Relatório de Cálculos - Titulometria de Precipitação

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DA PARAÍBA 
CENTRO DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIAS 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
CURSO DE LICENCIATURA EM QUÍMICA 
DISCIPLINA – QUÍMICA ANALÍTICA EXPERIMENTAL 
DISCENTE – LUÍS HENRIQUE BARBOSA SOUZA 
 
RELATÓRIO DE CÁLCULOS - TITULOMETRIA DE PRECIPITAÇÃO 
 
INTRODUÇÃO 
 
Essa titulometria se baseia em reações com formação de compostos pouco 
solúveis. Ela está entre um dos métodos mais antigos, mas que se tornam limitadas, pois 
muitas reações de precipitação não obedecem a uns requerimentos básicos como a 
estequiometria ou velocidade da reação e também a visualização do ponto final. 
As técnicas de digestão e envelhecimento de alguns precipitados, que são 
usados para minimizar a co-precipitação na gravimetria, não podem ser aplicadas nas 
titulações diretas, pois uma vez que requerem um tempo considerável para se tornarem 
efetivas. A velocidade de precipitação geralmente é muito baixa. À medida que se 
aproxima o ponto de equivalência, juntamente com o titulante sendo adicionado aos 
poucos, não existe um ponto de supersaturação, sendo assim a velocidade pode se tornar 
bastante pequena. 
Um método muito usado nas titulações desse nível é através da adição de um 
indicador. Diversos métodos podem existir, mais os métodos de precipitação empregam 
indicadores específicos para cada tipo de reação. Nesses indicadores podemos ter os 
indicadores de adsorção, para identificar a chegada do ponto final. 
A reação de precipitação deve ser quantitativa no ponto de equivalência, 
completando-se em um tempo relativamente curto e oferecendo condições para uma 
conveniente sinalização do ponto final. Quando adicionamos um sólido iônico pouco 
solúvel em água, estabelece-se o equilíbrio entre os íons em solução e o sólido através 
da reação abaixo: 
AB(s)  A
+
(aq) + B
-
(aq) 
 
Quanto menor o valor de Kps, menor ser a solubilidade do precipitado. Na 
titulometria de precipitação, os fatores que decidem a questão são o Kps do precipitado 
e as concentrações dos reagentes. 
 
CÁLCULOS 
 
Durante a determinação de Cloretos pelo método de Mohr em uma amostra de 
NH4Cl PA, pesou-se 0,1053 g dessa amostra e dissolveu-se em água, transferindo 
para um balão de 50 mL. Em seguida o pH da solução de amostra foi ajustado 
para 8,0 e pipetou-se uma alíquota de 10 mL, a qual foi titulada com uma solução 
de AgNO3 a 0,05 N, tendo sido necessário um volume de 7,5 mL. 
1º) Calcule: 
a) a concentração normal da amostra 
 
 
 
 
 
 
b) a molaridade dos cloretos da amostra 
 
 
 
 
 
c) a concentração comum dos cloreto da amostra 
 
NA . VA = NAgNO3 . VAgNO3 
NA . 0,010 L = 0,05 Eq/L . 0,0075 L 
NA = 
0,05 
𝐸𝑞
𝐿
 . 0,0075 𝐿
0,010 𝐿
 
NA = 0,0375 Eq/L de NH4Cl 
M = 
𝑁
∆
 
M = 
0,0375
1
 
M = 0,0375 mol/L 
 
CCl- = NA . EqCl- 
CCl- = 0,0375 Eq/L . 35,5 g/eq 
CCl- = 1,33125 g de Cl
-
 / L 
d) os ppm de cloretos da amostra 
 
 
 
 
e) a massa de cloretos na alíquota titulada 
 
 
 
 
f) a porcentagem de cloretos na amostra 
 
 
 
 
 
2º) Calcule o erro relativo proporcional em relação as grandezas calculadas. 
 
 
 
 
 
3º) Explique porque o pH da amostra tem que estar compreendida entre 6,5 e 10 
pelo método de Mohr. 
Porque quando o pH é inferior a 6,5 a concentração de íon cromato fica muito reduzida 
de tal ordem que o produto de solubilidade (Kps) do cromato de prata só é atingido com 
um concentração maior de íons Ag
+
 em relação ao pH ideal precipitação, o que acaba 
aumentando o volume da titulação. 
CCl
-
 = NA . egCl
-
 . 1000 
CCl
-
 = 0,0375 . 35,5 . 1000 
CCl
-
 = 1331,25 ppm de Cl
-
 
mCl = NAgNO3 . VAgNO3 . eqgCl 
mCl = 0,05 . 0,0075 L . 35,5 
mCl = 0,0133 g de Cl
-
 na alíquota de 10 mL 
% Cl
-
 = 
𝑁 𝐴𝑔𝑁𝑂3 . 𝑉 𝐴𝑔𝑁𝑂3 . 𝑒𝑞𝐶𝑙
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑎 𝑎𝑚𝑜𝑠𝑡𝑟𝑎 𝑛𝑎 𝑎𝑙í𝑞𝑢𝑜𝑡𝑎
 x 100 
% Cl
-
 = 
0,05 . 0,0075 . 35,5
0,1053
 x 100 
% Cl
-
 = 12,64 % 
% E = | 
𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟𝑃𝑟á𝑡𝑖𝑐𝑜 − 𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟𝑇𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜
𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟𝑇𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜
 | 
% E = | 
12,64 − 66,36
66,36
 | 
% E = 0,80 % 
Já olhando de uma outra forma, se o pH da solução for aumenta a mais de 10, 
precipitaria o hidróxido de prata roubando íons Ag
+
 que precipitaria a prata como 
Ag2CrO4. Sendo assim consumiria o volume da solução de AgNO3 para precipitar o 
indicador. Sendo assim, podemos resumir o seguinte princípio: se o pH estiver abaixo 
de 6,5 não será possível observar o ponto final da titulação e se o pH estiver acima de 
10 a prata vai precipitar como hidróxido.