Quimica analitica pratica final

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Quimica analitica pratica final

  1. 1. 11 Segurança no laboratórioSegurança no laboratórioSegurança no laboratórioSegurança no laboratório Trabalhos em laboratório de química necessariamente envolvem um grau de risco e acidentes que podem acontecer. Observar as seguintes regras que podem amenizar ou mesmo prevenir acidentes: Fora do laboratório verifique a localização mais próxima dos extintores de incêndio, lavadores de olhos e chuveiros. Informe-se sobre o uso adequado e específico de cada um e não hesite em utilizá-los se houver necessidade; A probabilidade de ocorrer acidentes exige que óculos de proteção sejam utilizados durante todo o tempo de permanência no laboratório. Óculos prescritos regularmente não são substituídos adequadamente para os protetores de olhos. Lentes de contato nunca deverão ser utilizadas no laboratório porque os vapores poderão reagir com as mesmas e ter um efeito maléfico sobre os olhos; A maioria dos produtos químicos no laboratório são tóxicos, alguns muito tóxicos e outros em concentrações elevadas – como soluções concentradas de ácidos e bases são corrosivas. Evite contado destas soluções com sua pele. Na eventualidade de um contato destas soluções, lave imediatamente a parte afetada com água em abundância. Se uma solução corrosiva respingar sobre sua roupa, retire-a imediatamente. Tempo é essencial! Nunca realize uma experiência não autorizada. Nunca trabalhe sozinho no laboratório, esteja seguro que alguém esteja por perto. Nunca traga bebidas e comidas para o laboratório. Não beba líquidos com vidrarias de laboratório. Não fume. Sempre utilize bulbos “peras” para colocar líquido dentro de uma pipeta. Nunca use a boca para realizar sucção.
  2. 2. 12 Use guardanapo como proteção e calçados adequados (nunca sandálias). Caso o cabelo seja comprido, prenda-o adequadamente. Tenha muito cuidado ao tocar objetos que foram aquecidos, vidro quente ou frio apresenta exatamente o mesmo aspecto. Use máscaras quando gases tóxicos estiverem envolvidos na operação. Seja cauteloso quando realizar testes de odor; use suas mãos para levar o vapor próximo ao nariz. Notifique seu instrutor na ocorrência de alguma dúvida ou acidente. Disponha as soluções e os reagentes conforme instruções. É ilegal jogar soluções que contenham íons de metais pesados ou solventes orgânicos no esgoto da rede. Um armazenamento alternativo se faz necessário para este tipo de soluções.
  3. 3. 13 PARTE 1. PRÁTICAS DE QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA PRÁTICA 1PRÁTICA 1PRÁTICA 1PRÁTICA 1---- Técnicas e equipamentos utilizados na análiseTécnicas e equipamentos utilizados na análiseTécnicas e equipamentos utilizados na análiseTécnicas e equipamentos utilizados na análise qualitativaqualitativaqualitativaqualitativa Nesta prática serão apresentados os equipamentos, aparatos de laboratório e operações comuns usados normalmente na análise qualitativa. 1.1. INTRODUÇÃO Neste curso, as análises são efetuadas no nível que é comumente denominado de semimicro. Nesta escala de trabalho a quantidade de reagentes empregados não é muito grande, da ordem de gramas, nem muito pequena, da ordem de microgramas. As soluções amostradas são cerca de 0,1 mol/L e o volume com que se trabalha é sempre inferior a 1 mL, de maneira que para um valor médio de um íon soluto existirá menos de 10 mg do íon na amostra. Os testes de identificação para a maioria dos íons são efetivos se aproximadamente de 1 a 2 mg das espécies estão presentes. Portanto, os procedimentos analíticos devem ser executados com bastante cuidado para se evitar perdas da maior parte de qualquer dos componentes durante a análise. Como a maioria dos métodos analíticos, análise qualitativa semimicro também exige a utilização de equipamentos e técnicas especiais. Assim, o conhecimento dos procedimentos de laboratório e a maneira com que eles devem ser corretamente executados são fundamentais para a obtenção de resultados confiáveis. 1.2. EQUIPAMENTOS E APARATOS USADOS NA ANÁLISE SEMIMICRO Os equipamentos e aparatos de laboratório utilizados na análise qualitativa semimicro são mostrados abaixo. Este material será apresentado ao aluno pelo Professor, que descreverá o uso de cada um. Os equipamentos e aparatos de laboratório são:
  4. 4. 14 1.3. OPERAÇÕES COMUNS DE LABORATÓRIO USADAS NA ANÁLISE SEMIMICRO 1.3.1. Lavagem de tubos de ensaio Os tubos de ensaio e materiais de vidro em geral devem ser lavados imediatamente após o uso. Uma solução aquosa de detergente comum e uma escova apropriada para tubos serão suficientes para remover toda sujeira. Em seguida, lavar com água de torneira e depois com água destilada. 1.3.2. Quantidades Na escala semimicro, os volumes dos líquidos serão medidos em termos de gotas. Uma gota corresponde a 0,5 mL. Sendo assim, 20 gotas correspondem aproximadamente 1 mL. Consideraremos que os conta-gotas dos frascos reagentes pingam uma gota-padrão. No caso de se desejar medir
  5. 5. 15 volume com maior rigor, deve ser utilizado pipetas capilares graduadas. Para a medida da quantidade de sólidos dificilmente usa-se balança. Refere-se em uma quantidade de “ponta de espátula” que corresponde aproximadamente 0,15 a 0,20 g da substância sólida quando se usa uma espátula do tipo mostrado na Figura 1.1. Figura 1.1. Espátula de aço inox. 1.3.3. Adição de Reagentes A adição de reagentes é realizada utilizando os conta-gotas dos frascos de reagente para transferir a solução diretamente para o tubo de ensaio contendo a amostra. Evite a contaminação dos reagentes. Use sempre o mesmo conta-gotas para o mesmo frasco de reagente. A Figura 1.2 mostra a maneira correta para adição dos reagentes. Figura 1.2. Técnicas de adição e pipetagem: (a) Adição de reagentes: técnica correta e incorreta; (b) Separação de uma solução do precipitado com uma pipeta capilar. 1.3.4. Mistura de Reagente
  6. 6. 16 Por causa do pequeno diâmetro interno dos tubos de ensaio e dos tubos de centrífuga. A mistura de reagente é uma das operações mais críticas e difíceis da análise semimicro. Os procedimentos mais adequados são: B) Se a solução ocupa menos da metade do tubo de ensaio, se consegue misturar bem segurando a parte superior do tubo com os dedos polegar e indicados de uma das mãos e golpeando, com o dedo indicador da outra mão, a parte inferior do tubo. Esta técnica não funciona tão bem com os tubos de centrífuga, por causa do estreitamento da parte inferior. C) Se a solução ocupa mais da metade da capacidade do tubo, é melhor misturar transferindo o conteúdo, alternativamente, de um tubo para o outro. D) Pode-se misturar também uma solução eficiente, sugando uma parte dela com uma pipeta capilar (mas não fazendo a sucção até o interior do tubo) e expelindo-a no fundo do tubo. Esta operação deve ser repetida, pelo menos duas vezes. E) Se pode também agitar a solução com um bastão de vidro, utilizando movimentos combinados para cima, para baixo e circulares. 1.3.5. Aquecimento de Soluções Muitas reações ocorrem melhor com reagentes aquecidos. Soluções em caçarolas (ou cadinhos) podem ser aquecidas diretamente sobre uma chama. Esta prática não é aconselhável para soluções em tubos de ensaio ou centrífuga por causa da possibilidade de haver perda do material por projeção. É mais conveniente aquecer soluções em tubos colocando-os em banho-maria (Figura 1.3). Os tubos de centrífuga podem ser colocados diretamente no banho, apoiados na parede interna do béquer, ou colocados suspensos num banho-maria.
  7. 7. 17 Figura 1.3. Técnica de aquecimento e evaporação usando banho- maria. 1.3.6. Evaporação de Soluções Em alguns casos é necessário reduzir um líquido a um volume menor. Isto pode ser realizado para concentrar uma espécie, remover um componente volátil, ou talvez porque a reação só ocorrerá rapidamente apenas numa solução a ebulição. Quando esta operação é necessária, os recipientes mais adequados são as caçarolas (ou cadinhos) de porcelana. As evaporações devem ser efetuadas sem que haja salpicos, o que acarretaria perdas do material. Um super aquecimento do resíduo remanescente da evaporação deve também ser evitado, pois muitas vezes o resíduo ou o é volátil ou muda para uma forma menos solúvel durante a calcinação, o que complica muito a análise. Estas dificuldades são contornadas com as seguintes técnicas: (a) Use um micro-queimador e ajuste-o para dar uma chama não mais elevada que 1,5 cm. Se necessário, use o controlador rosqueado do tubo queimador. A chama obtida é conhecida em procedimentos analíticos como microchama. (b) Durante a evaporação em caçarolas, mantenha o conteúdo em agitação, com movimentos giratórios, conforme mostra a Figura 1.4. À medida que a secagem vai se aproximando, a parte central do fundo tende a secar primeiro. Movimentos giratórios e inclinados devem ser feitos para manter úmida. Antes de a secura ser completada, retire a caçarola da chama e deixe o
  8. 8. 18 calor absorvido completar a evaporação. Figura 1.4. Técnica de aquecimento e evaporação usando um cadinho ou cápsula de porcelana. 1.3.7. Precipitação de um Sólido Uma das reações mais comuns da análise qualitativa é a precipitação de substâncias de uma solução. Esta se efetua com freqüência nos tubos de centrífuga. Para acompanhar uma precipitação, adicione a quantidade indicada do reativo precipitante na solução amostra, gota a gota, e misture bem com o bastão de vidro após a adição de cada gota. Isto facilita o aquecimento mais lento dos cristais do precipitado, separando-se melhor da solução por centrifugação. Aqueça a solução no banho-maria se assim indicado. Isto favorece a coagulação dos precipitados coloidais. Alguns precipitados se formam lentamente, então, deve ser dado tempo suficiente para sua completa precipitação. Terminada a precipitação, centrifugue o sólido, e antes da decantação do líquido adicione uma ou duas gotas do reativo precipitante, e observe a formação ou não de turvação. Se o líquido sobrenadante não se turvar, fica comprovado que o íon separado precipitou completamente. Em caso contrário, se adiciona a este líquido mais reativo precipitante e se repete as operações descritas. Nos procedimentos analíticos é usado quantidade suficiente de reagente para fornecer uma precipitação completa, porém é uma boa prática, comprová-las.
  9. 9. 19 1.3.8. Centrifugação Como esta é uma operação mais rápida que a filtração, é invariavelmente usada para separar pequenas quantidades de precipitado da solução. Os seguintes pontos devem ser observados ao se usar uma centrífuga: (a) O cabeçote da centrífuga deve ficar rigorosamente equilibrado. Contrabalance o tubo que contém a amostra com outro contendo igual volume de água, colocando-o em contraposição na centrífuga (Figura 1.5). Equilibre sempre um tubo de centrífuga com outro tubo de centrífuga e um tubo de ensaio com outro tubo de ensaio. Uma centrífuga desbalanceada trepidará e “passeará” na bancada, o que pode danificá-la e pôr em perigo a segurança dos presentes. Figura 1.5. Centrífuga de laboratório. (b) Centrifugue por cerca de 30 segundos na velocidade máxima. Compartilhe a centrífuga com os outros colegas, dando-lhes a chance de usá-las. 1.3.9. Separação do sobrenadante e precipitado A solução límpida, obtida por centrifugação, pode ser separada através do processo mais simples que é retirá-la com um conta-gotas capilar. O tubo de centrífuga é mantido num ângulo inclinado na mão esquerda, comprime-se o bulbo de borracha do conta-gotas capilar com a mão direita para expelir o ar e introduz-se o capilar na solução. Enquanto a pressão é
  10. 10. 20 liberada lentamente, o conta-gotas vai sugando gradualmente todo o líquido. Deve-se ter muito cuidado para evitar que o conta-gotas toque o precipitado contido no fundo do tubo de centrífuga. Se a centrífuga tiver uma inclinação, o precipitado se distribuirá preferencialmente num dos lados. Os precipitados que aderem às paredes do tubo não sedimentarão. Não há nenhum dano, desde que o precipitado permaneça sobre as paredes durante a pipetagem. Outros precipitados são leves e flutuam mesmo após a pipetagem. Se houver perigo das partículas dos precipitados penetrarem no capilar, coloque um pequeno chumaço de algodão na ponta da pipeta para filtrar a solução. A solução drenada deve ser transferida para outro recipiente. 1.3.10. Lavagem do precipitado Mesmo após remoção do líquido sobrenadante, todos os precipitados se umedecerão com uma pequena quantidade de solução. Como este líquido contém íons que podem interferir em testes futuros, deve ser removido. Além disso, o precipitado pode também absorver íons da solução na sua superfície. Para remover estes íons e aumentar a pureza dos precipitados, é necessário lavá-los. O líquido de lavagem é normalmente a água, porém algumas vezes é melhor usar uma solução bem diluída do reagente utilizado na precipitação. Para efetuar a secagem, adicione a quantidade indicada do líquido de lavagem ao precipitado e misture bem com um bastão de vidro, para dispersá- lo do líquido. Após a centrifugação, o líquido sobrenadante é retirado e pode ser adicionado ao primeiro decanto se ele contém uma quantidade apreciável de íons ou pode ser desprezado. Como regra geral, é mais eficiente lavar o precipitado com duas porções pequenas do líquido de lavagem do que com uma porção do mesmo volume total das duas. 1.3.11. Transferência de precipitados Algumas vezes é necessário transferir um precipitado de um tubo para o outro. Isso ocorre quando os precipitados estão em 2 tubos ou mais.
  11. 11. 21 Sendo assim, os precipitados devem ser combinados antes de prosseguir com o experimento. Para executar esta operação, adicione água a um precipitado, disperse-o na água sugando e esguichando a mistura, repetidas vezes, com uma pipeta. Por fim, pipete e transfira rapidamente para o outro tubo. Limpe, em seguida, a pipeta cuidadosamente. 1.3.12. Teste de acidez Os papéis indicadores de pH são os mais úteis para esta finalidade. Existem vários tipos a disposição, desde o familiar papel de tornassol até os de faixa larga. Estes últimos vêm com a mistura de indicadores e, conforme o pH , apresentam uma cor ou coloração diferente. Para usar um papel indicador, introduza a ponta do bastão de vidro na solução sob o estudo, retire-o cuidadosamente e toque o papel com a ponta do bastão. Tome cuidado para não encostar o bastão nas paredes internas do tubo que podem estar umedecidas com ácido ou base em decorrência de um processo de mistura inadequada. Grande parte dos erros cometidos pelos principiantes neste teste pode ser evitado fazendo-se uma mistura completa. Os papéis indicadores nunca devem ser imersos na solução para evitar alguns convenientes, tais como, perda de solução por absorção do papel, especialmente quando o volume for pequeno, e contaminação com indicador e com fibra de papel. Figura 1.6. Papel indicador de faixa larga.
  12. 12. 22 PRÁTICA 2PRÁTICA 2PRÁTICA 2PRÁTICA 2---- Cátions do grupo ICátions do grupo ICátions do grupo ICátions do grupo I 2.1. INTRODUÇÃO Os íons dos metais alcalinos Na+ e K+ são os maiores cátions do período à que pertencem. Estes íons possuem uma carga pequena e a estrutura de um gás nobre. Por isso, têm uma fraca atração por ânions e moléculas. Por este motivo, a maioria de seus sais são solúveis em água e seus íons raramente formam complexos. O íon amônio (NH4 + ), por apresentar a mesma carga e quase o mesmo raio iônico que os íons sódio e potássio, é quimicamente similar a estes íons e, por esse motivo, estudado neste grupo. Esse grupo de cátions não possui um reagente específico para separá- los. Neste caso, a identificação de cada um deve ser realizada numa solução contendo todos os íons sem prévia separação. 2.2. CÁTIONS DO GRUPO I Os sais de sódio possuem coloração branca e são solúveis em água. Em solução aquosa são quimicamente inertes e não são reduzidos aos seus íons metálicos. Os sais de sódio freqüentemente cristalizam como hidratos. As propriedades gerais dos sais de potássio são similares às do íon sódio. São geralmente brancos e solúveis em água. Embora o íon amônio não seja um cátion metálico, seus sais possuem propriedades semelhantes aos metais alcalinos. Os sais de amônio geralmente são brancos e solúveis em água. 2.3. REAÇÕES DOS ÍONS DO GRUPO I 2.3.1. SÓDIO (Na+ ) 2.3.1.1. Teste de chama O teste de chama baseia-se no fato de que quando certa quantidade de energia é formada a em determinado elemento químico, alguns elétrons da última camada de valência absorvem esta energia passando para um nível mais elevado, produzindo o que chamamos de um estado excitado. Quando um desses elétrons excitados retorna a um estado fundamental, emite uma quantidade de energia radiante, igual aquela absorvida, cujo comprimento de
  13. 13. 23 onda é característico do elemento e da mudança do nível eletrônico de energia. Assim, luz de um comprimento de onda particular ou cor, é utilizada para identificar o referido elemento. A temperatura da chama do bico de Bunsen é suficiente para excitar uma quantidade de elétrons de certos elementos que emitem luz ao retornarem ao estado fundamental de cor e intensidade, que podem ser detectadas com considerável certeza e sensibilidade através da observação visual da chama. Tal procedimento é denominado teste de chama e será utilizado para a identificação de sódio e potássio. O teste de chama para o sódio dá uma coloração amarelo ouro persistente, causada pela emissão de luz de comprimento de onda entre 589,0 e 589,6 nm. Este teste é altamente sensível e permite detectar concentrações de sódio tão baixas como 1 µg/mL ( < 5.10-5 mol/l). 2.3.2. REAÇÃO DOS ÍONS POTÁSSIO (K+ ) 2.3.2.1.Teste de chama O teste de chama para o íon potássio é menos sensível do que o teste para o sódio. O potássio dá uma coloração violeta que se extingue rapidamente à chama, e é facilmente mascarada pelo sódio. Pode – se utilizar um vidro de cobalto para absorver a luz amarela do sódio e permitir que a cor da chama do potássio seja observada. O vidro transmite a luz somente nos extremos do espectro visível, exatamente onde se encontram as linhas espectrais do potássio. O potássio dá uma chama levemente violeta no teste de chama, como resultado da emissão de duas linhas, uma à 404,0 nm (violeta) e outra a 768,0 nm (vermelha), que é facilmente mascarada pela chama do sódio em 589,0 nm. Felizmente, a cor da chama devido ao íon sódio não é transmitida pelo vidro de cobalto que absorve luz de comprimento de onde entre 500 e 670 nm, enquanto a cor da chama do íon potássio é transmitida. Assim, vista através deste vidro a chama do potássio aparece vermelha. A identificação do íon potássio também pode ser feita através da precipitação com cobaltonitrito de sódio. 3K+ + [Co(NO2)6 3- ] K3[Co(NO2)6](s) (precipitado amarelo)
  14. 14. 24 A composição do precipitado amarelo varia entre K2Na[Co(NO2)6] e K3[Co(NO2)6], dependendo da concentração dos íons sódio e da temperatura da solução. Usar uma solução de cloreto de potássio para fazer o teste. 2.3.3. REAÇÃO DOS IONS AMÔNIO (NH4 + ) A reação do íon amônio com o cobaltonitrito de sódio forma um precipitado amarelo, (NH4)3[Co(NO2)6], cujas características são idênticas ao formado com o íon potássio: 3 NH4 + + [Co(NO2)6 3- ↔ (NH4)3[Co(NO2)6](s) (precipitado amarelo) O procedimento é idêntico ao usado com o potássio. Usar uma solução de cloreto de amônio para fazer o teste. A presença do íon amônio em solução também pode ser detectada através de uma reação com excesso de uma base forte (NaOH). A reação envolvida neste teste pode ser expressa pela seguinte equação: NH4 + + OH- ↔ NH3 + H2O 2.4. PARTE EXPERIMENTAL 2.4.1. Identificação do íon sódio 2.4.1.1. Teste de chama 1. Limpar o fio de platina ou fio de Ni-Cr ao rubro na chama (ajustar a chama do bico de Bunsen para uma chama azul). 2. Mergulhar o fio de platina ou fio de Ni-Cr na solução de ácido clorídrico concentrado (20 gotas) contido em um tubo de ensaio. Cuidado para não ser mergulhar o fio na solução de ácido, enquanto estiver rubro, pois o bastão de vidro pode quebrar – se na junção. Este processo deve ser repetido várias vezes até que o fio, quando aquecido, não apresenta coloração alguma à chama. 3. Colocar uma pequena porção de cloreto de sódio num vidro de relógio. Mergulhar o fio em ácido clorídrico concentrado e depois no sal. Levar o fio contendo o sal à chama oxidante do bico de Bunsen (chama azul). Observar a coloração amarela intensa produzida.
  15. 15. 25 NOTA (1): O ácido clorídrico é usado devido à volatilidade dos cloretos de metais alcalinos. Os nitratos e sulfatos se decompõem em óxidos não voláteis. 2.4.2. Identificação do íon potássio 2.4.2.1. Teste de chama 1. Limpar o fio de platina ou fio de Ni-Cr ao rubro na chama. 2. Mergulhar o fio de platina ou fio de Ni-Cr na solução de ácido clorídrico concentrado (20 gotas) contido em um tubo de ensaio. 3. Colocar uma pequena porção de cloreto de sódio num vidro de relógio. Mergulhar o fio em ácido clorídrico concentrado e depois no sal. Levar o fio contendo o sal à chama e observar a chama através de um vidro de cobalto. Uma coloração violeta – avermelhada de curta duração, quando vista através do vidro de cobalto, prova a existência de potássio na amostra. NOTA (2): O teste de chama não é por si só conclusivo para identificação deste íon, todavia, é ótimo complemento para o teste de potássio. 2.4.2.2. Cobaltonitrito 1. Juntar 3 gotas de uma solução de cloreto de potássio 0,2 mol/L, 3 gotas de ácido acético 3 mol/L e um mesmo volume de acetato de sódio 3 mol/L num tubo de ensaio. 2. Adicionar 6 gotas de solução de cobaltonitrito de sódio 0,2 mol/L, respectivamente preparada. Se o precipitado não se formar de imediato, deixa o tubo repousar por alguns minutos. NOTA (3): A finalidade de se fazer a precipitação dos íons potássio com cobaltonitrito de sódio num meio tamponado com ácido acético – acetato de sódio, é para evitar que num meio ácido ocorra a decomposição do reagente: 3NO2 - + 2H+ 2NO + H2O + NO3 - 2NO + O2 2NO2 Neste caso o Co (III) é reduzido a Co (II) tornado a solução rosada, e num meio fortemente básico ocorre a precipitação de Co(OH)3 de coloração marrom escuro. NOTA (4): Quando for realizado a análise de uma mistura de cátions do grupo I, antes de se fazer o teste com cobaltonitrito para o potássio deve – se eliminar qualquer traço de NH4 + na amostra porque íons amônio reagem com
  16. 16. 26 cobaltonitrito formando um precipitado amarelo, (NH4)3[Co(NO2)6], de aparência idêntica ao sal potássio. Para eliminar os íons amônio da amostra é utilizado o seguinte procedimento: tomar 3 gotas de solução da amostra num tubo de ensaio, adicionar 8 gotas de uma solução de hidróxido de sódio 4 mol/L e aquecer cuidadosamente o tubo, até que o papel vermelho de tornassol umedecido com água destilada não acuse desprendimento de NH3, através da coloração azul. Neutralizar a solução com ácido acético diluído e testar o potássio de acordo com o procedimento descrito anteriormente. Um precipitado amarelo de K3[Co(NO2)6] indica presença de potássio. 2.4.3. Identificação do íon amônio 2.4.3.1. Base forte 1. Adicionar num tubo de ensaio 3 gotas de solução de cloreto de amônio 0,2 mol/L e 8 gotas de solução de hidróxido de sódio 4 mol/L. 2. Aquecer cuidadosamente o tubo e testar a amônia desprendida por meio de um papel de tornassol vermelho colocado sobre o tubo, porém, sem tocá – lo. A mudança da cor vermelha do papel para azul indica a presença de amônia e conseqüentemente de sais de amônia na amostra testada. NOTA (5): Deve – se tomar cuidado para que a solução alcalina não espirre durante o aquecimento, devido à ebulição, atingindo o papel de tornassol, pois levará a uma conclusão errônica. 2.4.3.2. Cobaltonitrito 1.Juntar 3 gotas de uma solução de cloreto de amônio 0,2 mol/L, 3 gotas de ácido acético 3 mol/L e um mesmo volume de acetato de sódio 3 mol/L num tubo de ensaio. 2. Adicionar 6 gotas de solução de cobaltonitrito de sódio 0,2 mol/L, respectivamente preparada. A formação de um precipitado amarelo confirma a presença do íon amônio na amostra. NOTA (6): Lembrar que íons potássio também reagem com cobaltonitrito formando um precipitado amarelo.
  17. 17. 27 2.5. Resumo dos cátions do grupo I Teste Procedimento Na+ K+ NH4 + Chama Fio Ni-Cr Limpo com HCl conc. MCl (sólido) Amarela Violeta Não dá cor na Chama NaOH (base forte) 3 gotas NH4Cl 0,2 mol/L 8 gotas de NaOH 4 mol/L Aquecimento (banho- maria) Tornassol vermelho deve ser colocado no vapor liberado Não reage Não reage Tornassol vermelho fica AZUL (desprendimento de NH3) Cobaltonitrito de sódio Na3[Co(NO2)6] 3 gotas MCl 0,2 mol/L 2 gotas de HAc 6 mol/L 3 gotas de NaAc 6 mol/L 6 gotas de cobaltonitrito Não reage K2 NaCo(NO2)6 (ppt amarelo) (NH4)2 NaCo(NO2)6 (ppt amarelo)
  18. 18. 28 2.6. Esquema da análise sistemática da mistura dos cátions do grupo I (Na+ , K+ e NH4 + ) Na+, K+, NH4 + Teste de Chama Fio Ni/Cr Limpo em HCl conc. Amostra sólida Chama Amarela Teste de Chama Fio Ni/Cr Limpo em HCl conc. Amostra sólida Vidro de Cobalto Chama Violeta Base Forte 8 got. de NaOH 4 mol/L Aquecimento (banho-maria) Tornassol Vermelho no vapor liberado Tornassol Azul K+, positivoNa+, positivo NH4 +, positivo NH4 +, positivo? Base Forte Tornassol Vermelho 8 got. de NaOH 4 mol/L Aquecimento (banho-maria) Tornassol Azul Vermelho Cobaltonitrito Neutralizar a sol. com HAc 6 mol/L, exc. 3 got. do NaAc 6 mol/L 6 got. de Cobaltonitrito Ppt. Amarelo K+, positivo Sim Não Cobaltonitrito Neutralizar a sol. com HAc 6 mol/L, exc. 3 got. do NaAc 6 mol/L 6 got. de Cobaltonitrito Ppt. Amarelo K+, positivo Na+, K+, NH4 + Teste de Chama Fio Ni/Cr Limpo em HCl conc. Amostra sólida Chama Amarela Teste de Chama Fio Ni/Cr Limpo em HCl conc. Amostra sólida Vidro de Cobalto Chama Violeta Base Forte 8 got. de NaOH 4 mol/L Aquecimento (banho-maria) Tornassol Vermelho no vapor liberado Tornassol Azul K+, positivoNa+, positivo NH4 +, positivo NH4 +, positivo? Base Forte Tornassol Vermelho 8 got. de NaOH 4 mol/L Aquecimento (banho-maria) Tornassol Azul Vermelho Cobaltonitrito Neutralizar a sol. com HAc 6 mol/L, exc. 3 got. do NaAc 6 mol/L 6 got. de Cobaltonitrito Ppt. Amarelo K+, positivo Sim Não Cobaltonitrito Neutralizar a sol. com HAc 6 mol/L, exc. 3 got. do NaAc 6 mol/L 6 got. de Cobaltonitrito Ppt. Amarelo K+, positivo
  19. 19. 29 PRÁTICA 3PRÁTICA 3PRÁTICA 3PRÁTICA 3---- Cátions do grupo IICátions do grupo IICátions do grupo IICátions do grupo II 3.1. INTRODUÇÃO Os elementos magnésio, cálcio, estrôncio e bário pertencem ao grupo II da tabela periódica apresentando configurações eletrônicas similares. Isto é devido à semelhança de suas propriedades. 3.2. CÁTIONS DO GRUPO II Os íons magnésio apresentam-se incolores em soluções, seus sais são de caráter iônico, brancos ou incolores, a menos que esteja presente um ânion colorido. O hidróxido de magnésio é o menos solúvel. A alta solubilidade de muitos compostos de magnésio é atribuída ao pequeno tamanho do íon Mg2+ , o que favorece a sua hidratação. O cálcio é o elemento mais abundante dos metais alcalinos terrosos. Seus compostos menos solúveis são os carbonatos e oxalatos. Os sais de cálcio dão à chama do bico de Bunsen uma coloração vermelho tijolo O estrôncio devido a sua posição na tabela periódica, possui propriedades intermediárias entre o cálcio e o bário. Seus sais dão a chama do bico de Bunsen uma coloração vermelho carmim O bário é o elemento mais pesado destes quatro elementos e seus íons são muito tóxicos. O cromato de bário é o menos solúvel. Os sais de bário apresentam uma coloração verde à chama do bico de Bunsen. Todas as soluções dos íons desse grupo são incolores e seus sais apresentam caráter iônico e são brancos ou incolores, a menos que esteja presente um ânion colorido. Embora solúveis em água, os nitratos de estrôncio e bário podem ser precipitados pela adição de ácido nítrico concentrado. Os íons dos metais alcalinos terrosos não hidrolisam significativamente em solução e seus íons são bivalentes. Os hidróxidos de cálcio, estrôncio e bário são considerados bases fortes. Na Tabela 2.1 são apresentados os produtos de solubilidade de hidróxidos e de alguns sais dos metais alcalinos terrosos.
  20. 20. 30 TABELA 2.1. Produtos de Solubilidade em água de alguns compostos de magnésio, cálcio, estrôncio e bário a 25°C. Ânios Mg2+ Ca2+ Sr2+ Ba2+ OH- 5,9 x 10-12 - - - CO3 2- 1,0 x 10-5 4,8 x 10-9 7,9 x 10-10 4,9 x 10-9 C2O4 2- 8,6 x 10-5 2,3 x 10-9 5,6 x 10-8 2,3 x 10-8 SO4 2- - 6,1 x 10-5 2,8 x 10-7 1,0 x 10-10 CrO4 2- - 7,1 x 10-4 3,6 x 10-6 1,2 x 10-10 Cálcio, estrôncio e bário formam carbonatos insolúveis em solução alcalina. O magnésio não precipita com hidróxido em presença de excesso de íons amônio que reduzem a concentração dos íons hidroxila a um valor tal, que o produto de solubilidade do hidróxido de magnésio não é atingido. Por razões semelhantes, o carbonato de magnésio não precipita na presença de excesso íons amônio. Tudo anteriormente comentado permite separar os íons Mg2+ de Ca2+ , Sr2+ e Ba2+ . 3.3. REAÇÕES DOS ÍONS DO ÍONS DO GRUPO II 3.3.1. MAGNÉSIO 3.3.1.1. Teste de chama Os sais de magnésio não proporcionam nenhuma coloração à chama do bico de Busen. Assim, o teste de chama não funciona para identificação dos íons deste elemento. 3.3.1.2. Reação com hidróxido de sódio (base forte) Os íons magnésio podem ser identificados através da reação com base forte, ou seja, em meio alcalino. Ocorre a formação de um precipitado gelatinoso de hidróxido de magnésio como mostrado na reação abaixo. Mg2+ + 2OH ↔ Mg(OH)2(s)
  21. 21. 31 NOTA (1): Este precipitado deve dissolver-se na presença de sais de amônio. Adicionar ao precipitado formado algumas gotas de solução 4 M de NH4Cl até se observar a dissolução do precipitado. A adição de sais de amônio resulta num deslocamento do equilíbrio da dissociação da amônia no sentido da formação da amônia não dissociada. NH3 + H2O ↔ NH4 + + OH- Este deslocamento de equilíbrio implica numa diminuição da concentração de íons OH- . Quando a concentração de íons OH- for reduzida a um valor tal que o produto de solubilidade do Mg(OH)2 não for mais atingido deve haver dissolução completa do precipitado. 3.3.1.3. Reação com hidróxido de amônio (base fraca) A reação dos íons magnésio com uma base fraca também forma um precipitado gelatinoso de hidróxido de magnésio (reação abaixo). NH3 + H2O ↔ NH4 + + OH- Mg2+ + 2OH- ↔ Mg(OH)2 (s) NOTA (2): Esse precipitado gelatinoso também deve dissolver-se na presença de sais de amônio. A razão da não formação do precipitado de Mg(OH)2, na presença de NH4Cl, já foi explicada no caso da reação com NaOH. 3.3.1.4. Reação com carbonato de amônio Os íons magnésio reagem com solução de carbonato de amônio, dando origem a um sal básico, branco e gelatinoso, de composição variável, quando se deixa a solução em repouso, ou quando se aquece: 5 Mg2+ +5 CO3 2- +6 H2O ↔ 4 MgCO3 Mg(OH)2 . 5 H2O(S) +CO2
  22. 22. 32 NOTA (3): Se for tratado uma das partes do precipitado com solução de ácido acético 6 mol/L se pode observar a dissolução do precipitado. Esta dissolução se dá devido à diminuição da concentração dos íons carbonato pela reação com os íons hidrogênio. CO3 2- + H+ ↔ HCO3 - (1) HCO3 - + H+ ↔ H2CO3 ↔ CO2+ H2O (2) Observando-se os equilíbrios (1) e (2), nota-se que o aumento da concentração de H+ desloca os equilíbrios para a direita, diminuindo a concentração de CO3 2- . NOTA (4): Também ocorre a dissolução do precipitado quando tratado com uma solução de cloreto de amônio 6 mol/L. Neste caso também deve haver dissolução do precipitado. A dissolução do precipitado se dá devido à diminuição da concentração dos íons carbonato, de acordo com a equação: CO3 2- +NH4 + ↔ HCO3 - + NH3 3.3.1.5. Reação com Monohidrogeno – fosfato de sódio Quando se adiciona uma solução de monohidrogeno – fosfato de sódio a uma solução contendo íons magnésio tamponada com hidróxido de amônio – cloreto de amônio, há a formação de um precipitado branco cristalino de MgNH4PO4.6H2O de acordo com as equações: HPO4 2- + OH- ↔ H2O + PO4 3- (1) Mg2 + + NH4 + + PO4 3- + 6H2O ↔ MgNH4PO4. 6H2O (S) (2) NOTA (5): Na precipitação dos íons magnésio por esse método, a solução deve ser alcalinizada com hidróxido de amônio para que a precipitação seja completa. Isto é facilmente entendido, observando os equilíbrios (1) e (2).
  23. 23. 33 Deverá haver a formação de um precipitado branco de MgNH4PO4.6H2O que cristaliza sob a forma característica de estrelas e que pode ser observado ao microscópio. 3.4. REAÇÕES DOS ÍONS Ca2+ , Sr2+ e Ba2+ 3.4.1. Teste de chama O procedimento para os testes de chama para esses íons é idêntico ao descrito para íons sódio e íons potássio (ver prática 2, itens 2.4.1.1 e 2.4.1.2). NOTA (6): Os íons cálcio proporcionam à chama uma coloração vermelha tijolo; o bário a coloração verde – amarelado e o estrôncio, a cor vermelho carmim. NOTA (7): Devemos tomar o cuidado para não confundir a coloração verde – amarelada produzida por um sal de bário, com a coloração verde de um sal de cobre. NOTA (8): Ao fazer o teste de chama deve – se sempre utilizar sais umedecidos com ácido clorídrico concentrado, isto porque nitratos e sulfatos não dão chamas coloridas com a mesma intensidade daquela proveniente de cloretos. Nitratos e sulfatos decompõem – se à chama produzindo óxidos que não volatilizam facilmente. 3.4.2. Reação com Carbonato de Amônio Soluções contendo íons de Ca2+ , Sr2+ ou Ba2+ quando tratados com solução de carbonato de amônio dão origem a formação de precipitados brancos de CaCO3, SrCO3 e BaCO3, respectivamente. Quando esses precipitados são aquecidos se tornam gradativamente cristalinos. Abaixo são apresentadas as reações para esses íons. Ca2+ + CO3 2- ↔ CaCO3 (S) Sr2+ + CO3 2- ↔ SrCO3 (S)
  24. 24. 34 Ba2+ + CO3 2- ↔ BaCO3 (S) NOTA (9): Se estes precipitados forem tratados com gotas de cloreto de amônio 6 mol/L, o precipitado deverá permanecer inalterado. Mas, se outra parte destes precipitados forem tratados com algumas gotas de ácido acético 6 mol/L, os mesmos deverão se dissolver. Para melhor esclarecimento, considere os equilíbrios: MCO3(S) ↔ M2+ + CO3 2- (1) CO3 2- + H+ ↔ HCO3 - (2) HCO3 - + H+ ↔ H2CO3 ↔ H2O + CO2 (3) Na presença de ácido acético, HAc, os equilíbrios (1), (2) e (3) são deslocados para a direita, dissolvendo o precipitado. NOTA (10): Na presença de íons amônio, há uma diminuição da concentração de CO3 2- , mas que ainda é suficiente para atingir o produto da solubilidade destes carbonatos (Kps da ordem de 10-9 ). Entretanto, esta concentração de CO3 2- não é suficiente para atingir o produto de solubilidade do MgCO3 que por esta razão é solúvel em solução de NH4Cl. CO3 2- + NH4 + ↔ HCO3 - + NH3 3.4.3. Reação com Oxalato de amônio Soluções neutras de oxalato de amônio ou de sódio formam precipitados com os íons dos metais alcalinos terrosos (M2+ = Ca2+ ,Sr2+ e Ba2+ ). O precipitado formado á frio é finamente dividido e difícil de centrifugar e decantar. Entretanto, á quente, forma-se cristais grandes.
  25. 25. 35 Os oxalatos dissolvem-se em soluções de ácidos fortes, devido à formação dos íons HC2O4 como mostrado abaixo (M= Ca2+ ,Sr2+ e Ba2+ ) : MC2O4 (S) ↔ M2+ C2O4 2- C2O4 2- H+ ↔ HC2O4 - NOTA (11): Um ácido fraco, tal como o ácido acético não é suficiente para deslocar o equilíbrio e dissolver o precipitado no caso do cálcio. NOTA (12): A solubilidade dos oxalatos aumenta na ordem Ca2+ , Sr2+ e Ba2+ . 3.4.4. Reação com dicromato de potássio Os íons bário formam com o cromato um precipitado amarelo de cromato de bário, BaCrO4 neste meio. Porém, este precipitado amarelo formado é solúvel em ácidos fortes. Os íons Sr2+ e Ca2+ não precipitam nas condições em que foi feita a reação. Abaixo pode se observar como é formado o precipitado amarelo de cromato de bário. CrO7 2- H2O ↔ 2CrO4 2- 2H+ (1) M2+ +CrO4 2 - ↔ MCrO4 (S) (2) NOTA (13): Em soluções neutras, a reação de precipitação do íon bário com o dicromato não é completa, porque um ácido forte é formado, como resultado da própria reação de precipitação, como pode ser vista na equação abaixo que é a soma de (1) e (2) onde M = Ba2+ . Cr2O7 2- + 2 Ba2+ + H2O ↔ 2 BaCrO4 + 2H+ (3) Contudo, a precipitação do BaCrO4 pode ser total se for adicionado
  26. 26. 36 acetato de sódio à solução, que reagirá com os íons H+ resultante da reação de precipitação, no sentido de formação do ácido acético, mantendo a concentração de H+ baixa. NOTA (14): Os íons cálcio e estrôncio não formam precipitados com os íons cromatos nestas condições. 3.4.5. Reação com sulfato de amônio No caso de Ba2+ e Sr2+ deverá haver a formação de precipitados brancos, enquanto que Ca2+ não deverá precipitar neste meio. A reação de formação do precipitado é mostrada abaixo. M2+ + SO4 2 - ↔ MSO4 (S) 3.5. SEPARAÇÃO DOS CÁTIONS DO GRUPO II A) Misturar em um tubo de ensaio uma espátula pequena de cada M(NO3)2 sólido (M2+ = Mg2+ , Ca2+ , Sr2+ e Ba2+ ). B) Adicionar 5 gotas de ácido clorídrico 6 mol/L e hidróxido de amônia gota a gota com agitação, até o meio se tornar básico. C) Aquecer a solução em banho-maria e juntar cerca de 15 gotas de solução de carbonato de amônia 1,5 mol/L. D) Agitar vigorosamente a solução para homogeneizar, aquecer o tubo (banho- maria) e deixar ferver cerca de 5 minutos. Retirar do banho-maria e centrifugar. E) Testar se a precipitação foi quantitativa juntando algumas gotas de carbonato de amônio 1,5 mol/L ao líquido sobrenadante. Se ainda houver, repetir este procedimento até não haver mais precipitado pela adição de carbonato de amônio ao sobrenadante. Agitar para homogeneizar, centrifugar e separar por decantação. F) Em uma parte do sobrenadante (deve conter íons magnésio) adicionar 2 gotas de HCl 6 mol/L e 3 gotas de Na2HPO4 3 mol/L. Adicionar gotas de hidróxido de amônio até obter meio básico. Não aquecer. A formação de um
  27. 27. 37 precipitado branco cristalino de MgNH4PO4.6H2O confirma a presença do íon magnésio. G) Lavar o precipitado, que dever conter os carbonatos de cálcio, estrôncio e bário, com água quente, centrifugar e desprezar o sobrenadante. H) Ao resíduo adicionar ácido acético 6 mol/L gota a gota até completa dissolução. A seguir juntar 5 gotas de acetato de sódio 3 mol/L gota a gota e 10 gotas de dicromato de potássio 0,2 mol/L e agitar a solução. I) Aquecer em banho-maria (2 min), centrifugar e verificar se a precipitação foi completa. Após a precipitação quantitativa, centrifugar e separar o sobrenadante por decantação. O precipitado amarelo formado deve ser o BaCrO4, enquanto que o sobrenadante deve conter os íons Ca2+ e Sr2+ . J) Ao líquido sobrenadante, adicionar 3 gotas de hidróxido de amônio 6 mol/L, cerca de 10 gotas de sulfato de amônio 2,5 mol/L, agitar e aquecer á solução. K) Centrifugar o precipitado e testar se a precipitação foi quantitativa, adicionando-se mais uma gota de sulfato de amônio 2,5M ao sobrenadante. Se houver formação de mais precipitado, agitar, aquecer à ebulição e centrifugar.O precipitado branco formado deve ser o sulfato de estrôncio e o sobrenadante deve conter os íons Ca2+ . L) Adicionar ao líquido sobrenadante 3 gotas de oxalato de amônio 0,25 mol/L, agitar e deixar repousar cerca de 2 minutos. A formação de um precipitado branco de CaC2O4, confirma a presença de cálcio. NOTA (15). Sulfato de cálcio é solúvel em solução de sulfato de amônio concentrado e a quente. Isto é devido, talvez, à formação de complexos de acordo com a equação: CaSO4(S) + SO4 2- ↔ Ca(SO4)2 2- NOTA (16). A reação de HCl com NH4OH resultará na formação de NH4Cl que impede a precipitação dos íons Mg2+ como hidróxido ou carbonato básico. NOTA (17). Quantidades pequenas destes carbonatos precipitam lentamente, devido à tendência de formar soluções supersaturadas. Aquecimento e
  28. 28. 38 agitação ajudam a precipitação e favorecem a formação de cristais grandes que são mais fáceis de centrifugar e separar por decantação. NOTA (18). Não se deve ferver para não decompor o reagente: (NH4)2CO3 ↔ 2NH3+CO2+H2O NOTA (19). Os íons Mg2+ podem também ser detectados adicionando-se 1 gota de solução de p-nitrobenzenoazerosorcinol (magneson I) e hidróxido de sódio 6 M, gota à gota, até o meio se tornar básico. O aparecimento de um precipitado azul brilhante confirma a presença de íons magnésio. NOTA (20). O magnésio, se não foi bem separado no início, pode precipitar neste ponto como MgC2O4 e pode ser confundido com o CaC2O4.
  29. 29. 39 3.6. Resumo dos cátions do grupo II. Teste Procedimento Mg 2+ Ca 2+ Sr 2+ Ba 2+ Chama Fio Ni-Cr Limpo com HCl conc. MCl2 (sólido) Não dá cor na Chama Vermelho-tijolo Vermelho-carmin Verde-amarelada Base Forte NaOH 2-3 gotas M(NO3)2 0,2 mol/L água gotas de NaOH 4 mol/L Ppt. Branco (gelatinoso) - Mg(OH)2. Dissolve em presença de NH4Cl (ad. 1 ponta de espátula do sólido) - - - Base Fraca NH3 2-3 gotas M(NO3)2 0,2 mol/L água + gotas NH3 6 mol/L Ppt. branco (gelatinoso) Mg(OH)2 (parcial) Precipita parcialmente Precipita parcialmente Precipita parcialmente Carbonato de Amônio (NH4)2CO3 5-10 gotas M(NO3)2 0,2 mol/L água gotas de NH3 2 mol/L (básico) gotas (NH4)2CO3 1,5 mol/L (excesso) Aquecer (banho-maria) Ppt. branco (gelatinoso) Mg(CO3).Mg(OH)2.5H2O Centrifugar Gotas de NH4Cl 4 mol/L (meio ácido - dissolve o Ppt.) Gotas de HAc 4 mol/L (meio ácido - dissolve o Ppt.) Ppt. Branco - CaCO3 Centrifugar Gotas de NH4Cl 4 mol/L (o Ppt. não dissolve) Gotas de HAc 6 mol/L (o Ppt. dissolve) Ppt. Branco - SrCO3 Centrifugar Gotas de NH4Cl 4 mol/L (o Ppt. não dissolve) Gotas de HAc 6 mol/L (o Ppt. dissolve) Ppt. Branco - BaCO3 Centrifugar Gotas de NH4Cl 4 mol/L (o Ppt. não dissolve) Gotas de HAc 6 mol/L (o Ppt. dissolve) Monohidrogênio Fosfafato de Sódio Na2HPO4 2-3 gotas M(NO3)2 + água 2 gotas de HCl 6 mol/L 3 gotas Na2HPO4 3 mol/L gotas NH3 6 mol/L (meio básico) Não aquecer Precipitado sob a forma de estrelas (ao microscópio) MgNH4PO4.6H2O Precipitado amorfo Precipitado amorfo Precipitado amorfo Oxalato de Amônio (NH4)2C2O4 2-3 gotas M(NO3)2 + água 5 gotas de HAc 6 mol/L 5 gotas de NaAc 6 mol/L 6 gotas (NH4)2C2O4 0,25 mol/L Aquecer (banho-maria) Não deve precipitar Forma um Ppt. Branco - MgC2O4 , só em solução concentrada Ppt. Branco - CaC2O4 Ppt. Branco - SrC2O4 Ppt. Branco - BaC2O4
  30. 30. 40 Dicromato de Potássio K2Cr2O7 2-3 gotas M(NO3)2 + água 3 gotas de HAc 6 mol/L 3 gotas de NaAc 6 mol/L 3 gotas K2Cr2O7 0,5 mol/L Não Precipita Não Precipita Não Precipita Ppt. Amarelo - BaCrO4 Sulfato de Amônio (NH4)2SO4 3 gotas M(NO3)2 + água 5 gotas de HAc 6 mol/L 5 gotas de NaAc 6 mol/L 6 gotas (NH4)2SO4 2,5 mol/L Não Precipita Pode precipitar parcialmen-te, mas não deve precipitar na presença de exc. de NH4 + [ad. (NH4)2SO4 2,5 mol/L] Ppt. Branco - SrSO4 Ppt. Branco - BaSO4 M = Mg 2+ , Ca 2+ , Sr 2+ ou Ba 2+ ; NaAc = simplificação da fórmula do acetato de sódio ; HAc = simplificação da fórmula do ácido acético, ad.= adição.
  31. 31. 41 3.7. Esquema da análise sistemática da mistura dos cátions do grupo II (Mg2+ , Ca2+ , Sr2+ e Ba2+ ). Mistura de Cátions do Grupo II (Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+) Aquecer Aquecer por 5 min (banho-maria) 5 got. de HCl 6 mol/L gotas de NH3 6 mol/L sob agitação até meio básico Amostra Sólida 10 gotas de H2O 15 got. de (NH4)2CO3 1,5 mol/L agitar (excesso) Sobrenadante Precipitado Centrifugar Testar se a precipitação foi completa com got. de (NH4)2CO3 Ppt. Branco Forma de Estrela Centrifugar HCl 6 mol/L Na2HPO4 3 mol/L NH3 6 mol/L Esfriar Reagir a frio Não usar todo o sobrenadante Pode repetir, se preciso Mg2+, positivo Precipitado Solução Centrifugar Precipitação incompleta Precipitação incompleta Lavar com água quente Desprezar o sobrenadante HAc 6 mol/L até dissolução 5 got. NaAc 6 mol/L 10 got. K2Cr2O7 0,2 mol/L (excesso) Testar se a precipitação foi completa com got. de K2Cr2O7 Mistura de Cátions do Grupo II (Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+) Aquecer Aquecer por 5 min (banho-maria) 5 got. de HCl 6 mol/L gotas de NH3 6 mol/L sob agitação até meio básico Amostra Sólida 10 gotas de H2O 15 got. de (NH4)2CO3 1,5 mol/L agitar (excesso) Sobrenadante PrecipitadoSobrenadante Precipitado Centrifugar Testar se a precipitação foi completa com got. de (NH4)2CO3 Ppt. Branco Forma de Estrela Centrifugar HCl 6 mol/L Na2HPO4 3 mol/L NH3 6 mol/L Esfriar Reagir a frio Não usar todo o sobrenadante Pode repetir, se preciso Não usar todo o sobrenadante Pode repetir, se preciso Mg2+, positivo Precipitado Solução Centrifugar Precipitação incompleta Precipitação incompleta Lavar com água quente Desprezar o sobrenadante HAc 6 mol/L até dissolução 5 got. NaAc 6 mol/L 10 got. K2Cr2O7 0,2 mol/L (excesso) Testar se a precipitação foi completa com got. de K2Cr2O7
  32. 32. 42 Continuação da análise sistemática da mistura dos cátions do grupo II (Mg2+ , Ca2+ , Sr2+ e Ba2+ ). Ppt. Amarelo Ba2+, positivoSobrenadante Ca2+, positivoSr2+, positivo Aquecer (banho-maria) Centrifugar Sobrenadante 3 got. de NH3 6 mol/L (excesso laranja-amarelo) 10 got. de (NH4)2SO4 2,5 mol/L Testar se a precipitação foi completa com got. de (NH4)2SO4 Ppt. Branco Ppt. Branco 3 got. de (NH4)2C2O4 2,5 mol/L Precipitação incompleta Ppt. Amarelo Ba2+, positivoSobrenadante Ca2+, positivoSr2+, positivo Aquecer (banho-maria) Centrifugar Sobrenadante 3 got. de NH3 6 mol/L (excesso laranja-amarelo) 10 got. de (NH4)2SO4 2,5 mol/L Testar se a precipitação foi completa com got. de (NH4)2SO4 Ppt. Branco Ppt. Branco 3 got. de (NH4)2C2O4 2,5 mol/L Precipitação incompleta
  33. 33. 43 PRÁTICA 4PRÁTICA 4PRÁTICA 4PRÁTICA 4---- Análise de ânionsAnálise de ânionsAnálise de ânionsAnálise de ânions 4.1. INTRODUÇÃO Na análise de ânions, estes íons não são subdivididos em grupos como no caso dos cátions. Na prática a amostra que vai ser analisada é submetida a uma série de “reações específicas”. Estas reações específicas são independentes da análise dos cátions. Eles permitem identificar nitrato em um fertilizante ou fosfato em uma levedura, sem executar a análise sistemática dos cátions. 4.2. REAÇÕES ESPECÍFICAS PARA ÂNIONS Como já foi discutido anteriormente, estas reações específicas servirão para dar indicações a respeito da presença ou ausência de certos ânions na amostra. Entretanto a presença ou ausência destes devem ser confirmados pelos ensaios específicos de cada ânion descritos mais adiante. Após a realização das reações específicas para ânions, a possibilidade de presença de alguns deles é definitivamente eliminada. No entanto, a presença ou ausência de outros não fica bem estabelecida. Sendo assim, torna-se necessário testá-los por meio de algumas reações específicas. Não esquecer que em alguns casos podemos ter interferência de um ânion na identificação de outro. Por exemplo, íons brometo e iodeto interferem no teste para cloreto. Os íons iodeto interferem no teste para brometo, nitrito e nitrato. Nesta prática iremos realizar a identificação de alguns ânions, tais como Cl- , SO4 2- , NO2 - , NO3 - e CO3 2- . 4.2.1. REAÇÕES ESPECÍFICAS PARA Cl- , SO4 2- , NO2 - , NO3 - e CO3 2- 4.2.1.1. Reações para o íon cloreto, Cl- a) Reação com íons prata (Ag+ ) A identificação do íon cloreto se baseia na sua precipitação como AgCl. A confirmação de que o precipitado é o AgCl é efetuada dissolvendo-o em solução de amônia e reprecipitando este sal por acidificação da solução. Ag+ + Cl- ↔ AgCl(s)
  34. 34. 44 AgCl(s) + 2 NH3 ↔ Ag(NH3)2 + + Cl- Ag(NH3)2 + + Cl- + H+ ↔ AgCl(s) + 2NH4 + Outros ânions que dão um precipitado com o íon prata não se formam em meio ácido (CrO4 2- e PO4 3- ), são voláteis em solução ácida (CO3 2- , SO3 2- e S2- ), ou são destruídos por um agente oxidante forte (C2O4 2- , I- , Br- e SCN- ). O íon peroxidissulfato é o oxidante mais empregado. S2O8 2- (aq) + 2 I- (aq) → I2(s) + 2 SO4 2- (aq) 4.2.1.2. Reação para os íons sulfato (SO4 2- ) a) Reação com íons Bário (Ba2+ ) Entre todos os ânions que formam sais de bário insolúveis, o íon SO4 2- , é o único que precipita em soluções fortemente ácidas. Ba2+ + SO4 -2 ↔ BaSO4(s) 4.2.1.3. Reação para os íons Nitrito (NO2 - ) a) Reação com sulfato ferroso (FeSO4) Devido a maior instabilidade dos nitritos, este teste pode ser feito em meio H2SO4 diluído. Nestas condições, a reação pode ser usada para identificar íons nitritos na presença de íons nitrato. Fe2+ + NO2 - + 2 H+ ↔ Fe3+ + NO + H2O Fe2+ + NO ↔ [Fe(NO)]2+ (marrom-esverdeada) 4.2.1.4. Reação para os íons Nitrato (NO3 - ) a) Reação com sulfato ferroso (FeSO4) Esta reação é baseada na redução dos íons NO3 - pelo sal ferroso produzindo óxido nítrico (NO). O óxido nítrico na presença do excesso do sal ferroso forma um complexo instável de cor marrom.
  35. 35. 45 3 Fe2+ + NO3 - + 4 H+ ↔ 3 Fe3+ + NO + 2 H2O Fe2+ + NO ↔ [Fe(NO)]2+ (marrom-esverdeada) [Fe(NO)]2+ + SO4 2- ↔ [Fe(NO)]SO4 NOTA (1): Íons I- e Br- interferem na reação, pois estas condições dão origem a formação de I2 e Br2 que produzem anéis semelhantes e mascaram o teste. Estes íons podem ser precipitados com uma solução de sulfato de prata. A seguir centrifuga-se e faz-se o teste para os íons NO3 - no líquido sobrenadante. NOTA (2): Íons NO2 - interferem neste teste e estes são mais difíceis de serem removidos. Na prática pode-se eliminar estes íons adicionando-se à solução contendo nitrito uma ponta de espátula de NH4Cl ou (NH4)2SO4 e aquecendo-se a solução. NH4 + + NO2 - ↔ N2 + 2 H2O Uma maneira mais simples para se remover íons NO2 - em uma solução ácida é juntar cristais de ácido sulfâmico e aquecer até que cesse o desprendimento de gás, N2. H+ NO2 - + NH2SO3 - → N2 + SO4 2- + H2O 4.2.1.5. Reação com os íons carbonato (CO3 2- ) a) Reação com hidróxido de bário, Ba(OH)2 Este teste se baseia na reação do gás carbônico formado com uma solução de hidróxido de bário, com formação de um precipitado branco de carbonato de bário. CO2 + 2 OH- ↔ CO3 2- + H2O CO3 2- + Ba2+ ↔ BaCO3(s) Este teste deve ser realizado em um sistema fechado. 4.3. PARTE EXPERIMENTAL 4.3.1. Identificação dos íons cloretos 1. Colocar cerca de 4 a 5 gotas de solução de NaCl 0,2 mol/L em um tubo de ensaio e juntar 1 a 2 gotas de HNO3 6 mol/L ( a solução deverá estar ácida). 2. Adicionar algumas gotas da solução de AgNO3 0,2 mol/L. Deverá observar-se a formação do mesmo precipitado branco. 3. Centrifugar e desprezar o líquido sobrenadante.
  36. 36. 46 4. Tratar o precipitado com algumas gotas de NH4OH 0,5 mol/L. O sólido deverá dissolver. 5. Acidular esta solução (4) com HNO3 6 mol/L. O precipitado deve formar-se novamente, confirmando a presença de íons cloreto na amostra. 4.3.2. Identificação dos íons sulfatos 1. Fazer inicialmente o teste sem adicionar ácido. 2.Colocar 5 gotas da solução de Na2SO4 0,2 mol/L em um tubo de ensaio e adicionar 2 gotas da solução de BaCl2 0,2 mol/L. Deverá se observar a formação de um precipitado branco que confirma a presença de íons sulfato. 4.3.3. Identificação dos íons nitritos 1. Transfira 5 a 6 gotas de uma solução de NaNO2 0,2 mol/L em um tubo de ensaio. 2. Juntar 2 a 3 gotas de H2SO4 2 mol/L e mais 4 a 5 gotas de FeSO4 0,2 mol/L. O aparecimento de uma coloração marrom-esverdeada na solução, comprova a presença de nitrito. 4.3.4. Identificação dos íons nitratos a) Colocar em um tubo de ensaio 5 gotas de uma solução de NaNO3 0,2 mol/L, 2 a 3 gotas de H2SO4 2 mol/L e mais 5 gotas de uma solução de FeSO4 0,2 mol/L. b) Em seguida, inclinar o tubo em mais ou menos 45 ºC e deixar escorrer pela parede do tubo 5 gotas de H2SO4 concentrado. Tome cuidado para que as soluções não se misturem. A formação de um anel marrom na interface das duas soluções é devido a formação do complexo de ferronitrosilo [Fe(NO)]2+ . Figura 4.1. Tubo inclinado a 45 ºC. NOTA (3): Caso não saiba se há ou não a presença de nitrito, antes de executar o procedimento acima, faça o seguinte procedimento para remoção de íons nitrito:
  37. 37. 47 c) Colocar 8 gotas da solução contendo íons NO2 - em um tubo de ensaio. d) Adicionar de 1 a 2 gotas de H2SO4 6 mol/L. e) Juntar alguns cristais de ácido sulfâmico à solução. f) Aquecer suavemente e agitar o tubo com cuidado para desprender as bolhas de gás. g) Adicionar mais cristais do ácido sulfâmico se for necessário, até eliminar todo íon NO2 - . h) Separar com uma pipeta 2 a 3 gotas desta solução para outro tubo e fazer o teste para verificar se não existe mais nitrito utilizando o procedimento com FeSO4 que foi descrito para as reações dos íons nitrito. Caso o teste seja negativo, faça o teste para o nitrato com o restante da solução do item 5. 4.3. 5. Identificação de íons carbonato a) Colocar no tubo A (Figura 4.2) 5 gotas de uma solução de Na2CO3 0,2 mol/L e no tubo B solução saturada de Ba(OH)2. b) Adicionar 5 a 6 gotas de HCl 2 mol/L no tubo A e fechar o tubo rapidamente. Aquecer somente o tubo A (ver nota 4). O CO2 liberado será recebido no tubo B. c) Observar na superfície da solução de Ba(OH)2 a formação de uma película branca de BaCO3. Figura 4.2. Montagem para a identificação de íons carbonato NOTA (4): Tomar cuidado para não agitar o tubo B e o tubo A. O tubo A só deve ser aquecido depois que o sistema estiver montado.
  38. 38. 48 4.4. Esquema de identificação para alguns ânions (Cl- , SO4 2- , NO2 - , NO3 - e CO3 2- ). Ânions (Cl-, SO4 2-, NO2 -, NO3 -, CO3 2-) Cl- CO3 2- SO4 2- NO2 - NO3 - Íons Prata 4 got. de NaCl 0,2 mol/L 2 got. de HNO3 6 mol/L 4 got. de AgNO3 0,2 mol/L Íons Bário 5 got. de Na2SO4 0,2 mol/L 3 got. de HCl 6 mol/L 2 got. de BaCl2 0,2 mol/L Sulfato Ferroso 5 got. de NaNO2 0,2 mol/L 3 got. de H2SO4 2 mol/L 5 got. de FeSO4 0,2 mol/L Sulfato Ferroso 5 got. de NaNO3 0,2 mol/L 3 got. de H2SO4 2 mol/L 5 got. de FeSO4 0,2 mol/L Tubo a 45 ° (inclinação) escorrer pela parede 5 got.de H2SO4 conc. Hidróxido de Bário Tubo A 5 got. de Na2CO3 0,2 mol/L 6 got. de HCl 6 mol/L Tubo B Ba(OH)2 saturada Aquecer o Tubo A Ppt. Branco Solução Marrom-esverdeada Anel Marrom Película Branca no Tubo B Ppt. Branco A B Ânions (Cl-, SO4 2-, NO2 -, NO3 -, CO3 2-) Cl- CO3 2- SO4 2- NO2 - NO3 - Íons Prata 4 got. de NaCl 0,2 mol/L 2 got. de HNO3 6 mol/L 4 got. de AgNO3 0,2 mol/L Íons Bário 5 got. de Na2SO4 0,2 mol/L 3 got. de HCl 6 mol/L 2 got. de BaCl2 0,2 mol/L Sulfato Ferroso 5 got. de NaNO2 0,2 mol/L 3 got. de H2SO4 2 mol/L 5 got. de FeSO4 0,2 mol/L Sulfato Ferroso 5 got. de NaNO3 0,2 mol/L 3 got. de H2SO4 2 mol/L 5 got. de FeSO4 0,2 mol/L Tubo a 45 ° (inclinação) escorrer pela parede 5 got.de H2SO4 conc. Hidróxido de Bário Tubo A 5 got. de Na2CO3 0,2 mol/L 6 got. de HCl 6 mol/L Tubo B Ba(OH)2 saturada Aquecer o Tubo A Ppt. Branco Solução Marrom-esverdeada Anel Marrom Película Branca no Tubo B Ppt. Branco A BA B
  39. 39. 49 PRÁTICA 5PRÁTICA 5PRÁTICA 5PRÁTICA 5---- Análise de saisAnálise de saisAnálise de saisAnálise de sais 5.1. INTRODUÇÃO No desenvolvimento de uma análise de um sal ou mistura de sais, o estudante deve identificar todos os cátions e ânions presentes na amostra. Na Tabela 5.1 é dada a coloração de algumas substâncias sólidas mais comuns. Qualquer identificação baseada na cor do sólido deve ser uma tentativa e necessita ser apoiada por outra evidência. Tabela 5.1. Substâncias sólidas coloridas mais comuns COR SUBSTÂNCIAS Vermelho Sais de Mn (II) hidratados (róseos), sais de Co (II) hidratados, HgI2, HgO, HgS, Pb3O4, Ag2CrO4, AsI3, Cu2O, CrO3, Fe2O3 (marrom-avermelhado) Laranja Sb2S3, SnI2, muitos dicromatos Amarelo As2S3, CdS, HgO, PbI2, PbO, SnS2, sais de Ni (II) anidros, muitos cromatos Verde Sais de Fé (II) e de Ni (II) hidratados, Cr2O3 (quase negro), CrCl3.6H2O, e outros sais de Cr (III), CuCl2.2H2O (verde-azulado) e alguns outros sais de Cu (II), CoBr2 anidro Púrpura KMnO4 (quase preto) Violeta Muitos sais de Cr (III) (muitos escuros) e alguns sais de Fe (III) como o Fe(NO3)3.9H2O Azul Sais de Cu (II) hidratados (algumas vezes amarelados ou esverdeados), CoCl2 anidro Marrom FeCl3.6H2O (amarelo), CuCl2 anidro, PbO, CdO, Bi2O3, SnS Preto Fe3O4, CuO, NiO, MnO2, CuS, HgS, PbS, FeS, CoS, NiS, Ag2S, CuBr2, BiI3 A seguir são dados resumidamente os passos que devem ser seguidos e as reações que devem ser feitas para analisar uma mistura de sais. 5.2. Observação física da amostra Observar cuidadosamente as características físicas do sólido. Se a amostra for muito colorida, muito pouco se poderá deduzir, mas se for branca, muitos constituintes podem ser eliminados. 5.3. Solubilidade da amostra em água Testar a solubilidade do sólido em água, HCl 6 mol/L e em HNO3 6 mol/L . Aquecer em cada caso se nada ocorrer a frio. É importante observar que através da coloração da solução poderemos ter uma indicação da presença de um ou mais dos íons listados abaixo. As cores características mais
  40. 40. 50 comuns são: ÍONS COLORAÇÃO CrO4 2- Amarelo Cr2O7 2- Vermelho alaranjado MnO4 - Violeta-púrpura Ni2+ Verde Fe3+ Marrom avermelhado Fe2+ Verde acinzentado Cr3+ Verde a cinza azulado Cu2+ Azul Co2+ Rosado Mn2+ Rosa claro Para efetuar estas eliminações, é necessário um conhecimento da solubilidade dos sais de diferentes ácidos em água. As regras que regem a solubilidade dos sais mais comuns são: 1. Os nitratos, cloratos e acetatos de todos os metais são solúveis em água. O acetato de prata é ligeiramente solúvel em água; 2. Todos os sais de sódio, potássio e amônio são solúveis em água; 3. Os cloretos, brometos, iodetos e tiocianatos de todos os metais (com exceção de chumbo, prata, mercúrio (I) e cobre (I)) são solúveis em água. O iodeto de mercúrio (II) é insolúvel em água. O cloreto, brometo e iodeto de chumbo são solúveis em água quente. Os cloretos, brometos e iodetos insolúveis em água são igualmente insolúveis nos ácidos diluídos; 4. Os sulfatos de todos os metais (exceto chumbo, mercúrio (I), bário e cálcio) são solúveis em água. O sulfato de prata é fracamente solúvel. Os sulfatos insolúveis em água são igualmente insolúveis nos ácidos diluídos; 5. Os carbonatos, fosfatos, boratos, sulfitos, cromatos e arseniatos de todos os metais (exceto sódio, potássio e amônio) são insolúveis em água, porém solúveis em ácidos diluídos. O cromato de magnésio é solúvel em água; o sulfito de magnésio é fracamente solúvel em água; 6. Os sulfetos de todos os metais (exceto bário, cálcio, magnésio, sódio, potássio e amônio) são insolúveis em água. BaS, CaS e MgS são ligeiramente solúveis; 7. Os hidróxidos de sódio, potássio e amônio são muito solúveis em água. Os hidróxidos de cálcio e bário são moderadamente solúveis. Os óxidos e hidróxidos de todos os outros metais são insolúveis.
  41. 41. 51 5.4. pH da solução aquosa da amostra Determinar o pH aproximado da solução usando uma tira de papel indicador universal. Observe o quadro abaixo e diga de acordo com pH se há ou não a presença de HSO4 - , ácidos livres, CO3 2- , S2- ou PO4 3- . 5.5. Teste de chama Fazer os testes de chama para os cátions conforme os procedimentos descritos nas práticas anteriores. Os testes de chama são muito úteis, mas não necessariamente conclusivos, por si só, para a identificação de um íon. Devemos lembrar que, outros elementos produzem chamas coloridas que podem interferir. 5.6. Determinar os ânions presentes Utilizar o resultado da análise de cátions para definir se a presença de alguns ânions pode ou não ser eliminada. Os testes de precipitação com AgNO3 e com BaCl2 também são úteis. Finalmente, fazer os testes específicos para os ânions que não foram definitivamente eliminados, no extrato com soda ou através de provas diretas. 5.7. Provas Diretas Fazer as provas diretas (na amostra sólida original) para os íons CO3 2- , Na+ , K+ e NH4 + . 5.8. Extrato com Soda É sabido que certos cátions podem interferir nas reações de identificação dos ânions. Assim, por exemplo, a reação de identificação de íons nitrato envolve a adição à amostra a analisar ácido sulfúrico diluído (2 mol/L) e solução de sulfato de ferro (II). Neste caso, se a solução a ser testada contém íons Ba2+ haverá precipitação de BaSO4 que irá atrapalhar a reação de identificação de nitrato. Por esta razão, para se ter condições adequadas para se realizar as reações de identificação dos ânions é desejável que os mesmos estejam na forma de sais de sódio ou pH < 2 indica a presença de HSO4 - ou ácidos livres pH > 10 indica a presença de CO3 2- , S2- ou PO4 3-
  42. 42. 52 potássio. Estes cátions não interferem nas reações utilizadas para se testar a presença dos ânions. Na prática, a eliminação dos cátions pode ser realizada tratando-se a amostra a analisar com uma solução de Na2CO3. Com este tratamento, os cátions são precipitados na forma de carbonato, carbonato básico ou hidróxidos e os ânions ficam em solução. Esta solução é normalmente conhecida como “extrato com soda”. No caso de sais solúveis ocorre simplesmente a precipitação do cátion. Assim, se tivermos uma solução de BaCl2 e tratarmos com uma solução de Na2CO3 ocorrerá a reação: Ba2+ + 2 Cl- + 2 Na+ + CO3 2- ↔ BaCO3(s) + 2 Na+ + 2 Cl- Neste caso, o Ba2+ é precipitado como BaCO3 enquanto têm-se em solução íons Na+ e íons Cl- . No caso de sais insolúveis, entretanto, ocorre uma reação de transposição. Assim, quando se trata o sal insolúvel, PbSO4 com solução de Na2CO3 ocorre a reação: PbSO4(s) + 2 Na+ + CO3 2- ↔ PbCO3(s) + 2 Na+ + SO4 2- Existem alguns sais, como AgCl, CuS, etc., que não serão removidos pelo Na2CO3, pois são mais insolúveis do que seus respectivos carbonatos. Nestes casos, deve-se lançar mão de outros meios para solubilizá-los, a fim de ter os ânions em solução. Na prática, colocar aproximadamente 1 g de amostra em um béquer de 250 mL, adicionar 2 a 3 g de Na2CO3 sólido, mais 25 mL de água e ferver por 10-20 minutos. A seguir decantar o precipitado e no extrato (sobrenadante) fazer os testes para os íons Cl- , SO4 2- , NO2 - , NO3 - e K+ . Lembrar que para o teste de cloreto, no extrato (sobrenadante), deve-se juntar antes o HNO3 até o meio ficar ácido, eliminando assim todo CO3 2- na forma de CO2. A seguir colocar o AgNO3. Se não dor eliminado todo CO3 2- , haverá formação de um precipitado branco de Ag2CO3. De um modo geral é conveniente analisar os ânions antes dos cátions, embora esta não seja uma condição obrigatória. 5.9. Determinar os cátions presentes Como descrito acima, isso pode ser feito antes ou após a análise de ânions.
  43. 43. 53 Observar a cor da solução aquosa. Uma solução incolor não pode conter os íons Cu2+ , Ni2+ , Cr3+ , Fe3+ , Fe2+ ou Mn2+ . Notar se alguns cátions podem ou não ser eliminados com base na solubilidade em água e no resultado da análise de ânions. Assim, se a mistura for solúvel em água e demonstra conter íons CO3 2- , então os únicos cátions que podem estar presentes: Na+ , K+ ou NH4 + . Desenvolver a análise sistemática para os cátions para ter uma confirmação efetiva (Práticas 2 e 3).
  44. 44. 54 5.10. Esquema para separação em uma mistura de cátions do grupo I, II e ânions (Extrato com soda) (Extrato com Soda) AMOSTRA SÓLIDA (Na+ , K+ , NH4 + , Mg2+ , Ca2+ , Sr2+ , Ba2+ , Cl- , SO4 2- , CO3 2- , NO2 - , NO3 - ) Teste de Chama Fio Ni/Cr Limpo em HCl conc. Amostra sólida Chama Violeta Indicativo K+ Teste de Chama Fio Ni/Cr Limpo em HCl conc. Amostra sólida Chama Amarela Na+ Azul Base Forte Tornassol Vermelho 8 got. de NaOH 4 mol/L Aquecimento (banho-maria) Tornassol Azul NH4 +, positivo Cobaltonitrito Neutralizar a sol. com HAc 6 mol/L, exc. 6 got. de Cobaltonitrito Ppt. Amarelo K+, Indicativo K+ e NH4 + Aquecimento (banho-maria) Tornassol Vermelho Hidróxido de Bário Tubo A 1 ponta de espátula da amostra 6 got. de HCl 6 mol/L Tubo B Ba(OH)2 saturada Aquecer o Tubo A Película Branca no Tubo B A B CO3 2- TESTAR CÁTIONS DO GRUPO II (Mg2+ , Ca2+ , Sr2+ , Ba2+ ) Béquer de 50 mL 1 ponta de espátula da amostra 3 pontas de espátula de Na2CO3 25 mL de água destilada Ferver por 10-20 minutos Decantar e filtrar utilizando papel de filtro TESTAR OS ÂNIONS (Cl-, SO4 2-, NO2 -, NO3 -) Cobaltonitrito Neutralizar a sol. com HAc 6 mol/L, 3 got. de NaAc 6 mol/L 6 got. de Cobaltonitrito Ppt. Amarelo K+ , positivo precipitado CaCO3, BaCO3, MgCO3 , SrCO3 K+, Cl-, SO4 2-, NO2 -, NO3 - sobrenadante (Extrato com Soda) AMOSTRA SÓLIDA (Na+ , K+ , NH4 + , Mg2+ , Ca2+ , Sr2+ , Ba2+ , Cl- , SO4 2- , CO3 2- , NO2 - , NO3 - ) Teste de Chama Fio Ni/Cr Limpo em HCl conc. Amostra sólida Chama Violeta Indicativo K+ Teste de Chama Fio Ni/Cr Limpo em HCl conc. Amostra sólida Chama Amarela Na+ Azul Base Forte Tornassol Vermelho 8 got. de NaOH 4 mol/L Aquecimento (banho-maria) Tornassol Azul NH4 +, positivo Cobaltonitrito Neutralizar a sol. com HAc 6 mol/L, exc. 6 got. de Cobaltonitrito Ppt. Amarelo K+, Indicativo K+ e NH4 + Aquecimento (banho-maria) Tornassol Vermelho Hidróxido de Bário Tubo A 1 ponta de espátula da amostra 6 got. de HCl 6 mol/L Tubo B Ba(OH)2 saturada Aquecer o Tubo A Película Branca no Tubo B A B CO3 2- TESTAR CÁTIONS DO GRUPO II (Mg2+ , Ca2+ , Sr2+ , Ba2+ ) Béquer de 50 mL 1 ponta de espátula da amostra 3 pontas de espátula de Na2CO3 25 mL de água destilada Ferver por 10-20 minutos Decantar e filtrar utilizando papel de filtro TESTAR OS ÂNIONS (Cl-, SO4 2-, NO2 -, NO3 -) Cobaltonitrito Neutralizar a sol. com HAc 6 mol/L, 3 got. de NaAc 6 mol/L 6 got. de Cobaltonitrito Ppt. Amarelo K+ , positivo precipitado CaCO3, BaCO3, MgCO3 , SrCO3 K+, Cl-, SO4 2-, NO2 -, NO3 - sobrenadante AMOSTRA SÓLIDA (Na+ , K+ , NH4 + , Mg2+ , Ca2+ , Sr2+ , Ba2+ , Cl- , SO4 2- , CO3 2- , NO2 - , NO3 - ) Teste de Chama Fio Ni/Cr Limpo em HCl conc. Amostra sólida Chama Violeta Indicativo K+ Teste de Chama Fio Ni/Cr Limpo em HCl conc. Amostra sólida Chama Violeta Indicativo K+ Teste de Chama Fio Ni/Cr Limpo em HCl conc. Amostra sólida Chama Amarela Na+ Teste de Chama Fio Ni/Cr Limpo em HCl conc. Amostra sólida Chama Amarela Na+ Azul Base Forte Tornassol Vermelho 8 got. de NaOH 4 mol/L Aquecimento (banho-maria) Tornassol Azul NH4 +, positivo Cobaltonitrito Neutralizar a sol. com HAc 6 mol/L, exc. 6 got. de Cobaltonitrito Ppt. Amarelo K+, Indicativo K+ e NH4 + Aquecimento (banho-maria) Tornassol Vermelho Base Forte Tornassol Vermelho 8 got. de NaOH 4 mol/L Aquecimento (banho-maria) Tornassol Azul NH4 +, positivo Cobaltonitrito Neutralizar a sol. com HAc 6 mol/L, exc. 6 got. de Cobaltonitrito Ppt. Amarelo K+, Indicativo K+ e NH4 + Aquecimento (banho-maria) Tornassol Vermelho Hidróxido de Bário Tubo A 1 ponta de espátula da amostra 6 got. de HCl 6 mol/L Tubo B Ba(OH)2 saturada Aquecer o Tubo A Película Branca no Tubo B A B CO3 2- Hidróxido de Bário Tubo A 1 ponta de espátula da amostra 6 got. de HCl 6 mol/L Tubo B Ba(OH)2 saturada Aquecer o Tubo A Película Branca no Tubo B A BA B CO3 2- TESTAR CÁTIONS DO GRUPO II (Mg2+ , Ca2+ , Sr2+ , Ba2+ ) TESTAR CÁTIONS DO GRUPO II (Mg2+ , Ca2+ , Sr2+ , Ba2+ ) Béquer de 50 mL 1 ponta de espátula da amostra 3 pontas de espátula de Na2CO3 25 mL de água destilada Ferver por 10-20 minutos Decantar e filtrar utilizando papel de filtro TESTAR OS ÂNIONS (Cl-, SO4 2-, NO2 -, NO3 -) Cobaltonitrito Neutralizar a sol. com HAc 6 mol/L, 3 got. de NaAc 6 mol/L 6 got. de Cobaltonitrito Ppt. Amarelo K+ , positivo precipitado CaCO3, BaCO3, MgCO3 , SrCO3 K+, Cl-, SO4 2-, NO2 -, NO3 - sobrenadante Béquer de 50 mL 1 ponta de espátula da amostra 3 pontas de espátula de Na2CO3 25 mL de água destilada Ferver por 10-20 minutos Decantar e filtrar utilizando papel de filtro TESTAR OS ÂNIONS (Cl-, SO4 2-, NO2 -, NO3 -) Cobaltonitrito Neutralizar a sol. com HAc 6 mol/L, 3 got. de NaAc 6 mol/L 6 got. de Cobaltonitrito Ppt. Amarelo K+ , positivo precipitado CaCO3, BaCO3, MgCO3 , SrCO3 K+, Cl-, SO4 2-, NO2 -, NO3 - sobrenadanteprecipitado CaCO3, BaCO3, MgCO3 , SrCO3 K+, Cl-, SO4 2-, NO2 -, NO3 - sobrenadante
  45. 45. 55 PARTE 2. PRÁTICAS DE QUÍMICA ANALÍTICA QUANTITATIVAPARTE 2. PRÁTICAS DE QUÍMICA ANALÍTICA QUANTITATIVAPARTE 2. PRÁTICAS DE QUÍMICA ANALÍTICA QUANTITATIVAPARTE 2. PRÁTICAS DE QUÍMICA ANALÍTICA QUANTITATIVA PRÁTICAPRÁTICAPRÁTICAPRÁTICA 1111---- O uso da balança analíticaO uso da balança analíticaO uso da balança analíticaO uso da balança analítica 1. Pesagem usando uma balança analítica: a) Centre o objeto a ser pesado no prato da balança. b) Tare o recipiente a receber a amostra. c) Coloque a amostra no recipiente e meça a massa resultante. Você receberá instruções de seu professor no dia específico para este experimento. Análise Volumétrica (Lembretes importantes ) Para toda titulação, observe os seguintes itens: a) Providencie a limpeza adequada de uma bureta. Posteriormente lave-a com a solução que será utilizada (descarte esse volume de lavagem). Verifique se não há vazamento. b) Preencha a bureta com a solução que será utilizada. Verifique se não há bolhas, se houver, remova. c) Retire uma alíquota da amostra homogeneizada (soluções) usando pipeta volumétrica ou massa medida em balança analítica, num vidro de relógio ou direto no erlenmeyer. d) Transfira a alíquota da solução para um erlenmeyer e junte o indicador. e) Comece a adição da solução que está na bureta ao erlenmeyer de forma não muito rápida e contínua, sob agitação da solução do erlenmeyer, observando cuidadosamente o aspecto do material no erlenmeyer. f) Interrompa a adição de solução no ponto final da titulação quando ocorre a viragem do indicador. g) Anote o volume do ponto final. h) Faça os cálculos de concentração, seguindo a proporção estequiométrica da reação.
  46. 46. 56 PRÁPRÁPRÁPRÁTICATICATICATICA 2222 –––– Preparação e padronização da solução de hidróxidoPreparação e padronização da solução de hidróxidoPreparação e padronização da solução de hidróxidoPreparação e padronização da solução de hidróxido de sódiode sódiode sódiode sódio Materiais Reagentes Vidro de relogio NaOH 0,1 mol/L Bequer pequeno KHC8H4O4 Balao volumetrico de 250 ml fenolfitaleina Erlenmayer 250 ml Bureta de 25ml pisseta 2.1. Preparo da solução a) Pese cerca de 1,0g (0,9 a 1,1g) de NaOH (pastilhas) num vidro de relógio ou béquer pequeno. Com segurança, evite que a pesagem seja muito demorada. b) Dissolva essa massa em água destilada fervida, completando o volume para 250 mL em balão volumétrico (para 4 alunos). c) Homogeneize bem a solução e transfira para um frasco de plástico limpo e seco. d) Feche e rotule o frasco. Observações: 1) NaOH é higroscópico. As pastilhas contêm Na2CO3. 2) Cuidado ao manusear NaOH. 3) Água destilada e fervida é usada para minimizar a quantidade de CO2 dissolvido. 4) Massa e volume aproximados porque a solução será posteriormente padronizada, isto é, terá sua concentração exata determinada. 5) Armazenamento de solução de NaOH em frasco plástico porque NaOH ataca o vidro (NaOH reage com os silicatos que constituem o vidro).
  47. 47. 57 2.2. Padronização com Biftalato de potássio - KHC8H4O4 (1 mol = 204,23 g) a) Use biftalato de potássio seco em estufa a 110 °C por 1-2 horas; b) Pese cerca de 0,15g (0,12 a 0,17 g) de biftalato em balança analítica, anotando o valor da massa até a quarta casa decimal; c) Após adicionar o biftalato ao erlenmeyer, junte cerca de 25 ml de água destilada e agite até a dissolução completa do sal. não comece a adição de NaOH antes da dissolução completa; d) Junte duas gotas de fenolftaleína; e) Certifique-se que a bureta esteja limpa e lavada com solução de NaOH antes de preenchê-la com a solução que será usada na titulação. Verifique se não há vazamento na bureta. Preencha com a solução, verifique se não há bolhas (se houver, remova!) e acerte o volume no zero; f) Coloque um fundo branco sob o erlenmeyer para facilitar a visualização da viragem do indicador; g) Comece a adição da solução de NaOH ao erlenmeyer, sob agitação. Se ficar solução de NaOH nas paredes do erlenmeyer, lave com água destilada e continue a adição de NaOH; h) Aparecimento de uma leve coloração rosada na solução do erlenmeyer, que persista por mais de 30 segundos, indica o final da titulação. Anote o volume da solução de NaOH consumido; i) Esse volume será usado no cálculo da concentração; j) O procedimento deve ser feito pelo menos em duplicata. Observações: 1) Fique atento a vazamentos e bolhas de ar na bureta. Não prossiga a titulação nesses casos; 2) Não adicione mais indicador que o recomendado; 3) Não adicione NaOH até que a solução fique intensamente rosa, neste caso o ponto final da titulação foi ultrapassado.
  48. 48. 58 PRÁPRÁPRÁPRÁTICATICATICATICA 3333 –––– DeterminaçãoDeterminaçãoDeterminaçãoDeterminação dededede ácidoácidoácidoácido acéticoacéticoacéticoacético emememem vvvvinagreinagreinagreinagre Materiais Reagentes Pipeta volumetrica de 10 ml Fenolftaleina Balão volumetrico de 100 ml Solução de NaHO 0,1 mol/L padronizada Pisseta 3.1. Preparação da solução de vinagre a ser titulada a) Retire uma alíquota de 10 mL de vinagre com pipeta volumétrica. Transfira para um balão volumétrico de 100 mL e complete o volume com água destilada; b) Homogeneize a solução. 3.2 Titulação da amostra preparada com solução de NaOH 0,1 mol/L padronizada a) Retire uma alíquota de 10 mL da solução do vinagre recém-preparada com pipeta volumétrica. Transfira para o erlenmeyer; b) Junte duas gotas de fenolftaleína. (viragem de incolor para rosa claro); c) Prossiga com o procedimento anterior para padronização da solução de NaOH; d) O procedimento deve ser feito em duplicata; e) Repita o procedimento usando vermelho de metila como indicador (viragem de vermelho para amarelo). Observações:
  49. 49. 59 a) Utilize a pipeta volumétrica adequadamente; b) Fique atento a vazamentos e bolhas de ar na bureta. Não prossiga a titulação nesses casos; c) Não adicione mais indicador que o recomendado; d) Não adicione NaOH até que a solução fique intensamente rosa (Fenolftaleina); e) Cuidado, a viragem do indicador é mais gradual. Atenção. Espere que a coloração levemente rosa permaneça por mais de 30 segundos antes de considerar esse volume como volume do ponto final da titulação.
  50. 50. 60 PRÁPRÁPRÁPRÁTICATICATICATICA 4444 –––– Preparação e padronização da solução dePreparação e padronização da solução dePreparação e padronização da solução dePreparação e padronização da solução de permanganato de potássio 0,06 mol/Lpermanganato de potássio 0,06 mol/Lpermanganato de potássio 0,06 mol/Lpermanganato de potássio 0,06 mol/L Materiais Reagentes Vidro de relogio KMnO4 Bequer pequeno Na2C2O4 Balão volumetrico de 100 ml H2SO4 1:8 Chapa aquecedora Pisseta 4.1. Preparação da solução de KMnO4 0,06 mol/L (1 mol = 158,04g) a) Pese 1,0g de KMnO4 num vidro de relógio ou béquer pequeno; b) Dissolva a massa pesada em água destilada completando o volume para 100 mL em balão volumétrico; c) Homogeneize bem a solução; d) Procure manter a solução no escuro. 4.2. Padronização com Oxalato de Sódio - Na2C2O4 (1 mol = 134,00 g) a) Use oxalato de sódio seco em estufa a 120 °C por 2 horas; b) Pese cerca de 0,13g (0,12 a 0,15g) de oxalato de sódio em balança analítica, anotando o valor da massa até a quarta casa decimal; c) Após adicionar o oxalato ao erlenmeyer, junte cerca de 30 mL de água destilada e agite para dissolução do sal; d) Junte 8 mL de solução de H2SO4 1:8 (v/v); e) Certifique-se que a bureta esteja limpa e lavada com solução de KMnO4 antes de preenchê-la com a solução que será usada na titulação. Verifique se não há vazamento na bureta. Preencha com a solução, verifique se não há bolhas (se houver, remova!) e acerte o volume no zero; f) Coloque um fundo branco sob o erlenmeyer para facilitar a visualização da viragem do indicador; g) Aqueça a solução do erlenmeyer até cerca de 90 C e comece a adição da solução de KMnO4 ao erlenmeyer, sob agitação. Se ficar solução de KMnO4
  51. 51. 61 nas paredes do erlenmeyer, lave com água destilada e continue a adição de KMnO4. Não deixe a temperatura da solução no erlenmeyer inferior a 60 C; h) Aparecimento de uma leve coloração rósea na solução do erlenmeyer, que persista por mais de 30 segundos, indica o final da titulação. Anote o volume da solução de KMnO4 consumido. Esse volume será usado no cálculo da concentração; i) O procedimento deve ser feito pelo menos em duplicata. Observações: 1) Cuidado ao manipular a solução de H2SO4; 2) Fique atento a vazamentos e bolhas. Não prossiga a titulação nesses casos; 3) Não deixe a temperatura da solução no erlenmeyer inferior a 60 °C.
  52. 52. 62 PRÁPRÁPRÁPRÁTICATICATICATICA 5555 –––– Determinação de HDeterminação de HDeterminação de HDeterminação de H2222 OOOO2222 em água oxigenada 20em água oxigenada 20em água oxigenada 20em água oxigenada 20 volumes comercial (3% m/m)volumes comercial (3% m/m)volumes comercial (3% m/m)volumes comercial (3% m/m) Materiais Reagentes Pisseta volumetrica de 10 ml H2O2 Balão volumetrico de 100 ml KMnO4 Erlenmeyer 250 ml pisseta Balão volumetrico de 100 ml Chapa aquecedora Pisseta 5.1. Preparação da solução de água oxigenada a) Retire uma alíquota de 10 mL da água oxigenada comercial 20 volumes com PIPETA VOLUMÉTRICA. Transfira para um balão volumétrico de 100 mL e complete o volume com água destilada. Homogeneize a solução. 5.2. Titulação da amostra preparada KMnO4 0,06 mol/L a) Retire uma alíquota de 10 mL da solução da água oxigenada recém-preparada com pipeta volumétrica. Transfira para o erlenmeyer e junte 50 mL de água destilada;
  53. 53. 63 b) Junte 35 mL de solução de H2SO4 1:8 (v/v); c) Certifique-se que a bureta esteja limpa e lavada com solução de KMnO4 antes de preenchê-la com a solução que será usada na titulação. Verifique se não há vazamento na bureta. Preencha com a solução, verifique se não há bolhas (se houver, remova!) e acerte o volume no zero; d) Coloque um fundo branco sob o erlenmeyer para facilitar a visualização da viragem do indicador; e) Comece a adição da solução de KMnO4 ao erlenmeyer, sob agitação. Se ficar solução de KMnO4 nas paredes do erlenmeyer, lave com água destilada e continue a adição de KMnO4; f) Aparecimento de uma leve coloração rósea na solução do erlenmeyer, que persista por mais de 30 s indica o final da titulação. Anote o volume da solução de KMnO4 consumido. Esse volume será usado no cálculo da concentração; g) O procedimento deve ser feito em duplicata.
  54. 54. 64 PRÁPRÁPRÁPRÁTICATICATICATICA 6666 –––– Preparação e padronização da solução de tiossulfatoPreparação e padronização da solução de tiossulfatoPreparação e padronização da solução de tiossulfatoPreparação e padronização da solução de tiossulfato de sódio 0,1 mol/Lde sódio 0,1 mol/Lde sódio 0,1 mol/Lde sódio 0,1 mol/L Materiais Reagentes Vidro de relogio Na2S203 . 5H2O Bequer pequeno KIO3 Balão volumetrico de 100 ml KI Funil analitico HCl Bureta de 25 ml amido Pipeta volumetrica de 10 ml 6.1. Preparação da solução de Na2S2O3.5H2O 0,1 mol/L (1 mol = 248,11 g) a) Pese 2,5 g de Na2S2O3.5H2O num vidro de relógio ou béquer pequeno; b) Dissolva a massa pesada em água destilada previamente fervida e resfriada completando o volume para 100 mL em balão volumétrico; c) Homogeneize bem a solução; d) Procure manter a solução no escuro. 6.2. Padronização com solução de Iodato de Potássio 0,01mol/L - KIO3 (1 mol = 214,00 g) a) Use Iodato de Potássio seco em estufa a 120 °C por 2 horas; b) Pese 0,15 g (0,14 a 0,16g) de iodato de potássio em balança analítica, anotando o valor da massa até a quarta casa decimal; c) Transfira quantitativamente a massa de iodato para um balão volumétrico de 100 mL com auxílio de um funil analítico, complete o volume e homogeneize a solução; d) Certifique-se que a bureta esteja limpa e lavada com solução de Na2S2O3 antes de preenchê-la com a solução que será usada na titulação. Verifique se
  55. 55. 65 não há vazamento na bureta. Preencha com a solução, verifique se não há bolhas (se houver, remova!) e acerte o volume no zero; e) Coloque um fundo branco sob o erlenmeyer para facilitar a visualização da viragem do indicador; f) Pipete 10 ml da solução de iodato para um erlenmeyer, adicione 1g de KI e 6 mL de solução de HCl 1 mol/L; g) Titule imediatamente a mistura com a solução de tiossulfato até coloração amarela clara; h) Adicione 3 mL do indicador amido e titule até a solução se tornar incolor (viragem azul para incolor); i) O procedimento deve ser feito pelo menos em duplicata. Observações: 1. Cuidado para transferir a massa de iodato para o balão. Se ocorrer suspeita de perda de massa repetir o procedimento; 2. Prepare a mistura de iodato com iodo e ácido clorídrico somente no momento da titulação; 3. Adicione o amido somente próximo ao final da titulação.
  56. 56. 66 PRÁPRÁPRÁPRÁTICATICATICATICA 7777 –––– Deteminação de cloro ativo (hipoclorito) em águaDeteminação de cloro ativo (hipoclorito) em águaDeteminação de cloro ativo (hipoclorito) em águaDeteminação de cloro ativo (hipoclorito) em água sanitáriasanitáriasanitáriasanitária Materiais Reagentes Pipeta volumetrica de 10 mL Na2S2O3 0,1 mol/L Balão volumetrico de 100 mL KIO3 Bureta de 25 mL KI Erlenmeyer de 250 mL HCl 1mol/L Água sanitária amido Pisseta 7.1. Preparação da solução de água sanitária Retire uma alíquota de 10 mL da água sanitária com pipeta volumétrica. Transfira para um balão volumétrico de 100 mL e complete o volume com água destilada. Homogeneize a solução. 7.2. Titulação da amostra preparada com Na2S2O3 0,1 mol/L a) Certifique-se que a bureta esteja limpa e lavada com solução de Na2S2O3 antes de preenchê-la com a solução que será usada na titulação. Verifique se não há vazamento na bureta. Preencha com a solução, verifique se não há bolhas (se houver, remova!) e acerte o volume no zero; b) Coloque um fundo branco sob o erlenmeyer para facilitar a visualização da viragem do indicador; c) Retire uma alíquota de 10 mL da solução da água sanitária com pipeta volumétrica. Transfira para o erlenmeyer e junte 50 mL de água destilada; d) Pipete 10 mL da solução de iodato para um erlenmeyer, adicione 1g de KI e 6 mL de solução de HCl 1 mol/L;
  57. 57. 67 e) Titule imediatamente a mistura com a solução de tiossulfato até coloração amarela clara; f) Adicione 3 mL do indicador amido e titule até a solução de tornar incolor (viragem azul para incolor); g) O procedimento deve ser feito pelo menos em duplicata.
  58. 58. 68 PRÁPRÁPRÁPRÁTICATICATICATICA 8888 –––– Preparação da solução de EDTA 0,01 mol/L (1 mol =Preparação da solução de EDTA 0,01 mol/L (1 mol =Preparação da solução de EDTA 0,01 mol/L (1 mol =Preparação da solução de EDTA 0,01 mol/L (1 mol = 372,24 g)372,24 g)372,24 g)372,24 g) Materiais Reagentes Vidro de relógio EDTA padrão Béquer pequeno Balão volumétrico de 100 mL Bureta de 25 mL Erlenmeyer de 125 mL Pipetas volumétricas Funil analítico 8.1. Preparo da solução de EDTA a) Pese 0,4g de EDTA. 2H2O seco a 70 - 80o C por duas horas num vidro de relógio ou béquer pequeno; b) Transfira quantitativamente a massa pesada, com auxílio de um funil analítico, para um balão volumétrico de 100 mL e complete o volume com água destilada; c) Homogeneize bem a solução. 8.2. Preparo da solução padrão de cálcio (1 mg Ca)/mL) Materiais Reagentes Vidro de relógio CaCO3 Bequer pequeno HCl ( 1:4) Balão volumetrico de 1000 mL Pisseta a) Dissolva 1,785g de CaCO3 (seco a 150 0 C) em 20 mL de HCl (1:4); b) Leve a ebulição para expulsar o CO2; c) Deixe esfriar; d) Dilua a 1000 mL com água e homogeneize.
  59. 59. 69 8.3. Preparo da solução padrão de magnésio (1 mg MgO/mL) Materiais Reagentes Vidro de relogio Fita de magnésio Bequer pequeno HCl ( 1:9) Balão volumetrico de 1000 mL a) Lave a fita de magnésio com HCl diluído, depois com água, álcool e finalmente com éter; b) Dissolva 0,6032g do metal purificado em 50 mL de HCl (1:9); c) Esfrie; d) Dilua com1000 mL de água e homogeneize. 8.4. Padronização da solução de EDTA (equivalente em cálcio) Materiais Reagentes Pipeta volumétrica de 5 mL Solução padrão de cálcio Erlenmeyer KOH a 25% Bureta de 25 mL calcon EDTA padrão
  60. 60. 70 a) Retire uma alíquota de 5 mL da solução padrão de cálcio com pipeta volumétrica e transfira para o erlenmeyer; b) Junte 2,5 mL de KOH a 25% e dilua com 50 mL, para o pH ficar em 12 e adicione uma ponta de espátula do indicador sólido calcon; c) Certifique-se que a bureta esteja limpa e lavada com solução de EDTA antes de preenchê-la com a solução que será usada na titulação. Verifique se não há vazamento na bureta. Preencha com a solução de EDTA, verifique se não há bolhas (se houver remova) e acerte o volume no zero; d) Coloque um fundo branco sob o erlenmeyer para facilitar a visualização da viragem do indicador; e) Comece a adição da solução de EDTA ao erlenmeyer, sob agitação constante. Cuidado para não deixar gotas do titulante nas paredes do erlenmeyer. Lave com água destilada; f) Proceder a titulação com a adição de solução de EDTA até que a solução passe de azul para rosa. O volume gasto será usado no cálculo de uma fator para a solução de EDTA a partir da massa de CaO; g) O procedimento deve ser feito pelo menos em duplicata. 8.5. Padronização da solução de EDTA (equivalente em magnésio) Materiais Reagentes Pipeta volumetrica de 5 mL HCl conc. Bureta de 25 mL Amônia conc. Pisseta eriocromo T EDTA padrão a) Retire uma alíquota de 5 mL da solução padrão de magnésio com pipeta volumétrica e transfira para o erlenmeyer; b) Junte 5 gotas de HCl concetrado, 5 mL de amônia concentrada, 50 mL de água destilada, para o pH ficar em 10 e adicione uma ponta de espátula do indicador sólido eriocromo T; c) Certifique-se que a bureta esteja limpa e lavada com solução de EDTA antes de preenchê-la com a solução que será usada na titulação. verifique se não
  61. 61. 71 há vazamento na bureta. Preencha com a solução de EDTA, verifique se não há bolhas (se houver remova!) e acerte o volume no zero; d) Coloque um fundo branco sob o erlenmeyer para facilitar a visualização da viragem do indicador; e) Comece a adição da solução de EDTA ao erlenmeyer, sob agitação constante. Cuidado para não deixar gotas do titulante nas paredes do erlenmeyer. Lave com água destilada. f) Proceder a titulação com a adição de solução de EDTA até que a solução passe de vermelho para azul. O volume gasto será usado no cálculo de uma fator para a solução de EDTA a partir da massa de Mg. g) O procedimento deve ser feito pelo menos em duplicata.
  62. 62. 72 PRÁPRÁPRÁPRÁTICATICATICATICA 9999 –––– Análise da amostra de suplemento mineralAnálise da amostra de suplemento mineralAnálise da amostra de suplemento mineralAnálise da amostra de suplemento mineral Materiais Reagentes Béquer de 250 mL HCl conc. Papel de filtro, filtração média Balão volumétrico de 250 mL Procedimento: Preparação da amostra. 9.1. Preparo da amostra a) Pulverize 1 comprimido de suplemento mineral utilizados no tratamento de osteoporose; b) Transfira para um bequer de 250 mL e adicione 50 mL de água deionizada; c) Adicione 5 mL de HCl concentrado; d) Aqueça a mistura próximo a ebulição por 10 minutos; e) Filtre a solução através de papel de filtro de filtração média; f) Receba o filtrado em balão de 250 mL; g) Lave o filtro várias vezes com água recebendo as lavagens no balão; h) Deixe a solução esfriar; i) Dilua a solução ao volume e homogeneize. 9.2. Titulação do cálcio na amostra de suplemento mineral Materiais Reagentes Pipeta volumetrica de 2 mL KOH a 25% Erlenmeyer Trielalonamina (1+1) Bureta Calcon EDTA padrão
  63. 63. 73 a) Retire a alíquota de 2 mL dessa solução com pipeta volumétrica e transfira para o erlenmeyer; b) Junte 100 mL de água destilada, 5 mL de KOH a 25%, 2,5 de trietalonamina ( 1+1) e uma ponta de espátula do indicador sólido calcon; c) Certifique-se que a bureta esteja limpa e lavada com solução de EDTA antes de preenchê-la com a solução que será usada na titulação. Verifique se não há vazamento na bureta. Preencha com a solução de EDTA, verifique se não há bolhas (se houver remova!) e acerte o volume no zero; d) Coloque um fundo branco sob o erlenmeyer para facilitar a visualização da viragem do indicador; e) Comece a adição da solução de EDTA ao erlenmeyer, sob agitação constante. Cuidado para não deixar gotas do titulante nas paredes do erlenmeyer. Lave com água destilada; f) Proceder a titulação com a adição de solução de EDTA até que a solução passe de azul para rosa. O volume gasto será usado no cálculo da concentração de cálcio; g) O procedimento deve ser feito pelo menos em duplicata. 9.3. Titulação do cálcio + magnésio na amostra de suplemento mineral a) Retire uma alíquota de 2 mL da solução amostra com pipeta volumétrica e transfira para o erlenmeyer; b) Junte 5 gotas de HCl concentrado, 10 mL de trietalonamna (1+1), 12,5 mL de amônia concentrada, dilua com 100 mL de água e adicione a ponta de espátula do indicador sólido negro de eriocromo T; c) Certifique-se que a bureta esteja limpa e lavada com solução de EDTA antes de preenchê-la com a solução que será usada na titulação. Verifique se não há vazamento na bureta. Preencha com a solução de EDTA, verifique se não há bolhas (se houver remova!) e acerte o volume no zero;
  64. 64. 74 d) Coloque um fundo branco sob o erlenmeyer para facilitar a visualização da viragem do indicador; e) Comece a adição da solução de EDTA ao erlenmeyer, sob agitação constante. Cuidado para não deixar gotas do titulante nas paredes do erlenmeyer. Lave com água destilada; f) Proceder a titulação com a adição de solução de EDTA até que a solução passe de vermelho para azul. O volume gasto será usado no cálculo da concentração de cálcio; g) O procedimento deve ser feito ser feito pelo menos em duplicata.
  65. 65. 75 PRÁPRÁPRÁPRÁTICATICATICATICA 10101010 –––– Determinação dDeterminação dDeterminação dDeterminação de cloreto com solução de nitrato dee cloreto com solução de nitrato dee cloreto com solução de nitrato dee cloreto com solução de nitrato de pppprata 0,1 mol/L (Método de Mohr)rata 0,1 mol/L (Método de Mohr)rata 0,1 mol/L (Método de Mohr)rata 0,1 mol/L (Método de Mohr) 10.1. Determinação de cloreto (Método de Mohr) a) Complete o volume do balão da amostra com água destilada. b) Homogeneize a solução. c) Retire uma alíquota de 10 mL dessa solução com pipeta volumétrica. Transfira para o erlenmeyer . d) Junte 1 mL de solução 5% de K2CrO4 (indicador) e 50 mL de água destilada. e) Certifique-se que a bureta esteja limpa e lavada com solução de AgNO3 antes de preenchê-la com a solução que será usada na titulação. Verifique se não há vazamento na bureta. Preencha com a solução de AgNO3, verifique se não há bolhas (se houver remova) e acerte o volume no zero. f) Coloque um fundo branco sob o erlenmeyer para facilitar a visualização da viragem do indicador. g) Comece a adição da solução de AgNO3 ao erlenmeyer, sob agitação constante. Não pare a adição durante a titulação e tente manter o mesmo ritmo de agitação. Cuidado para não deixar gotas de solução ou partículas do precipitado nas paredes do erlenmeyer. Lave com água destilada. h) Quando o precipitado adquirir um aspecto coagulado (como leite azedo), Atenção: o ponto final da titulação está próximo! i) Aparecimento de uma leve coloração avermelhada no precipitado, que persista por mais de 30 s, indica o final da titulação. Anote o volume da solução de AgNO3 consumido. j) O procedimento deve ser feito em duplicata. Observações: 1) Não interrompa a titulação antes que o ponto final seja detectado; 2) Não espere todo precipitado adquirir coloração avermelhada. Neste caso, o ponto final já passou! Considere o volume onde o precipitado adquire coloração levemente rosada.
  66. 66. 76 PRÁPRÁPRÁPRÁTICATICATICATICA 11111111 –––– Determinação da água de crDeterminação da água de crDeterminação da água de crDeterminação da água de cristalização em um salistalização em um salistalização em um salistalização em um sal hidratadohidratadohidratadohidratado 11.1. Pesagem da amostra a) Lavar um pesa-filtro, secá-lo a 150°C por uma ho ra e esfriar em um dessecador (o pesa-filtro deve estar destampado). Em seguida pesar o pesa- filtro (com a tampa) em uma balança analítica e anotar o peso obtido. Peso do pesa-filtro = ...................................... b) Retirar a tampa, transferir por meio de uma espátula cerca de 1,2000 g do sal para o pesa-filtro, colocar a tampa com auxílio de uma pinça, efetuar nova pesagem e fazer anotações: Pesa-filtro + amostra = ........................................ Massa da amostra = .................................... 11.2. Secagem a) Retirar a tampa, apoiá-la na boca do frasco, transferir o conjunto (pesa-filtro + amostra) para uma das prateleiras da estufa (mas não no fundo). b) Deixar o conjunto durante 1,5 hora na estufa à temperatura de 150 °C. c) Após este período, transferir o conjunto (pesa-filtro + amostra) para o dessecador e deixar esfriar por 20 minutos. d) Em seguida, tampar o frasco, transferir para uma balança analítica e efetuar nova pesagem: Pesa-filtro + amostra após 1ª secagem = .............................. Massa do resíduo = ............................................................... Massa de água = .................................................................... e) Repetir o procedimento b até obter constância de peso e fazer as mesmas anotações referidas acima.
  67. 67. 77 11.3. Cálculos Com base nas anotações feitas (massa da amostra; massa do resíduo após a ultima secagem e massa de água) e explicações do professor, será possível então obter os seguintes resultados: % H2O no sal analisado = .................................................. % H2O teórica do sal = ...................................................... N°de moléculas de água do sal = .................. .................... Erro relativo da analise = ...................................................
  68. 68. 78 PRÁPRÁPRÁPRÁTICATICATICATICA 12121212 –––– Determinaçao do teor deDeterminaçao do teor deDeterminaçao do teor deDeterminaçao do teor de voláteis em amostras devoláteis em amostras devoláteis em amostras devoláteis em amostras de plantasplantasplantasplantas 12.1. Preparação do vidro de relógio a) Lavar bem um vidro de relógio, secá-lo na estufa e resfriar em um dessecador. b) Em seguida, utilizando uma pinça metálica, pesar o vidro de relógio e anotar o peso obtido. Peso do vidro de relógio = P1 =..................................... 12.2. Pesagem da amostra a) Limpar cuidadosamente uma amostra de planta com o auxilio de um pincel (a planta não deve em hipótese alguma ser lavada, senão ela absorverá água, provocando assim um erro na determinação). b) Transferir para o vidro de relógio e pesar. Peso do vidro de relógio + amostra = P2 =......................... Caso você disponha de outras partes da planta como raiz e caule, proceda da mesma maneira, usando para cada parte da planta um vidro de relógio separado. 12.3. Secagem c) Aquecer o conjunto (vidro de relógio + amostra) em uma estufa a uma temperatura média de 70ºC, até o peso tornar-se constante. Em seguida efetua-se nova pesagem. Peso do vidro de relógio + amostra após secagem = P3 =.. 12.4. Cálculos Sabendo-se que P2 – P1 = PA (peso da amostra), e que P3 – P2 = massa de voláteis na amostra, calcula-se então o teor de voláteis na amostra.
  69. 69. 79 PRÁPRÁPRÁPRÁTICATICATICATICA 13131313 –––– Aplicação da análise gravimétrica por precipitação:Aplicação da análise gravimétrica por precipitação:Aplicação da análise gravimétrica por precipitação:Aplicação da análise gravimétrica por precipitação: determinação ddeterminação ddeterminação ddeterminação de sulfato como sulfato de bárioe sulfato como sulfato de bárioe sulfato como sulfato de bárioe sulfato como sulfato de bário 13.1. Preparo do cadinho de porcelana a) Limpar e lavar bem com água destilada o cadinho de porcelana. b) Secar na estufa e depois transferir para a mufla à temperatura de 150 a 900°C (de acordo com a natureza do material – mater iais rochosos necessitam temperaturas mais altas – materiais vegetais necessitam temperaturas mais baixas). c) Aguardar 1 hora e depois retirar o cadinho da mufla, colocar sobre material de amianto e deixar ao ar durante 2 minutos, depois em um dessecador por 10 minutos e então pesá-lo. Peso do cadinho = P1 = ............................................ d) Repetir o aquecimento do cadinho por mais 20 minutos, seguindo as operações de resfriamento e pesagem, para ter segurança de que o cadinho adquiriu peso constante. Peso do cadinho = P2 = ............................................ 13.2 Dissolução da amostra: e) Pesar cerca de 0,5000 g da amostra de K2SO4 (previamente seca a 110°C para eliminar a umidade); f) Transferir quantitativamente para um béquer de 250 mL provido de um bastão de vidro; g) Dissolver em água, diluir para aproximadamente 150 mL e adicionar à solução 2 mL de HCl concentrado. 13.2. Precipitação
  70. 70. 80 a) Calcular o volume de BaCl2 . 2H2O 0,04 M necessário para precipitar o íon sulfato presente na solução amostra (com um excesso de 10% para assegurar uma precipitação quantitativa do sulfato); b) Transferir este volume para um béquer de 100 mL. Aquecer a solução amostra e do precipitante a 80-90°C; c) Em seguida verter lentamente a solução precipitante(BaCl2.2H2O), na solução amostra (K2SO4), agitando constantemente a solução durante a adição; d) Deixe o precipitado sedimentar, em seguida, teste o liquido sobrenadante, para verificar se a precipitação foi completa, adicionando algumas gotas de soluçÀ«

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