1. Transfira 5 a 6 gotas de uma solução de NaNO2 0,2 mol/L em um tubo de ensaio.
2. Juntar 2 a 3 gotas de H2SO4 2 mol/L e mais 4 a 5 gotas de FeSO4 0,2 mol/L. O
aparecimento de uma coloração marrom-esverdeada na solução, comprova a presença de
nitrito.
4.3.4. Identificação dos íons nitratos
a) Colocar em um tubo de ensaio 5 gotas de uma solução de NaNO3 0,2 mol/L, 2 a 3 gotas de
H2SO4 2 mol/L e mais 5 gotas de uma solução de FeSO4 0,2 mol/L.
b) Em seguida, inclinar o tubo em mais ou menos 45 ºC e deixar escorrer pela parede do tubo
5 gotas de H2SO4 concentrado. Tome cuidado para que as soluções não se misturem. A
formação de um anel marrom na interface das duas soluções é devido a formação do
complexo de ferronitrosilo [Fe(NO)]2+.
Figura 4.1. Tubo inclinado a 45 ºC.
NOTA (3): Caso não saiba se há ou não a presença de nitrito, antes de executar o
procedimento acima, faça o seguinte procedimento para remoção de íons nitrito:
48
c) Colocar 8 gotas da solução contendo íons NO2- em um tubo de ensaio.
d) Adicionar de 1 a 2 gotas de H2SO4 6 mol/L.
e) Juntar alguns cristais de ácido sulfâmico à solução.
f) Aquecer suavemente e agitar o tubo com cuidado para desprender as bolhas de gás.
g) Adicionar mais cristais do ácido sulfâmico se for necessário, até eliminar todo íon NO2-.
h) Separar com uma pipeta 2 a 3 gotas desta solução para outro tubo e fazer o teste para
verificar se não existe mais nitrito utilizando o procedimento com FeSO4 que foi descrito para
as reações dos íons nitrito. Caso o teste seja negativo, faça o teste para o nitrato com o
restante da solução do item 5.
4.3. 5. Identificação de íons carbonato
a) Colocar no tubo A (Figura 4.2) 5 gotas de uma solução de Na2CO3 0,2 mol/L e no tubo B
solução saturada de Ba(OH)2.
b) Adicionar 5 a 6 gotas de HCl 2 mol/L no tubo A e fechar o tubo rapidamente. Aquecer
somente o tubo A (ver nota 4). O CO2 liberado será recebido no tubo B.
c) Observar na superfície da solução de Ba(OH)2 a formação de uma película branca de
BaCO3.
Figura 4.2. Montagem para a identificação de íons carbonato
NOTA (4): Tomar cuidado para não agitar o tubo B e o tubo A. O tubo A só deve ser aquecido
depois que o sistema estiver montado.
49
4.4. Esquema de identificação para alguns ânions (Cl-, SO42-, NO2-, NO3- e CO32-).
50
PRÁTICA 5- Análise de sais
5.1. INTRODUÇÃO
No desenvolvimento de uma análise de um sal ou mistura de sais, o estudante deve
identificar todos os cátions e ânions presentes na amostra.
Na Tabela 5.1 é dada a coloração de algumas substâncias sólidas mais comuns.
Qualquer identificação baseadana cor do sólido deve ser uma tentativa e necessita ser
apoiada por outra evidência.
Tabela 5.1. Substâncias sólidas coloridas mais comuns
COR SUBSTÂNCIAS
Vermelho Sais de Mn (II) hidratados (róseos), sais de Co (II) hidratados, HgI2, HgO, HgS,
Pb3O4,
Ag2CrO4, AsI3, Cu2O, CrO3, Fe2O3 (marrom-avermelhado)
Laranja Sb2S3, SnI2, muitos dicromatos
Amarelo As2S3, CdS, HgO, PbI2, PbO, SnS2, sais de Ni (II) anidros, muitos cromatos
Verde Sais de Fé (II) e de Ni (II) hidratados, Cr2O3 (quase negro), CrCl3.6H2O, e outros sais
de
Cr (III), CuCl2.2H2O (verde-azulado) e alguns outros sais de Cu (II), CoBr2 anidro
Púrpura KMnO4 (quase preto)
Violeta Muitos sais de Cr (III) (muitos escuros) e alguns sais de Fe (III) como o Fe(NO3)3.9H2O
Azul Sais de Cu (II) hidratados (algumas vezes amarelados ou esverdeados), CoCl2 anidro
Marrom FeCl3.6H2O (amarelo), CuCl2 anidro, PbO, CdO, Bi2O3, SnS
Preto Fe3O4, CuO, NiO, MnO2, CuS, HgS, PbS, FeS, CoS, NiS, Ag2S, CuBr2, BiI3
A seguir são dados resumidamente os passos que devem ser seguidos e as reações
que devem ser feitas para analisar uma mistura de sais.
5.2. Observação física da amostra
Observar cuidadosamente as características físicas do sólido. Se a amostra for muito
colorida, muito pouco se poderá deduzir, mas se for branca, muitos constituintes podem ser
eliminados.
5.3. Solubilidade da amostra em água
Testar a solubilidade do sólido em água, HCl 6 mol/L e em HNO3 6 mol/L . Aquecer em
cada caso se nada ocorrer a frio.
É importante observar que através da coloração da solução poderemos ter uma
indicação da presença de um ou mais dos íons listados abaixo. As cores características mais
51
comuns são:
ÍONS COLORAÇÃO
CrO42- Amarelo
Cr2O72- Vermelho alaranjado
MnO4- Violeta-púrpura
Ni2+ Verde
Fe3+ Marrom avermelhado
Fe2+ Verde acinzentado
Cr3+ Verde a cinza azulado
Cu2+ Azul
Co2+ Rosado
Mn2+ Rosa claro
Para efetuar estas eliminações, é necessário um conhecimento da solubilidade
dos sais de diferentes ácidos em água. As regras que regem a solubilidade dos sais
mais comuns são:
1. Os nitratos, cloratos e acetatos de todos os metais são solúveis em água. O
acetato de prata é ligeiramente solúvel em água;
2. Todos os sais de sódio, potássio e amônio são solúveis em água;
3. Os cloretos, brometos, iodetos e tiocianatos de todos os metais (com exceção
de chumbo, prata, mercúrio (I) e cobre (I)) são solúveis em água. O iodeto de mercúrio (II)
é insolúvel em água. O cloreto, brometo e iodeto de chumbo são solúveis em água quente.
Os cloretos, brometos e iodetos insolúveis em água são igualmente insolúveis nos ácidos
diluídos;
4. Os sulfatos de todos os metais (exceto chumbo, mercúrio (I), bário e cálcio) são
solúveis em água. O sulfato de prata é fracamente solúvel. Os sulfatos insolúveis em água
são igualmente insolúveis nos ácidos diluídos;
5. Os carbonatos, fosfatos, boratos, sulfitos, cromatos e arseniatos de todos os
metais (exceto sódio, potássio e amônio) são insolúveis em água, porém solúveis em ácidos
diluídos. O cromato de magnésio é solúvel em água; o sulfito de magnésio é fracamente
solúvel em água;
6. Os sulfetos de todos os metais (exceto bário, cálcio, magnésio, sódio, potássio e
amônio) são insolúveis em água. BaS, CaS e MgS são ligeiramente solúveis;
7. Os hidróxidos de sódio, potássio e amônio são muito solúveis em água. Os
hidróxidos de cálcio e bário são moderadamente solúveis. Os óxidos e hidróxidos de todos
os outros metais são insolúveis.
52
5.4. pH da solução aquosa da amostra
Determinar o pH aproximado da solução usando uma tira de papel indicador universal.
Observe o quadro abaixo e diga de acordo com pH se há ou não a presença de HSO4- , ácidos
livres, CO32-, S2- ou PO43-.
5.5. Teste de chama
Fazer os testes de chama para os cátions conforme os procedimentos descritos nas
práticas anteriores. Os testes de chama são muito úteis, mas não necessariamente
conclusivos, por si só, para a identificação de um íon. Devemos lembrar que, outros elementos
produzem chamas coloridas que podem interferir.
5.6. Determinar os ânions presentes
Utilizar o resultado da análise de cátions para definir se a presença de alguns ânions
pode ou não ser eliminada.
Os testes de precipitação com AgNO3 e com BaCl2 também são úteis.
Finalmente, fazer os testes específicos para os ânions que não foram definitivamente
eliminados, no extrato com soda ou através de provas diretas.
5.7. Provas Diretas
Fazer as provas diretas (na amostra sólida original) para os íons CO32-, Na+, K+ e NH4+.
5.8. Extrato com Soda
É sabido que certos cátions podem interferir nas reações de identificação dos ânions.
Assim, por exemplo, a reação de identificação de íons nitrato envolve a adição à amostra a
analisar ácido sulfúrico diluído (2 mol/L) e solução de sulfato de ferro (II). Neste caso, se a
solução a ser testada contém íons Ba2+ haverá precipitação de BaSO4 que irá atrapalhar a
reação de identificação de nitrato.
Por esta razão, para se ter condições adequadas para se realizar as reações de
identificação dos ânions é desejável que os mesmos estejam na forma de sais de sódio ou
pH < 2 indica a presença de HSO4- ou ácidos livres
pH > 10 indica a presença de CO32-, S2- ou PO43-
53
potássio. Estes cátions não interferem nas reações utilizadas para se testar a presença dos
ânions.
Na prática, a eliminação dos cátions pode ser realizada tratando-se a amostra a analisar
com uma solução de Na2CO3. Com este tratamento, os cátions são precipitados na forma de
carbonato, carbonato básico ou hidróxidos e os ânions ficam em solução. Esta solução é
normalmente conhecida como “extrato com soda”. No caso de sais solúveis ocorre
simplesmente a precipitação do cátion. Assim, se tivermos uma solução de BaCl2 e tratarmos
com uma solução de Na2CO3 ocorrerá a reação:
Ba2+ + 2 Cl- + 2 Na+ + CO32- ↔ BaCO3(s) + 2 Na+ + 2 Cl-
Neste caso, o Ba2+ é precipitado como BaCO3 enquanto têm-se em solução íons Na+ e
íons Cl-.
No caso de sais insolúveis, entretanto, ocorre uma reação de transposição. Assim,
quando se trata o sal insolúvel, PbSO4 com solução de Na2CO3 ocorre a reação:
PbSO4(s) + 2 Na+ + CO32- ↔ PbCO3(s) + 2 Na+ + SO42-
Existem alguns sais, como AgCl, CuS, etc., que não serão removidos pelo Na2CO3, pois
são mais insolúveis do que seus respectivos carbonatos. Nestes casos, deve-se lançar mão
de outros meios para solubilizá-los, a fim de ter os ânions em solução.
Na prática, colocar aproximadamente 1 g de amostra em um béquer de 250 mL,
adicionar 2 a 3 g de Na2CO3 sólido, mais 25 mL de água e ferver por 10-20 minutos. A seguir
decantar o precipitado e no extrato (sobrenadante) fazer os testes para os íons Cl-, SO42-, NO2-,
NO3- e K+.
Lembrar que para o teste de cloreto, no extrato (sobrenadante), deve-se juntar antes o
HNO3 até o meio ficar ácido, eliminando assim todo CO32- na forma de CO2. A seguir colocar o
AgNO3. Se não dor eliminado todo CO32-, haverá formação de um precipitado branco de
Ag2CO3.
De um modo geral é conveniente analisar os ânions antes dos cátions, embora esta não
seja uma condição obrigatória.
5.9. Determinar os cátions presentes
Como descrito acima, isso pode ser feito antes ou após a análise de ânions.
54
Observar a cor da solução aquosa. Uma solução incolor não pode conter os íons Cu2+,
Ni2+, Cr3+, Fe3+, Fe2+ ou Mn2+.
Notar se alguns cátions podem ou não ser eliminados com base na solubilidade em
água e no resultado da análise de ânions. Assim, se a mistura for solúvel em água e
demonstra conter íons CO32-, então os únicos cátions que podem estar presentes: Na+, K+ ou
NH4+.
Desenvolver a análise sistemática para os cátions para ter uma confirmação efetiva
(Práticas 2 e 3).
55
5.10. Esquema para separação em uma mistura de cátions do grupo I, II e ânions
(Extrato com soda)
55
PARTE 2. PRÁTICAS DE QUÍMICA ANALÍTICA QUANTITATIVA
PRÁTICA 1- O uso da balança analítica
1. Pesagem usando uma balança analítica:
a) Centre o objeto a ser pesado no prato da balança.
b) Tare o recipiente areceber a amostra.
c) Coloque a amostra no recipiente e meça a massa resultante.
Você receberá instruções de seu professor no dia específico para este
experimento.
Análise Volumétrica (Lembretes importantes )
Para toda titulação, observe os seguintes itens:
a) Providencie a limpeza adequada de uma bureta. Posteriormente lave-a com a
solução que será utilizada (descarte esse volume de lavagem). Verifique se
não há vazamento.
b) Preencha a bureta com a solução que será utilizada. Verifique se não há
bolhas, se houver, remova.
c) Retire uma alíquota da amostra homogeneizada (soluções) usando pipeta
volumétrica ou massa medida em balança analítica, num vidro de relógio ou
direto no erlenmeyer.
d) Transfira a alíquota da solução para um erlenmeyer e junte o indicador.
e) Comece a adição da solução que está na bureta ao erlenmeyer de forma não
muito rápida e contínua, sob agitação da solução do erlenmeyer, observando
cuidadosamente o aspecto do material no erlenmeyer.
f) Interrompa a adição de solução no ponto final da titulação quando ocorre a
viragem do indicador.
g) Anote o volume do ponto final.
h) Faça os cálculos de concentração, seguindo a proporção estequiométrica da
reação.
56
PRÁTICA 2 – Preparação e padronização da solução de hidróxido
de sódio
Materiais Reagentes
Vidro de relogio NaOH 0,1 mol/L
Bequer pequeno KHC8H4O4
Balao volumetrico de 250 ml fenolfitaleina
Erlenmayer 250 ml
Bureta de 25ml
pisseta
2.1. Preparo da solução
a) Pese cerca de 1,0g (0,9 a 1,1g) de NaOH (pastilhas) num vidro de relógio ou
béquer pequeno. Com segurança, evite que a pesagem seja muito demorada.
b) Dissolva essa massa em água destilada fervida, completando o volume para
250 mL em balão volumétrico (para 4 alunos).
c) Homogeneize bem a solução e transfira para um frasco de plástico limpo e
seco.
d) Feche e rotule o frasco.
Observações:
1) NaOH é higroscópico. As pastilhas contêm Na2CO3.
2) Cuidado ao manusear NaOH.
3) Água destilada e fervida é usada para minimizar a quantidade de CO2
dissolvido.
4) Massa e volume aproximados porque a solução será posteriormente
padronizada, isto é, terá sua concentração exata determinada.
5) Armazenamento de solução de NaOH em frasco plástico porque NaOH
ataca o vidro (NaOH reage com os silicatos que constituem o vidro).
57
2.2. Padronização com Biftalato de potássio - KHC8H4O4 (1 mol = 204,23 g)
a) Use biftalato de potássio seco em estufa a 110 C por 1-2 horas;
b) Pese cerca de 0,15g (0,12 a 0,17 g) de biftalato em balança analítica,
anotando o valor da massa até a quarta casa decimal;
c) Após adicionar o biftalato ao erlenmeyer, junte cerca de 25 ml de água
destilada e agite até a dissolução completa do sal. não comece a adição de
NaOH antes da dissolução completa;
d) Junte duas gotas de fenolftaleína;
e) Certifique-se que a bureta esteja limpa e lavada com solução de NaOH antes
de preenchê-la com a solução que será usada na titulação. Verifique se não
há vazamento na bureta. Preencha com a solução, verifique se não há bolhas
(se houver, remova!) e acerte o volume no zero;
f) Coloque um fundo branco sob o erlenmeyer para facilitar a visualização da
viragem do indicador;
g) Comece a adição da solução de NaOH ao erlenmeyer, sob agitação. Se ficar
solução de NaOH nas paredes do erlenmeyer, lave com água destilada e
continue a adição de NaOH;
h) Aparecimento de uma leve coloração rosada na solução do erlenmeyer, que
persista por mais de 30 segundos, indica o final da titulação. Anote o volume
da solução de NaOH consumido;
i) Esse volume será usado no cálculo da concentração;
j) O procedimento deve ser feito pelo menos em duplicata.
Observações:
1) Fique atento a vazamentos e bolhas de ar na bureta. Não prossiga a
titulação nesses casos;
2) Não adicione mais indicador que o recomendado;
3) Não adicione NaOH até que a solução fique intensamente rosa, neste
caso o ponto final da titulação foi ultrapassado.
58
PRÁTICA 3 – Determinação de ácido acético em vinagre
Materiais Reagentes
Pipeta volumetrica de 10 ml Fenolftaleina
Balão volumetrico de 100 ml Solução de NaHO 0,1 mol/L padronizada
Pisseta
3.1. Preparação da solução de vinagre a ser titulada
a) Retire uma alíquota de 10 mL de vinagre com pipeta volumétrica. Transfira
para um balão volumétrico de 100 mL e complete o volume com água
destilada;
b) Homogeneize a solução.
3.2 Titulação da amostra preparada com solução de NaOH 0,1 mol/L
padronizada
a) Retire uma alíquota de 10 mL da solução do vinagre recém-preparada com
pipeta volumétrica. Transfira para o erlenmeyer;
b) Junte duas gotas de fenolftaleína. (viragem de incolor para rosa claro);
c) Prossiga com o procedimento anterior para padronização da solução de
NaOH;
d) O procedimento deve ser feito em duplicata;
e) Repita o procedimento usando vermelho de metila como indicador (viragem
de vermelho para amarelo).
Observações:
59
a) Utilize a pipeta volumétrica adequadamente;
b) Fique atento a vazamentos e bolhas de ar na bureta. Não prossiga a titulação
nesses casos;
c) Não adicione mais indicador que o recomendado;
d) Não adicione NaOH até que a solução fique intensamente rosa (Fenolftaleina);
e) Cuidado, a viragem do indicador é mais gradual. Atenção. Espere que a
coloração levemente rosa permaneça por mais de 30 segundos antes de
considerar esse volume como volume do ponto final da titulação.
60
PRÁTICA 4 – Preparação e padronização da solução de
permanganato de potássio 0,06 mol/L
Materiais Reagentes
Vidro de relogio KMnO4
Bequer pequeno Na2C2O4
Balão volumetrico de 100 ml H2SO4 1:8
Chapa aquecedora
Pisseta
4.1. Preparação da solução de KMnO4 0,06 mol/L (1 mol = 158,04g)
a) Pese 1,0g de KMnO4 num vidro de relógio ou béquer pequeno;
b) Dissolva a massa pesada em água destilada completando o volume para 100
mL em balão volumétrico;
c) Homogeneize bem a solução;
d) Procure manter a solução no escuro.
4.2. Padronização com Oxalato de Sódio - Na2C2O4 (1 mol = 134,00 g)
a) Use oxalato de sódio seco em estufa a 120 C por 2 horas;
b) Pese cerca de 0,13g (0,12 a 0,15g) de oxalato de sódio em balança analítica,
anotando o valor da massa até a quarta casa decimal;
c) Após adicionar o oxalato ao erlenmeyer, junte cerca de 30 mL de água
destilada e agite para dissolução do sal;
d) Junte 8 mL de solução de H2SO4 1:8 (v/v);
e) Certifique-se que a bureta esteja limpa e lavada com solução de KMnO4 antes
de preenchê-la com a solução que será usada na titulação. Verifique se não
há vazamento na bureta. Preencha com a solução, verifique se não há bolhas
(se houver, remova!) e acerte o volume no zero;
f) Coloque um fundo branco sob o erlenmeyer para facilitar a visualização da
viragem do indicador;
g) Aqueça a solução do erlenmeyer até cerca de 90 C e comece a adição da
solução de KMnO4 ao erlenmeyer, sob agitação. Se ficar solução de KMnO4
61
nas paredes do erlenmeyer, lave com água destilada e continue a adição de
KMnO4. Não deixe a temperatura da solução no erlenmeyer inferior a 60 C;
h) Aparecimento de uma leve coloração rósea na solução do erlenmeyer, que
persista por mais de 30 segundos, indica o final da titulação. Anote o volume
da solução de KMnO4 consumido. Esse volume será usado no cálculo da
concentração;
i) O procedimento deve ser feito pelo menos em duplicata.
Observações:
1) Cuidado ao manipular a solução de H2SO4;
2) Fique atento a vazamentos e bolhas. Não prossiga a titulação nesses
casos;
3) Não deixe a temperatura da solução no erlenmeyer inferior a 60 C.
62
PRÁTICA 5 – Determinação de H2O2 em água oxigenada 20
volumes comercial (3% m/m)
Materiais Reagentes
Pisseta volumetrica de 10 ml H2O2
Balão volumetrico de 100 ml KMnO4
Erlenmeyer 250 ml
pisseta
Balão volumetrico de 100 ml
Chapa aquecedora
Pisseta
5.1. Preparação da solução de água oxigenada
a) Retire uma alíquota de 10 mL da água oxigenada comercial 20 volumes com
PIPETA VOLUMÉTRICA. Transfira para um balão volumétrico de 100 mL e
complete o volume com água destilada.Homogeneize a solução.
5.2. Titulação da amostra preparada KMnO4 0,06 mol/L
a) Retire uma alíquota de 10 mL da solução da água oxigenada recém-preparada
com pipeta volumétrica. Transfira para o erlenmeyer e junte 50 mL de água destilada;
63
b) Junte 35 mL de solução de H2SO4 1:8 (v/v);
c) Certifique-se que a bureta esteja limpa e lavada com solução de KMnO4 antes
de preenchê-la com a solução que será usada na titulação. Verifique se não
há vazamento na bureta. Preencha com a solução, verifique se não há bolhas
(se houver, remova!) e acerte o volume no zero;
d) Coloque um fundo branco sob o erlenmeyer para facilitar a visualização da
viragem do indicador;
e) Comece a adição da solução de KMnO4 ao erlenmeyer, sob agitação. Se ficar
solução de KMnO4 nas paredes do erlenmeyer, lave com água destilada e
continue a adição de KMnO4;
f) Aparecimento de uma leve coloração rósea na solução do erlenmeyer, que
persista por mais de 30 s indica o final da titulação. Anote o volume da
solução de KMnO4 consumido. Esse volume será usado no cálculo da
concentração;
g) O procedimento deve ser feito em duplicata.
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PRÁTICA 6 – Preparação e padronização da solução de tiossulfato
de sódio 0,1 mol/L
Materiais Reagentes
Vidro de relogio Na2S203 . 5H2O
Bequer pequeno KIO3
Balão volumetrico de 100 ml KI
Funil analitico HCl
Bureta de 25 ml amido
Pipeta volumetrica de 10 ml
6.1. Preparação da solução de Na2S2O3.5H2O 0,1 mol/L (1 mol = 248,11 g)
a) Pese 2,5 g de Na2S2O3.5H2O num vidro de relógio ou béquer pequeno;
b) Dissolva a massa pesada em água destilada previamente fervida e resfriada
completando o volume para 100 mL em balão volumétrico;
c) Homogeneize bem a solução;
d) Procure manter a solução no escuro.
6.2. Padronização com solução de Iodato de Potássio 0,01mol/L - KIO3 (1 mol =
214,00 g)
a) Use Iodato de Potássio seco em estufa a 120 C por 2 horas;
b) Pese 0,15 g (0,14 a 0,16g) de iodato de potássio em balança analítica,
anotando o valor da massa até a quarta casa decimal;
c) Transfira quantitativamente a massa de iodato para um balão volumétrico de
100 mL com auxílio de um funil analítico, complete o volume e homogeneize a
solução;
d) Certifique-se que a bureta esteja limpa e lavada com solução de Na2S2O3
antes de preenchê-la com a solução que será usada na titulação. Verifique se
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não há vazamento na bureta. Preencha com a solução, verifique se não há
bolhas (se houver, remova!) e acerte o volume no zero;
e) Coloque um fundo branco sob o erlenmeyer para facilitar a visualização da
viragem do indicador;
f) Pipete 10 ml da solução de iodato para um erlenmeyer, adicione 1g de KI e 6
mL de solução de HCl 1 mol/L;
g) Titule imediatamente a mistura com a solução de tiossulfato até coloração
amarela clara;
h) Adicione 3 mL do indicador amido e titule até a solução se tornar incolor
(viragem azul para incolor);
i) O procedimento deve ser feito pelo menos em duplicata.
Observações:
1. Cuidado para transferir a massa de iodato para o balão. Se ocorrer
suspeita de perda de massa repetir o procedimento;
2. Prepare a mistura de iodato com iodo e ácido clorídrico somente no
momento da titulação;
3. Adicione o amido somente próximo ao final da titulação.
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PRÁTICA 7 – Deteminação de cloro ativo (hipoclorito) em água
sanitária
Materiais Reagentes
Pipeta volumetrica de 10 mL Na2S2O3 0,1 mol/L
Balão volumetrico de 100 mL KIO3
Bureta de 25 mL KI
Erlenmeyer de 250 mL HCl 1mol/L
Água sanitária amido
Pisseta
7.1. Preparação da solução de água sanitária
Retire uma alíquota de 10 mL da água sanitária com pipeta volumétrica. Transfira
para um balão volumétrico de 100 mL e complete o volume com água destilada.
Homogeneize a solução.
7.2. Titulação da amostra preparada com Na2S2O3 0,1 mol/L
a) Certifique-se que a bureta esteja limpa e lavada com solução de Na2S2O3
antes de preenchê-la com a solução que será usada na titulação. Verifique se
não há vazamento na bureta. Preencha com a solução, verifique se não há
bolhas (se houver, remova!) e acerte o volume no zero;
b) Coloque um fundo branco sob o erlenmeyer para facilitar a visualização da
viragem do indicador;
c) Retire uma alíquota de 10 mL da solução da água sanitária com pipeta
volumétrica. Transfira para o erlenmeyer e junte 50 mL de água destilada;
d) Pipete 10 mL da solução de iodato para um erlenmeyer, adicione 1g de KI e 6
mL de solução de HCl 1 mol/L;
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e) Titule imediatamente a mistura com a solução de tiossulfato até coloração
amarela clara;
f) Adicione 3 mL do indicador amido e titule até a solução de tornar incolor
(viragem azul para incolor);
g) O procedimento deve ser feito pelo menos em duplicata.
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PRÁTICA 8 – Preparação da solução de EDTA 0,01 mol/L (1 mol =
372,24 g)
Materiais Reagentes
Vidro de relógio EDTA padrão
Béquer pequeno
Balão volumétrico de 100 mL
Bureta de 25 mL
Erlenmeyer de 125 mL
Pipetas volumétricas
Funil analítico
8.1. Preparo da solução de EDTA
a) Pese 0,4g de EDTA. 2H2O seco a 70 - 80oC por duas horas num vidro de
relógio ou béquer pequeno;
b) Transfira quantitativamente a massa pesada, com auxílio de um funil analítico,
para um balão volumétrico de 100 mL e complete o volume com água
destilada;
c) Homogeneize bem a solução.
8.2. Preparo da solução padrão de cálcio (1 mg Ca)/mL)
Materiais Reagentes
Vidro de relógio CaCO3
Bequer pequeno HCl ( 1:4)
Balão volumetrico de 1000 mL
Pisseta
a) Dissolva 1,785g de CaCO3 (seco a 150 0C) em 20 mL de HCl (1:4);
b) Leve a ebulição para expulsar o CO2;
c) Deixe esfriar;
d) Dilua a 1000 mL com água e homogeneize.
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8.3. Preparo da solução padrão de magnésio (1 mg MgO/mL)
Materiais Reagentes
Vidro de relogio Fita de magnésio
Bequer pequeno HCl ( 1:9)
Balão volumetrico de 1000 mL
a) Lave a fita de magnésio com HCl diluído, depois com água, álcool e
finalmente com éter;
b) Dissolva 0,6032g do metal purificado em 50 mL de HCl (1:9);
c) Esfrie;
d) Dilua com1000 mL de água e homogeneize.
8.4. Padronização da solução de EDTA (equivalente em cálcio)
Materiais Reagentes
Pipeta volumétrica de 5 mL Solução padrão de cálcio
Erlenmeyer KOH a 25%
Bureta de 25 mL calcon
EDTA padrão
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a) Retire uma alíquota de 5 mL da solução padrão de cálcio com pipeta
volumétrica e transfira para o erlenmeyer;
b) Junte 2,5 mL de KOH a 25% e dilua com 50 mL, para o pH ficar em 12 e
adicione uma ponta de espátula do indicador sólido calcon;
c) Certifique-se que a bureta esteja limpa e lavada com solução de EDTA antes
de preenchê-la com a solução que será usada na titulação. Verifique se não
há vazamento na bureta. Preencha com a solução de EDTA, verifique se não
há bolhas (se houver remova) e acerte o volume no zero;
d) Coloque um fundo branco sob o erlenmeyer para facilitar a visualização da
viragem do indicador;
e) Comece a adição da solução de EDTA ao erlenmeyer, sob agitação constante.
Cuidado para não deixar gotas do titulante nas paredes do erlenmeyer. Lave
com água destilada;
f) Proceder a titulação com a adição de solução de EDTA até que a solução
passe de azul para rosa. O volume gasto será usado no cálculo de uma fator
para a solução de EDTA a partir da massa de CaO;
g) O procedimento deve ser feito pelo menos em duplicata.
8.5. Padronização da solução de EDTA (equivalente em magnésio)
Materiais Reagentes
Pipeta volumetrica de 5 mL HCl conc.
Bureta de 25 mL Amônia conc.
Pisseta eriocromo T
EDTA padrão
a) Retire uma alíquota de 5 mL da solução padrão de magnésio com pipeta
volumétrica e transfira para o erlenmeyer;
b) Junte 5 gotas de HCl concetrado, 5 mL de amônia concentrada, 50 mL de
água destilada, para o pH ficar em 10 e adicione uma ponta de espátula do
indicador sólido eriocromo T;
c) Certifique-se que a bureta esteja limpa e lavada com solução de EDTA antes
de preenchê-la com a solução que será usada na titulação. verifique se não
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há vazamento na bureta. Preencha com a solução de EDTA, verifique se não
há bolhas (se houver remova!) e acerte o volume