CQ 119 FUNDAMENTOS DA QUÍMICA ANALÍTICA I - … CQ 119 – Fundamentos da Química Analítica I Todos os hidróxidos são insolúveis, exceto os de metais alcalino e os de bário

Universidade Federal do Paraná Setor de Ciências Exatas Departamento de Química

CQ 119 FUNDAMENTOS DA QUÍMICA ANALÍTICA I

Curso de Bacharelado e Licenciatura em Química

Roteiros de aulas práticas

Prof. Claudio Antonio Tonegutti

Curitiba 2012

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CQ 119 – Fundamentos da Química Analítica I

Prática 1 – Solubilidade e Mascaramento

1.1- Fundamentos

A análise qualitativa de uma substância tem por objetivo determinar a

identidade dos constituintes presentes. Para tal, são observadas as características

físicas da amostra e as diversas evidências de transformação química.

Características Físicas

A observação das características físicas de uma substância pode revelar

indícios que auxiliam durante a análise qualitativa. São elas: estado físico, coloração,

odor, solubilidade, etc.

Evidências de Transformação Química:

a) Formação de um eletrólito fraco

Quando a combinação de íons em solução aquosa dá origem a compostos solúveis com baixo grau de dissociação (eletrólitos fracos), a ocorrência da reação pode ser indicada por alguma propriedade organoléptica, isto é, uma propriedade que impressiona os sentidos e o organismo, da substância produzida, como no caso da formação de sulfeto de hidrogênio na reação abaixo:

S2-(aq) + 2H3O

+(aq) H2S(aq) + H2O(l)

O sulfeto de hidrogênio é um gás incolor, solúvel em água, que possui odor bastante desagradável. É este cheiro que impressiona o olfato e que evidencia imediatamente a formação do eletrólito fraco na mistura da reação. Sem esta propriedade a ocorrência da reação poderia passar despercebida ao observador, uma vez que não há outra indicação macroscópica da transformação.

b) Obtenção de produtos insolúveis

Outro aspecto a considerar quando se verifica a ocorrência de uma determinada transformação é solubilidade de todos os compostos que podem ser formados a partir dos reagentes. A precipitação de um sólido pouco solúvel é uma das evidências mais comuns de reação química. As seguintes regras gerais de solubilidade em água são utilizadas para a previsão de formação de precipitados:

Todos os ácidos inorgânicos são solúveis.

Todos os sais de metais alcalinos são solúveis, com exceção do perclorato de potássio, que é pouco solúvel.

Todos os sais de amônio são solúveis.

Todos os sais contendo nitrato, clorato, perclorato e acetato são solúveis. Exceções: acetato de prata e acetato de mercúrio.

Todos os cloretos, brometos e iodetos são solúveis, exceto os de Ag+, Pb2+ e Hg2+. O cloreto de chumbo (II) é ligeiramente solúvel.

Todos os sulfatos são solúveis, exceto os de chumbo (II), estrôncio e bário. Os sulfatos de cálcio e de prata são pouco solúveis.

Todos os óxidos metálicos são insolúveis, exceto os de metais alcalinos e os de cálcio, estrôncio e bário.

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Todos os hidróxidos são insolúveis, exceto os de metais alcalino e os de bário e estrôncio. O hidróxido de cálcio é ligeiramente solúvel.

Todos os carbonatos, fosfatos, sulfetos e sulfitos são insolúveis, exceto os de amônio e os de metais alcalino.

c) Outras evidências de transformação química

Além do fenômeno de precipitação, outros sinais da ocorrência de reações químicas em solução aquosa são a obtenção de compostos gasosos, a mudança de coloração, a mudança de temperatura e a dissolução de sólidos, com formação de sais simples ou de complexos solúveis. São exemplos desses processos:

Formação de gás:

HSO3-(aq) + H+

(aq) SO2(aq0 + H2O(l)

Mudança de coloração (com formação de íon complexo):

Fe 3+ (aq) + 6SCN-

(aq) [Fe(SCN-)6]3- (aq)

Amarelo incolor vermelho

Mudança de temperatura:

H2SO4(aq) + H2O(l) HSO4-

(l) + H3O+

(aq) + calor (H<0)

Dissolução de precipitado (com formação de íon complexo):

Al(OH)3 (aq) + OH- (aq) [Al(OH)4]- (aq)

1.2 – Objetivo

Identificar soluções desconhecidas mediante ensaios químicos e físico-

químicos.

1.3 – Materiais, equipamentos e reagentes.

Cada equipe receberá seis soluções aquosas, em tubos de ensaio numerados, sem conhecer a ordem de distribuição destas soluções. As soluções para o experimento serão:

Solução de hidróxido de sódio;

Solução de hidróxido de amônio;

Solução de carbonato de sódio;

Solução de ácido sulfúrico;

Solução de sulfato de cobre (II);

Solução de acetato de zinco.

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1.4 – Parte Experimental

Misture em um tubo de ensaio alíquotas de cerca de 1mL (20 gotas) das soluções, duas a duas, observando se há diferença entre os estados inicial e final de cada mistura de reação.

Uma vez que o experimento a ser realizado tem caráter qualitativo, não é necessário medir volumes com precisão. Por outro lado, é importante minimizar o consumo de reagentes e a produção de resíduos.

Anote em uma tabela todas as observações referentes a cada mistura de reação (formação de precipitado, cor do precipitado, produção de gás, etc.).

Escreva as equações químicas (global e iônica simplificada) correspondentes a cada transformação ocorrida. Analise os resultados obtidos para os diversos sistemas químicos e associe o número do tubo de ensaio à solução correspondente.

1.5 - Bibliografia

KOTZ, J. C.;TREICHEL, P. M. Química Geral e Reações Químicas, vol. 1 e 2. São Paulo: Pioneira Thomson Learning, 2005.

BACCAN, N.; ALEIXO, L. M.; STEIN, E.; GODINHO, O. E. S. Introdução à Semimicroanálise Qualitativa. Campinas: Editora UNICAMP, 7a ed., 1997.

VOGEL, A. I. Química Analítica Qualitativa; São Paulo: Editora Mestre Jou, 1981.

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Prática 2 – Separação e identificação dos cátions: Ag+, Hg22+ e Pb2+.

2.1 - Introdução Podemos separar as metodologias utilizadas na análise qualitativa de cátions e ânions em dois grupos:

Métodos de identificação individual ou fracionada; Métodos de identificação sistemática.

Nos métodos de identificação individual ou fracionada, os cátions ou ânions são identificados mediante reações seletivas diretamente em porções retiradas da amostra original. Nestas metodologias a ordem de análise não tem importância. Um exemplo da metodologia de identificação individual é a análise de toque (spot tests em inglês) criada pelo químico austríaco Fritz Feigl (1891-1971). A análise de toque é uma metodologia simples e eficiente na qual as análises são realizadas utilizando-se gotas de amostra e reagentes usando como suporte uma placa de toque ou tiras de papel de filtro (ou, em alguns casos, aparatos especialmente projetados para uma análise específica). Feigl estudou na Universidade de Viena, onde, em 1920, se doutorou e ingressou em seu corpo docente, onde atuou até 1938. Por conta da segunda guerra mundial, acabou se refugiando com a família no Brasil, em 1940, onde foi contratado para organizar e dirigir um grupo de pesquisa em microanálise no Laboratório de Produção Mineral, no Rio de Janeiro (na época, vinculado ao Ministério da Agricultura), onde atuou até seu falecimento. Os métodos de identificação sistemática, por outro lado, se caracterizam por separar, mediante a utilização de reagentes chamados “reagentes de grupo”, os analitos em grupos com alguma propriedade em comum (em geral a solubilidade). Separado o grupo, procede-se a análise de cada um dos analitos componentes do mesmo. Para que a separação seja completa, é necessário utilizar quantidades suficientes de reagente e criar condições ótimas para a precipitação, devendo-se verificar se a separação foi completa mediante a adição de um excesso do reagente de grupo. Esta prática exemplifica esta metodologia, sendo que o grupo de cátions possui como característica em comum o fato de formarem cloretos insolúveis. Nas práticas 3 e 4 serão apresentados dois outros grupos de cátions a serem identificados, de modo a expor o funcionamento e dinâmica da análise qualitativa sistemática de cátions. Protocolos mais completos para um conjunto maior de cátions e ânions podem ser encontrados em algumas das referências indicadas no final deste roteiro. 2.2 – Objetivos

Separar e identificar os cátions Ag+, Hg22+ e Pb2+.

2.3 - Parte Experimental

Colocar em um tubo de ensaio cerca de 10 gotas da solução contendo os cátions deste grupo, adicionar cerca de 10 gotas de HCl 0,2 mol L -1, agitar e centrifugar. Verificar se a precipitação foi completa pela adição de 1 ou 2 gotas de HCl ao líquido sobrenadante. Transferir o sobrenadante para outro tubo de ensaio (no caso de uma amostra contendo outros cátions além de Ag+, Hg2

2+ e Pb2+, eles estarão neste sobrenadante que seria utilizado, então, para dar continuidade à análise), lavar o precipitado com 2 mL de água contendo 3 gotas de HCl 6 mol L -1. Agitar bem.

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Centrifugar e desprezar o líquido sobrenadante. Denominar o precipitado (ppt.) de precipitado I.

Ao Precipitado I adicionar 4 mL de água destilada. Aquecer em banho-maria pelo menos durante 3 min, agitando constantemente. Centrifugar rapidamente e transferir o líquido sobrenadante para outro tubo de ensaio. O sólido que restou no primeiro tubo pode ser chamado de Precipitado II.

Ao tubo de ensaio contendo o sobrenadante, adicionar 2 gotas de ácido acético 6 mol L-1 e 4 gotas de K2CrO4. A formação de um precipitado amarelo de PbCrO4 confirma a presença de Pb2+.

Em seguida, lavar o Precipitado II com 4 mL de água destilada e aquecer em banho-maria. Centrifugar e testar a presença de Pb2+ no líquido sobrenadante, conforme o procedimento anterior. Continuar a lavagem até que não ocorra reação positiva para chumbo.

Ao precipitado lavado adicionar cerca de 2 mL de NH3 6 mol L-1 e agitar bem. O aparecimento de um precipitado de cor negra ou cinza escuro indica a presença de Hg2

2+. Centrifugar e decantar o líquido sobrenadante, que pode conter Ag(NH3)2+, em

um tubo de ensaio. A presença de Ag+ pode ser confirmada pela adição a esse líquido de cerca de 3 mL de HNO3 6 mol L-1. Verificar com o papel tornassol se a solução está ácida. A formação de um precipitado branco de AgCl indica a presença de Ag+.

2.4 - Resumo das reações

Elaborar um quadro resumo do resultado das reações realizadas (ver abaixo), escrever as reações completas em forma iônica e montar um fluxograma das operações.

Reagente Ag+ Hg22+ Pb2+

HCl

K2CrO4

NH3

2.5 - Referências Bibliográficas

ALEXEEV, V. Análise Qualitativa. Porto: Lopes da Silva Editora, 1982.

FEIGL, F. Spot Tests in Inorganic Analysis. Amsterdam: Editora Elsevier, 5ª ed., 1958.


JIMENO, S. A. Analisis Cualitativo Inorgânico. Madri: Editorial Paraninfo, 4ª ed., 1990.


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Prática 3 – Identificação e Separação dos cátions Fe3+, Cr3+, Al+3, Mn2+.

3.1 – Objetivos

Separar e identificar os cátions Fe3+, Cr3+, Al+3, Mn2+.


Colocar em um tubo de ensaio cerca de 20 gotas da amostra (ou, se for o caso,

utilizar o sobrenadante da precipitação dos cloretos dos cátions Ag+, Pb2+ e Hg22+) e

adicionar 10 gotas de HCl 6,0 mol L-1 e em seguida NH3 6,0 mol L-1 gota a gota com

agitação, até o meio ficar básico (verifique com papel tornassol). Colocar duas gotas

de NH3 6,0 mol L-1 em excesso. Aquecer com cuidado durante 1 minuto, centrifugar e

retirar o sobrenadante rapidamente, colocando-o em outro tubo de ensaio. Lavar o

precipitado duas vezes com cerca de 2 mL de NH4Cl 2,0 mol L-1. O precipitado

conseguido será denominado Precipitado I e o líquido sobrenadante denominado

Sobrenadante I.

O Precipitado I pode conter Fe(OH)3, Cr(OH)3, Al(OH)3 e Mn(OH)2, enquanto o

Sobrenadante I pode conter os íons Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+ (ver a prática 4)

Precipitado I

Adicionar ao precipitado 1 mL de NaOH 4 mol L-1 e 1 mL de H2O2 3%, agitar

bem e aquecer em banho-maria por cerca de 5 minutos até cessar o desprendimento

de O2. Centrifugar e transferir o líquido sobrenadante para outro tubo de ensaio,

denominando-o de sobrenadante II. O sólido restante no primeiro tubo pode-se

denominar de precipitado II.

Sobrenadante II

No sobrenadante II, uma cor amarela da solução serve para identificar a

presença de crômio. Adicionar ao tubo de ensaio HCl 6 mol L-1 até o meio ficar ácido

(use papel tornassol) e em seguida adicionar algumas gotas de NH3 6 mol L-1 até o

meio ficar alcalino, agitar bem e aquecer com cuidado. A formação de um precipitado

branco gelatinoso indica a presença de alumínio.

Precipitado II

Lavar o Precipitado II duas vezes com água destilada quente e desprezar o

sobrenadante. Dividir o precipitado em duas porções.

A uma delas, adicionar cerca de 3 gotas de HCl 6 mol L-1 e juntar 2 gotas de

solução de NH4SCN 1 mol L-1. O aparecimento de uma cor vermelha intensa devido ao

complexo Fe(SCN)63-, indica a presença de ferro.

À outra porção do precipitado, adicionar HNO36 mol L-1 até dissolvê-lo e, em

seguida, PbO2 sólido. Agitar e aquecer cuidadosamente diretamente na chama do bico

de bunsen durante 1-2 minutos. Diluir com água e deixar em repouso. O aparecimento

de uma cor violeta na solução devido ao íon MnO4- indica a presença de manganês.

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Prática 4 – Identificação e separação dos cátions Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+

4.1 – Objetivos

Separar e identificar os cátions Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+.


Colocar em um tubo de ensaio cerca de 20 gotas da amostra (ou, se for o caso,

utilizar o sobrenadante I da separação e identificação dos cátions da prática 3),

adicionar 5 gotas de HCl 6 mol L-1 e em seguida NH3 6 mol L-1 gota a gota com

agitação até o meio se tornar básico. Aquecer a solução em banho-maria e juntar

cerca de 15 gotas de solução de (NH4)2CO3 1,5 mol L-1. Agitar vigorosamente a

solução para homogeneizar, aquecer o tubo cerca de 5 minutos e centrifugar o

precipitado. Testar se a precipitação foi quantitativa juntando algumas gotas de

(NH4)2CO3 1,5 mol L-1 ao líquido sobrenadante. Se ainda houver precipitação, repetir

esse procedimento até não haver mais precipitação pela adição de carbonato de

amônio ao sobrenadante. Transfira o sobrenadante para outro tubo (chamaremos de

sobrenadante I). Ao sólido no primeiro tubo chamamos de precipitado I.

Sobrenadante I

O sobrenadante I deve conter Mg2+ e sua presença deve ser confirmada pela

reação com fosfato de sódio com a conseqüente formação de um precipitado branco

cristalino de MgNH4PO4.6H2O.

Precipitado I

Lavar o precipitado, que deve conter os carbonatos de cálcio, estrôncio e bário,

com cerca de 2 mL de água quente, centrifugar e desprezar o sobrenadante. Ao

resíduo adicionar ácido acético 6 mol L-1 gota a gota até completa dissolução. A

seguir, juntar 5 gotas de acetato de sódio 3 mol L-1 e 10 gotas de K2Cr2O7 0,2 mol L-1 e

agitar a solução. Aquecer em banho-maria, centrifugar e verificar se a precipitação foi

completa. Após a precipitação quantitativa, centrifugar e separar o Sobrenadante II. O

precipitado amarelo (Precipitado II) formado deve ser o BaCrO4, enquanto o

Sobrenadante II deve conter os íons Ca2+ e Sr2+.

Precipitado II

Lavar o precipitado várias vezes com água destilada, centrifugar e desprezar o

sobrenadante. Dissolver o resíduo com algumas poucas gotas de HCl concentrado e

confirmar a presença de Ba2+ pelo teste de chama, cuja coloração deverá ser verde-

amarelada.

Sobrenadante II

Ao líquido sobrenadante, adicionar 3 gotas de NH4OH6 mol L-1, cerca de 10

gotas de (NH4)2SO4 2,5 mol L-1, agitar e aquecer à ebulição. Centrifugar o Precipitado

III e testar se a precipitação foi quantitativa adicionando-se mais uma gota de sulfato

de amônio 2,5 mol L-1 ao sobrenadante. Se houver formação de mais precipitado,

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agitar, aquecer à ebulição e centrifugar. O precipitado branco formado deve ser o

sulfato de estrôncio e o Sobrenadante III deve conter os íons Ca2+.

Precipitado III

Lavar o precipitado diversas vezes com água destilada quente, centrifugar e

desprezar o sobrenadante. Dissolver o resíduo com algumas poucas gotas de HCl

concentrado e fazer o teste de chama, cuja coloração vermelho-carmim confirma a

presença de estrôncio.

Sobrenadante III

Ao líquido sobrenadante, adicionar 3 gotas de (NH4)2C2O4 0,25 mol L-1, agitar e

deixar o repousar cerca de 2 minutos. A formação de um precipitado branco de

CaC2O4, confirma a presença de cálcio. Centrifugar e desprezar o sobrenadante.

Lavar o precipitado várias vezes com água destilada e desprezar a água de lavagem.

Dissolver o resíduo com algumas poucas gotas de HCl concentrado e fazer o teste de

chama, cuja coloração vermelho-tijolo, indica a presença de cálcio.







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Prática 5: Solução-Tampão

5.1 - Introdução

Uma solução tampão é aquela que dentro de certos limites sofre apenas

ligeiras variações de pH quando recebe a adição de pequenas quantidades de íons H+

ou OH-. É constituída por um ácido fraco e sua base conjugada ou por uma base fraca

e seu ácido conjugado, em concentrações aproximadamente iguais. Exemplos:

NaC2H3O2 e HC2H3O2; NH3 e NH4Cl; Na2HPO4 e Na3PO4.

1) Considerando o equilíbrio existente entre um ácido fraco genérico (HA) e a

água, temos uma pequena concentração do íon A-, bem como de H3O+ no

meio, predominando a espécie HA na forma molecular.

HA(aq) + H2O(l) A-(aq) + H3O

+(aq) (eq. 1)

Admitindo que a essa solução seja adicionada uma dada quantidade da base

conjugada A-, as concentrações de HA e A- serão predominantes, ao passo que a

concentração de H3O+ será ainda menor do que antes da adição de A-.

Se uma pequena concentração de um ácido forte é adicionada a esse

meio,esse ácido será consumido pela base, formando mais HA e água, mantendo

dessa forma o pH inalterado.

H3O+

(aq) + A-(aq)HA(aq) + H2O(l) (eq. 2)

Analogamente, se uma pequena concentração de base forte é adicionada a

esse meio, a OH-será consumida pelo ácido do tampão, sendo mais HA dissociado

para repor o H3O+ consumido (eq.1) e o pH é mantido constante:

OH-(aq)+ H3O

+(aq)2H2O(l) (eq. 3)

Na solução tampão estará em equilíbrio o ácido e sua base conjugada segundo

a equação 4:

HA (aq)+ H2O(l) A-(aq) + H3O

+(aq) (eq. 4)

Ácido Base conjugada

A constante de dissociação ácida (Ka) desta reação será:

Ka = [A-] [H3O+] / [HA] (eq. 5)

Dessa forma, de posse do valor de Ka e conhecendo-se as concentrações de

HA e A-, pode-se determinar a concentração de H3O+ e o valor de pH da solução

tampão formada, com base na equação 5. Além disso, pode-se calcular a variação de

pH em decorrência da adição de uma certa concentração de um ácido ou uma base

forte.

2) Considerando agora a base conjugada A-, derivada de um ácido fraco (HA)

A-(aq) + H2O(l) HA(aq)+ OH-

(aq) (eq. 6)

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De forma similar ao caso 1, se uma certa quantidade do ácido fraco HA é

adicionada ao meio, haverá o predomínio de maiores concentrações de HA e A- e

consequente diminuição da [OH-]. Se uma pequena concentração de ácido forte é

adicionada ao meio, esse reagirácom os íons OH- livres, e mais A- reage com a água

para repor a concentração de OH- que reagiu, e assim o pH se mantém inalterado.

De modo semelhante, ao adicionar íons OH- provenientes de uma base forte ao

meio, esses íons irão reagir com o HA presente, sendo o pH também mantido

constante. De forma análoga a equação 5, tem-se a expressão envolvendo a

constante de dissociação básica (Kb), com base na equação 6:

Kb = [HA] [OH-]/ [A-] (eq. 7)

Normalmente os valores de Ka são tabelados, podendo facilmente ser obtido o

valor de Kb com base no produto iônico da água (Kw) = 1,00 x 10-14, onde:

Kw = Kax Kb (eq. 8)

Assim é possível calcular a [OH-], utilizando o valor de Kb e as concentrações

de HA e A-, e consequentemente determinar o valor de pH da solução tampão

formada. Além disso, pode-se calcular a variação de pH em decorrência da adição de

uma certa concentração de um ácido ou de uma base forte.

5.2 – Objetivos

Preparar uma solução tampão e verificar a alteração de pH pela adição de um

ácido forte.

5.3 – Procedimento experimental

Parte A) - Preparo das soluções

Em quatro béqueres de 100 mL, adicione as seguintes substâncias:

Béquer A: 75 mL de solução de ácido clorídrico (HCl) 0,01 mol L-1 .

Béquer B: 75 mL de solução de ácido acético (CH3COOH) 0,01 mol L-1.

Béquer C: 1,5 g de cloreto de sódio (NaCl)

Béquer D: 1,5g de acetato de sódio (CH3COONa)

Adicione 3 gotas da solução de “mistura de indicadores” aos béqueres A e B.

Determine o pH das soluções consultando a Tabela 1. Anote os resultados na Tabela

2.

Transfira metade da solução do béquer A para o béquer C. Observe se houve

mudança de coloração e anote o pH da solução resultante na Tabela 2.

Transfira metade da solução do béquer B para o D e verifique se há alteração

de pH. Anote na Tabela 2.

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Tabela 1: Cores observadas na “mistura de indicadores” a ser utilizada

Cores: Vermelho laranja amarelo Amarelo esverdeado verde azul

pH aproximado 1,5 1,8 2,3 4,6 5,2 7,6

Tabela 2: pH das soluções preparadas

Béquer: Solução presente pH medido com a “mistura de indicadores”

A

B

C

D

Parte B) Teste da capacidade de tamponamento das soluções acima preparadas:

Adicione 5 gotas de solução HCl 6,0 mol L-1 a cada um dos quatro béqueres

acima Observe o que ocorre com as cores dos indicadores e anote o pH na Tabela 3.

Entre todas as soluções verifique aquela que não apresentou mudança de pH

após a adição de HCl 6,0 mol L-1. A este béquer adicione HCl 6,0 mol L-1, gota a gota,

até que a mistura de indicadores mude de cor. Conte o número de gotas que foram

adicionadas.

Tabela 3. pH das soluções preparadas após a adição de HCl 6,0 mol L-1

Béquer: Solução presente pH medido com a “mistura de indicadores”

A

B

C

D

5.4 – Referências Bibliográficas

RUSSEL, J.B., Química Geral, Soluções Aquosas: Equilíbrios Ácido-Base, 1982.

SKOOG, D. A., WEST, D. M., HOLLER, J. F., Crouch, S.R. Fundamentos de Química

Analítica, tradução da 8a edição norte-americana, Thomson, 2006.

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ANEXOS

1. Testes de pH, de meio ácido e de meio básico

Para a medida de meio ácido-básico ou do pH de uma solução são muito úteis os papeis indicadores.

Eles são fabricados impregnando-se papel filtro de alta qualidade com soluções indicadoras ou misturadas. O papel é então, seco, cortado e embalado nos tamanhos correspondentes.

Para usar um papel indicador, introduza a ponta do bastão de vidro na solução, retire-o cuidadosamente da solução e toque o papel com a ponta do bastão até que um pouco da solução seja transferida para o papel. Tome cuidado para não encostar o bastão nas paredes internas do tubo, pois elas podem estar umedecidas com ácido ou base em decorrência de um processo de mistura inadequado.

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.

Para determinar se uma solução é acida ou básica utiliza-se o papel de tornassol, em geral disponível em tiras montadas em cartelas (figura 1.1). Quando o papel de tornassol está vermelho-alaranjado indica meio ácido e quando está azul indica meio básico. Para realizar as medidas é indiferente a utilização do papel vermelho ou o azul. Basta lembrar o que significa o vermelho-alaranjado e o azul. Por exemplo, se fizemos o teste utilizando o papel azul, então após o papel ser umedecido com a solução, pelo toque do bastão de vidro, temos apenas duas possibilidades para o resultado: 1) se o papel continua azul significa que a solução é básica; 2) se o papel muda de azul para vermelho-alaranjado então a solução testada é básica.

Figura 1.1: Papel de tornassol em cartela.

Se o objetivo é ter uma medida aproximada do pH de uma solução então

utilizamos o papel indicador universal. Ele está disponível no comércio em fita

(embalagem em rolo), em tiras de papel acondicionadas em cartelas de

papelão ou montado em pequenas tiras de material polimérico (geralmente,

embalagem em caixa com 100 tiras). Em todos os casos, vem acompanhado

de uma carta de escala de pH com a correspondência de cores, com a qual se

compara o teste realizado para obter a leitura do pH correspondente (figura

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1.2). Estão disponíveis no comércio papéis indicadores que cobrem a faixa

inteira de pH (1-14) numa mesma medida ou os que cobrem faixas menores

(que fornecem maior precisão dentro da faixa coberta).

Figura 1.2: Indicador universal em tiras.

2. Testes de Chama

Para os chamados testes de chama em química analítica utiliza-se o bico de

Bunsen, que é principalmente usado para o aquecimento de soluções em laboratório

(para esta finalidade, utiliza-se uma tela de amianto montada sobre um tripé metálico

em baixo da qual se coloca o bico e acima da tela de amianto o frasco com a solução

a ser aquecida). Ele é composto por um tubo com orifícios laterais, na base, por onde

entra o ar, o qual se mistura com o gás que entra através do tubo de borracha, o que

permite a queima em segurança de um fluxo contínuo de gás (sem haver o risco da

chama se propagar pelo tubo até o depósito de gás). O bico de Bunsen pode

queimar gás natural (basicamente metano) ou um GPL, tal como propano ou butano,

ou uma mistura de ambos.

Figura 2.1: Bico de Bunsen

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Antes de acender o bico de Bunsen deve-se primeiramente fechar a entrada de

ar, rodando o anel existente na parte inferior do tubo (figuras 2.2.1 e 2.2.2).

Figura 2.2.1: Entrada de ar aberta Figura 2.2.2: Entrada de ar fechada

Um fósforo (ou um isqueiro) deve ser aceso perto da abertura superior do tubo

e, em seguida, abre-se a válvula de gás, o que deve dar origem a uma chama grande

e amarela que desprende fuligem. Na sequencia, pode-se ajustar a entrada de ar

pelos orifícios da parte inferior do tubo mediante o giro do anel metálico (figuras 2.2.1

e 2.2.2) para a obtenção de uma chama oxidante, que é a utilizada na maioria das

aplicações (figura 2.3).

Figura 2.3: Tipos de chama no bico de Bunsen – (1) da mais redutora (menor temperatura)

para (4) a mais oxidante (maior temperatura).

O aparato leva esse nome devido a Robert Wilhelm Eberhard von Bunsen

(1811-1899), químico alemão que o desenvolveu a partir de um aparato inventado por

Michael Faraday (1791-1867). Bunsen e o físico alemão Gustav Kirchhoff (1824-1887)

são considerados os fundadores da espectrometria de emissão atômica, através da

qual descobriram, em 1861, os elementos césio e rubídio e também puderam estudar

a composição química do Sol.

Os elétrons dos átomos ou íons podem absorver energia fornecida por uma

fonte externa e passarem a orbitais atômicos de maior energia, chamado de estado

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excitado, que é uma situação instável no que decorre que na sequencia tendem a

voltar ao estado fundamental. No processo de retorno ao estado fundamental, a

passagem para níveis de menor energia pode ocorrer mediante a perda de energia na

forma de emissão de fótons, de comprimentos de onda correspondentes à diferença

de energia entre o nível inicial e final. Como a estrutura eletrônica de cada um dos

elementos químicos é distinta entre si, os seus espectros de emissão (a combinação

da luz emitida na passagem dos elétrons pelos vários níveis eletrônicos com a

emissão de fótons) também são diferentes, o que permite, após registro e análise, a

identificação dos elementos químicos presentes na amostra e a sua quantificação,

pela técnica denominada de espectrometria de emissão atômica.

No caso de elementos químicos com menor energia de ionização (alguns dos

metais dos grupos 1 e 2 da tabela periódica) pode-se usar como fonte externa de

energia uma chama convencional numa técnica denominada de espectrofotometria de

chama. Para a análise de um conjunto mais extenso de elementos químicos, utiliza-se

uma fonte de energia de excitação de plasma de argônio de alta temperatura (7.000 a

10.000 K) numa técnica denominada de ICP-AES (Inductively Coupled Plasma -

Atomic Emission Spectrometry), ou, em português, Espectrometria de Emissão

Atômica por Plasma Acoplado Indutivamente. A amostra é nebulizada e introduzida no

centro do plasma e os átomos presentes emitem radiação na faixa de 125 a 950 nm,

características dos elementos presentes.

O teste de chama é uma técnica de análise elementar que recorre ao

aquecimento de uma pequena porção de amostra sólida na chama de um bico de

Bunsen.

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, que pode ser observada visualmente.

Para este teste usa-se um bico de Bunsen ajustado para produzir uma chama

azul.

A amostra é introduzida na chama mediante um fio de platina (cerca de 5 cm

de comprimento) fixado num bastão de vidro. Pode-se fazer uma pequena alça na

ponta do fio de platina para facilitar a fixação da amostra.

O fio deve ser limpo aquecendo-se ao rubro na chama, em seguida

mergulhando a sua ponta (ou alça) em ácido clorídrico concentrado contido num vidro

de relógio ou cápsula de porcelana. Repete-se a operação só que ao invés de

mergulhar em HCl utiliza-se agora água destilada. Esta sequencia de operações deve

ser repetida até que não haja emissão significativa de luz quando se coloca o fio de

platina na chama.

O teste é feito colocando-se uma pequena porção da amostra na ponta do fio

de platina e levando-se ao topo da chama no bico de Bunsen.

Os metais que se podem identificar por teste de chama são listados na tabela

2.1 e as cores observadas são apresentadas nas figuras 2.4 a 2.9.

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Tabela 2.1: Metais que podem ser identificados por teste de chama

Figura 2.4: Lítio Figura 2.5: Sódio

Metal Cor

Lítio Vermelho carmim

Sódio Amarelo

Potássio Violeta

Cálcio Laranja-avermelhado

Estrôncio Vermelho

Bário Amarelo-esverdeado

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Figura 2.6: Potássio Figura 2.7: Cálcio

Figura 2.8: Estrôncio Figura 2.9: Bário

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