Manual de instruções e roteiros de laboratório · Além do fenômeno de precipitação, outros sinais da ocorrência de reações químicas em solução aquosa são a obtenção

Universidade Federal do Paraná Setor de Ciências Exatas Departamento de Química

CQ 119 FUNDAMENTOS DA QUÍMICA ANALÍTICA I

Cursos de Bacharelado e Licenciatura em Química

Manual de instruções e roteiros de

laboratório

Prof. Claudio Antonio Tonegutti

Curitiba

Fevereiro, 2017.

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UFPR / DQUI - CQ 119 – Fundamentos da Química Analítica I

Orientações gerais para as práticas realizadas no laboratório

Segurança no laboratório

Nas aulas práticas os estudantes deverão utilizar avental (jaleco) de algodão

de manga comprida e óculos de segurança;

Estudantes trajando calções, shorts, saias curtas ou sandálias não poderão

participar das aulas práticas;

Estudantes com cabelos compridos deverão prender os cabelos, de modo a

prevenir acidentes;

Não é permitido comer, beber ou fumar no laboratório;

Identificar a localização do chuveiro de emergência e lava-olhos no laboratório;

Qualquer dúvida, pergunte ao professor ou ao técnico de laboratório.

Vidrarias utilizadas no laboratório

Após cada prática, as vidrarias utilizadas deverão ser lavadas com detergente

e enxaguadas em água corrente várias vezes (garantindo a remoção de todo o

detergente);

As marcações feitas com caneta hidrográfica (ou similar) nas vidrarias devem

ser removidas com álcool etílico, disponível no laboratório.

Descarte dos resíduos provenientes dos experimentos

No laboratório, estão disponíveis frascos para o descarte dos resíduos

provenientes dos experimentos;

Não descartar os resíduos dos experimentos nas pias, a menos que o

professor indique que isso possa ser feito, em situações específicas;

No caso de quebra de algum material de vidro, também está disponível no

laboratório um recipiente para fazer o respectivo descarte.

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1. Evidências de transformações químicas.

1.1 Fundamentos

A análise qualitativa 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 química é a 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 em água;

Todos os sais de metais alcalinos são solúveis em água, com exceção do perclorato

de potássio, que é pouco solúvel;

Todos os sais de amônio são solúveis em água;

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

acetato de prata e acetato de mercúrio que são insolúveis e perclorato de potássio que

é pouco solúvel;

Todos os cloretos, brometos e iodetos são solúveis, exceto os de Ag+, Pb2+ e Hg2+. O

cloreto de chumbo (II) é solúvel em água quente;

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

sulfatos de cálcio e de prata são pouco solúveis;

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Todos os óxidos metálicos são insolúveis, exceto os de metais alcalinos e os de

cálcio, estrôncio e bário;

Todos os hidróxidos são insolúveis, exceto os de metais alcalinos 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.

Proceder a identificação de compostos químicos em soluções, mediante a

realização de reações químicas.

1.3 Parte experimental.

1.3.1 Materiais e reagentes.

Tubos de ensaio de 15 mL;

Solução de hidróxido de sódio 0,1 mol L-1;

Solução de hidróxido de amônio mol L-1;

Solução de carbonato de sódio 0,1 mol L-1;

Solução de ácido sulfúrico 0,1 mol L-1;

Solução de sulfato de cobre (II) 0,1 mol L-1;

Solução de acetato de zinco 0,1 mol L-1.

1.3.2 Procedimento.

As soluções que serão utilizadas nas reações estão em frascos numerados de

01 a 06.

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Misture em um tubo de ensaio alíquotas de cerca de 1,0 mL (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.), conforme

exemplo abaixo:

Mistura das soluções Resultado observado

01 + 02

01 + 03

01 + 04

01+ 05

01 + 06

02 + 03

02 + 04

02 + 05

02 + 06

03 + 04

03 + 05

03 + 06

04 + 05

04 + 06

05 + 06

1.4 Relatório.

Apresente os resultados obtidos no experimento (tabela do item 1.3.2).

Analise os resultados obtidos e procure então preencher a tabela abaixo,

identificando as substâncias existentes em cada frasco.

Frasco Substância

01

02

03

04

6


05

06

Pesquise na bibliografia recomendada (ou outras) as reações que ocorreram

para preencher a tabela seguinte:

Mistura das soluções Reação química Referência

nº

01 + 02

01 + 03

01 + 04

01+ 05

01 + 06

02 + 03

02 + 04

02 + 05

02 + 06

03 + 04

03 + 05

03 + 06

04 + 05

04 + 06

05 + 06

Na tabela seguinte, coloque a referência bibliográfica de onde foi obtida a

respectiva reação química (sugerimos utilizar o formato ABNT).

Referência

nº

Descrição da referência bibliográfica

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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 e 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, em 1971.

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. 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 este grupo de cátions

possui como característica em comum o fato de formarem cloretos insolúveis.

Na prática 03, é apresentado outro grupo de cátions a ser identificado, 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 na bibliografia.

2.2 Objetivos

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

2.3 Parte experimental

2.3.1 Equipamentos, materiais e reagentes.

Agitador de vortex;

Centrífuga (para tubos de ensaio);

Placa de aquecimento elétrico;

Estante para tubos de ensaio;

Bastão de vidro;

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Bequeres de 10, 50, 100 e 250 mL;

Tubos de ensaio (vidro) de 15 mL;

Tubos de ensaio (plástico) para uso em centrífuga;

Papel de tornassol;

Solução de amostra contendo nitrato de chumbo (II) 0,1 mol L-1, nitrato de prata

0,1 mol L-1 e nitrato de mercúrio (I) 0,1 mol L-1;

Solução de ácido clorídrico 0,2 mol L-1;


Solução de ácido acético 6,0 mol L-1;

Solução de cromato de potássio 0,1 mol L-1;

Solução de hidróxido de amônia 6,0 mol L-1;

Solução de ácido nítrico 6,0 mol L-1.

2.3.2 Procedimento

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 (sobrenadante I) para outro tubo de ensaio (no caso

de uma amostra contendo outros cátions além de Ag+, Hg22+ e Pb2+, eles estarão neste

sobrenadante que seria utilizado, então, para dar continuidade à análise), lavar o

precipitado com 2 mL de água destilada contendo 3 gotas de HCl 6 mol L-1. Agitar

bem. 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 (sobrenadante II) 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 II, 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 II lavado, adicionar cerca de 2 mL de hidróxido de amônia 6 mol

L-1 e agitar bem. O aparecimento de um precipitado de cor negra ou cinza escuro

indica a presença de Hg22+.

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

um tubo de ensaio. A presença de Ag+ pode ser confirmada pela adição 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 - Relatório

Elaborar um quadro resumo do resultado das reações realizadas;

Escrever as reações completas em forma iônica, com base na bibliografia (ver

item 1.4 para a forma);

Montar um fluxograma das operações realizadas.

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

3.1 Introdução.

Ver item 2.1.

3.2 Objetivos

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

3.3 Parte experimental

3.3.1 Equipamentos, materiais e reagentes.

Agitador de vortex;

Centrífuga (para tubos de ensaio);

Placa de aquecimento elétrico;

Estante para tubos de ensaio;

Bastão de vidro;

Bequeres de 10, 50, 100 e 250 mL;

Tubos de ensaio (vidro) de 15 mL;

Tubos de ensaio (plástico) para uso em centrífuga;

Papel de tornassol;

Solução amostra contendo nitrato de ferro (III) 0,1 mol L-1, nitrato de cromo (III)

0,1 mol L-1, nitrato de alumínio (III) 0,1 mol L-1 e nitrato de manganês (II) 0,1

mol L-1;

Solução de ácido clorídrico de concentração 6,0 mol L-1;

Solução de hidróxido de amônio de concentração 6,0 mol L-1;

Solução de cloreto de amônio de concentração 2,0 mol L-1;

Solução de hidróxido de sódio de concentração 4,0 mol L-1;

Solução de água oxigenada a 3%;

Solução de tiocianato de amônio (ou de potássio) de concentração 1,0 mol L-1;

Solução de nitrato de prata de concentração 0,1%;

Ácido sulfúrico concentrado;

Persulfato de amônio (cristalizado).

3.3.2 Procedimento.

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 ácido clorídrico 6,0 mol L-1 e em seguida hidróxido de amônio

6,0 mol L-1 gota a gota com agitação, até o meio ficar básico (verifique com papel

tornassol). Colocar duas gotas de hidróxido de amônio 6,0 mol L-1 em excesso.

Aquecer com cuidado durante 1 minuto, centrifugar e retirar o sobrenadante

(sobrenadante I) 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.

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+ .

Precipitado I

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Adicionar ao precipitado 1,0 mL de NaOH 4,0 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 (sobrenadante

II) para outro tubo de ensaio. 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 cromo.

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 indica a

presença de ferro (formação do complexo Fe(SCN)63-).

À outra porção do precipitado, em um tubo de ensaio adicionar 2 gotas de

ácido sulfúrico concentrado. Em seguida, adicionar 02 gotas de uma solução de nitrato

de prata 0,1% e agitar. Isto feito, adicionar uma ponta de espátula de persulfato de

amônio. Aquecer o tubo de ensaio em banho maria. O aparecimento de uma cor

violeta indica a presença de Mn (formação do íon MnO4-).

3.4 Relatório

Elaborar um quadro resumo do resultado das reações realizadas;

Escrever as reações completas em forma iônica, com base na bibliografia (ver

item 1.4 para a forma);

Montar um fluxograma das operações realizadas.

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4 Solução-Tampão.

4.1 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.

4.2 Objetivos.

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

ácido forte.




Solução de indicador universal segundo Yamada;

Solução de acetato de sódio 0,2 mol L-1;

Solução de ácido acético 0,2 mol L-1;





Solução de hidróxido de amônio 1,0 mol L-1;

Solução de cloreto de amônio 1,0 mol L-1.

4.3.2 Preparação do indicador universal segundo Yamada1

Para preparar 1.000 mL do indicador universal, dissolver as seguintes

quantidades de indicadores em 500 mL de etanol:

Indicador Quantidade (g)

Azul de timol 0,025

Vermelho de metila 0,060

Azul de bromotimol 0,300

Fenolftaleína 0,500

Neutralizar a solução adicionando gotas de hidróxido de sódio 0,05 mol L-1 até obter a

cor verde.

A escala que pode ser obtida com o indicador universal de Yamada é a

seguinte:

1 Foster, Laurence S. and Irving J. Gruntfest, "Demonstration Experiments Using

Universal Indicators", J. Chem. Ed., 14, 274 (1937).

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pH Nome da cor Cor

10 Violeta

9 Índigo

8 Azul

7 Verde

6 Amarelo

5 Laranja

4 Vermelho

4.3.3 Preparação da escala de pH.

A parte ácida da escala de pH será preparada a partir da solução de

HCl 0,1 mol L-1. Em um tubo de ensaio, misturar:

pH Reagente 1 Reagente 2

2 1 mL de HCl 0,1 mol L-1 9 mL de água

4 2 gotas da solução de pH 2 9,9 mL de água


A parte básica da escala de pH será preparada a partir da solução de

NaOH 0,1 mol L-1. Em um tubo de ensaio misturar:


12 1 mL de NaOH 0,1 mol L-1 9 mL de água



7 1 mL da solução de pH 8 9 mL de água

Em seguida, adicione a cada tubo de ensaio 2 gotas do indicador

universal. Identifique cada tubo com o pH correspondente.

Coloque os tubos de ensaio na estande de tubos de ensaio para servir

de referência na realização do experimento.

4.3.4 Avaliação do tampão ácido acético / acetato de sódio.

Preparar (usar bequer pequeno) três soluções pela mistura de ácido

acético e acetato de sódio conforme a tabela a seguir:

Reagentes Solução 1 Solução 2 Solução 3

Acetato de sódio

0,2 mol L-1

5,0 mL 0,5 mL ou 10 gotas 9,5 mL

Ácido acético 0,2

mol L-1

5,0 mL 9,5 mL 0,5 mL ou 10 gotas

Dividir cada uma das soluções preparadas em dois tubos de ensaio.

Identificar os tubos de ensaio.

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Adicionar em cada tubo de ensaio 3 gotas do indicador universal. Anotar

o valor do pH conforme tabela abaixo. No conjunto de tubos “A” vamos adicionar ácido

e no conjunto de tubos “B” vamos adicionar base.

Solução pH / cor Solução pH / cor

1A 1B

2A 2B

3A 3B

Nos tubos do conjunto “A” adicionar HCL conforme especificado na

tabela seguinte:

Volume de HCl

1,0 mol L-1

Tubo 1A cor / pH Tubo 2A cor / pH Tubo 3A cor / pH

1 gota

2 gotas

3 gotas

4 gotas

5 gotas

Nos tubos do conjunto “B” adicionar NaOH conforme especificado na

tabela seguinte:

Volume de

NaOH

1,0 mol L-1

Tubo 1A cor / pH Tubo 2A cor / pH Tubo 3A cor / pH

1 gota

2 gotas

3 gotas

4 gotas

5 gotas

4.3.5 Avaliação do tampão hidróxido de amônia / cloreto de amônia

Preparar as soluções indicadas na tabela abaixo:

Solução Reagentes

A 6,0 mL de NH4OH 1,0 mol L-1 + 3,0 mL de HCl 1,0 mol L-1

B 3,0 mL de NH4OH 1,0 mol L-1 + 3,0 mL de NH4Cl 1,0 mol L-1

C 0,6 mL da solução B + 5,4 mL de água

D 0,6 mL da solução C + 5,4 mL de água

E 0,6 mL da solução D + 5,4 mL de água

Dividir cada uma das soluções preparadas em dois tubos de ensaio,

devidamente identificados. Teremos um total de 10 tubos de ensaio com as soluções.

Em um conjunto será adicionado ácido e no outro será adicionada base.

Em seguida, adicionar a cada tubo 3 gotas do indicador universal.

Anotar a cor / pH nas tabelas seguintes.

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Após isso, adicionar a cada tubo do conjunto designado para a adição

de ácido, 15 gotas de uma solução de HCl 0,1 mol L-1. Anotar os resultados na tabela

abaixo.

Solução Cor / pH inicial Cor / pH após a adição

A1

B1

C1

D1

E1

Nos tubos identificados para a adição de base, adicionar em cada um

15 gotas de NaOH 0,1 mol L-1. Anote os resultados na tabela abaixo:

Solução Cor / pH inicial Cor / pH após a adição

A2

B2

C2

D2

E2

4.4 Relatório

Apresentar os resultados do experimento e fazer a discussão dos mesmos.

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5. Hidrólise

5.1 Introdução

O termo hidrólise se refere às reações químicas onde há a quebra de ligações

químicas de uma espécie química pela ação da molécula de água. Como resultado,

dependendo da situação, haverá um aumento de íons H+ ou de íons OH- na solução

onde ocorre a hidrólise.

Uma das situações em que existe a possibilidade de se verificar a reação de

hidrólise é na dissolução de sais inorgânicos em água.

Nesse caso, podemos considerar quatro categorias de sais inorgânicos:

Classe de sal inorgânico resultante da

reação

pH da solução resultante da dissolução

em água

Ácido forte + base forte Neutro

Ácido forte + base fraca Ácido

Ácido fraco + base forte Básico

Ácido fraco + base fraca Depende dos valores relativos de Ka do

ácido e da base

5.2 Objetivo.

Comprovar a ocorrência, ou não, de hidrólise na dissolução em água de sais

inorgânicos selecionados.




Solução de indicador universal segundo Yamada;



Solução de cloreto de potássio 0,1 mol L-1;

Solução de nitrato de sódio 0,1 mol L-1;

Solução de cloreto de amônio 0,1 mol L-1;

Solução de acetato de sódio 0,1 mol L-1;

Solução de bicarbonato de sódio 0,1;

Solução de sulfato de cobre (II) mol L-1.

5.3.2 Preparação do indicador universal segundo Yamada.

Ver item 4.3.2.

5.3.3 Preparação da escala de pH.

A parte ácida da escala de pH será preparada a partir da solução de

HCl 0,1 mol L-1. Em um tubo de ensaio, misturar:


2 1 mL de HCl 0,1 mol L-1 9 mL de água



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A parte básica da escala de pH será preparada a partir da solução de

NaOH 0,1 mol L-1. Em um tubo de ensaio misturar:


12 1 mL de NaOH 0,1 mol L-1 9 mL de água



7 1 mL da solução de pH 8 9 mL de água

Em seguida, adicionar a cada tubo de ensaio 2 gotas do indicador

universal.

Identifique cada tubo com o pH correspondente e mantenha os tubos na

estande de tubos de ensaio para servir como escala de cores de referência de pH.

5.3.4 Determinação da presença de hidrólise.

Colocar em tubos de ensaio 5,0 mL das seguintes soluções e, em

seguida, 2 gotas do indicador universal em cada tubo de ensaio.

Solução pH / cor Há hidrólise?

Cloreto de potássio

Nitrato de sódio

Cloreto de amônio

Acetato de sódio

Bicarbonato de sódio

Sulfato de cobre (II)

5.4 Relatório

Analisar os resultados e escrever as reações ocorridas, com base na

bibliografia (ver item 1.4 para a forma).

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6. Reações de formação de complexos.

6.1 Introdução

As reações de formação de complexos são de grande importância para a

química analítica, fazendo parte de muitos métodos de análise, tanto no campo na

análise clássica (via úmida) quanto no campo da análise instrumental.

Na análise química qualitativa, os complexos se destacam em duas áreas em

particular: a) testes de identificação específica e b) mascaramento, que uma técnica

utilizada para impedir a interferência de outras espécies químicas na análise de uma

espécie química de interesse (analito).

Os complexos são espécies químicas formadas por um íon metálico central (

que atuam como ácidos de Lewis) ao qual se ligam outras espécies químicas

(chamadas de ligantes) que possuem ao menos um par de elétrons desemparelhado

(ou seja, espécies que atuam como base de Lewis).

Nas soluções aquosas, os íons metálicos se encontram complexados com

moléculas de água (ligante). A quantidade de moléculas de ligantes aos quais o íon

central pode se ligar está relacionado ao seu número de coordenação, que em geral é

seis (mas pode variar entre dois e oito, conforme o caso).

6.2 Objetivo.

Estudar reações de complexação de interesse da análise qualitativa.

6.3 Parte Experimental



Estande para tubos de ensaio;

Solução de cloridrato de hidroxilamina a 10%;

Solução de sulfato de ferro (II) 0,5 mol L-1;

Solução de ferricianeto de potássio 0,025 mol L-1;

Solução de ferrocianeto de potássio 0,025 mol L-1;

Solução de tiocianato de amônio (ou de potássio) 0,1 mol L-1;

Solução de dimetilglioxima 1%;

Solução de orto-fenantrolina 0,25%;

Solução de fluoreto de sódio (ou de potássio) 1,0 mol L-1;

Solução de cloreto de ferro (III) 0,5 mol L-1;

Solução de sulfato de níquel (II) 0,5 mol L-1;

Solução de hidróxido de amônio 6,0 mol L-1;

Solução de ácido tartárico 0,1 mol L-1;


Cloreto de cobalto (II) 0,5 mol L-1;

Álcool amílico normal (1-pentanol);

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6.3.2 Identificação de íons Fe2+.

Em seis tubos de ensaio, adicionar em cada um 20 gotas de solução de sulfato

de ferro (II) mais 3 gotas de solução de cloridrato de hidroxilamina e depois proceder a

adição dos reagentes indicados na tabela abaixo:

Tubo Reagente adicionado Resultado observado

01 03 gotas de solução de ferricianeto

de potássio.

02 05 gotas de solução de ferrocianeto

de potássio.

03 10 gotas de solução de tiocianato de

amônio + 02 gotas de solução de

ácido clorídrico.


amônio + 02 gotas de solução de

ácido clorídrico + 10 gotas de

solução de fluoreto de sódio.

05 10 gotas de solução de

dimetilglioxima.

06 10 gotas de solução de orto-

fenantrolina.



6.3.3 Identificação de íons Fe3+.

Em seis tubos de ensaio, devidamente identificados, adicionar 20 gotas de

solução de cloreto de ferro (III) e os reagentes conforme especificado na tabela

abaixo:


01 03 gotas de ferricianeto de potássio.

02 05 gotas de ferrocianeto de

potássio.

03 10 gotas de tiocianato de amônio +

02 gotas de solução de ácido

clorídrico.

04 10 gotas de tiocianato de amônio +


clorídrico + 10 gotas de solução de

fluoreto de sódio.

05 10 gotas de dimetilglioxima.

06 10 gotas de orto-fenantrolina.



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6.3.4 Identificação do íon Ni2+.

Em três tubos de ensaio diferentes, devidamente identificados, adicionar 20

gotas de solução de sulfato de níquel (II) e mais os reagentes indicados na tabela

abaixo:


01 Adicionar gota a gota solução de

hidróxido de amônio.

02 Adicionar 10 gotas de solução de

ácido tartárico. Agitar. Em seguida,

adicionar gota a gota a solução de

hidróxido de amônio.

03 Adicionar 5 gotas de solução de

dimetilglioxima.



6.3.5 Identificação do íon Co2+.

Em quatro tubos de ensaio, adicione 20 gotas de solução de cloreto de cobalto

(II), Em seguida, adicione os reagentes conforme especificado na tabela abaixo:

Tubo Reagentes adicionados Resultado observado

01 Solução de hidróxido de amônio,

gota a gota.


amônia + 5 gotas de álcool amílico +


clorídrico.



5 gotas de solução de cloreto de

ferro (III) + 2 gotas de solução de

ácido clorídrico.



5 gotas de solução de cloreto de

ferro (III) + 2 gotas de solução de

ácido clorídrico + gotas de solução

de fluoreto de sódio até o

desaparecimento da cor vermelha.

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BIBLIOGRAFIA

ALEXEEV, VLADIMIR. Análise Qualitativa. 1. ed. Porto: Lopes da Silva, 1982.

BACCAN, NIVALDO et alii. Introdução à Semimicroanálise Qualitativa. 7. ed.

Campinas: Unicamp, 1997.

BURGOT, JEAN-LOUIS. Ionic equilibria in analytical chemistry. 1. ed. Nova York:

Springer, 2010.

FEIGL, FRITZ. Spot Tests in Inorganic Analysis. 5. ed. Amsterdam: Elsevier, 1958.

JIMENO, SIRO ARRIBAS. Analisis Cualitativo Inorgânico. 4. ed. Madri: Paraninfo,

1990.

MARTI, FERNANDO BURRIEL et alii. Quimica Analitica Cualitativa. 15 ed. Madri:

Paraninfo, 1994.

SKOOG, DOUGLAS A. et alii. Fundamentos de Química Analítica. 8. ed. São Paulo:

Thomson, 2006.

VOGEL, ARTHUR I. Química analítica qualitativa. 5. ed. São Paulo: Mestre Jou, 1981.

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ANEXOS

A1. Testes de pH, de meio ácido e de meio básico

Para a medida aproximada de meio ácido e 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 em tamanhos

convenientes para realizar os testes.

Para usar um papel indicador, introduzir a ponta de um bastão de vidro na

solução. Em seguida, retirar cuidadosamente o bastão de vidro da solução e toquar o

papel indicador com a ponta do bastão até que um pouco da solução seja transferida

para o papel. Tomar 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

inconvenientes, tais como, perda de solução por absorção no 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-alaranjado 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 ácida.

Figura A1.1: 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

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(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 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 A1.2: Indicador universal em tiras.

A figura A1.3 mostra situações do cotidiano relacionadas ao pH.

Figura A1.3 Situações do cotidiano relacionadas ao pH

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A2. 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).

Figura A2.1: Bico de Bunsen

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.

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 A2.2 e A2.3).

Figura A2.2: Entrada de ar aberta Figura A2.3: 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 A2.2.

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e A2.3) para a obtenção de uma chama oxidante, que é a utilizada na maioria das

aplicações (figura A2.4).

Figura A2.4: 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

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 da transição ocorrida.

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

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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 principais metais que se podem ser identificados por teste de chama são

listados na tabela A2.1 e as cores observadas são apresentadas nas figuras 2.4 a 2.9.

Figura A2.5: Lítio Figura A2.6: Sódio

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Figura A2.7: Potássio Figura A2.8: Cálcio

Figura A2.9: Estrôncio Figura A2.10: Bário

Tabela A2.1: Principais metais que podem ser identificados por teste de chama

Metal Cor

Lítio Vermelho carmim

Sódio Amarelo

Potássio Violeta

Cálcio Laranja-avermelhado

Estrôncio Vermelho

Bário Amarelo-esverdeado

Documents

Manual de instruções e roteiros de laboratório · Além do fenômeno de precipitação, outros sinais da ocorrência de reações químicas em solução aquosa são a obtenção