QUÍMICA ANALÍTICA I - COLÉGIO ESTADUAL ALBERTO …€¦ · Web view · 2013-03-08100 ml de Pb(NO3)2 0.5 M e 0.025 M. ... - cromato de potássio, K2CrO4 0,25M - ácido ... é

QUÍMICA ANALÍTICA I

Práticas

Curso: Física e Química / Química

2005-2006

Responsável: José Paulo Pinheiro

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Programação das aulas práticas de QA I – 2005/2006

1ª Aula- 21 Set - TP1 – Apresentação. Programa das aulas práticas. Regras para elaboração de relatórios. Resolução de problemas sobre análise de resultados.

2ª Aula- 28 Set – P1 – Medições de massas e volumes

3ª Aula- 12 Out– TP2 – Tratamento de erros

4ª Aula- 19 Out – P2 – Preparação e aferição duma solução 0.1M de HCl

5ª Aula- 26 Out – P3 – Preparação e aferição duma solução 0.1M de NaOH

6ª Aula- 2 Nov. – P4 – Titulação de uma mistura de H3PO4 e HCl

7ª Aula- 9 Nov. – P5 – Aferição duma solução 0.01M de EDTA. Determinação da dureza da água da torneira.

8ª Aula- 16 Nov.– P6 – Solubilidade de precipitados

9ª Aula- 23 Nov. – P7 – Determinação de cloretos na água da torneira

10ª Aula- 30 Nov. – TP3 – Problemas de ácido-base e complexação

11ª Aula- 7 Dez. –P8 – Determinação condutimétrica do ácido acetilsalicilico numa aspirina

12ª Aula- 14 Dez. – TP4 – Problemas de precepitação e condutimetria.

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“O que é e para que serve um relatório”

Um relatório prático destina-se a:- explicar a experiência efectuada, - descrever os resultados experimentais,- apresentar os cálculos efectuados e discutir os resultados obtidos.

Um relatório prático deve ser elaborado de tal forma que:- outra pessoa possa repetir o trabalho efectuado com base nele,- qualquer pessoa possa perceber qual o objectivo do trabalho, o que se

fez, quais foram os resultados obtidos e ter uma apreciação crítica dos resultados.

As normas seguintes destinam-se a ajudar na elaboração de relatórios práticos.

Um relatório é composto por:- Titulo- Objectivos/Introdução- Métodos/Parte Experimental- Apresentação de Resultados Experimentais- Cálculos e Discussão de Resultados- Conclusões- Bibliografia

Título: Deve ser claro e descritivo.

Objectivos/Introdução: Deve conter uma descrição simples e clara dos objectivos, dos dados que vão ser recolhidos e dos príncipios que vão ser demonstrados.

A Introdução pode conter os Objectivos. A Introdução deve ser uma descrição concisa da história e da teoria relevantes para o trabalho prático. Tome em consideração a metodologia específica da(s) experiência(s) realizada(s). Podem ser adicionados esquemas quando forem relevantes.

A Introdução não deve ter mais do que meia página A4 (10 a 15 linhas).

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Métodos/Parte Experimental: Não copie o protocolo prático. Pode adicionar uma cópia do protocolo ao relatório para consulta. Quaisquer modificações, desvios ou adições ao protocolo devem ser registadas.

Devem sempre especificar todo o equipamento usado (se necessário) e também descrever os reagentes usados (especialmente o tipo de reagente e o grau de pureza).

Apresentação de Resultados Experimentais: Sempre que possível os resultados devem ser apresentados em tabelas. Cada tabela deve ser numerada para eventual referência no texto e incluir uma breve descrição do seu conteúdo (ex: Tabela III - Efeito do ácido clorídrico nas roupas dos estudantes que não usam bata). A primeira linha de cada coluna da tabela deve conter o nome da quantidade e respectiva unidade, incluindo quando necessário o factor multiplicativo usado.

As unidades são muito importantes. Não inclua mais do que três algarismos significativos nos números a menos que esteja convencido que o seu erro experimental é extremamente baixo (<1%). (Note que a gota típica deixada numa bureta de 5 ml é de 0.05 ml, ou seja, 1%).

Cálculos e Discussão de Resultados: Duma maneira geral os cálculos devem ser apresentados de forma completa. Se tiver muitos cálculos iguais deve apresentar detalhadamente um deles e depois pode apresentar apenas os resultados finais dos outros casos idênticos.

Os resultados finais dos cálculos devem ser apresentados em destaque e devem estar sempre em concordância com os erros calculados.

A discussão é uma das partes mais importantes do relatório. As discussões não são lobrigatóriamente longas, mas devem ser completas e concisas.

Pode discutir os cálculos conforme forem sendo apresentados. A discussão deve ser feita do ponto de vista de avaliação dos resultados finais, do seu significado e da sua exactidão. Tente pensar sobre as possíveis implicações dos resultados, relacionando-os com os objectivos do trabalho.

Conclusões: As conclusões devem ser uma descrição breve do que foi encontrado ou demonstrado na aula prática. É por vezes também apropriado incluir um resumo dos resultados quantitativos. As conclusões são feitas com base nos objectivos do trabalho.

Bibliografia: Se em qualquer parte do relatório usou qualquer fonte bibliográfica deve fazer referência no texto a esse facto. A ultima parte do relatório deve ser uma lista de todas as referências usadas.

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Notas- Se usar um livro ou artigo duma revista, não perca tempo a copiar

parágrafos inteiros; limite-se a extrair a informação relevante para o fim em vista. - Leia o relatório com atenção no final para verificar se cometeu erros.

Protocolos dos trabalhos práticos:

Nota: Nesta colecção de protocolos existem mais trabalhos práticos que aqueles que vão ser efectuados. Alguns destes trabalhos foram feitos no passado e voltarão a ser feitos no futuro e constituem também material de estudo, pelo que foram incluidos nesta colecção.

Ácido-Base:

1- Preparação de uma solução aferida de NaOH 0,1M

A- Preparação da soluçãoPrepara-se inicialmente uma solução saturada de NaOH dissolvendo, em

frasco de polietileno, cerca de 50 g em 50 ml de água; Deixa-se repousar para precipitar os carbonatos existentes na solução; Retira-se, com pipeta, por sucção, 6,5ml desta solução, que deve estar

límpida e que se introduzem num balão de diluição já com alguma água destilada. Junta-se, em seguida, água destilada até perfazer 1 litro. Agita-se e transfere-se para um frasco que se rotula e se tapa com rolha de borracha.

B- Aferição da soluçãoTitulação potenciométricaa) Pese uma amostra de ftalato ácido de potássio para análise, seco, com

peso compreendido entre 400-500mg; directamente para um copo de 250 ml. Adicione 100 ml de àgua destilada.

b) Lave bem o eléctrodo de vidro com água destilada e coloque-o no copo. Regule o aparelho de pH para ler mV.

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c) Adicione a solução preparada em A, de 1 ml em 1 ml, até perto do ponto de equivalência, depois reduza para adições para 0,1 ml. Depois do salto no ponto de equivalência volte a fazer adições de 1 ml.

Método dos indicadores d) Pese três amostras de ftalato ácido de potássio para análise, seco, com

peso compreendido entre 400-500mg; directamente para copos de 250 ml. Adicione 25 ml de àgua destilada.

e) Adicione 3 gotas de fenoftaleína.f) Adicione lentamente a solução preparada em A. Anote o volume ao qual o

indicador muda de incolor para carmim. Se a solução estiver na realidade isenta de carbonatos, obtém-se uma viragem nítida cuja cor se mantém por 5 minutos.

Notas:· A água a usar deve estar isenta de CO2 pelo que se deve fazer o seguinte

teste: 100ml de água com 1 gota de fenolftaleína devem corar com uma gota de hidróxido sódio 0,1M. Caso contrário deve ferver-se a água durante alguns minutos;

· Para conservar as soluções de NaOH ao abrigo de CO2 do ar pode usar-se um dispositivo de acordo com o esquema. Fazendo sucção na extremidade direita, pode encher-se a bureta, sem contacto com CO2. Os tubos laterais contém NaOH sólido que retém o CO2.

· O ftalato ácido de potássio deve secar-se a 120º durante 2 horas;· A solução de fenolftaleína prepara-se dissolvendo 0,5g em 50ml de álcool

e junta-se depois 50ml de água. Se formar turvação deve filtrar-se. A solução de azul de timol prepara-se dissolvendo 0,1g de azul de timol em 100ml de água.

Observações:· A solução poderia ter sido aferida com ácido benzóico ou ácido oxálico;· Procure avaliar os erros cometidos no caso da solução ser preparada já

com carbonatos ou deixar-se carbonatar depois de aferida.

Constantes referentes ao trabalho

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Reacção de neutralização : HF OH F H Ot t 2

2 Peso molecular do ftalato ácido de potássio (KC6H4COOHCOO): 204,1 gConcentração da soda saturada: 15 mol/lConstantes de dissociação do ácido ftálico pK1: 2,89

pK2: 5,51

C- Elaboração do relatório(siga estas instruções e responda a estas perguntas no relatório prático)

Objectivos/Introduçãoa) Qual o objectivo deste trabalho e qual o príncipio ou princípios em que

assenta a análise efectuada ?

Método/Parte Experimentalb) Qual é a precisão dos instrumentos de medida que usou neste trabalho ?c) Que tipo de reagentes usou e qual o seu grau de pureza.

Apresentação de Resultadosd) Elabore uma tabela com os resultados obtidos. Se a solução que fez foi

partilhada com alguém, na tabela devem constar todos os resultados obtidos para essa solução.

Cálculos e Discussãoe) Calcule a concentração da base, usando o volume de titulante gasto pelo

método dos indicadores. Cálcule a média, o desvio padrão e os intervalos de confiança a 95 e 99% para os seus resultados e para todos os resultados apresentados em d).

f) Faça o gráfico da curva de titulação: mV .vs volume de titulante. Calcule o ponto de equivalência usando o método da derivada.

g) Compare o método dos indicadores com a titulação potenciométrica. Qual dos métodos é mais preciso e quais as vantagens e desvantagens de cada um.

h) Quais os erros possíveis neste trabalho ? Como os pode minimizar ?

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i) Explique o que significa ser o ftalato ácido de potássio um padrão primário.

j) Qual é a zona de viragem do indicador usado?

Conclusões:k) Quais as conclusões que pode tirar acerca deste trabalho.

Questionário adicional: (não é avaliado)a) Calcule o pH: no ponto de equivalência, 0,25% antes e 0.25% depois.b) Faça uma representação da curva de titulação (com pelo menos 5

pontos).

2- Preparação de uma solução aferida de HCl 0,1M

A-Preparação da soluçãoNum balão de diluição de um litro junte água destilada e 9ml de ácido

clorídrico concentrado. Ajuste com água até à marca. Agite bem e guarde em frasco rolhado e rotulado.

B-Aferição da soluçãoPese 3 amostras de bórax para análise com peso compreendido entre 400 a

500mg. Dissolva-as com 30ml de água em copos ou Erlenmeyers de 150 a 400ml. Junte 2 a 3 gotas de vermelho de metilo e titule com a solução de HCl preparada em A até viragem do indicador de amarelo a vermelho.

Notas: · No ponto A, inicialmente o balão deve estar meio de água, depois junta-se

o ácido e finalmente ajusta-se até à marca novamente com água;· O Borax para análise mantido numa atmosfera com humidade entre 40% e

60% conserva as 10 moléculas de água de cristalização. Os valores normais de

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humidade em Portugal estão compreendidos dentro destes valores pelo que não se tornam necessárias precauções especiais, caso contrário, seria necessário manter o padrão em atmosfera de solução saturada em sacarose e NaCl ou em solução saturada em NaBr cuja humidade é 50%;

· A solução de indicador é preparada, dissolvendo 0,1g de vermelho de metilo em 100ml de água fervida;

Observações:· A aferição podia ter sido efectuada com carbonato de sódio ou iodato de

potássio;· Para uma mais perfeita detecção do ponto termo pode preparar-se um

ensaio de comparação: prepara-se uma solução de NaCl e ácido bórico com a concentração igual à da equivalência, toma-se um volume igual ao da equivalência e junta-se igual número de gotas de indicador e a cor que esta solução apresentar deverá ser a que se tomará para ponto termo.

Constantes referentes ao trabalhoReacção de neutralização: B4O72- + 2H+ + 5H2O 4 H3BO3

Peso molecular do borax: 381,42 g/mol Constantes de dissociação do H3BO3: pK1= 9,14 pK2= 12,74 pK3= 13,80







Cálculos e Discussão

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e) Calcule a concentração da base, usando o volume de titulante gasto. Cálcule a média, o desvio padrão e os intervalos de confiança a 95 e 99% para os seus resultados e para todos os resultados apresentados em d).

f) Quais os erros possíveis neste trabalho ? Como os pode minimizar ?g) Explique o que significa ser o ftalato ácido de potássio um padrão

primário.h) Qual é a zona de viragem do indicador usado?

Conclusões:k) Quais as conclusões que pode tirar acerca deste trabalho.

Questionário adicional: (não é avaliado)a) Calcule o pH: no ponto de equivalência, 0,25% antes e 0.25% depois.b) Faça uma representação da curva de titulação (com pelo menos 5

pontos).

3- Determinação de CO2 numa água

Numa água cujo pH é inferior a 8,3, como em geral acontece, a quantidade de carbonatos existentes será bastante inferior aos bicarbonatos e ao próprio CO2.

Se adicionar-mos um determinado volume de hidróxido à amostra, parte deste tem por destino neutralizar o CO2 existente. Ao titular a amostra com àcido, a diferença entre o que se consome numa água isenta de CO2 e na amostra reside nos bicarbonatos que se formaram a partir do CO2 existente inicialmente.

A- Ensaio PreliminarPipete 10 ml da água a analisar, adicione 5 ml de solução de hidróxido de

sódio aferida isenta de carbonatos e titule com uma solução aferida de ácido clorídrico até viragem da fenolftaleina. Tome nota do volume consumido e calcule qual a quantidade de amostra que deve tomar no ensaio definitivo.

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B- Ensaios definitivosPipete a quantidade de amostra que o ensaio preliminar aconselhou, junte

20 ml de solução de hidróxido de sódio aferida. Junte três gotas de fenolftaleína e titule com uma solução de ácido clorídrico aferida até viragem do indicador. Repita o ensaio pelo menos duas vezes, ou o número de vezes necessária até obter dois ensaios concordantes.

Faça um branco utilizando o mesmo volume de hidróxido que utilizou no ensaio definitivo e titule com o mesmo ácido.

C- Cálculos

A concentração de CO2 dissolvida é:

CCO2= (V2-V1)Ca/VO (mol/L)

onde:Volume de amostra: V0 (ml),Concentração do HCl: Ca (mol/L)Volume de HCl consumido para titular a amostra: V1 (ml)Volume de HCl consumido para titular o branco: V2 (ml)

D- Elaboração do relatório(siga estas instruções e responda a estas perguntas no relatório prático)




Apresentação de Resultadosd) Elabore uma tabela com os resultados obtidos. Neste caso apresente

também os resultados obtidos pelos grupos que usaram a mesma amostra.

Cálculos e Discussão

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e) Calcule a concentração de CO2 dissolvido. Cálcule a média, o desvio padrão e os intervalos de confiança a 95 e 99% para os seus resultados e para todos os resultados apresentados em d).

f) Compare os erros obtidos para os seus resultados e para todos os resultados obtidos para a mesma amostra.

g) Quais os erros possíveis neste trabalho ? Como os pode minimizar ?h) Qual é a zona de viragem do indicador usado?

Conclusões:i) Quais as conclusões que pode tirar acerca deste trabalho.

4- Titulação de uma mistura de H3PO4 e HCl

A-Ensaio preliminar Partindo de 5ml da solução a titular, junte 10 a 20 ml de água e 2 gotas de

alaranjado de metilo. Titule com a base aferida até viragem do indicador.Tome nota do volume consumido, junte duas gotas de fenolftaleína e

continue a titulação até viragem deste indicador. Tome nota do 2º volume consumido.

B-Diluição convenienteA partir dos volumes gastos no ensaio preliminar, faça uma diluição

apropriada de modo a ter a solução a analisar com uma concentração perto da concentração do titulante.

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C-Ensaios definitivosPipete a quantidade adequada da solução a analisar, tendo em conta a

primeira parte do ensaio preliminar e a diluição efectuada, para um copo ou Erlenmeyer de 150 a 400 ml, junte 2 gotas alaranjado de metilo e titule até viragem de vermelho a amarelo. Tome nota do volume consumido. Repita o ensaio por mais duas vezes.

Pipete nova quantidade de solução, tendo em atenção a 2ª parte do ensaio preliminar, junte duas gotas de fenolftaleína e titule até viragem do indicador. Repita o ensaio pelo menos duas vezes, ou o número de vezes necessária até obter dois ensaios concordantes.

Podem no fim da primeira titulação adicionar a fenolftaleína e titular até ao segundo ponto de equivalência.

Notas

· A titulação não é muito precisa, pelo que deve fazer-se um ensaio de comparação, preparando uma solução de fosfato monossódico de igual concentração e com igual quantidade de indicador.

· Deve usar-se também um ensaio de comparação com o fosfato dissódico ou usar-se um indicador misto (duas partes de fenolftaleína e uma de timolftaleína) que toma a cor verde para pH=9,5, mudando de rosa para a violeta.

Constantes referentes ao trabalhoReacção de neutralizaçãoDesde o início até à 1ª viragem: H3PO4 + OH- H2PO4- + H2O Desde o início até à 2ªviragem: H3PO4 + OH- H2PO4- + H2O

H2PO4- + OH- HPO42- + H2OConstantes de dissociação do ácido fosfórico a 25oC:pK1= 2,12 pK2= 7,21 pK3= 12,67


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Apresentação de Resultadosd) Elabore uma tabela com os resultados obtidos. Se a amostra analisada

foi partilhada com alguém, na tabela devem constar todos os resultados obtidos para essa solução.

Cálculos e Discussãoe) Calcule as concentrações de H3PO4 e HCl. Cálcule a média, o desvio

padrão e os intervalos de confiança a 95 e 99% para os seus resultados e para todos os resultados apresentados em d).

f) Compare os erros obtidos para os seus resultados e para os resultados da sua bancada.

g) Quais os erros possíveis neste trabalho ? Como os pode minimizar ?h) Calcule o pH nos dois pontos de equivalência, 0,25% antes e 0.25%

depois.i) Traçe uma curva de titulação com pelo menos 8 pontos.j) Justifique a escolha dos indicadores usados nas titulações efectuadas.


5- Determinação da alcalinidade duma águaA alcalinidade duma água é a capacidade que essa água apresenta para

aceitar protões e determina-se por titulação com uma solução aferida de ácido forte.

A alcalinidade das águas naturais é devida principalmente à presença de iões bicarbonato, carbonato e hidróxido e, em alguns casos, também fosfato, borato e silicato. Os ensaios de determinação de alcalinidade de águas são

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importantes pois permitem calcular as dosagens adequadas para o tratamento dessas águas.

Para determinar a alcalinidade duma água faz-se a sua titulação com uma solução aferida dum ácido forte e detectam-se sucessivamente os pontos de equivalência correspondentes ao bicarbonato e ao ácido carbónico.

Usando a fenolftaleína como indicador, detecta-se o ponto de equivalência correspondente ao bicarbonato o que permite medir a alcalinidade devida ao hidróxido e metade da alcalinidade devida ao carbonato. Usando o vermelho de metilo detecta-se o ponto de equivalência correspondente ao ácido carbónico o que permite medir a alcalinidade total.

Neste trabalho considerar-se-à que a alcalinidade da água só é devida à presença de iões hidróxido, carbonato e bicarbonato pelo que na discussão de resultado se desprezará a possível existência dos outros aniões cuja ocorrência é menos frequente.

A- Ensaio PreliminarPrepare 250 ml duma solução de HCl 0,01M a partir da solução aferida de

HCl 0,1M. Pipete 25 ml da água a analisar, titule com uma solução aferida de ácido clorídrico até viragem da fenolftaleína e em seguida até viragem do alaranjado de metilo. Tome nota dos volumes consumidos e calcule qual a quantidade de amostra a usar no ensaio definitivo.

B- Ensaio definitivoPipete a quantidade de amostra que o ensaio preliminar aconselhou. Junte

duas gota de fenolftaleína e titule com uma solução de ácido clorídrico aferida até viragem do indicador. Tome nota do volume que gastou. Adicione três gotas de alaranjado de metilo à solução em que determinou a alcalinidade da fenolftaleína. Continue a adicionar titulante até que a cor da solução mude de amarelo para vermelho e tome nota do volume total de titulante que gastou.

Constantes referentes ao trabalhoH2CO3 + OH- HCO3- + H2OHCO3- + OH- CO32- + H2OOH- + H+ H2OConstantes de dissociação do ácido carbónico a 25oC:pK1= 6,37 pK2= 10,25


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também os resultados obtidos para a mesma amostra.

Cálculos e Discussãoe) Calcule a alcalinidade da água analisada. Calcule a média, o desvio

padrão e os intervalos de confiança a 95 e 99% para os seus resultados e para todos os resultados apresentados em d).

f) Compare os erros obtidos para os seus resultados e para os resultados obtidos para a mesma amostra.

g) Quais os erros possíveis neste trabalho ? Como os pode minimizar ?h) Calcule o pH nos dois pontos de equivalência, 0,25% antes e 0.25%

depois.i) Traçe uma curva de titulação com pelo menos 8 pontos.j) Justifique a escolha dos indicadores usados nas titulações efectuadas.k) Indique como é que se pode deduzir quais os componentes responsáveis

pela alcalinidade duma água a partir do conhecimento dos valores da alcalinidade à fenolftaleína e á alcalinidade total.

Considere os vários casos possíveis de alcalinidade provocada por hidróxidos, carbonatos, bicarbonatos e as suas combinações, e indique as relações que se devem verificar entre as alcalinidades (à fenolftaleína e total) em cada um dos casos considerados.

l) Quais os componentes responsáveis pela alcalinidade da água que analisou ?

Conclusões:m) Quais as conclusões que pode tirar acerca deste trabalho.

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Complexação:

6- Preparação de uma solução aferida de EDTA 0,01M

A-Preparação da solução Dissolva 4g do sal dissódico de EDTA juntamente com 0,1g de MgCl2.6H2O

em 1L de água destilada, transfira para um frasco, rolhe e rotule.

B-Aferição da soluçãoPese, por bancada, rigorosamente cerca de 0,500g de carbonato de cálcio.Junte num copo com 100ml de água, adicione HCl 1:3 gota a gota até

cessar a efervescência e a solução ficar límpida.Transfira totalmente para um balão de 500mL, ajuste até à marca e agite.Pipete do balão de 500 ml anterior, 20ml, junte 5ml de tampão

amónia/cloreto de amónio e 3 gotas de Eriocromo T.Titule com a solução de EDTA até viragem total de vermelho a azul.Tome nota do volume consumido e repita o ensaio por mais 2 vezes.

Notas:· Se a solução ficar turva quando dissolver o EDTA, junte algumas gotas de

soda diluída, antes de ajustar até à marca.· Em virtude da solução ser muito diluída não se pesa um padrão para cada

ensaio· O carbonato deve ser seco durante pelo menos 2 horas.· Prepara-se o tampão dissolvendo 7,5g de cloreto de amónia em 57mL de

amoníaco concentrado e depois dilui-se para 100mL.· O indicador prepara-se dissolvendo 0,5g de Negro de Eriocromo T em

100mL de álcool.· Representa-se simbolicamente o EDTA como H4Y

Constantes referentes ao trabalhoReacção de complexação

H2Y2- + Ca2+ CaY2- + 2H+

H2Y2- + Mg2+ MgY2- + 2H+

Reacção com o indicadorIn3- + Mg2+ MgIn-

In3- + Ca2+ CaIn-

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Peso molecular do EDTA (Na2H2Y,2H2O) = 372,2 g.mol-1

Fórmula de estrutura

-OOC-H2C CH2-COO-

H+-N-CH2-CH2-N-H+

-OOC-H2C CH2-COO-

Peso Molecular do carbonato de cálcio: 100,09 g.mol-1

Constantes de instabilidade dos complexospKCaY2- = 10,7 pKMgY2- = 8,7pKCaIn- = 3,9 pKMgIn- = 5,5







Cálculos e Discussãoe) Calcule a concentração da solução de EDTA preparada. Calcule a média,

o desvio padrão e os intervalos de confiança a 95 e 99% para os seus resultados e para todos os resultados apresentados em d).

f) Quais os erros possíveis neste trabalho ? Como os pode minimizar ?g) Calcule o pCa no ponto de equivalência, 0,25% antes e 0.25% depois.h) Traçe uma curva de titulação com pelo menos 5 pontos. i) Que tipo de indicador se usou e como funciona ? j) Porque se adiciona MgCl2 à solução de EDTA ?Conclusões:

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k) Quais as conclusões que pode tirar acerca deste trabalho.

7- Determinação da dureza permanente duma água

A-Ensaio preliminarPipete 5 a 10mL da água cuja dureza se pretende determinar. Junte 0.5 ml

de tampão amónio/cloreto de amónio e 2 gotas de Negro de Eriocromo T. Titule com solução aferida de EDTA 0,01M até viragem de vermelho a azul. Tome nota do volume consumido.

B-DiluiçãoDe acordo com o ensaio preliminar, fará ou não uma diluição. No caso

negativo passe ao ensaio definitivo. No caso afirmativo fará a que melhor convier.

C-Ensaio definitivoDe acordo com o ensaio preliminar, pipete uma quantidade de água cuja

dureza se pretende determinar, ou a obtida por diluição, tal que se preveja um consumo de EDTA entre 15 a 25 mL;

Junte 5mL de tampão amónia/cloreto de amónio, e 2 gotas de Negro de Eriocromo T

Titule até viragem a azul. Repita o ensaio pelo menos duas vezes, ou o número de vezes necessária

até obter dois ensaios concordantes.

Notas:· Se o volume da solução de EDTA consumido foi inferior ao volume de água

de que se partiu não tem lugar diluição alguma e deve pipetar-se, no ensaio definitivo, uma quantidade tal que corresponde a cerca de 20 ml de solução de EDTA.

· O ponto termo pode tornar-se mais nítido se inicialmente acidificar a água e ferver para expulsar o CO2; depois de frio neutralizar com NaOH e só depois proceder à titulação.

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também os resultados obtidos pela turma.

Cálculos e Discussãoe) Calcule a dureza da água da torneira. Calcule a média, o desvio padrão e

os intervalos de confiança a 95 e 99% para os seus resultados e para todos os resultados apresentados em d).

f) Quais os erros possíveis neste trabalho ? Como os pode minimizar ?g) Qual é o limite máximo da dureza da água permitido pela legislação ?

Conclusões:h) Quais as conclusões que pode tirar acerca deste trabalho.

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Precipitação:

8- Solubilidade de precipitados

Neste trabalho pretende-se fazer uma demonstração qualitativa da existencia de limites de solubilidade e observar a dependência da temperatura de uma constante de solubilidade.

A dispersão de um sal MmXn no seio de um liquido polar (p.ex. água), resulta no estabelecimento de um equílibrio,

MmXn(sol) mMm+(aq)+nXn(aq) (1)

em que MmXn(sol) corresponde ao sal não solubilizado (precipitado) e Mm+(aq) e Xn(aq)

representam os iões dissolvidos, ou seja, solvatados pelas moléculas do solvente.A constante de equilibrio para a reacção de dissolução (1), expressa em

termos de actividades, é dada por :

KM X

M XSaq

n maq

m n

m n sol

( ) ( )

( )

(2)

Quando a solução está saturada a adição de mais sal não conduz a maior concentração dos iões em solução. Assim, o equilibrio não depende de MmXn (sol) e resulta que (MmXn)=1, ou seja a actividade de sólidos puros é unitária. Por outro lado, para soluções diluídas a actividade é praticamente igual à concentração: Mn+

(aq) = Mn+(aq) e Xm-(aq) = Xm-(aq) A expressão anterior simplifica-se:

K M XS aqn m

aqm n

( ) ( ) (3)

designando-se Ks por produto de solubilidade. Esta constante está relacionada com a solubilidade molar do sal. A solubilidade molar, S, de um composto, define-se

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como a quantidade de composto expressa em moles por litro, que passa para a solução.

S Km n

Sm n

m n

1 (4)

Quando as concentrações dos iões em solução forem tais que o produto Mn+(aq)m Xm-(aq)n iguale o valor de Ks do sal, diz-se que a solução se encontra saturada nesse sal. Um aumento da concentração de um ou dos vários iões que constituem o sal, resulta na obtenção de uma solução sobressaturada, a qual é instável, ocorrendo então precipitação do sal, até que ao repor-se a igualdade anterior correspondente á situação de saturação, a solução volta ao equilíbrio.

Poderá provocar-se a precipitação do sal MmXn, de uma solução não saturada através da adição de um segundo sal, contendo um ião comum ( tipo AaXb

ou McBd) e possuindo um maior produto de solubilidade. Desta forma, se a quantidade adicionada for suficiente, o produto Ks=Mn+aqm Xn+aqn ultrapassa o valor da Ks do sal MmXn e o composto precipita por efeito de ião comum.

Porém, quando numa solução dispomos de vários iões de modo a que através da sua conjugação, pudermos obter vários sais diferentes, é necessário considerar todas as possibilidades de agregação ( ou seja, todos os sais que se podem formar) e verificar para que combinação ou combinações se excede o respectivo valor do produto de solubulidade. Havendo várias hipóteses, ocorrerá a precipitação do sal ao qual corresponder uma maior diferença entre os produtos das concentrações dos iões que o constituem e o respectivo produto de solubilidade.

A Termodinâmica do processo de dissolução O processo de dissolução em água de um sal iónico pode ser mais

facilmente interpretado se for considerado em duas etapas: a separação dos iões, formando um gás de iões, seguida da solvatação destes iões por moléculas de água. O diagrama seguinte representa esta sequência e as entalpias postas em jogo no processo.

Solução

Sólido iónico

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Energia Hg HH

Hsol

A entalpia de dissolução Hsol é a soma da energia reticular do sólido iónico HR e da entalpia de hidratação (solvatação por água) dos iões HH. Por exemplo, no caso do cloreto de prata o ciclo seria:

Ag+(g) + Cl-(g)

HR HH

(5)Hsol

AgCl (sol) Ag+(aq) + Cl-(aq)

Para determinar em rigor a entalpia de dissolução de um composto é necessário ter em conta todas as energias postas em jogo.

Há porém um método experimental expedito para determinar a entalpia de dissolução como se explica em seguida.

Sabendo que para uma dada temperatura T1: G H T S RT K S1

010

1 10

1 1 ln , (6a)e para T2:

G H T S RT K S20

20

2 20

2 2 ln , (6b)podemos, por simples manipulação algébrica, obter:

ln ,

,

KK

HR T T

S

S

2

1

0

1 2

1 1

(7)

desde que se suponha que H H H10

20 0 e que S S S1

020 0 . Supor que a

entalpia de dissolução não depende fortemente da temperatura é razoável, pois, nem a energia reticular nem a energia de solvatação dos iões deve apresentar grande dependência da temperatura.

Assim, sabendo Ks a duas temperaturas pode determinar-se H sol0 usando a

equação (7), denominada lei de Van’Hoof.

A- Parte Experimental

MateriaisTermómetro. Placa de aquecimento e agitação, barras de agitaçãoCentrifuga e tubos de centrifuga.Pipetas volumétricas de 5 e 10 ml.

23

Balões volumétricos de 100 mlTubo de ensaio de 50 ml e suporte com garra.Material de vidro corrente de laboratório.

ReagentesNitrato de chumbo, Pb(NO3)2

Sulfato de sódio, Na2SO4

Iodeto de potássio, KlSulfureto de sódio, Na2S; 0.5 MGelo

Procedimento experimental

1) Prepare as seguintes soluções (por bancada)100 ml de Pb(NO3)2 0.5 M e 0.025 M100 ml de Na2SO4 0,5 M100 ml de Kl 1 M e 0.05 M

2) Limites de solubilidadei) Pipete para um tubo de ensaio 2.5 ml da solução de Pb (NO3)2 0.5M e 5 ml

da solução de Na2SO4 0,5 M. Agite e deixe repousar.ii) Centrifugue para separar o precipitado. Decante a solução sobrenadante

para outro tubo de ensaio. Ao precipitado que fica no tubo adicione 2.5 ml da solução Kl 1.0M. Agite e deixe repousar.

iii) Centrifugue para separar o precipitado e decante o sobrenadante. Adicione 2.5 ml da solução Na2S 0.5M ao precipitado que ficou no tubo. Agite.

iv) Decante a solução sobrenadante, e ao ao precipitado que ficou no tubo adicione 2.5 ml da solução Kl 1M. Agite e deixe repousar.

v) Pipete 5 ml da solução sobrenadante de PbSO4 para outro tubo de ensaio e adicione 2.5 ml da solução Na2S 0.5 M.

3) Efeito da temperaturai) Pipete para um tubo de ensaio 2.5 ml da solução de Pb(NO3)2 diluida.

Adicione 2.5 ml de solução de KI diluida e 10 ml de H2O. Agite e deixe repousar durante uns minutos. Registe a temperatura.

24

ii) Aqueça o tubo em banho-maria no copo com água e agitador sobre a placa de aquecimento, e com o termómetro mergulhado no tubo. Agite regularmente o liquido do tubo e meça a temperatura da solução. Registe a temperatura à qual o precepitado se dissolve completamente.

iii) Coloque o tubo num recipiente com gelo, de modo a arrefecê-lo.

B- Elaboração do relatório(siga estas instruções e responda a estas perguntas no relatório prático)




Apresentação de Resultadosd) Descreva o que observou na alínea 2) i) a v).e) Descreva o que observou na alínea 3) i) a iii).

Cálculos e Discussãof) Calcule a massa de precipitado formado e as concentrações dos iões em

solução para correspondentes à alinea 2) i) a v). Explique usando os cálculos efectuados o que observou nessas alíneas.

g) Apresente uma tabela com os as concentrações dos iões em solução e massa de precepitados e temperatura para a alínea 3) (i e ii).

h) Calcule o valor de Hs0 e de Ss0 para a reacção de precipitação de PbI2

usando a lei de Van’Hoof.i) Explique usando os cálculos efectuados o que observou nas alíneas 3) (i e

ii)..

Conclusões:j) Quais as conclusões que pode tirar acerca deste trabalho.

TABELA DE KS SAIS KS (25ºC)PbSO4 ( branco ) 1.6 x 108

25

PbI2 ( amarelo) 8.7 x 109

PbS ( preto) 8.8 x 1029

PbCl2 ( branco) 1.6 x 105

9 - Determinação do produto de solubilidade do Cu(IO3)2. Efeitos da força iónica e do ião comum

O objectivo deste trabalho é determinar o produto de solubilidade do iodato de cobre, e verificar o efeito da força iónica e do ião comum.

Admitindo que o iodato de cobre ao dissolver-se fica completamente dissociado segundo a reacção:

Cu(IO3)2 (s) Cu2+ (aq) + 2 IO3 (aq) (1)

então o produto de solubilidade pode ser escrito:

K Cu IO f fS Cu IO

23

2 22

3(2)

Se uma solução saturada for preparada na ausência de quaisquer outras fontes de cobre ou iões iodato e de reacções secundárias entre as espécies em solução (por exemplo ligandos complexantes), então por estequiometria a solubilidade molar, S é dada por:

S Cu IO 23

12

(3)

e o KS pode ser reescrito em termos da solubilidade molar como:K S f fS Cu IO 4 3 2

23

(4)

A solubilidade dum precepitado é afectada pela presença em solução dum ião comum. Por exemplo se a solução contiver uma certa molaridade, C, de nitrato de cobre, então esta fonte de cobre vai dimínuir a solubilidade do iodato de cobre. A solubilidade molar, S, deixa de ser igual à Cu2+ mas continua a verdadeira a relação S= IO3-/2. A concentração total de iões cobre é agora dada pela relação:

26

Cu C S2 (5)e o KS, em presença do ião comum, passa a ser:

K S C S f fS Cu IO 2 2 22

3(6)

Para determinar os produtos de solubilidade é então necessário determinar a concentração em iões iodato em solução, visto que a solubilidade molar é igual a IO3-/2.

Determinação do iodatoA determinação do iodato faz-se por titulação com tiossulfato de sódio. Esta

técnica envolve uma reacção de substituição na qual se faz reagir o ião iodato com excesso de ião iodeto produzindo triiodeto, o qual por sua vez é titulado pelo tiossulfato.

As reacções envolvidas são:Reacção de substituição

IO I H I H O3 3 28 6 3 3 (7)Reacção de titulação

I S O I S O3 2 32

4 622 3 (8)

Um problema adicional é a reacção do ião cobre(II) com o iodeto, que produz triodeto, podendo afectar o resultado da titulação.

2 5 223Cu I CuI s I (9)

Para resolver esse problema adiciona-se um agente complexante para reagir com os iões cobre(II):

Cu H Y CuY H22

2 2 2 (10)

A- Parte Experimental

MateriaisBureta volumétrica de 50 ml,Pipetas volumétricas de 5, 10 e 25 ml,Balança técnica,Material corrente de laboratório.

ReagentesSoluções saturadas em iodato de cobre em : ácido perclórico, HClO4, 10-4 M,

perclorato de sódio, NaClO4, 0.03 M e nitrato de cobre, Cu(NO3)2, 0.006 M.Tiosulfato de sódio, Na2S2O3, 0.1 M.

27

Ácido acético, CH3COOH 1M.Sal dissódico do Ácido etilenodiamino-tetracético, Na2EDTA 0.1M.Iodeto de potássio, KI, sólido.Água de amido.Procedimento experimentala) Prepare uma bureta com tiosulfato de sódio de concentração conhecida. b) Pipete 5 ml da solução saturada de iodato de cobre em ácido perclórico

10-4M para um erlenmeyer de 250 ml, adicione 25 ml de água desionizada, 10 ml de ácido acético 1M e 10 ml de EDTA 0.1M. Prepare um erlenmayer de cada vez, pois o iodeto oxida-se ao ar.

c) Adicione 1 g de KI e agite para dissolver. Adicione umas gotas de água de amido.

d) Titule com o tiosulfato até à viragem do indicador.e) Repita o procedimento para as soluções de perclorato de sódio, 0.03M e

nitrato de cobre 0.006M saturadas em iodato de cobre.

B- Elaboração do relatório(siga estas instruções e responda a estas perguntas no relatório prático)




Apresentação de Resultadosd) Apresente uma tabela com os volumes gastos até ao ponto de

equivalência para cada titulação, para todos os grupos do turno.

Cálculos e Discussãoe) Usando os resultados de todos os grupos do turno, calcule para cada

solução de iodato de cobre a concentração média de iodato presente, o desvio padrão e o intervalo de confiança a 99%.

f) Calcule a solubilidade do iodato de cobre para os três casos estudados.g) Calcule a força iónica, os valores dos coeficientes de actividade e os

valores de KSP para os três casos estudados.h) Porque é que se adiciona EDTA à solução antes de titular ?

28

i) Porque é que se tem que efectuar a titulação em meio ácido ?j) Discuta o efeito da força iónica neste trabalho. k) Discuta o efeito do ião comum neste trabalho.

Conclusões:j) Quais as conclusões que pode tirar acerca deste trabalho.

10- Determinação de cloretos na água da torneiraa) Preparação e aferição duma solução de AgNO3 0,05mol/L

A-Preparação da soluçãoPese cerca de 8,500 g de AgNO3. Dissolva o sal num balão de 1000 ml com água destilada (verifique

antecipadamente num tubo de ensaio se acusa cloretos), e encha até à marca.Transfira para um frasco escuro, rolhe , agite e rotule.

B-Aferição da soluçãoPese 3 quantidades de NaCl para análise com peso compreendido entre 55

e 60 mg. Dissolva os padrões com 30ml de água em copos ou balões Erlenmeyer; Junte 2 ml de solução de cromato de potássio 0,1M a cada padrão. Titule com a solução preparada em A, agitando constantemente até que a

cor amarela do cromatião dê lugar ao vermelho do precipitado de cromato de prata.

b) Determinação de cloretos

C-Ensaio preliminarMeça 20 ml da solução a analisar. Tome nota do volume consumido. Junte 2 ml de solução de cromato de potássio 0,1M à amostra.

29

Titule com a solução preparada em A, agitando constantemente até que a cor amarela do cromatião dê lugar ao vermelho do precipitado de cromato de prata.

D-Ensaio definitivoSe for necessário faça a diluição conveniente em balão apropriado de

acordo com o ensaio preliminar. Agite a solução.Junte o volume adequado de solução de cromato de potássio 0,1M à

amostra.Titule com a solução preparada em A, agitando constantemente até que a

cor amarela do cromatião dê lugar ao vermelho do precipitado de cromato de prata.

Repita o ensaio pelo menos duas vezes, ou o número de vezes necessária até obter dois ensaios concordantes.

Notas· O padrão cloreto de sódio deve ser puro e deve ter sido previamente seco

a 120º durante pelo menos 2 horas. Poderia usar-se o cloreto de potássio.· A cor do cromato de prata distingue-se melhor sobre um fundo branco

(por exemplo porcelana).· Para mais rigor deve fazer-se um branco, juntando 5 ml de indicador a 50

ml de água e alguns décimos de grama de carbonato de cálcio isento de cloretos ; agitar a solução e juntar Ag+ até que a cor seja idêntica à obtida no final da titulação. A mudança de cor deve ser atingida antes de se consumirem 0,1 ml de Ag+. Subtraia, ao volume consumido na titulação, o volume gasto no branco.

Constantes referentes ao trabalhoReacção de precipitação Ag+ +Cl- AgCl (s)Reacção com o indicador 2Ag+ + CrO42- =Ag2CrO4 (s)Produtos de solubilidade:pKs(AgCl)= 9,74 pKs(Ag2CrO4)= 11,96

E- Elaboração do relatório



Método/Parte Experimental

30

b) Qual é a precisão dos instrumentos de medida que usou neste trabalho ?c) Que tipo de reagentes usou e qual o seu grau de pureza.

Apresentação de Resultadosd) Elabore uma tabela com os resultados obtidos. Apresente também os

resultados obtidos por todos os grupos que usaram a mesma amostra.

Cálculos e Discussãoe) Calcule a concentração da solução de AgNO3 preparada. Calcule a média,

o desvio padrão e os intervalos de confiança a 95 e 99% para os seus resultados.f) Calcule a concentração de cloretos na água da torneira. Calcule a média,

o desvio padrão e os intervalos de confiança a 95 e 99% para os seus resultados e para todos os resultados apresentados em d).

g) Quais os erros possíveis neste trabalho ? Como os pode minimizar ?h) Que tipo de indicador se usou e como funciona ?


11- Marcha Geral de Análise: Separação e identificação de iões de prata, chumbo e mercúrio

Há vários processos para separar e identificar os catiões e aniões vulgarmente presentes em solução. Nos métodos clássicos utilizam-se reacções químicas para proceder à separação e identificação dos iões, metodologia designada por marcha geral de análise.

Usando reagentes selectivos podem-se separar os catiões em grupos. Normalmente usam-se reacções de precipitação que separam um grupo de catiões dos restantes.

Os vários elementos dos grupos são depois separados com reagentes adequados a cada elemento e identificados com testes específicos.

A marcha geral de análise já não é muito usada em laboratórios de rotina pois são preferidos métodos instrumentais de análise, mais rápidos e capazes de detectar menores quantidades.

31

O estudo exaustivo da marcha geral de análise fazia parte dos cursos de Química Analítica pois constituia uma excelente oportunidade para adquirir conhecimentos sobre o comportamento químico de alguns elementos vulgares. Embora o valor pedagógico da marcha geral de análise continue a ser reconhecido, há actualmente tendência para fazer uma exemplificação das técnicas usadas estudando um número restrito de elementos, num curto periodo de aulas.

Neste trabalho estudar-se-á a separação e identificação dos catiões do 1º grupo: Ag+, Pb2+ e Hg22+.

A- Parte ExperimentalMaterial- tubos de ensaio,- tubos de centrifuga,- centrifuga,- bureta de 25 ml,- vareta de vidro,- placa de aquecimento.

Reagentes- ácido clorídrico, HCl 3M,- amónia, NH3 5M- cromato de potássio, K2CrO4 0,25M- ácido nítrico, HNO3 5M

Técnica Experimental

Precipitação dos iõesa) Usando uma bureta tome 2 ml da solução que contém a mistura de

catiões para um tubo de centrífuga. b) Adicione solução de HCl 3M, gota a gota, até ter um ligeiro excesso de

cloreto em solução. Agitar com uma vareta de vidro. c) Uma vez obtido o precipitado de cloretos, centrifugar (a solução deve

estar fria) e lavar com água destilada.

Separação e identificação do chumbo1- Separação: Juntar ao precipitado 3 ml de água destilada e aquecer.

Nestas condições dissolve-se apenas o PbCl2 (solubilidade: 1,6x10-2M a 25ºC e 0,12M a 100ºC). Decantar rapidamente para evitar o arrefecimento da solução com a consequente contaminação do precipitado com PbCl2.

32

2- Identificação: Pode pesquisar-se o chumbo na solução adicionando gota a gota uma solução de cromato de potássio. A existência de Pb2+ é confirmada pela presença dum precipitado amarelo de cromato de chumbo, PbCrO4.

Separação e identificação do mercúrio1- Separação: Lavar o precipitado duas vezes com água destilada quente.

Ao precipitado adicionar gota a gota, solução de amónia 5M. A prata dissolve-se devido à complexação, forma-se Ag(NH3)2+ e o cloreto mercuroso sofre uma dismutação passando a mercúrio metálico (negro) e cloreto amidomercúrico (branco).

Hg2Cl2 (s) + 2 NH3 Hg(NH2)Cl (s) + Hg (s) + Cl- + NH4+

2- Identificação: Devido à formação de mercúrio metálico (negro) este tratamento identifica por si só a presença daquele elemento.

Identificação da prataCentrifugar e separar o sólido da solução. A prata tinha ficado em solução.

Pode-se acidificar o meio, por exemplo com HNO3, o que provoca o deslocamento do equilíbrio:

Ag(NH3)2+ => Ag+ + 2NH3

devido á formação de NH4+: NH3 + H+ NH4+

Como já havia Cl- em solução observa-se a formação dum precipitado branco, AgCl, que serve de teste de identificação da prata.

Constantes referentes ao trabalho

Produtos de solubilidade a 25ºCPbCl2 : 1,6x10-5

Hg2Cl2: 1,3x10-18

AgCl : 1,6x10-10

pKa (NH4+)= 9,3

log Ag(NH3)+ = 3,40Ag(NH3)2+ = 7,40

33

B- Elaboração do relatório

Objectivos/Introduçãoa)Qual o objectivo deste trabalho e qual o príncipio ou princípios em que


Método/Parte Experimental b) Que tipo de reagentes usou e qual o seu grau de pureza.

Apresentação de Resultadosc) Descreva o que fez e o que observou nos diferentes passos deste

trabalho.Cálculos e Discussãoe) Calcule as solubilidades de PbCl2, Hg2Cl2, AgCl, tendo em conta os

valores dos produtos de solubilidade.f) Calcule a solubilidade do AgCl numa solução 1M em amónia.g) Admita que juntou ácido nítrico à solução da alínea f) até pH 3. Calcule a

solubilidade do AgCl nestas novas condições. h) Explique a reacção de separação e identificação do mercúrio quando se

adiciona amónia ao precipitado de Hg2Cl2.Conclusões:i) Quais as conclusões que pode tirar acerca deste trabalho.

12) Doseamento do ácido acetilsalicílico numa aspirina por potenciometria e condutimetria

Titulação do ácido acetilsalícílíco com uma base forte, por meio de titulações potenciométrica e condutimétrica, a fim de comparar as potencialidades das duas técnicas.

A- Parte experimentalAparelhagem- Material corrente de laboratório,

34

- Condutimetro CONSORT K120,- Aparelho de pH com eléctrodo combinado de vidro.Reagentes- Borax,- Solução de hidróxido de potássio 0,100 M. - Solução de ácido clorídrico 0,010 M aferida.- Solução de aspirina. Pese um comprimido de aspirina e dissolva num copo

com água, aquecendo ligeiramente. Perfaça o volume de 250 ml num balão graduado. A solução de aspirina fica sempre turva por conter um excipiente (amido).

Procedimento experimentalTitulação potencimétrica:1- Prepare uma montagem constituída por:i) uma bureta cheia com uma solução de NaOH 0.100 M.ii) copo com 50 ml de HCl 0.010 M (medidos rigorosamente), ao qual se

adicionam 100 ml água destilada e uma barra de agitação.iii) Aparelho de pH com o eléctrodo mergulhado no ácido e agitador

magnético.2- Preparação do aparelho de pHi) Calibre o aparelho de pH. ii) Meça o pH e a temperatura da solução. Anote o valores lidos.3- Aferição da base (Depois de cada adição de titulante espere que a leitura

da diferença de potencial estabilize e anote o valor lido e a temperatura da solução).

i) Calcule primeiro aproximadamente o volume de titulante que deve gastar até ao ponto de equivalência.

ii) Adicione 0,5 ml de NaOH de cada vez até perto do ponto de equivalência.ii) Perto do ponto de equivalência reduza as adições de base para 0.05 ml.iii) Depois do ponto de equivalência, adicione 0.5 ml de cada vez.

4- Titulação da amostraa) Para um outro copo pipete 100 ml da solução de aspirina e perfaça 150

ml com água. Titule potenciometricamente com a solução de hidróxido de potássio, procedendo do mesmo modo que anteriormente.

Titulação condutimétrica:1- Prepare uma montagem constituída por:i) uma bureta cheia com uma solução de NaOH 0.100 M.

35

ii) copo de 250 ml de forma alta, com 50 ml de HCl 0.010 M (medidos rigorosamente), ao qual se adicionam 100 ml água destilada e uma barra de agitação.

iii) Condutimetro com a célula condutimétrica mergulhada no ácido até ao orifício lateral, para se fazer a circulação e um agitador magnético.

2- Aferição da base i) Adicione 0,1 ml de NaOH de cada vez até 25% antes do ponto de

equivalência.ii) Aumente as adições de base para 0.25 ml até cerca de 25% depois do

p.e. iii) 25% depois do ponto de equivalência, adicione 0.1 ml de cada vez.4- Titulação da amostraa) Para um outro copo pipete 100 ml da solução de aspirina e perfaça 150

ml com água. Titule condutimétricamente com a solução de hidróxido de potássio, adicionando sempre 0,1 ml de NaOH 0,100M.

B- Elaboração do relatórioApresentação de Resultadosa) Apresente tabelas com os volumes de base adicionados e valores de pH

lidos e volumes de base adicionados e condutividade lidos.b) Apresente os gráficos de pH vs. volume de base adicionado, para cada

uma das titulações potenciométricas, e condutividade vs. volume de base adicionado para as titulações condutimétricas.

Cálculos e Discussãoa) Com o valor obtido na primeira titularão potenciométrica determine a

concentração da solução de hidróxido de potássio usando o ácido clorídrico como padrão. Para tal desenhe a curva de titulação (pH, vol. titulante) e determine o ponto final da titulação.

b) A partir da curva de titularão obtida no segundo ensaio, determine do mesmo modo a concentração de ácido acetilsalicilico na solução de aspirina, e com o valor obtido calcule a percentagem de matéria activa existente num comprimido.

c) Faça idêntico cálculo a partir dos resultados obtidos na titulação condutimétrica, determinando o ponto de equivalência da titulação.

d) Compare os dois métodos usados.

Anexo 1

36

Determinação da concentração duma base ou ácido forte por titulação

Na maioria dos casos a concentração do ácido forte, depois de aferida uma vez, mantém-se por algum tempo, mas a concentração duma base forte tem que ser determinada frequentemente devido a problemas de carbonatação.

a) A partir do conhecimento do ponto de equivalência da titulação

Numa titulação ácido forte/base forte o ponto de equivalência corresponde ao ponto de inflexão da curva de pH (ou do potencial), como se pode ver na figura abaixo.

0

2

4

6

8

10

12

0 0.1 0.2 0.3 0.4

n. moles OH adicionadas

pH

Ponto de equivalência

Outra maneira de localizar o ponto de equivalência é usar a primeira derivada do pH (ou do potencial) em função do número de moles adicionadas (ou do volume de base adicionado), como se pode ver na figura seguinte:

0

100

200

300

400

500

0 0.1 0.2 0.3 0.4 0.5

n. moles OH adicionadas

pH/

n.m

oles

37

A reacção duma base forte (NaOH) com um ácido forte (HCl) é equimolar ou seja no ponto de equivalência o número de moles de base gastas é igual ao número de moles de ácido presentes no início pelo que se pode usar a expressão:

Cb = ( Ca Va )/ Vb (A1.1)

onde Ca e Va são respectivamente a concentração e o volume de ácido no início e Vb é o volume de base gasto até ao ponto de equivalência.

b) Determinação do título da base pelo método de Gran.Quando se medem os potenciais (V) numa titulação existe um método

alternativo para determinar o ponto de equivalência proposto por Gran.Note-se que:

E = Q + (2.303RT/F) log H+fH (A1.2)

que se pode converter em:H+fH = 10^((E-Q)F/(2.303RT))

(A1.3)

Note-se que para um grande excesso de titulante a concentração de H+

pode ser representada por:H+ = (VaCa - VbCb)/(Vtotal)

(A1.4)

Combinando as duas últimas equações obtém-se:

(Vtotal) 10^((E-Q)F/(2.303RT)) = (VaCa - VbCb) fH (A1.5)

Nesta equação os únicos parâmetros que não são constantes são o Vb

(volume de base adicionada) e o E (potencial da célula)1.Pode-se reescrever esta equação separando os termos em E e Q:(Vtotal) 10^(EF/(2.303RT)) = (VaCa - VbCb)fH10^(QF/(2.303RT))

(A1.6)

Note-se que quando VaCa = VbCb, ou seja no ponto de equivalência da titulação, o termo da direita se anula: (VaCa - VbCb) fH 10^(QF/RT) = 0. O ponto de equivalência calcula-se através da equação da recta (Vtotal) 10^((EF/RT) vs. Vb e calculando o valor de Vb para o qual:

(Vtotal)10^(EF/(2.303RT))= 0

1 Nota: O valor de fH pode manter-se constante por adição dum excesso de electrólito

38

ou seja a intercepção da recta com o eixo dos xx.Devido à necessidade de grande excesso de H+ não se devem usar valores

de volume de base próximos do ponto de equivalência ao fazer estes cálculos (não usar mais do que 60% de neutralização).

0,0E+00

1,0E+06

2,0E+06

3,0E+06

4,0E+06

5,0E+06

6,0E+06

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11

Volume de base, ml

(Vto

tal)1

0^(E

F/(2

.303

RT)

)

39

Anexo 2Cálculo de coeficientes de actividade duma espécie Jn+

A actividade da espécie Jn+ é dada por

(Jn+) = Jn+ fJ (A2.1)

Os coeficientes de actividade, fJ, que estão relacionados com a força iónica:

(A2.2)onde i representa as diferentes espécies em solução, Ci e Zi são respectivamente a concentração e a carga da espécie i.

No caso de soluções muito diluídas (I<0.01M) o coeficiente de actividade é dado por:

(A2.3)

onde A é uma constante cujo valor para soluções aquosas a 298K é 0.512 mol-1/2

dm3/2.Para soluções de forças iónicas intermédias (I<0.1M) utiliza-se a expressão

de Debye-Huckel, modificada por Guntelberg:

(A2.4)

onde i é o diametro efectivo do ião hidratado (em Angstrom). No caso dos iões monohidratados o valor de I é proximo de 3 angstrom, logo a expressão simplifica-se para:

(A2.5)

No caso de soluções com força iónica relativamente elevada (I<0.6M) Davies propôs uma nova expressão para o cálculo do coeficiente de actividade:

(A2.6)

40

onde se pode usar a mesma simplificação para iões monovalentes. A constante C é um parametro determinado experimentalmente, que para soluções aquosas a 298 K assume o valor de 0.1.

41

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