química analítica i - Bem
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QUÍMICA ANALÍTICA I FACULDADE DE CIÊNCIAS NATURAIS E MATEMÁTICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA Dr. Armindo Monjane Maputo, Novembro de 20 PhD Armindo Monjane Page 1 CONTEÚDO Nr. 1. Temas Introdução – Objecto do estudo da Química Analítica Página 4 - 18 Classificação dos Métodos Analíticos (químicos, físicos, análise luminescente, físico-químicos) Macroanálise Microanálise Semimicroanálise Ultramicroanálise Sensibilidade das reacções, especificidade e selectividade das reacções Etapas de trabalho analítico Apresentação de resultados da análise Algarismos significativos Erros e tipo de erros 2. Análise Qualitativa 18 - 43 Métodos Auxiliares de Análise Qualitativa Análise Fraccionada e Sistemática Análise Orgânica Elementar Análise de Substâncias Simples Análise de Iões Grupo de ácido clorídrico Grupo de ácido sulfúrico Grupo do sulfureto de hidrogénio Grupo de carbonato de amónio 3. Soluções e Reacções em Soluções 43 – 67 Produto de Solubilidade PhD Armindo Monjane Page 2 4. Análise Quantitativa 68-116 Análise Gravimétrica 68-75 Etapas de Análise Gravimétrica pH, pOH, pKW, Indicadores Volumetria 75-116 Indicadores (ácido -base, potenciométricos, Redox, complexometricos) Volumetria Ácido –Base Volumetria de Oxi - redução (Manganometria, Iodometria, Dicromatometria) Volumetria de Precipitação (Argentometria) Volumetria de Potenciométrica Volumetria de Complexação Fichas de Trabalho PhD Armindo Monjane 116 - 121 Page 3 1. Introdução – Objecto do estudo da Química Analítica Na nossa sociedade, a pesquisa analítica é imprescindível. Tem um papel muito importante no mundo científico, técnico e médico. No nosso dia-a-dia a matériaprima, produtos, resíduos, etc. Precisam de investigação de qualidade e quantidade. Tal pesquisa faz-se em várias indústrias químicas (plástico, adubo artificial, artigos de consumo, combustíveis, metais, etc.). A Química analítica desempenha um papel enorme. É claro que as empresas querem conhecer a constituição das suas substâncias, produtos, semi-produtos. A química analítica dispõe de uma lista de técnicas e métodos para fornecer essa informação. Os processos complicados na química analítica são executados, muitas vezes, em laboratórios de pesquisa e por vezes pelas próprias empresas. Química analítica é um ramo da química que estuda os princípios e métodos teóricos da análise química. Considera-se também análise química um conjunto de técnicas que permite conhecer quais as substâncias que se encontram presentes em uma determinada amostra de material e a quantidade de cada uma. Objectivos Práticos – Consiste na determinação da composição química de substâncias ou misturas. Divisão: Análise qualitativa & Análise quantitativa Análise qualitativa Trata dos métodos para descobrir e identificar os componentes de uma amostra. Seus resultados são expressos em palavras e símbolos. Ex.: Cobre (Cu) Análise quantitativa PhD Armindo Monjane Page 4 Trata dos métodos que visam determinar a quantidade dos componentes de uma amostra. Seus resultados são expressos em valores numéricos com indicação do que estes números representam. Ex.: 5% de Si : 5g de Si / 100g da amostra. Os constituintes da amostra podem estar presentes como: elementos maiores, menores e traços (menor que 0,1%). Quase sempre a análise qualitativa deve preceder a análise quantitativa. Uma reacção qualitativa pode dar ideia da quantidade de componentes em uma amostra. Conhecendo os componentes da substância analisada pode-se escolher o método mais adequado para a determinação de um dado componente. Importância da química analítica, devido seu grande número de métodos de investigação de substâncias e de suas transformações é de grande importância. Ela é de grande valor nas áreas afins com a química como a mineralogia, geologia, geoquímica, fisiologia, microbiologia, assim como nos ramos da medicina, da agronomia e da técnica. Em qualquer investigação científica ligada de uma ou outra maneira a fenómenos químicos, necessariamente serão utilizados os métodos de química analítica. A análise química tem grande valor na economia nacional; sem sua ajuda é impossível efectuar o controle químico da produção em importantíssimos campos da industria, assim como no estudo químico de solos, fertilizantes, produtos agrícolas, matérias primas, etc. PhD Armindo Monjane Page 5 1.2 Classificação dos Métodos Analíticos (químicos, físicos, análise luminescente, físico-químicos) Métodos Químicos – O elemento a ser determinado é transformado num composto que possui certas propriedades características e baseados nelas, podemos estabelecer que se formou exactamente este composto. À transformação química, denominamos de reacção analítica e a substância que a provoca é denominada de reagente. Ex. : Cl- + AgNO3 AgCl ↓ + NO3- Os métodos químicos de análise, como qualquer outro método experimental actuam dentro de um determinado campo de aplicação, fora do qual não serão úteis. Por exemplo, os métodos actuais nem sempre correspondem as necessidades exigidas pela ciência e pela técnica, quanto a sensibilidade, isto é, a capacidade de detectar a presença e identificar traços de impurezas diversas. A rapidez de execução de análises com tais métodos, também não satisfazem as necessidades da produção no que é extremamente importante a rapidez na obtenção de resultados a tempo, de modo a se poder regular o processo tecnológico, evitando desta forma, uma produção defeituosa. Métodos Físicos – Os métodos físicos se baseiam na medição de um certo parâmetro do sistema que seja função da composição. Ex.: Análise Espectral – estuda-se o espectro da luz emitida, ao expor a substância a uma fonte de excitação, como a chama de um bico de gás, arco eléctrico, etc, se o espectro da amostra apresenta linhas características de um dado elemento, fica comprovada sua presença na substância analisada; pode-se determinar a quantidade do elemento em questão. Este método apresenta alta PhD Armindo Monjane Page 6 sensibilidade( 10-6 a 10-8 g), exige pouco tempo para execução da análise e são usadas pequenas quantidades de substâncias em tais análise (1 – 100 mg). Análise Luminescente (método fluorimétrico) observa-se a luminescência da amostra, isto é, a excitação luminosa provocada comummente pela excitação das moléculas da substância estudada sob a acção da radiação ultravioleta. Como fonte de radiação ultravioleta pode-se utilizar uma lâmpada de quartzo a vapor de mercúrio com um filtro que deixa passar a radiação invisível da linha brilhante do mercúrio, 365 nm, que interfere com a luz visível. Sob a acção dos raios ultravioletas ou de outros tipos de radiação, a substância estudada emite uma luz característica. A análise luminescente é mais sensível que a espectral ( < 10-10 g). Métodos Físico-Químicos – Fazem medidas de um parâmetro físico que está associado a composição química através de uma reacção analítica. Ex.: Métodos Calorimétricos – são baseados na dependência que existe entre a intensidade de coloração de uma solução e a concentração da espécie colorida na mesma (iões ou moléculas) assim como o método cromatográfico. Neste método a solução em estudo é passada através de uma coluna com o adsorvente sólido. No início do século 20, os químicos passaram a explorar outros fenómenos distintos daqueles observados nos métodos clássicos para resolver problemas analíticos. Com isso, medidas de propriedades físicas das substâncias em análise, tais como a condutividade eléctrica, absorção ou emissão de luz passaram a serem utilizadas na análise quantitativa de uma grande variedade de substâncias inorgânicas, orgânicas e biológicas. Com isso, novas técnicas como a cromatografia líquida de alta eficiência, espectroscopia e técnicas eletroanalíticas passaram a ser utilizada para a realização de análises cada vez mais sofisticadas. Esses novos métodos de separação e determinação de espécies químicas passaram a ser conhecidos como métodos instrumentais PhD Armindo Monjane Page 7 de análise. Seu crescimento foi favorecido pelo avança tecnológico dos dispositivos electrónicos e dos computadores. Classificação dos métodos de análise qualitativa segundo a quantidade de substância usada nas reacções analíticas: Macroanálise – Se ensaiam 0,5 – 1,0g (maiores quantidades) ou 20 – 25 mL de solução. As reacções se efectuam em tubos de ensaio comuns, a precipitação é feita em Becker e os precipitados são separados mediante filtração através de papel de filtro. Microanálise – Usam-se quantidades 100 vezes menores que na Macroanálise, aproximadamente: 5 a 10 mg ou 0,2 – 0,5 mL. Apresentam reacções de alta sensibilidade, compreendem as reacções empregues nos métodos microcristaloscópicos e da gota. Método Microcristaloscópicos – as reacções efectuam-se em porta objectos, identificam-se o iões (ou elementos) na forma de cristais, que são observados com ajuda do microscópio. Método da gota – Utiliza-se reacções que são acompanhadas pela mudança de coloração ou pela formação de precipitados coloridos. As reacções são efectuadas em tiras de papel de filtro onde são adicionados gota a gota, em ordem determinada de adição, a solução ensaiada e os reagentes, como resultado aparece uma mancha colorida, cuja cor comprova a presença do ião a identificar. Semimicroanálise – utiliza-se cerca de 50 mg de sólido ou 1 mL de solução. Ocupa posição intermediária entre macro e micro. Usa tubos de ensaio especiais e centrifugador para separar os precipitados das soluções. Ultramicroanálise – Utiliza-se quantidades menores que 1 mg. Quase todas as operações são executadas observando-as com um microscópio. PhD Armindo Monjane Page 8 Somente as reacções que vem acompanhadas de algum efeito externo encontram aplicação na análise qualitativa, isto é, transformações facilmente identificáveis as quais permitem confirmar a reacção correspondente. Tais efeitos externos são: • (a) A mudança de coloração; • (b) Precipitação (ou dissolução) • (c) Libertação de um gás. Sensibilidade das reacções, especificidade e selectividade das reacções Ao realizar-se qualquer reacção analítica, é necessário criar-se determinadas condições para seu desenvolvimento, caso contrário o resultado não será satisfatório. a) Meio adequado – há certas reacções que se processam em meio ácido, alcalino ou neutro. Então deve-se ajustar uma faixa de pH mais adequada para que a reacção ocorra satisfatoriamente. Por exemplo, se o precipitado é solúvel em ácidos como em bases, então devem-se formar em meio neutro. Ex.: Ca+2 + C2O4-2 CaC2O4 b) Temperaturas da solução – os precipitados cuja solubilidade aumenta com o aumento da temperatura, as reacções correspondentes devem ser desenvolvidas a frio. Às vezes é necessário aquecer a solução, para que a reacção ocorra. t° Quente Ex.: PbCl2 + H2O Pb2+ + 2 Cl- c) Concentração do ião a identificar na solução – Se a concentração do ião a ser precipitado é muito baixa, não ocorrerá a precipitação. Isto se deve ao facto de que uma substância só precipita se sua concentração na solução for maior que a sua solubilidade nas condições dadas. Se a solubilidade da substância é baixa, ela precipitará ainda sendo mínima a concentração do ião a PhD Armindo Monjane Page 9 identificar. Neste caso a reacção é dita ser sensível. No caso contrário, se a solubilidade do produto formado é bastante elevada, a reacção será pouco sensível e só dará resultado positivo se a concentração do ião a identificar for relativamente alta. A sensibilidade das reacções é definida quantitativamente por dois índices que se inter-relacionam: a) Limite de identificação ou quantidade mínima detectável (m) – é a menor quantidade de substância ou de ião que se pode identificar dando resultados positivos. Como esta quantidade é muito pequena, se expressa melhor em microgramas (µg). 1µg = 10-6g. Somente o limite de identificação não caracteriza completamente a sensibilidade da reacção, pois esta massa pode estar dissolvida em quantidades variáveis de solvente, sendo às vezes possível não se identificar o ião devido a diluição ser elevada. Portanto, a diluição limite também é considerada. b) Diluição ou Concentração Limite (D.L) – caracteriza a menor concentração da substância ou do ião que dá sempre uma reacção positiva. A diluição limite é expressa pela seguinte proporção : DL = 1 : G; sendo G igual à quantidade em peso do solvente correspondente a uma unidade de peso da substância ou ião a identificar. Etapas do trabalho analítico Para a análise de substâncias químicas existem vários métodos. A tarefa do analista é, de acordo com os objectivos a atingir, seleccionar o método mais exacto e vantajoso. Independentemente do método analítico seleccionado, o trabalho analítico consiste nas seguintes etapas: recolha da amostra, preparação da amostra (secagem, filtração etc.) separação dos componentes, realização da análise e confrontação dos resultados (Fig. 1.1): PhD Armindo Monjane Page 10 ETAPAS DE TRABALHO ANALÍTICO PREPARAÇÃO DA AMOSTRA SEPARAÇÃO REACÇÃO ANALÍTICA ANÁLISE E AVALIAÇÃO DOS RESULTADOS Fig. 1.1: Etapas do trabalho analítico Uma análise tem sentido apenas quando a amostra escolhida for representativa para o material analisado. Esta condição é cabalmente cumprida em amostras de sistemas homogéneos (por exemplo líquidos, soluções ou misturas gasosas). Na maior parte dos sistemas heterogéneos (por exemplo amostras do solo, água e ar) deve-se tomar em consideração o factor da homogeneidade ( por exemplo PhD Armindo Monjane Page 11 filtrar, crivar, triturar etc.). No campo de análise química há três aspectos a considerar: • Limites do método analítico • Erro-limite do método analítico • Significado dos resultados da análise Apresentação de resultados Algarismos significativos Ao resolver um problema ou ao exprimir um resultado de uma análise, nunca se deve esquecer que esse valor determinado, traduz muito aproximadamente, ou até com exactidão, uma situação real, correspondendo os seus dados, as medições realizadas; deste modo, é fácil admitir que o resultado deverá vir com maior ou menor rigor, de acordo com a sensibilidade dos instrumentos utilizados nessas determinações. Como se pode traduzir essa sensibilidade dos instrumentos nos números que representam as medições por elas efectuadas? A resposta a esta pergunta está na noção de algarismo significativo: cada número terá os seus algarismos significativos, isto é, aqueles que têm significado prático e indicam a precisão com que se efectuou a medição. Tendo apenas em conta os erros impossíveis de corrigir, por serem próprios dos instrumentos de medida utilizados, eles afectarão cada medição efectuada de um mesmo valor, correspondendo isto a encarar o último algarismo significativo como duvidoso, já que será nele que aquele erro se vai reflectir. Vejamos alguns exemplos: a) Efectuou-se uma pesagem com uma balança técnica que conduziu ao valor 22g; temos assim um número com dois algarismos significativos, sendo duvidoso, o que corresponde a afirmar que o valor exacto da medida está compreendido entre 21g e 23g. PhD Armindo Monjane Page 12 b) A massa de uma amostra é 2,0653g; conclui-se que o número tem cinco algarismos significativos e que a pesagem foi efectuada numa balança com quatro ao décimo de miligrama. O último algarismo é duvidoso; portanto, a amostra pesa entre 2,0652g e 2,0654g. c) Mediu-se numa bureta o volume de vinte mililitros, representar-se-ia por 20,00 ml, ou seja, um número com quatro algarismos significativos, em que a dúvida existe nos centésimos de mililitro. d) O zero pode ou não ser algarismo significativo, conforme a sua posição no número; no valor 0,2050g o zero da esquerda não é algarismo significativo, apenas indica que a massa é inferior a 1g, portanto dá a ordem de grandeza enquanto que os outros dois zeros já são significativos. A forma correcta de apresentar este resultado será dar a indicação da ordem de grandeza através de uma potência de base dez, ou seja: 2,050 x 10-1g. Se os dados traduzem, através do número de algarismos significativos com que se apresentam, a precisão do instrumento de medição utilizado, os resultados deverão também apresentar-se com um número de algarismos significativos de acordo com os dados. Como conclusão, pode-se dizer que o resultado deve ser apresentado com o número de algarismos significativos existentes no dado menos rigoroso. CLASSIFICAÇÃO DOS ERROS 1. Erros Sistemáticos Erros Sistemáticos, são erros que podem ser evitados ou cuja grandeza pode ser determinada. Os mais importantes são: a) Erros Operacionais e Erros Pessoais São devidos a factores de responsabilidade do analista e não decorrem do método ou do procedimento. Na sua maioria são de natureza física e ocorrem quando não se cumpre uma técnica analítica segura. Por exemplo, PhD Armindo Monjane Page 13 perda mecânica de materiais nas diversas etapas da análise, lavagem de precipitados, absorção de humidade por materiais higroscópicos antes da pesagem, falta de capacidade de observar com nitidez as transformações que ocorrem numa titulação etc. b) Erros Instrumentais e Erros de Reagente São resultado de defeitos de construção dos instrumentos; como a balança analítica, material de vidro, devido à falta de calibração ou calibração imprópria. c) Erros de Método Tem como causa procedimentos incorrectos na recolha da amostra. Na análise volumétrica, por exemplo, os erros podem ser devido a reacções incompletas. Na análise Gravimétrica, devido à co-precipitação, à pósprecipitação, à decomposição ou à volatilização do material pesado na calcinação. d) Erros Aditivos e Erros Proporcionais O valor absoluto de um erro aditivo é independente da quantidade de constituinte presente na determinação. Por exemplo, perda do peso de um cadinho, no qual se calcina um precipitado e os erros dos pesos analíticos. O valor absoluto de um erro proporcional depende da quantidade do constituinte. 2. Erros Aleatórios (indeterminados) Estes erros manifestam-se nas pequenas variações que ocorrem em modificações sucessivas feitas pelo mesmo observador, com o maior cuidado, em condições tão idênticas quanto possível. São devidos a causas que o analista não pode controlar. 3. Erro Absoluto PhD Armindo Monjane Page 14 A diferença entre cada valor achado e o verdadeiro valor (ou o valor mais provável) duma grandeza chama-se erro absoluto. Por exemplo, encontramos 14,70% de água de cristalização no cloreto de bário cristalizado. A partir da sua fórmula molecular, BaCl2.2H2O, verifica-se que, na realidade, o cloreto de bário deve conter 14,75% de água de cristalização. Portanto, o erro absoluto (D) desta determinação é: D = 14,70 – 14,75 = - 0,05% 4. Erro Relativo A relação entre o valor do erro absoluto e o verdadeiro valor da grandeza chama-se erro relativo. Normalmente exprime-se em percentagem. No exemplo anterior, o erro relativo (D0), é igual a : D0 = -0,05 : 14,75 x 100 = 0,34% Para um mesmo valor do erro absoluto, o erro relativo será tanto menor quanto maior for o valor mais provável: se tivermos cometido, por exemplo, o mesmo erro absoluto (± 0,05%) ao calcularmos o bário no BaCl2.2H2O (sabendo que o seu teor é 56,20%), o erro relativo seria muito menor: D0 = ± 0,05 : 56,20 x 100 = ± 0,09% Quando não se conhece o verdadeiro valor da quantidade que se está a calcular, substitui-se pelo seu valor mais provável que é a média aritmética (M) dos resultados das determinações efectuadas e compara-se cada um dos resultados (X) com esta média. Os valores obtidos (d = x – M), chamam-se desvios dos diferentes resultados em relação ao valor mais provável. Os desvios podem calcular-se em unidades absolutas ou em percentagem. Minimização de Erros Para minimizar os erros é aconselhável efectuar as seguintes operações: 1. Calibração dos aparelhos e aplicação de correlações; 2. Recolha adequada das amostras; 3. Ensaio a branco; PhD Armindo Monjane Page 15 4. Ensaio de determinação do controlo. Erros e tipo de erros Não há processo de medir o “verdadeiro” valor seja do que for. O melhor que se pode fazer é aplicar uma dada técnica, que a experiência mostrou ser adequada, ou medir uma dada grandeza recorrendo a diferentes métodos, e verificar se os resultados são concordantes. Os erros inerentes a um dado aparelho de medição podem ser indicados através do número de algarismos significativos utilizados. O quadro seguinte indica alguns desses erros. Tabela 1.1: Margem de erros de alguns instrumentos INSTRUMENTO MARGEM DE ERRO ± 1g Balança técnica ± 0,01g Balança semianalítica Balança analítica ± 0,0001g Proveta de 50 ml ± 0,2 ml Proveta de 10 ml ±0,1 ml Bureta de 50 ml ± 0,02 ml Ao seguir determinada técnica laboratorial, há que ter cuidado na escolha dos instrumentos de medida a utilizar, de modo a que as medições feitas sejam coerentes. Assim, se se utiliza a balança técnica ou semitécnica para determinação da massa de uma substância, não se deve fazer a sua diluição num balão volumétrico, visto tratar-se de uma solução de título aproximado. Se pelo contrário, se pretende uma solução -padrão, deve-se pesar a amostra numa balança analítica e fazer a respectiva diluição num balão volumétrico. Os erros podem ser classificados em sistemáticos e acidentais. PhD Armindo Monjane Page 16 O erro sistemático pode ser detectado e corrigido; assim por exemplo, um aparelho de pH mal calibrado origina erros sistemáticos. Já os erros acidentais, que têm origem nas limitações ou na habilidade do operador para fazer medições físicas, não podem ser corrigidos. Este tipo de erro verifica-se, por exemplo, na leitura da escala, em que vários operadores lêem valores diferentes, e até a mesma pessoa pode fazer leituras diferentes para um dado valor. Em qualquer medição deve atender-se à precisão, que indica a sua reprodutibilidade e à exactidão que traduz a proximidade do valor real. Deste modo, o resultado de uma experiência pode ser reproduzível, mas errado. Por exemplo, se cometermos um erro na preparação de uma solução -padrão, esta não terá a concentração desejada e, mesmo que a titulação seja realizada com maior cuidado, o resultado será sempre incorrecto. Pode então dizer-se que a precisão foi elevada mas a exactidão pequena. Inversamente, pode ter-se uma série de valores pouco precisos agrupados em torno do valor correcto. O ideal é uma análise precisa e exacta. O erro acidental afecta a precisão de um resultado, enquanto o erro sistemático afecta a exactidão. Em relação a um qualquer resultado pode considerar-se os erros absoluto e relativo. O primeiro exprime a margem de incerteza associada à medição. Se o erro de uma bureta, perfeitamente calibrada é de ± 0,02 ml, dizemos que o erro absoluto associado à leitura de volume nessa bureta é de ± 0,02ml. O erro relativo traduz o erro absoluto em relação à grandeza da dimensão; por exemplo, para uma leitura, na referida bureta, de 11,15 ml o erro relativo será de 0,2%. PhD Armindo Monjane Page 17 Se o volume gasto numa titulação por exemplo, for da ordem dos 20 ml já o erro relativo é de 0,1%, isto é, a um maior volume corresponde um menor erro relativo. Análise Qualitativa Métodos Auxiliares de Análise Qualitativa Para atingir os seus objectivos, na Análise Qualitativa recorre-se a vários métodos: químicos, físicos e físico-químicos (ver classificação dos métodos analíticos). Análise Fraccionada e Sistemática Utilizando as reacções específicas, os iões correspondentes podem ser identificados pelo chamado método fraccionado, isto é directamente em porções retiradas da solução em estudo, sem ter em conta os outros iões nela existentes. Também não tem nenhuma importância a ordem de identificação dos iões isolados. Quando não há reacções selectivas muito seguras nem se pode aumentar a sua selectividade por meio de um processo qualquer, a identificação dos correspondentes iões pelo método fraccionado é possível. Nestes casos, convém elaborar uma sucessão das reacções de identificação dos iões, isto é, estabelecer uma marcha sistemática de análise. Esta consiste no seguinte: a identificação de cada ião só deve iniciar-se depois de terem sido identificados e eliminados da solução todos os outros iões que impedem a sua identificação (isto é, que reagem com o reagente usado). Para ilustrar o que acaba de se dizer, estudemos a marcha sistemática da análise de uma solução que provavelmente contém os iões Ca2+ e Ba2+. A reacção mais sensível do ião Ca2+ é a formação do precipitado de Oxalato de cálcio CaC2O4, por acção dos Oxalatos solúveis (sais do ácido oxálico, H2C2O4): PhD Armindo Monjane Page 18 Ca2+ + C2O42- CaC2O4↓↓ Esta reacção não é específica para o Ca2+, pois o Ba2+ forma igualmente um precipitado análogo com este reagente. Portanto, neste exemplo, não se deve começar por identificar o ião Ca2+. Previamente, deve verificar-se se a solução contém o ião Ba2+. Este último pode identificar-se por meio do cromato de potássio K2CrO4, formando-se um precipitado amarelo característico do cromato de bário: Ba2+ + CrO42- BaCrO4↓↓ Como o cromato de cálcio, CaCrO4, é solúvel na água, a presença dos iões Ca2+ não impede a identificação do ião Ba2+. Por isso, é possível identificar o Ba2+ numa parte da solução em estudo. Se não se formar o precipitado BaCrO4, a solução não contém o ião Ca2+, adicionando-lhe (NH4)2C2O4. Pelo contrário, se na solução existir Ba2+, é necessário eliminá-lo completamente, antes de se começar a identificação do ião Ca2+. Isto consegue-se tratando a solução com o cromato de potássio e juntando tal quantidade deste que a precipitação do BaSO4 seja completa. Verifica-se que a precipitação é total mediante o ensaio correspondente: Filtra-se o precipitado e adiciona-se de novo um pouco de reagente ao líquido filtrado. Se não se formar precipitado, é sinal de que já não há mais Ba2+ na solução e, então, já se pode pesquisar o ião Ca2+ por meio do (NH4)2C2O4. A formação de um precipitado branco indica, sem lugar a dúvida, a presença do ião Ca2+ na solução. Do exposto, deduz-se que, durante a análise sistemática, juntamente com as reacções de identificação dos diferentes iões, deve recorrer-se também às reacções de separação dos mesmos. Nas reacções de separação aproveita-se, geralmente, a diferença de solubilidade dos compostos análogos dos iões a separar. Assim, por exemplo, a separação de Ba2+ e Ca2+ baseia-se na diferença das solubilidades do BaCrO4 PhD Armindo Monjane Page 19 e do CaCrO4. Por vezes, também se recorre à diferença entre as volatilidades dos correspondentes compostos. Por exemplo, para separar o NH4+ do K+, Na+ e Mg2+ efectua-se a evaporação da solução, seguida da calcinação do resíduo seco. Os sais de amónio volatilizam-se e os sais de cálcio, sódio e magnésio, pouco voláteis, ficam no cadinho onde se calcinou o precipitado. Para que a separação seja completa, é necessário usar quantidades suficientes do reagente, criar condições óptimas para a precipitação, garantir uma calcinação com uma duração e uma temperatura suficientes, etc. Deve obrigatoriamente verificar-se que a separação é total por meio de um ensaio, sem o qual os resultados da análise podem ser falsos. As técnicas das verificações da separação completa dos iões serão descritas posteriormente. Análise Orgânica Elementar Na primeira metade do século XIX Justus Liebig (1803-1873) aperfeiçoou com a técnica de análise elementar de compostos orgânicos desenvolvida por Antoine-Laurent Lavoisier (1743-1794). O método consiste na combustão completa da amostra de massa conhecida do material orgânico e determinação da massa de gás carbónico (CO2) e de água (H2O) formada. O vapor produzido pela reacção é passado por um tubo contendo cloreto de cálcio (CaCl2) para reter a água e depois por um outro tubo contendo hidróxido de sódio (NaOH), para reter o gás carbónico em forma de carbonato de sódio (Na2CO3) necessária para calcular a percentagem de carbono e de hidrogénio na amostra, conforme explicado nos livros. Análise de Substâncias Simples Este pó branco o que é! É sal de cozinha, soda cáustica ou açúcar? O pigmento amarelo é cromato de chumbo ou sulfureto de cádmio? Qual é o reagente químico desta garrafa que perdeu o rótulo? Dúvidas desta natureza são facilmente dissipadas após a realização de alguns poucos testes. Substâncias PhD Armindo Monjane Page 20 simples apresentam, relativamente, poucos problemas ao analista porque elas contêm um catião e um anião. O diagrama abaixo mostra os onze aniões que serão estudados de acordo com a posição do não-metal na tabela periódica. IVA CO32- VA NO3NO2PO43- VIA VIIA F- S2SO22SO42- ClBrI- A determinação de aniões baseia-se na reacção iónica que ele sofre, de modo que quando estudamos análise iónica, aprendemos mais ainda acerca das reacções de transferência de protões, de precipitação e de oxi-redução, ao mesmo tempo que nos familiarizamos com a química de muitos iões importantes. A análise de aniões pode ser dividida em duas partes: os testes de eliminação e os testes de identificação. Os primeiros podem indicar a ausência de um grupo de iões. Por exemplo, se não há libertação de um gás quando uma amostra é tratada com ácido sulfúrico, pode-se, normalmente, concluir pela ausência de iões carbonato, sulfito, nitrito e sulfeto. Com evidência à mão, garantida por vários testes de eliminação, pode se tornar desnecessário fazer mais outros testes. Testes de identificação específicos são, muitas vezes, necessários e podem também ser usados para confirmar inferências nos testes de eliminação. Alguns testes são feitos com porções de amostra sólida, enquanto outros com solução da amostra. Análise de Iões No início do curso são identificados aniões como, OH-, F-, Cl-, Br-, I-, S2-, SO3-, SO4-, NO3-, PO43-, CO32-. Neste capítulo, iremos apresentar resumidamente PhD Armindo Monjane Page 21 algumas reacções de identificação de aniões acima mencionados. Geralmente devem ser usadas reacções químicas específicas para cada tipo de ião. Neste caso deve-se ter em mente a interferência de outros iões, o ajuste de pH durante a reacção de identificação é também de extrema importância. Assim os iões podem ser identificados do seguinte modo: Identificação de iões OH-/H+ Estes iões podem ser facilmente identificados com os indicadores de pH consoante a mudança de cor para o meio ácido ou para o meio básico (ver indicadores de pH), ou com pH-Metro. Identificação do ião fluoreto, FOs fluoretos, incluindo o de hidrogénio, na presença de ácido atacam o vidro, e a superfície de um vidro que tenha sofrido um ataque ácido recente verterá água, ficando com um aspecto como se tivesse sido untado com graxa. SiO2(s) + 4HF SiF4 + 2HF SiF4(g) + 2H2O H2SiF6 Num tubo de ensaio limpo e seco coloque gotas de água oxigenada (ou alguns cristais de permanganato de potássio). Adicione 1 ml (cerca. de 20 gotas) de ácido sulfúrico concentração. (18M). Mexe a mistura com uma vareta de vidro enquanto ela é aquecida em banho-maria. Retire a vareta da mistura de vez enquanto e examine-a. Quando ela estiver limpa, a solução escorrerá na vareta em forma de uma película contínua e uniforme. Adicione agora à mistura cerca de 20 mg de amostra sólida. Mexe-os e aquece o tubo de ensaio em banho-maria. Novamente, retire a vareta a intervalos frequentes e examine-a. Se a solução reúne-se em gotas ao longo da parte da vareta imersa na mistura, o fluoreto está presente. Continue com o aquecimento e o exame da vareta por cinco minutos antes de concluir pela ausência do fluoreto. PhD Armindo Monjane Page 22 Tratamento de resíduos: Resfrie a mistura. Despeje-a numa pia, próximo ao cano de descarga, deixando escoar um fluxo de água através da pia (CUIDADO). Identificação do ião cloreto, ClNa ausência de iões interferentes, o cloreto é identificado pela precipitação como cloreto de prata, que é insolúvel em ácidos e solúvel em amoníaco em excesso. ClAgCl(s) + Ag+ AgCl(s) Ag(NH3)2+ + Cl- + 2NH3 Ag(NH4)2 + Cl- + 2H+ AgCl(s) + 2NH4+ Acidifique algumas gotas da solução da amostra com ácido nítrico 6M e adicione uma gota de solução de AgNO3. Um precipitado branco, em forma de coágulos, pode ser AgCl. Centrifugue e rejeite o líquido sobrenadante. Adicione algumas gotas de NH3 6M ao precipitado. Se ele dissolver, acidifique a solução com HNO3 6M. O precipitado pode voltar a se formar. Uma opalescência de aspecto brumoso que não sedimenta pela centrifugação é causada por quantidades -traço de cloreto e não merece registo. Cuidado: Os principiantes podem confundir o amarelo AgBr ou o amarelo AgI com AgCl. A ausência de Br- e I- deve ficar provada para que o teste para Clpossa ser conclusiva. Identificação do ião brometo, BrO ião brometo é oxidado a bromo livre por um agente oxidante forte como permanganato de potássio em solução de ácido nítrico ou pela solução de peróxido de hidrogénio (cerca de.10%). A equação da reacção pode ser deduzida separando-se a equação global: Br- + MnO4- PhD Armindo Monjane Mn2- + Br2 ou Page 23 2Br- + 2H2O2 2H2O + Br2 + O2 O bromo livre é mais solúvel em tetracloreto de carbono do que em água e apresenta uma cor de laranja a marrom-avermelhado naquela solvente. Acidifique algumas gotas da solução da amostra com HNO3 6M e adicione quatro gotas do ácido, em excesso. Acrescente duas gotas de CCl4 ou CCl3- não mais, pois a cor é mais intensa num volume menor. Em seguida, introduza gota a gota 0,02M da solução de KMnO4, agitando após cada adição, até ser obtida uma pérola laranja ou a camada de água permanecer rósea durante pelo menos um minuto. A presença de brometo é indicada pela camada inferior alaranjada. Identificação de iodeto, IO Iodo é um agente redutor activo, facilmente oxidado a Iodo ou a ião triiodeto pelo ácido nitroso ou pela solução de peróxido de hidrogénio (ca. 10%): HNO2 + I- NO + I2 2H2O2 + 2I- 2H2O + I2 + O2 O Iodo molecular é mais solúvel em tetracloreto de carbono do que em água e dá uma solução violeta neste solvente não polar. Acidifique algumas gotas da solução da amostra com H2SO4 6M. Acrescente alguns cristais de NaNO2 e várias gotas de CClO4. Agite vigorosamente para extrair o Iodo. A presença de iodeto é indicada pela cor violeta da camada inferior. Identificação do ião sulfeto, S2Em geral, não existe dificuldade em concluir quanto à presença de sulfeto a partir dos resultados dos testes de eliminação. Se for necessário um só teste, efectua o teste de eliminação (teste para ácidos voláteis, que é um dos mais aplicados); em que o sulfeto dá o incolor H2S com odor fétido (cheiro de ovo podre); o gás torna preto o papel humedecido com acetato de chumbo. S2- + 2H+ H2S S2- + Pb2+ PbS(s) PhD Armindo Monjane Page 24 Introduz-se uma quantidade suficiente de amostra sólida no tubo de ensaio seco. Seguidamente adiciona-se uma gota de H2SO4 6M e mistura-se. Observase a libertação de um gás e sente-se o odor do gás impelindo com a mão. Identificação do ião sulfito, SO32+ O ião sulfito em solução ácida é um activo agente redutor e é oxidado a sulfato. Ele reduz o permanganato, intensamente púrpura, ao ião Mn2+, que é virtualmente incolor: 2H+ + SO32- H2SO3 MnO4- + SO2 Mn2- SO2 + H2O + SO42- A presença de sulfato é detectada pela insolubilidade do sal de bário em solução ácida. Todos os sulfitos ficam contaminados com sulfato por causa da oxidação atmosférica. Esta e outras fontes de sulfato devem ser eliminadas antes de ser possível afirmar se o sulfato foi formado apenas pela acção do permanganato. Acidifique algumas gotas de solução da amostra com HCl 6M. Dilua para um volume conveniente pela adição de 10 gotas de água. Adicione algumas gotas de solução de BaCl2 para precipitar o sulfato. Centrifugue e transfira a solução para um outro tubo limpo. Coloque uma gota de KMnO4 0,02M. Se houver descoloração do permanganato e a formação do BaSO4 branco fica evidenciada a presença de sulfito. Se a concentração de cloreto é elevada, o permanganato irá se descolorindo lentamente mas nenhum sulfato de bário se formará. Identificação do ião sulfato, SO42De todos os aniões que formam sais de bário insolúveis só o ião sulfato é pouco básico, podendo reagir apreciavelmente com ácido em razão do que somente o BaSO4 precipitará em soluções fortemente ácidas. Se este precipitado tivesse sido obtido no teste anterior e ficasse provada a ausência do sulfito, não se necessitaria de outro teste para o sulfato. Identificação do ião nitrato, NO3PhD Armindo Monjane Page 25 O ião nitrato em solução alcalina é reduzido a amónio por metais activos. A amónia gasosa pode ser detectada por sua acção em papel de tornassol vermelho humedecido em água: NH3 + H2O NH4+ + OH- NH4+ + OH- NH3(g) + H2O Misture várias gotas de solução da amostra com um volume igual de NaOH 6M. Com uma pipeta, transfira esta mistura para um tubo de ensaio seco de modo a não molhar as paredes superiores do tubo com a solução básica. Uma vez retirada a pipeta, examine as paredes superiores do tubo para se assegurar de que esta exigência crítica foi atendida. Tenha à mão um pedaço de algodão e uma tira de papel de tornassol vermelho. Adicione alguns grânulos de liga de Devarda (ou alumínio) e empurre um chumaço de algodão (que deve penetrar com folga) até ficar a um terço da entrada do tubo. O algodão serve para filtrar algum borrifo. Aqueça ligeiramente no banho de água para provocar uma reacção vigorosa. Retire o tubo e introduza uma tira de papel de tornassol vermelho, dobrado em forma de V e humedecida nas dobras. As partes superiores sustentarão o papel de tornassol sem que ele toque o algodão. Deixe o tubo em repouso por vários minutos. A presença de nitrato é indicada se a pontiaguda da tira de indicador ficar uniformemente azul. O segundo método de identificação do ião nitrato baseia-se no chamado ensaio de anel. Adiciona-se a amostra H2SO4 até meio ácido, junta-se a solução fresca (preparado a pouco) de FeSO4, depois faz-se escorrer H2SO4 concentrado no tubo de ensaio: Observa-se um anel castanho formado por [Fe(H2O)5NO]2+. 2NO3- + 6Fe2+ + 8H+ [Fe(H2O)6]2+ + NO 2NO + 6Fe3+ + 4H2O [Fe (H2O)5NO]2+ + H2O Neste caso o nitrato é reduzido pelo sulfato de ferro no meio ácido e forma monóxido de azoto. Tratando-se de uma reacção redox, o Fe (II) é oxidado para PhD Armindo Monjane Page 26 Fe(III). O monóxido de azoto, junta-se com excesso de iões de Fe (II) e forma o complexo Pentaaquanitrosil ferrato (II). Identificação do ião fosfato, PO43Quando um excesso de molibdato de amónio é adicionado a uma solução de um fosfato que contêm 5-10% por volume de HNO3, precipita o amarelo molibdofosfato de amónio. A composição do precipitado é (NH4)3[P(Mo3O10)4] . 6H2O. Acidifique algumas gotas da solução de amostra com HNO3 6M e adicione duas gotas de ácido, em excesso. Aqueça a solução, durante um minuto, em banhomaria. A solução deveria atingir uma temperatura entre 40-50°C (não a deixar aquecer demais) para uma rápida reacção no estágio seguinte. Retire o tubo do banho e pingue duas gotas do reagente molibdato de amónio. Deixe em repouso durante cinco minutos. Um precipitado amarelo brilhante de molibdofosfato de amónio indica a presença de fosfato. Pode se formar MoO3, branco se o fosfato estiver ausente ou a solução estiver quente demais. Identificação do ião carbonato, CO3O ião carbonato poder ser identificado também a partir da substância sólida (carbonatos). Faz-se reagir a substância com ácido clorídrico ou ácido nítrico diluído: libertar-se o gás CO2. O gás que se liberta é recolhido hidropneumaticamente e identificado na solução de hidróxido de bário. O teste para carbonato é uma modificação do teste de eliminação: 2H+ + CO32- CO2(g) + H2O Quando o gás é absorvido em solução de hidróxido de bário, um precipitado branco de BaCO3 é obtido: Ba2+ + 2OH- + CO2 BaCO3(s) + H2O O resultado só será conclusivo se for sabido, de antemão que o sulfito não está presente (os testes de eliminação darão a certeza disso), pois o dióxido de PhD Armindo Monjane Page 27 enxofre é também libertado pelo ácido e dá uma turbidez branca com solução de bário. Adicione uma ou duas gotas de H2SO4 6M a 20-30 mg de amostra sólida. Tenha à mão um conta-gotas medicinal, com uma gota de solução de Ba(OH)2 na ponta. Após adicionar o ácido, rapidamente introduza o conta-gotas sem comprimir o bolbo. A presença de carbonato é indicada pela formação de uma turbidez branca. Análise Sistemática de Catiões - Testes Simples A análise qualitativa começa sempre com um ensaio preliminar, a partir do qual se pode obter algumas indicações sobre a composição da substância por analisar. Em todo o caso, nunca se deve tirar nenhuma conclusão, apenas com base nos resultados dos ensaios preliminares. Como se referiu anteriormente, para se obter um resultado correcto e representativo, convêm realizar várias vezes o mesmo ensaio, para as reacções de identificação, antes de tirar qualquer conclusão sobre a presença ou ausência de um determinado ião. A identificação de iões deve ser feita antes da marcha analítica de separação e identificação de catiões, pois os aniões presentes na amostra, em muitos casos tem interferido nas reacções de identificação e falsificando os resultados. Ensaios preliminares – Teste à Chama Todos os elementos (sob forma de átomos ou iões no estado gasoso) a temperaturas elevadas, ou quando excitados electricamente, emitem luz com determinada cor. Essa luz pode ser obtida através de um Espectrometer e que possui linhas espectrais características para cada elemento. Essas linhas espectrais surgem porque os electrões periféricos dos átomos são excitados, e são elevados temporariamente para camadas energéticas mais elevadas. Ao regressarem aos níveis energéticos mais baixos, a diferença de energia faz com haja emissão de raios com determinado comprimento de onda. PhD Armindo Monjane Page 28 A cor da chama do bico de bunsen permite portanto, em determinadas condições a identificação em especial, de metais alcalinos e alcalinos terrosos. Todavia, porque as cores dos elementos se podem sobrepor, é vantajoso o uso do Espectrómetro de mão. Para a formação do vapor colorido, introduz-se o arame de platina ou de magnésio na solução substância (amostra) e aquece-se o arame no bico de bunsen. Tabela 2.1:Teste a chama Cor Elemento Na Amarela K Violeta Ca Vermelho tijolo Sr Vermelho Ba Tl Cu Pb, As, Sb V, Mo Li Rb Cs In Verde Verde Verde Azul claro Azul claro Vermelho Violeta Azul Azulvioleta Linhas características (nm) 589,3 (amarelo) 768,2 (vermelho), 404,4 (violeta) 622,0 (vermelho), 553,3 (verde) Varias linhas vermelhas (604,5 laranja), (460,7 azul) 524,2 (verde), 513,7 (verde) 535,0 (verde) 670,8 (vermelho) 780 (vermelho) 421 (violeta) 458 (azul) 452,1 (azulvioleta) OBS: Para identificação de Ca, Sr e Ba – primeiro deve-se reduzir os sulfatos na solução da amostra. CLASSIFICAÇÃO DOS CATIÕES EM GRUPOS ANALÍTICOS REAGENTES GERAIS OU REAGENTES DE GRUPO Na análise sistemática, os iões duma mistura complexa não se separam um a um mas sim em grupos, de acordo com o seu comportamento análogo face a certos reagentes que se denominam reagentes gerais ou reagentes de grupo. Assim, Ag+, Hg22+ e Pb2+ formam “Cl-“ cloretos dificilmente solúveis AgCl, Hg2Cl2 e PbCl2. Pelo contrário os cloretos de todos ou outros catiões são facilmente PhD Armindo Monjane Page 29 solúveis em água. Por isso, se se atacar a solução em estudo com ácido clorídrico diluído, precipitam os outros três catiões indicados que, assim, ficam separados dos reagentes. Se, após a eliminação destes catiões, fizermos borbulhar na solução ácida resultante sulfureto de hidrogénio gasoso, precipitarão todos os catiões cujos sulfuretos são insolúveis nos ácidos diluídos. É o caso dos iões Mercúrio (II), Cobre, Cádmio, Bismuto, Estanho, Antimónio e Arsénio. Depois de separado da solução o precipitado com os sulfuretos citados, separa-se, agora, o grupo de catiões seguinte, por meio do reagente correspondente que é o sulfureto de amónio (NH4)2S. Separação de catiões Neste capítulo iremos descrever a marcha analítica para a separação e identificação de catiões. Em seguida serão apresentados esquematicamente os procedimentos de separação e identificação para grupo de catiões. PhD Armindo Monjane Page 30 Tabela 2.2: Classificação dos catiões Sulfuretos solúveis em água Sulfuretos (ou, hidróxidos) insolúveis em água Carbonatos solúveis em água GRUPO I Li+ Carbonatos insolúveis em água GRUPO II Ba2+ Sulfuretos (ou hidróxidos que se formam em seu lugar) solúveis nos ácidos diluídos GRUPO III Al3+ K+ Sr2+ Cr3+ Na+ NH4+ etc. Ca2+ Mg2+ etc. Não tem reagente geral Nota: Reagente geral: (NH4)2CO3 Fe3+ Mn2+ Zn2+ Co2+ Ni2+ etc. Reagente geral: (NH4)2S Sulfuretos insolúveis nos ácidos diluídos GRUPO IV a) Subgrupo I: Cloretos insolúveis na água: Ag+, Pb2+, Hg2++ GRUPO V Sulfuretos solúveis em Na2S: 2+ Hg , AsV, AsIII, SbV, SbIII, SnIV, etc. b) Subgrupo II: Cloretos solúveis na água: Cu2+, Cd2+, Bi3+ Reagente geral: H2S, em presença de HCl Reagente geral: HCl O ião Pb2+ não precipita completamente por adição de HCl. A parte que fica na solução é precipitada pelo H2S; O carbonato de magnésio só se dissolve na presença de sais de amónio; Os algarismos romanos III, V, etc. Indicam o número de oxidação do elemento, independentemente da forma iónica do elemento na solução. PhD Armindo Monjane Page 31 Grupos Analíticos de Catiões I. Grupo do ácido clorídrico: Ag+, Hg2++ e Pb2+ Têm como reagente HCl diluído e formam precipitados de cloretos. II. Grupo do ácido sulfídrico: Hg2+, Pb2+, Bi2+, Cu2+, Cd2+ As(III), As(V), Sb(III), Sb(V), Sn(IV) e Sn2+ Têm como reagente H2S na presença de HCl 0,1-0,3M e formam sulfetos como precipitados. III. Grupo do sulfeto de hidrogénio básico: Ni2+, Co2+, Fe2+, Mn2+ e Zn2+ Têm como reagente H2S na presença de NH3 e NH4Cl, formam precipitados de sulfetos. IV. Grupo do carbonato de amónio: Ba2+, Sr2+ e Ca2+ Têm como reagente NH3, NH4Cl e (NH4)2CO3 formam precipitados de carbonatos. V. Grupo solúvel: Na+, K+, Mg2+ e NH4+ Não têm reagente, pois formam sais solúveis. GRUPO DO ÁCIDO CLORÍDRICO: Ag+, Hg2++ e Pb2+ Os catiões deste grupo têm como foi dito anteriormente, como reagente comum HCl diluído. Os iões deste grupo analítico são precipitados como cloretos insolúveis, pela adição de pouco excesso de ácido clorídrico: Ag+ (aq) + Cl-(aq) AgCl (s) branco Hg2++ (aq) + Cl-(aq) HgCl (s) branco Pb2+ (aq) PhD Armindo Monjane + 2Cl-(aq) PbCl2(s) branco Page 32 SEPARAÇÃO E IDENTIFICAÇÃO O cloreto de chumbo é solúvel em água quente, também pode ser convertido como precipitado em água fria ao menos solúvel e de um amarelo -brilhante cromato de chumbo: PbCl2(s) + CrO42-(aq) PbCrO4(s) + 2Cl- O resíduo proveniente da extracção com água quente pode ser cloreto de prata ou de mercúrio (I) ou uma mistura de ambos. Estes dois sólidos diferem na reacção com amónia, o que torna possível a separação deles com este reagente. O cloreto de amónio é dissolvido na forma de um complexo de prata (I) com amoníaco: AgCl(s) + 2NH3 Ag(NH3)2+ + Cl- Quando a solução do complexo é acidificada com ácido nítrico, o amoníaco é convertido no ião amónio que não reage com iões de prata, e o cloreto de prata volta a precipitar: Ag(NH3)2+ Ag+ + 2NH3 2NH3 + 2H+ 2NH4+ Ag+ + Cl- Ag(NH3)2+ + Cl- 2H+ AgCl(s)_____________ AgCl(s) + 2NH4+ O amoníaco provoca uma desproporção no cloreto de mercúrio (I). Metade do mercúrio (I) é reduzido a mercúrio livre, que é preto e se apresenta sob forma fina e dividida. 2e- + Hg2Cl2(s) 2Hg + 2Cl- e outra metade é oxidada a aminocloreto de mercúrio(II): PhD Armindo Monjane Page 33 4NH3 + Hg2Cl2(s) 2HgNH2Cl(s) + 2NH4+ + 2e- A formação do resíduo preto é, em geral, uma indicação suficiente da presença de Mercúrio (I). Quando o mercúrio encontra-se presente em grande quantidade, pequenas quantidades de iões de prata podem ser perdidas pela reacção do cloreto de prata a prata metálica: 2AgCl(s) + Hg(l) Hg2Cl2(s) + 2Ag(s) GRUPO DO ÁCIDO SULFÍDRICO a) Hg2+, Pb2+, Bi2+, Cu2+, Cd2+ ; b) As(III), As(V), Sb(III), Sb(V), Sn(IV) e Sn2+ Este grupo tem como reagente o H2S em HCl a 0,1-0,3M. A característica comum mais notável dos elementos deste grupo é a afinidade por sulfetos. Isto é provado não só por sua precipitação conjunta como um grupo, como também pela ocorrência na natureza de muitos minerais de sulfetos como: PbS - galena, CuFeS2 - calcopirita, HgS - azinhavre e Sb2S3 - estibinita. SUBDIVISÃO DO GRUPO a) Hg2+, Pb2+, Bi2+, Cu2+, Cd2+ Como este grupo é muito grande, é conveniente dividi-lo, tomando por base o carácter ácido ou básico dos sulfetos. Uma base forte, como o KOH a 0,5M, dissolve os sulfetos ácidos de arsénio, antimónio e de estanho, com a consequente formação de oxi- e tio-aniões: As2S3(s) + 6OHSnS2(s) + OH- As2S33- + AsO33- + 3H2O SnS2OH- SEPARAÇÃO E IDENTIFICAÇÃO PhD Armindo Monjane Page 34 A análise tem início com o tratamento dos sulfetos insolúveis em KOH, mais precisamente, HgS, PbS, Bi2S3, CuS e CdS com HNO3 a 3M. Todos eles se dissolvem, com a excepção do sulfeto de mercúrio(II) que é muito insolúvel. A fim de dissolver o HgS deve ser usada água-régia (mistura de HNO3 e HCl, 1:3) que, imediatamente oxida o sulfeto de mercúrio (II), e é capaz de remover o Hg2+ na forma do fracamente dissociado HgCl42-: HgS(s) + Cl- HgCl42- + S2- NO3- NO2 O Mercúrio é identificado na solução fazendo-se a redução com cloreto de estanho (II) para o branco Hg2Cl2 ou para uma mistura cinza de Hg2Cl2 e Hg. Chumbo: A solução de sulfeto de chumbo em meio nítrico contém iões Pb2+ e NO3-, podendo o chumbo ser separado como sulfato de chumbo. Este precipitado é bastante solúvel em ácido nítrico por causa das reacções: Pb2+ + NO3- PbNO3+ H+ HSO4- + SO42- O chumbo pode ser identificado como cromato: Pb2+ + CrO42- PbCrO4(s) amarelo Bismuto: removido o chumbo, o bismuto é separado do cobre e do cádmio mediante a adição de um excesso de amoníaco. O bismuto é precipitado como hidróxido: Bi3+ + 3NH3 + 3H2O Bi(OH)3(s) + 3NH4+ Embora os hidróxidos de cobre e de cádmio sejam insolúveis em água, não chegam a se formar porque as concentrações dos catiões são reduzidas devido à formação de complexos de amoníaco, fracamente dissociados: Cu2+ + 4NH3 Cu(NH3)42+ K = 1,2 x 1012 M-4 Cd2+ + 4NH3 Cd(NH3)42+ K = 5,2 x 106 M-4 As condições para soluções insaturadas podem, então ser estabelecidas: PhD Armindo Monjane Page 35 [Cu2+] [OH-]2 < Kps e [Cd2+] [OH-]2 < Kps A identificação do bismuto baseia-se na redução do hidróxido a bismuto metálico preto, utilizando hidróxido de estanho como redutor: Bi(OH)3 + Sn(OH)3- Sn(OH)62- + Bi(s) preto b) As(III), As(V), Sb(III), Sb(V), Sn(IV) e Sn2+ A análise da secção do arsénio começa com a recuperação dos sulfatos da solução alcalina que contêm os tio e oxi-aniões de Arsénio, Antimónio e Estanho (IV). Ao se acidificar a solução, os sulfatos precipitam em decorrência da redução na concentração do ião hidróxido e da inversão da reacção que produziu os aniões: SnS2OH- + + SbS33- H+ H+ SnS2(s) + H2O Sb2S3(s) + 3H2O Os sulfetos de antimónio e de estanho são dissolvidos em HCl a 6-8M. Sb2S3(s) + 6H+ + 8ClSnS2(s) + 4H+ + 6Cl- 2SbCl4- + 3H2S(g) SnCl6- + 2H2S(g) IDENTIFICAÇÃO Arsénio: o sulfeto de arsénio é dissolvido oxidando-se o sulfeto a enxofre e arsénio (III) a arsénio (V), usando o peróxido de hidrogénio em solução amoniacal: HO2- + As2S3(s) S(s) + OH- + AsO43- O Arsénio é, então, precipitado na forma de arsenato de amónio e magnésio: 6H2O + Mg2+ + NH4+ + AsO43- MgNH4AsO4.6H2O(s) O precipitado é dissolvido em ácido acético e o arsénio é, em seguida, identificado pela precipitação do arsénio de prata, de cor castanho-avermelhada 3Ag+ + H2AsO4- Ag3 AsO4(s) + 2H+ Antimónio: parte da solução clorídrica que contém estanho e antimónio é tratada com ácido oxálico e Tioacetamida. Tanto o Estanho (IV) quanto o Antimónio (III) formam complexos com Oxalato. SbCl4- + 3H2C2O4 PhD Armindo Monjane Sb(C2O4)33- + 4Cl- + 6H+ Page 36 SnCl62- + 3H2C2O4 Sn(C2O4)32- + 6Cl- + 6H+ Enquanto a dissociação do complexo de estanho é tão limitada que o SnS2 não pode ser precipitado nesta solução, a precipitação do Sb2S3 não é inibida: 2Sb(C2O4)33- + 3H2S Sb2S3(s) cor laranja escura + 6HC2O4- Estanho: O Estanho é identificado através da acção redutora do ião Sn2+ sobre o HgCl2, que é a mesma reacção usada para identificar o mercúrio. A solução clorídrica de Estanho contém Estanho (IV) na forma de um clorocomplexo, o qual deve ser reduzido a Estanho (II) antes de se efectuar o teste. 3SnCl62- + 2Al(s) 2Al3+ + 3Sn2+ + 18Cl- Sn2+ Sn(s) + Al3+ + Al(s) O Estanho redissolve-se em ácido clorídrico quente depois que todo o Alumínio tiver sido consumido: Sn(s) + 2H+ H2(g) + Sn2+ GRUPO DO SULFETO DE HIDROGÉNIO BÁSICO: Al3+, Fe3+, Fe2+, Mn2+, Co2+, Ni2+, Zn2+ Os oito iões deste grupo são precipitados como sulfetos ou hidróxidos, por uma combinação de sulfeto de hidrogénio ou Tioacetamida com tampão Amoníaco cloreto de amónio. Nenhum destes iões forma um cloreto ou um sulfeto suficientemente solúvel para precipitar a partir de uma solução cuja concentração em ácido clorídrico esteja compreendida na faixa de 0,1-0,3M. TESTES PRELIMINARES Determinados testes podem ser feitos na amostra original se o teste for específico para o ião, em particular, e os interferentes tiverem sido removidos ou mascarados. Consideraremos, em primeiro lugar, as reacções de identificação e, em seguida, os métodos de enfrentar as interferências. PhD Armindo Monjane Page 37 A formação de complexo é a reacção de identificação mais frequentemente utilizada. O ferro (III) forma um complexo de tiocianato vermelho cor de sangue e o cobalto (II) forma um complexo azul. Todos os catiões se hidrolisam dando soluções ligeiramente ácidas: Fe3+ + SCNCo2+ + 4SCN- FeSCN2+ vermelho 2Co(SCN)4 azul Um interessante composto de coordenação, o azul de Prússia, é usado para identificação do ião de Fe2+… K+ + Fe2+ + Fe(CN)63- KFeFe(CN)6 ↓ PRECIPITAÇÃO DO GRUPO Uma combinação de amoníaco, cloreto de amónio e Tioacetamida é usada para precipitar o grupo. Os sulfetos de Mn (II), Fe (II), Co(II) e Zn(II) dão produtos de solubilidade mais elevados que os catiões do grupo de sulfetos de hidrogénio ácido e, portanto, necessitam de uma concentração mais elevada do ião sulfeto para a precipitação. Os hidróxidos de alumínio e de crómio (III) têm baixos produtos de solubilidade. Mesmo com baixa concentração de iões hidróxido, fornecida por uma mistura tampão de amoníaco-cloreto de amónio, eles são quase completamente precipitados enquanto o hidróxido de magnésio, que tem um produto de solubilidade muito mais elevado, não é precipitado. Algumas equações típicas para a precipitação do grupo são: Mn2+ + S2Co(NH3)62+ S2Al3+ + 3NH3 + 3H2O MnS(s) CoS(s) + 6NH3 Al(OH)3(s) + 3NH4+ SEPARAÇÃO E IDENTIFICAÇÃO DO MANGANÊS O Manganês tem de ser removido numa das primeiras etapas da análise do grupo, caso contrário ele irá causar perturbações em separações posteriores. O precipitado do grupo é dissolvido em ácido nítrico, que actua como um ácido em relação aos hidróxidos de alumínio e crómio (III), por exemplo; Cr(OH)3(s) + 3H+ PhD Armindo Monjane Cr3+ + 3H2O Page 38 e dissolve os sulfuretos ao oxidá-los a enxofre. Equações para a oxidação dos sulfuretos podem ser obtidos mediante o balanceamento pelo método de balanço electrónico como: CoS + NO3- NO2(g) + Co2+ S(s) O Manganês é isolado por oxidação ao dióxido, com o clorato em solução de ácido nítrico a 16M. Como o cloreto é indispensável porque reduz o MnO2, ele deve ser removido antes da separação mediante repetidas evaporações com ácido nítrico. Crómio (III) é também oxidado a dicromato por clorato, o que é uma vantagem nas etapas posteriores. Equações para estas reacções redox são: Cl- (aq) + NO3-(aq) NOCl(g) + Cl2(g) Mn2+ (aq) + ClO3- (aq) MnO2(s) Cr3+ (aq) + ClO3- (aq) Cr2O72- + ClO2(g) + ClO2(g) Separado o dióxido de manganês, ele é dissolvido em peróxido de hidrogénio ácido: MnO2(s) + H2O2 O2(g) + Mn2+(aq) O Manganês é, então, dissolvido por oxidação a permanganato púrpura com bismutato de sódio (ou óxido de bismuto): Mn2+(aq) + Bi2O5(s) MnO4-(aq) + 2Bi+(aq) SUBDIVISÃO DO GRUPO Após a separação do Manganês, é conveniente separar os hidróxidos anfóteros dos básicos. Os hidróxidos anfóteros de Alumínio e de zinco tanto podem ser dissolvidos em ácidos quanto podem ser atacados por bases fortes: Al(OH)3(s) + OH- Al(OH)4- Zn(OH)2(s) + OH- Zn(OH)42- Os hidróxidos de ferro (III) e de níquel não são apreciavelmente afectados mas o Co(OH)2 é um tanto solúvel em excesso de base. O Peróxido de hidrogénio é, PhD Armindo Monjane Page 39 deste modo, usado em combinação com a base para converter Co(OH)2 ao menos solúvel Co(OH)3. Co(OH)2(s) + HO2- Co(OH)3(s) + OH- A presença de Manganês (II) ou de Crómio (III), nesse estágio, levaria a uma separação insatisfatória de Zinco porque as combinações de Zinco e Manganês ou de Zinco e Crómio coprecipitam com os hidróxidos. O Manganês foi, portanto, oxidado ao dióxido e o Crómio a dicromato na etapa precedente de análise. IDENTIFICAÇÃO DE FERRO, COBALTO E NIQUEL Os hidróxidos básicos de Ferro, Cobalto e Níquel dissolvem-se em ácido clorídrico. Os protões do ácido combinam-se com o ião hidróxido da base, baixando a concentração do ião hidróxido e libertando o ião metálico: Fe(OH)3(s) + 3H+ Fe3+ + 3H2O Deve-se observar que, qualquer que fosse o estado de oxidação do Ferro na amostra original, ele será +3 aqui. Quando o FeS no precipitado do grupo foi dissolvido em "ácido nítrico”, tanto o Ferro como o Enxofre foram oxidados. O ião Cobalto (III) é instável e reverte ao ião Co++ , libertando o Oxigénio da água: Co3+ + H2O O2 + Co++ O Cobalto forma um complexo marrom com a Dimetilglioxima (DMG-) e deve ser adicionado reagente suficiente para sequestrar o cobalto antes que o quelado de níquel precipite: Co(NH3)6++ + 3 DMG- Co(DMG)3- + 6NH3 IDENTIFICAÇÃO DO CRÓMIO A presença de cromato é, geralmente, indicada por uma coloração amarela da solução alcalina, após a remoção dos hidróxidos de ferro, cobalto e níquel. Uma confirmação adicional é obtida pela precipitação do cromato de chumbo, amarelo -brilhante, de uma solução fracamente ácida: PhD Armindo Monjane Page 40 Pb(OAc)2 + CrO42- PbCrO4(s) + 2OAc- Uma outra confirmação pode ser feita dissolvendo-se o precipitado em ácido, ao se formar CrO5, um peróxido de crómio instável e de coloração azul. A equação pode ser deduzida do seguinte modo: Cr2O72- + H2O2 CrO5 + H2O SEPARAÇÃO E IDENTIFICAÇÃO DO ALUMÍNIO O Alumínio é separado do Zinco e do Crómio por precipitação do hidróxido em um tampão amoníaco-cloreto de amónio. Os iões de zinco são sequestrados na forma de um complexo fracamente dissociado, Zn(NH3)4++, porque o hidróxido não pode precipitar. O hidróxido de alumínio é dissolvido em ácido e o alumínio é precipitado na presença do reagente aluminon (um sal do 'acido aurintricarboxílico), formando o quelado vermelho Al(C22H13O9)3. O pH deve ser regulado entre 5 e 7,2. IDENTIFICAÇÃO DO ZINCO O Zinco é identificado, primeiramente, pela precipitação de sulfeto de zinco branco e, em seguida, pelo ensaio de toque (spot test) com ditizona: Zn(OH)42- + 2C13H11N4S- Zn(C13H11N4S)2 + 4OH- O cromato deve ser removido por precipitação do cromato de bário antes da precipitação do sulfeto de hidrogénio a enxofre coloidal branco que poderia ser confundido com sulfeto de zinco. O sulfeto de zinco, contrariamente ao enxofre, é solúvel em ácidos. O ácido nítrico é usado para dissolvê-lo, de preferência ao ácido clorídrico, afim de destruir o sulfeto. O zinco deve ser convertido a ião zincato, Zn(OH)2- , para o teste de ditizona. GRUPO DO CARBONATO DE AMÓNIO: Ca2+, Sr2+, Ba2+ PhD Armindo Monjane Page 41 Os três iões deste grupo formam carbonatos que são precipitados pelo carbonato de amónio em presença de tampão amónia-cloreto de amónio. Seus cloretos, sulfetos e hidróxidos são demasiadamente solúveis para precipitar com os grupos precedentes. SEPARAÇÃO E IDENTIFICAÇÃO DO BÁRIO O cromato de bário é tão menos solúvel que os cromatos de estrôncio e de cálcio, que pode ser facilmente separado dos outros dois controlando-se a concentração do ião cromato. O cromato de bário uma vez formado, pode ser dissolvido num ácido forte: 2BaCrO4(s) + 2H+ 2Ba2+ + Cr2O72- + H2O Confirma-se a presença de bário precipitando-se o sulfato de bário nesta solução. O estrôncio também forma um sulfato insolúvel mas se as condições de precipitação do BaCrO4 tiverem sido estabelecidas de maneira adequada, pouco ou nenhum ião de Sr2+ deveria estar presente. Para nos assegurarmos disso, deveríamos controlar a concentração do ião sulfato, para evitar a precipitação do SrSO4. SEPARAÇÃO E IDENTIFICAÇÃO DE CÁLCIO E ESTRÔNCIO O ião cromato que fica em solução após a remoção do cromato de bário deve ser retirado antes da separação do estrôncio e cálcio entre si. Faz-se isto precipitando-se os carbonatos destes catiões. Uma boa fonte de carbonatos, como o Na2CO3, é satisfatória neste caso, uma vez que não se está a separar estrôncio e cálcio de outros catiões, mas do cromato: Ca2+ + CO32- CaCO3(s) Sr2+ SrCO3(s) + CO32- O ião carbonato é em seguida eliminado, tratando-se o precipitado com ácido nítrico. CaCO3(s) + 2H+ PhD Armindo Monjane ? Page 42 O Estrôncio pode ser separado do Cálcio com base na acentuadamente baixa solubilidade do Nitrato de estrôncio em HNO3 70-75%: Sr2+ + 2NO3- Sr(NO3)2(s) Depois o nitrato sólido é dissolvido em água. O ião estrôncio pode ser identificado por precipitação do sulfato de estrôncio. Na ausência de bário, qualquer sulfato solúvel, como por exemplo o sulfato de amónio, pode ser empregue como fonte de iões sulfatos. Traços de cálcio, eventualmente presentes, podem ser complexados pela trietanolamina: Ca[[N(C2H4OH)3]22+ Ca2+ + 2N(C2H4OH)3 Os iões deste grupo também podem ser identificados com ajuda de teste de chama (ver capitulo anterior). EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE INTRODUÇÃO Desde antiguidade que se classificam as substâncias como ácidas ou como bases (anti-ácidos). O vinagre é um dos primeiros ácidos conhecido (sabor amargo); As bases eram conhecidas por serem escorregadias ao tacto e pelas suas propriedades anti-ácidas. I. Teoria de Arrhenius (fim do séc. XIX) Ácido é toda a substância que contendo hidrogénio, se dissocia em solução aquosa produzindo iões H+, Ex: HCl(aq) H+(aq) + Cl- (aq) Base é toda substância que em solução aquosa se dissocia, produzindo iões hidróxido (OH-), Ex: NaOH(aq) Na+(aq) + OH-(aq) Esta teoria estava incompleta, pois não explicava: PhD Armindo Monjane Page 43 O comportamento ácido ou alcalino em soluções não aquosas; O comportamento alcalino do amoníaco. II Teoria de Bronsted-Lowry (ca. De 1920) Ácido espécie que cede iões H+ (protões); Base espécie que recebe iões H+. H+ HA(aq) + H2O (l) ácido base H+ H3O + + A -(aq) (aq) Reacção Ácido-Base: Reacção de transferência de protões entre duas espécies iónicas ou moleculares, originando um novo ácido e uma nova base. H+ HA(aq) + H2O (l) ácido1 base2 H+ H3O + + A -(aq) (aq) ácido 2 base 1 São pares conjugados Ácido-Base: HA+ / AH3O+ / H2O Na seguinte reacção temos: PhD Armindo Monjane Page 44 H+ H+ + + NH 4 (aq) NH3 (aq) + H2 O (l) base 1 ácido 2 OH -(aq) base 2 ácido 1 São pares conjugados Ácido-Base: NH4+ / NH3 H2O / OHMas, como explicar o comportamento da água? Substâncias que, como a água, apresentam comportamento ácido ou básico, dependendo da espécie com que reagem, são definidas como anfotéricas ou anfipróticas. REACÇÃO DE AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA: H3O+(aq) + OH-(aq) H2O(l) + H2O A reacção directa é muito pouco extensa, assim a sua constante de equilíbrio, será: Produto iónico da água: Kw = [ H3O+]eq [OH-]eq a 25°C Kw = 1,0 x 10 -14 III Teoria de Lewis Lewis explica a existência do ião H3O+, de outro modo: Ácido: espécie química que aceite partilhar pelo menos um par de electrões, ex: BF3 + NH3 F3B NH3 Forças de ácidos e bases Segundo Bronsted e Lowry, a reacção que ocorre entre um ácido e a água pode esquematizar-se assim: PhD Armindo Monjane Page 45 HA (aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A+(aq) Aplicando a lei da acção das massas: Kc = + [ H 3 O ] eq x [ A- ] eq [ H2 O ] eq x [ HA ] eq Como a [H2O] é aproximadamente constante, Kc x [H2O] = Ka (Constante de acidez) Ka = [H3O + ]eq x [ A - ] eq [ HA ] eq EXTENSÃO DA REACÇÃO Assim, quanto maior for o valor de Ka, mais forte será o ácido. Pode-se comparar a força de dois ou mais ácidos, com base nas suas constantes de acidez, (ver Tabela de constantes de acidez). Para a reacção: HNO3(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + NO3-(aq) A lei da acção das massas conduz a um valor muito elevado para Ka. Logo a ionização do ácido é uma reacção muito extensa com grau de ionização (x) muito elevado. Assim a reacção deve ser traduzida pelo seguinte esquema: HNO3 (aq) + H2O(aq) H3O+(aq) + NO3- (aq) NOTA: Grau de ionização é a razão entre número de moles ionizados pelo número de moles iniciais. A reacção inversa é muito pouco extensa, logo considera-se o anião NO3- uma base muito fraca. Se o valor de Ka(HA) for elevado então, o valor de Kb(A-) é muito baixo. PhD Armindo Monjane Page 46 No caso da reacção do ácido acético e a da água: H3O+(aq) + CH3COO-(aq) CH3COOH(aq) + H2O(l) Ka (CH3COOH) = 1,8 x 10-5 (a 250 C) ácido fraco Se um ácido é fraco, a sua base conjugada tem uma força relativa. Podemos afirmar que: Kb (CH3COO-) ≥ Kb (NO3-) No caso das bases: HB+(aq) + OH-(aq) B(aq) + H2O(l) Sendo a constante de basicidade, Kb: Kb = [HB + ] eq x [ OH - ] eq [ B ] eq Relação entre Ka e Kb Para um ácido de fórmula geral HA, temos: H3O+(aq) + A-(aq) HA(aq) + H2O(l) Ka = [H3O + ]eq x [ A - ] eq [ HA ] eq para a sua base conjugada A-, temos: A-(aq) + H2O(l) HA(aq) + OH-(aq) Sendo a constante de basicidade, Kb: [ HA ] eq x [ OH-]eq Kb = [ A- ]eq Então teremos: PhD Armindo Monjane Page 47 + [ H3O ] x [ A - ] Ka x Kb = x [ HA ] Simplificando: x [ OH - ] [ A- ] [ HA] Ka x Kb = [H3O+] x [OH-] Kw = Ka x Kb a 250 C Kw = 1,0 x 10-14 Ácidos Polipróticos Alguns ácidos, como por exemplo o ácido sulfídrico (H2S), o ácido sulfúrico (H2SO4), têm a capacidade de ceder mais do que um protão; H+. H2A(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + HA-(aq) Ka1 HA-(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A2-(aq) Ka2 Sendo Ka1 > > > Ka2 Na maior parte dos ácidos Polipróticos podemos desprezar a segunda protólise, pois esta é muito pouco extensa. O ácido sulfúrico constitui uma excepção: H2SO4(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + HSO4-(aq) Ka1 muito elevada HSO4-(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + SO4- (aq) Ka2 = 1,2 x 10-2 (a 25 0 C) Neste caso a segunda protólise tem uma constante de equilíbrio superior a muitos ácidos monopróticos. Assim, em cálculos de pH é sempre de considerar a protólise do anião hidrogenosulfato. SOLUÇÕES E REACÇÕES EM SOLUÇÃO. PhD Armindo Monjane Page 48 No sentido amplo, uma solução é uma dispersão homogénea de duas ou mais espécies de substâncias moleculares ou iónicas. Assim, o ar é uma solução composta por azoto, oxigénio, gases raros, dióxido de carbono e outras substâncias em pequenas quantidades; o vinagre branco é uma dispersão de moléculas de ácido acético e água. Portanto, uma solução é um tipo especial de mistura, em que as partículas dispersas são de tamanho molecular. No entanto, é difícil dar uma definição que exprima de maneira clara e resumida como as soluções diferem das misturas e dos compostos, apesar do facto das soluções serem muito comuns na natureza. Uma solução é uma substância homogénea que tem dentro de certos limites, uma composição continuamente variável. As soluções podem ser formadas por qualquer combinação dos três estados da matéria - gases, líquidos e sólidos - porém são sempre constituídas de uma única fase. As substâncias usadas para especificar a composição de uma solução são conhecidas como componentes. Componentes. Um dos componentes, em geral o que se encontra em maior quantidade é chamado solvente, e o outro componente é chamado soluto. Existem muitos tipos possíveis de pares soluto - solvente. 3.1 Alguns tipos importantes de soluções: 1. Líquido em líquido; 2. Sólido em líquido; 3. Gás em líquido; 4. Líquido em sólido; 5. Gás em sólido; 6. Sólido em sólido. PhD Armindo Monjane Page 49 Destes, os três primeiros são comuns e os últimos três, chamadas soluções sólidas, ocorrem menos frequentemente. O mercúrio dissolvido em zinco, hidrogénio gasoso dissolvido em Paládio metálico e zinco dissolvido em cobre, são exemplos de soluções nas quais respectivamente um líquido, um gás e um sólido são dissolvidos num sólido. Além da indicação qualitativa dos componentes presentes numa solução, é necessário fazer alguma indicação das quantidades de cada componente. Usualmente são indicadas somente as quantidades relativas dos componentes pois que as propriedades das soluções não dependem das quantidades absolutas do material presente. A quantidade relativa de uma substância é conhecida como sua concentração e é expressa geralmente em vários tipos de unidades de concentração: A. Fracção Molar A fracção molar do componente 1 é o número de moles do componente 1, dividido pelo número total de moles de todos os componentes da solução. Para uma solução preparada a partir de dois componentes 1 e 2 temos: Fracção molar do componente 1 = n1 : n1+ n2 Fracção molar do componente 2 = n2 : n1 + n2 Onde n1 e n2 são os números de moles dos componentes 1 e 2 na solução. B. Molalidade (m) A molalidade de uma solução é definida como sendo o número de moles do soluto em 1000g de solvente. C. Molaridade (M) É a unidade de concentração mais comum. A molaridade de uma solução é o número de moles do soluto num litro de solução. D. Normalidade (N) A normalidade de uma solução é o número de equivalente grama do soluto em um litro de solução. PhD Armindo Monjane Page 50 E. Concentração Percentual (%) A concentração percentual é definida como sendo partes de um componente por 100. Exercícios: 1) Qual é a molaridade de uma solução de 0,3N de ácido sulfúrico? 0,3N : 2 = 0,15M 2) Calcule o volume necessário (em litros) para preparar 0,2M de NaCl a partir de 300g de NaCl. 300g de NaCl correspondem: 300g : 58,5g/mol = 5,13mol 5,13 moles : 0,2 moles/l = 25,65l 3) Qual é a fracção molar do iodo, numa solução de 20g de I2 em 500g de CCl4? na = 20g : 253,8g/mol = 0,079moles nb = 500g : 153,8g/mol = 3,25moles xa = 0,079moles : 0,079moles + 3,25moles = 0,024 a fracção molar de CCl4 é 1-0,024 = 0,976. EQUILÍBRIO EM SOLUÇÕES SATURADAS DE SAIS POUCO SOLÚVEIS. Soluções saturadas e solubilidade Quando a uma determinada temperatura se adiciona sucessivamente um sal a água, é eventualmente atingido um ponto a partir do qual não se dissolve mais sal. Estabelece-se assim um equilíbrio dinâmico entre a solução e o excesso de soluto, a solução nestas condições diz-se saturada, se continuar-se a adicionar mais o soluto à solução saturada, esta atinge maior saturação e fica sobresaturada. Solubilidade – é a quantidade máxima de sal ou outra substância que é possível dissolver num solvente com vista a obtenção de um litro de solução saturada. O cloreto de sódio por exemplo é um sal de solubilidade elevada em água, por isso o consideramos um sal solúvel.. Por outro lado o sulfureto de chumbo, por apresentar uma solubilidade muito baixa, diz-se insolúvel. Produto de solubilidade PhD Armindo Monjane Page 51 Uma solução aquosa saturada em contacto com o sólido é um exemplo de um sistema homogéneo, uma vez que é constituído por uma fase sólida e uma fase líquida. CaCO3(s) + aq. Ca2+(aq) + CO32-(aq) Sabe-se que por cada mole de Carbonato de cálcio dissolvida se obtêm uma mole de iões de cálcio e uma mol de iões carbonato. Então, as concentrações dos iões de cálcio e carbonato no equilíbrio acima representado, são justamente iguais ao número de moles de carbonato de cálcio dissolvidos por litro, isto é à respectiva solubilidade S. Assim: [Ca2+]eq = [CO32-]eq = S K = S x S = 4,5 x 10-9 S = 6,7 x 10-5 mol. . l-1 Em face da expressão (K = S x S), compreende-se que se chame a K produto de solubilidade do sal, representando-se habitualmente por Ks. Variação da solubilidade dos sais e solubilização de precipitados Efeito de Temperatura A solubilidade de um sal pode variar em função da temperatura, pois a constante de equilíbrio Ks pode depender de T. Se a dissolução for um fenómeno endotérmico, então o aquecimento aumenta Ks e portanto, a solubilidade. É o que acontece com a maior parte dos sais. Efeito de Concentração Outra forma de alterar o equilíbrio de solubilidade – sem modificar Ks – consiste em alterar a concentração (de pelo menos) um dos iões do sal em equilíbrio com o sólido. Efeito do ião comum Se ao sistema em equilíbrio: PhD Armindo Monjane Page 52 Ag+(aq) + Cl-(aq) AgCl(s) Adicionarmos NaCl, aumentando portanto [Cl-] o equilíbrio desloca-se no sentido da formação dos reagentes. Isto é, a solubilidade do sal diminui. Em geral, a solubilidade de um sal diminui na presença de outro sal que tenha um ião comum com o primeiro – efeito do ião comum. Por isso, o cloreto de prata é menos solúvel em água do mar do que em água pura. Solução água do mar: 1,8 x 10-8 mol.l-1 Solução água pura: 1,3 x 10-5 mol.l-1 Efeito da formação de iões complexos Se houver processo de diminuir a concentração de um dos iões do sal na solução, então a solubilidade aumentará. É o que acontece por adição de amónio ao sistema: Ag+(aq) + Cl-(aq) AgCl(s) A uma solução saturada de cloreto de prata, ao adicionar uma solução de amoníaco aproximadamente de 1M, a solubilidade de cloreto de prata aumenta, graças à diminuição da concentração dos iões de prata, em consequência da reacção: Ag+(aq) + 2NH3(aq) Ag(NH3)2+(aq) A SOLUBILIDADE DOS SAIS Solubilidade é a propriedade de uma substância se dissolver em outra. A solubilidade é medida pela quantidade de soluto que se dissolve em uma determinada quantidade de solvente produzindo uma solução saturada, isto é, que não permite a dissolução de mais soluto. PhD Armindo Monjane Page 53 A Solubilidade (S) de um precipitado é, por definição, igual à concentração molar da solução saturada. Obtêm-se um precipitado quando a solução se torna supersaturada com uma substância em particular. Um precipitado é uma substância que se separa da solução na forma de uma fase sólida, o precipitado que pode ser cristalino ou coloidal e pode ser removido da solução por filtração ou centrifugação. A separação por precipitação depende da solubilidade das espécies que estão sendo separadas. O controlo da solubilidade permite o controlo da precipitação e, portanto, a separação das espécies químicas. SOLUÇÕES-TAMPÃO Uma solução tamponada resiste a uma mudança no pH quando ácidos ou bases são adicionados ou quando ocorre uma diluição. O tampão consiste numa mistura de um ácido e sua base conjugada. É preciso ter quantidades comparáveis de ácido e base conjugados (digamos com um factor de 10) para exercer uma acção tamponante significativa. A importância dos tampões em todas as áreas da ciência é imensa. Os bioquímicos são particularmente interessados nos tampões porque o funcionamento apropriado de qualquer sistema biológico depende do pH. O sangue é um exemplo de solução reguladora. O pH normal do sangue humano é 7,4. A experiência mostra com clareza que a adição de pequenas quantidades de ácido forte, ou base forte, ao sangue, por exemplo 0,01 mol por litro de sangue, leva a uma alteração do pH de apenas 0,1 unidades de pH. Para se ter uma comparação, se adicionarmos 0,01 mol de HCl a 1,0 L de água pura, o pH cai de 7 para 2, enquanto a adição de 0,0 1 mol de NaOH a 1,0 L de água eleva o pH de 7 a 12. O sangue e muitos outros líquidos corporais estão tamponados, isto é, tem o pH resistente a modificações pela adição de ácido ou de base forte. Em geral, para se ter uma solução Tampão são necessárias duas espécies químicas, uma delas (um ácido) capaz de reagir com os iões OH- adicionados e outra (uma base) capaz de consumir iões H3O+ adicionados. A exigência extra é PhD Armindo Monjane Page 54 a de o ácido e a base não reagirem entre si. Por isso, prepara-se comummente um tampão pela mistura de quantidades aproximadamente iguais de um par Ácido-Base conjugados: (a) um ácido fraco e a sua base conjugada (por exemplo, ácido acético e o ião acetato); (b) uma base fraca e o seu ácido conjugado (por exemplo, amónia e ião amónio). A Equação de Henderson-Hasselbach A equação central para tampões é a equação Henderson-Hasselbach, apenas uma forma rearranjada da expressão de equilíbrio de Ka Esta equação mostra que o pH de uma solução de um ácido fraco e sua base conjugada é controlado, em primeiro lugar, pela força do ácido (conforme o valor de pKa). O controle “fino" do pH é então dado pelas quantidades relativas da base conjugada e do ácido. Quando as concentrações da base conjugada e do ácido forem iguais na solução, a razão [base conjugada] / [ácido] é igual a 1. O log de 1 é 0 e então pH = pKa. Se na solução houver mais base conjugada do que ácido, o pH será maior do que pKa. Exemplo 1: Dissolvem-se 2,00 g de ácido benzóico (C6H5CO2H) e 2,00 g de benzoato de sódio (Na C6H5CO2) em água suficiente para ter 1,00 L de solução. Calcule o pH da solução com a equação de Henderson-Hasselbach. Dado: Ka = 6,3.10-5 PhD Armindo Monjane Page 55 Exemplo 2: Calcule o pH de uma solução tampão constituída por NH3 0,10 M e NH4Cl 0,050 M. PROPRIEDADES ÁCIDAS E BÁSICAS DOS SAIS: HIDRÓLISE Muitos compostos naturais, e também produtos de consumo, são sais. Um sal é um composto iónico que pode ser formado pela reacção entre um ácido e uma base; os iões positivos do sal provêm da base e os negativos do ácido. O sal de cozinha comum é um exemplo; outros exemplos são o benzoato de potássio (KC6H5CO2) e o citrato de potássio (K3C6H5O7) dos refrigerantes, o bicarbonato de sódio, de antiácidos estomacais, e diversos fosfatos dos fertilizantes. Vamos analisar a produção de soluções aquosas ácidas ou alcalinas de muitos sais através do fenómeno de hidrólise. Há reacção de hidrólise quando um sal se dissolve em água e provoca alteração da concentração dos iões H+ e OH- da água, ou seja, resultando como produto desta interacção um ácido ou uma base fraca. Classificação Hidrolítica dos Sais a) Sais derivados de Ácido Forte e Base Fraca. Apresentam soluções ácidas, porque ficam iões H+ livres na solução. Por exemplo, o ião amónio, ácido conjugado da amónia, uma base fraca, sofre hidrólise e constitui uma solução ácida, onde há formação da base fraca: NH4Cl (aq) NH4+ (aq) + H2O (l) ião amónio ácido conjugado NH4+ (aq) + Cl- (aq) NH3 (aq) + H3O+(aq) Amoníaco Iões hidroxilo livres base fraca b) Sais derivados de Ácido Fraco e Base Forte. Apresentam soluções alcalinas, porque ficam iões OH- livres na solução. Por exemplo, o ião acetato, base conjugada do ácido acético, fraco, sofre hidrólise e forma uma solução alcalina, onde há formação de um ácido fraco. CH3COONa (aq) PhD Armindo Monjane CH3COO- (aq) + Na+ (aq) Page 56 CH3COO- (aq) + H2O (l) CH3COOH (aq) ião acetato (base conjugada) + OH- (aq) ácido acético (fraco) Iões hidróxido Para se determinar o pH de uma solução de um sal em água, podemos resumir estas informações na tabela seguinte: Anião pH da Solução De base forte (Na+) De ácido forte (Cl-) = 7 (neutro) De base forte (K+) De Catião ácido fraco > 7 (alcalino) - (CH3COO ) De base fraca (NH4+) De ácido forte (Cl-) De qualquer base fraca (BH+) De qualquer ácido Depende - fraco (A ) < 7 (ácido) das forças relativas do ácido e da base Cálculo do pH de uma solução de um sal Exemplo 1: Qual o pH de uma solução de Hipoclorito de sódio, NaClO, 0,015 M em água? Exemplo 2: Qual o pH de uma solução de Cloreto de amónio, NH4Cl, 0,5 M em água? A ÁGUA E A ESCALA DE pH A Constante de ionização da Água, KW A auto-ionização da água foi demonstrada há muitos anos por Friedrich Kohlrausch (1840-1910). Em cuidadosas e minuciosas experiências, Kohlrausch mostrou que a mais pura das águas apresenta uma pequena, porém definida, PhD Armindo Monjane Page 57 condutividade eléctrica. A água se auto-ioniza transferindo um protão de uma molécula de água para outra e produzindo um ião hidrónio e um ião hidróxido. 2 H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq) Como o ião hidróxido é uma base muito mais forte do que a água, e o ião hidrónio é um ácido muito mais forte do que a água, o equilíbrio está bastante deslocado para a esquerda. Aplicando a esta dissociação a lei de acção das massas, podemos expressar a constante de equilíbrio como: Dos resultados experimentais obtidos na determinação da condutância da água, foi possível estabelecer o valor de K. Este baixo valor indica que o grau de dissociação é insignificante; a água, portanto, pode ser considerada como não dissociada e sua concentração como constante (55,5 M). Por isso, se inclui [H2O]2 na constante K, e a expressão da constante de equilíbrio fica Esta constante de equilíbrio tem o símbolo KW e é conhecida como a constante de ionização da água. A importância do produto iónico da água reside no facto de que seu valor pode ser considerado como constante, não só em água pura como também em soluções aquosas diluídas. Toda solução aquosa possui, ao mesmo tempo iões hidrónio e iões hidroxila. Medições da condutividade eléctrica da água pura mostram que [H3O+] = [OH-] = 1,0.10-7 M, a 25º C, e assim: Isto significa que a concentração dos iões da água não pode variar independentemente. Se uma aumenta a outra deve diminuir, pois KW tem que permanecer constante. Simplificando: Em soluções Neutras [H+] = [OH-] = 10-7 M Em soluções Ácidas [H+] > [OH-] ou [H+] > 10-7 M e [OH-] < 10-7 M PhD Armindo Monjane Page 58 Em soluções Básicas [H+] < [OH-] ou [H+] < 10-7 M e [OH-] > 10-7 M A constante KW é a mesma em todas as três soluções. A Relação Entre as Constantes de ionização de um Ácido e a de Sua Base Conjugada Numa sequência de ácidos, a força das respectivas bases conjugadas aumente quando a força dos ácidos diminui. Podemos exprimir matematicamente esta dependência por meio da constante de ionização da água KW. Onde Ka é a constante de ionização de um ácido fraco e Kb a constante de ionização da sua base conjugada. Quando o valor de Ka diminui, o valor de Kb deve aumentar, pois o produto das duas é constante (numa certa temperatura). Podemos obter esse resultado generalizando com a equação da ionização de um ácido fraco, HA, por exemplo, e a equação da hidrólise da sua base conjugada, o ião A-: HA (aq) + H2O (l) A- (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + A- (aq) HA (aq) H3O+ (aq) + OH- (aq) 2 H2O (l) + OH- (aq) Ka Kb KW = 1,0.10-14 O resultado é a equação da auto-ionização da água. Como vimos acima, a constante de equilíbrio de uma reacção que é dada pela soma de duas outras é igual ao produto das constantes de equilíbrio das duas parcelas. Então, Ka . Kb = ([H3O+][A-] /[HA] ) ( [HA][OH-] /[A-])= [H3O+] . [OH-] = KW A Escala de pH Outra forma de exprimir a concentração do ião hidrogénio (ou hidrónio) evita o uso de números muito pequenos ou de notação exponencial. É a forma da PhD Armindo Monjane Page 59 escala de pH, introduzida por Sorensen (1909) e muito usada para exprimir a acidez. O pH de uma solução é definido como sendo o negativo do logaritmo decimal (log) da concentração do ião hidrogénio: De maneira semelhante, o pOH de uma solução se define como o negativo do logaritmo decimal da concentração de ião hidróxido: pOH = - log [OH-] = log 1/[OH-] ou [OH-] = 10-pOH Se tomarmos o negativo dos logaritmos decimais dos dois membros da expressão KW = [H+] . [OH-] , chegamos a outra equação útil: A soma do pH com o pOH de uma solução é sempre igual a 14,00 com a solução a 25ºC. Determinação do pH O pH de uma solução pode ser determinado, aproximadamente, mediante o uso de um indicador, uma substância cuja cor se altera dentro de uma faixa conhecida de pH. Muitos indicadores, como a fenolftaleína, são grandes moléculas, algumas derivadas de vegetais. Estes corantes, ou indicadores, podem ter formas de ácido e base conjugados, e têm uma cor que depende da forma predominante. O papel de tornassol, por exemplo, tem um corante vegetal que fica vermelho em soluções mais ácidas do que pH 5, mas é azul quando o pH é maior do que 8,2, numa solução básica. Embora seja possível determinar o pH de maneira apropriada por um indicador químico, um medidor de pH é preferível para a determinação exacta do pH. Cálculo do pH PhD Armindo Monjane Page 60 Exercícios: 1: Numa solução aquosa de NaOH 0,001 M, quais as concentrações dos iões OH- e H+ ? 2: Borbulha-se HCl gasoso (0,002 mol) em 5,0.102 ml de água a fim de se ter uma solução aquosa de HCl. Quais as concentrações dos iões OH- e H+ nesta solução? 3: A constante Ka para o ácido cianídrico, HCN, é 6,2.10-10. Qual o valor de Kb da base conjugada deste ácido, CN- ? 4: Uma solução aquosa contém 0,700 g de NaOH e tem o volume de 485 ml. Qual o seu pH ? 5: Uma solução preparada pela dissolução de 0,10 mol de ácido propanóico em água suficiente para completar 1,0 L de solução tem o pH 2,94. Determine a constante Ka do ácido propanóico (C2H5COOH) . 6: Qual o pH de uma solução de piridina (C5H5N) 0,01 M em água ? Dado: Kb = 1,5.10-9 (a) um ácido fraco e a sua base conjugada(por exemplo, ácido acético e o ião acetato); (b)uma base fraca e o seu ácido conjugado(por exemplo, amónia e ião amónio). A Equação de Henderson-Hasselbach A equação central para tampões é a equação Henderson-Hasselbach, apenas uma forma rearranjada da expressão de equilíbrio de Ka Esta equação mostra que o pH de uma solução de um ácido fraco e sua base conjugada é controlado, em primeiro lugar, pela força do ácido (conforme o valor de pKa). O controle “fino" do pH é então dado pelas quantidades relativas da base conjugada e do ácido. Quando as concentrações da base conjugada e do ácido forem iguais na solução, a razão [base conjugada]/[ácido] é igual PhD Armindo Monjane Page 61 a 1. O log de 1 é 0 e então pH = pKa. Se na solução houver mais base conjugada do que ácido, o pH será maior do que pKa. Exemplo 1 : Dissolvem-se 2,00 d de ácido benzóico (C6H5CO2H) e 2,00 g de benzoato de sódio (Na C6H5CO2) em água suficiente para ter 1,00 L de solução. Calcule o pH da solução com a equação de Henderson-Hasselbalch. Dado: Ka = 6,3.10-5 Exemplo 2 : Calcule o pH de uma solução tampão constituída por NH3 0,10 M e NH4Cl 0,050 M. LEI DE AÇÃO DAS MASSAS Em 1867, Guldberg e Waage estabeleceram a “Lei de Acção das Massas” como sendo: a velocidade de uma reacção química, à temperatura constante, é proporcional ao produto das concentrações molares das substâncias reagentes. Para uma reacção do tipo A(g) + B(g) → C(g) + D(g) , a velocidade da reacção directa é: Em que K1 é uma constante de proporcionalidade. De modo similar, a velocidade da reacção inversa é: No equilíbrio, a velocidade da reacção directa é igual a velocidade da reacção inversa. Então, V1 = V2 , e PhD Armindo Monjane Page 62 em que Kc é a constante de equilíbrio expressa em concentrações molares. No caso de uma reacção geral do tipo aA + bB + gG + hH + ... a expressão da constante de equilíbrio, em termos de concentração é : A equação acima é a expressão matemática da lei do equilíbrio químico e quer dizer: “quando em uma reacção reversível se alcança o equilíbrio, à cada temperatura, é constante o quociente obtido entre o produto das concentrações molares dos produtos da reacção e o produto das concentrações molares dos reagentes, estando cada concentração elevada a uma potencia igual ao número de moléculas com que a substância figura na equação da reacção”. A lei do equilíbrio químico aplica-se a qualquer tipo de equilíbrio. As características importantes da Equação 4, são: 1. As concentrações dos produtos aparecem no numerador; 2. As concentrações dos reagentes aparecem no denominador; 3. A expressão da constante de equilíbrio é escrita a partir da Equação estequiométrica, sem esquecer que as concentrações dos sólidos e líquidos puros usados como solventes não figuram na expressão; 4. O valor da constante Kc depende da reacção e da temperatura e da maneira como se exprimem as concentrações no equilíbrio (em moles/L ou P) Tabela 1. Principais Tipos de Equilíbrio e Constantes de Equilíbrios usadas em Química Analítica Nome e Símbolo Exemplo Típico da Constante Tipo de Equilíbrio Expressão da Constante de Equilíbrio Equilíbrio Ionização da água Constante do + 2 H2O → H3O + OH + KW = [H3O ] . [OH Produto Iónico, KW PhD Armindo Monjane Page 63 Ionização de Constante de Electrólitos Fracos ionização, Ka ou Kb Sólidos Produto de “Insolúveis” Solubilidade, Kps CH3COOH + H2O → H3O+ + CH3COO- - CH3COO + H2O → OH + CH3COOH + AgCl(s) → Ag + Cl - + Equilíbrio Heterogéneo Formação de um Constante de ião Complexo Formação, βn Equilíbrio KRedox Ni2+ + 4 CN-↔ Ni(CN)42- 3+ Cu + 2 Fe ↔ Cu 2+ 2+ + 2 Fe Oxidação/Redução IONIZAÇÃO DE ELETRÓLITOS FRACOS Os electrólitos fracos como ácidos e as bases fracas quando dissolvidos num solvente como a água, se dissociam, estabelecendo-se um equilíbrio reversível entre as espécies não dissociadas e os seus iões. A aplicação da Lei de Acção das Massas a estes equilíbrios, permite estabelecer a condição de equilíbrio. Com base nas respectivas constantes de ionização é possível comparar a força dos ácidos e bases fracas. A) Ácidos monopróticos (monobásicos): O equilíbrio de ionização de um ácido monoprótico fraco é representado por H3O+ + A- HA + H2O HA Ou H+ + A- (Forma simplificada) E sua condição de equilíbrio por Ka = [H+] [A-] / [HA] onde Ka é a constante de ionização do ácido. PhD Armindo Monjane - Kps = [Ag ] . [Cl ] Page 64 Os equilíbrios iónicos mais comuns são aqueles que ocorrem com os ácidos, as bases e os sais quando em presença da água, devido ao fenómeno da ionização ou da dissociação iónica. Quanto mais forte for o ácido, maior será sua dissociação, donde maior será o valor da constante de ionização Ka. Pelo valor de Ka, podemos prever a força de um ácido. Os valores de Ka sugerem uma maneira de classificar os ácidos e suas respectivas bases conjugadas. Força do ácido Ka Força da base Kb conjugada Forte >1 Muito fraca < 10-16 Fraca 1 para 10-16 Fraca 10-16 para 1 Muito Fraca < 10-16 Forte >1 B) Ácidos Polipróticos: Quando um ácido poliprótico se dissolve em água, os vários átomos de hidrogénio experimentam ionização em diferente extensão. A dissociação do ácido se processa em sucessivas etapas. Por exemplo, ácido diprótico H2A se ioniza em duas etapas: H2A H+ + HA- HÁ- H+ + A2 No caso do ácido triprótico, têm-se três etapas: H3A H+ + H2A H2A- H+ + HA2- HA2- H+ + A3- Se o ácido poliprótico é um electrólito fraco, se pode aplica a lei de acção das massas e se obtém as seguintes expressões: para o ácido H2 A , têm-se : K1 = [H+] [HA-] / [H2A] K2 = [H+] [A2-] / [HA-] PhD Armindo Monjane Page 65 para o ácido H3A, têm-se : K1 = [H+] [H2A-]/[H3A] K2 = [H+] [HA2-]/[H2A-] K3 = [H+] [A3-]/[HA2-] Os termos K1, K2, K3 se denominam constantes de ionização primária secundária e terciária, respectivamente. Cada etapa do processo de dissociação tem sua constante ionização, sendo K1 > K2 > K3 e o maior destas constantes permitem conhecer a extensão com que cada ionização ocorre a uma dada concentração. C) Bases monoequivalentes: a ionização de uma base fraca B em solução aquosa pode ser representada pela equação, BH+ B + H2O + OH- E a constante de ionização da base por, Kb = [BH+] [OH-] / [B] onde Kb é a constante de ionização das base, expressa em concentração molar. Tabela 1. Constantes de Ionização de Alguns Ácidos e de suas Bases Conjugadas Ácidos C2H5COOH C2H5NH3+ C6H5COOH CH3COOH CH3NH3+ H2CO3 H2O H2PO4H2S H2SO3 H2SO4 H3O+ H3PO4 HCl HClO4 HCN PhD Armindo Monjane Ka 1,3.10-5 2,3.10-11 6,3.10-5 1,8.10-5 2,0.10-11 4,2.10-7 1,8.10-16 6,2.10-8 1,0.10-7 1,2.10-2 grande 55,5 7,5.10-3 grande grande 4,0.10-10 Bases C2H5COOC2H5NH2 C6H5COOCH3COOCH3NH2 HCO3OHHPO42HSHSO3HSO4H2O H2PO4ClClO4CN- Kb 7,7.10-10 4,3.10-4 1,6.10-10 5,6.10-10 5,0.10-4 2,4.10-8 55,5 1,6.10-7 1,0.10-7 8,3.10-13 muito pequena 1,8.10-16 1,3.10-12 muito pequena muito pequena 2,5.10-5 Page 66 HCO3HCOOH HNO2 HNO3 HOCl HPO42HSHSO3HSO4NH3 NH4+ 4,8.10-11 1,8.10-4 4,5.10-4 grande 3,5.10-8 3,6.10-13 1,0.10-19 6,2.10-8 1,2.10-2 muito pequena 5,6.10-10 CO32HCOONO2NO3ClOPO43S2SO32SO42NH2NH3 2,1.10-4 5,6.10-11 2,2.10-11 muito pequena 2,9.10-7 2,8.10-2 1,0.105 1,6.10-7 8,3.10-13 Grande 1,8.10-5 Na Tabela 1 figuram alguns ácidos e bases, cada qual com o valor correspondente de Ka ou de Kb. Os ácidos estão na coluna da esquerda e as respectivas bases conjugadas na da direita. Os propósitos desta tabela estão resumidos abaixo: Um grande valor de K significa que na ionização há predominância dos produtos, enquanto pequeno valor de K diz que os reagentes são favorecidos. Os ácidos mais fortes estão na parte de cima à esquerda. São os que têm os maiores valores de Ka. Ao se descer na coluna, os valores de Ka diminuem e também diminui a força dos ácidos. As bases mais fortes estão na parte de baixo à direita. Os valores de Kb aumentam ao se descer na coluna da direita, e a força das bases também aumenta. Quanto mais fraco for o ácido, mais forte a sua base conjugada. Isto é, quanto menor o valor de Ka , maior o valor correspondente de Kb. PhD Armindo Monjane Page 67 Análise Quantitativa Gravimetria A análise gravimétrica é de fácil utilização, suas principais vantagens são o facto de ser simples tanto em questão de aparelhagem quanto em cálculos finais e extremamente precisa quando realizada com cuidado, mais porem sua realização é demorada e com possíveis erros acumulativos (um erro vai acumulando juntamente com outro, formando uma cadeia de erros). A análise gravimétrica tem por finalidade a obtenção de substâncias mais puras possíveis de uma mistura, através de vários processos de transformação da mistura, assim podendo separar os constituintes da mistura, e deixar qualquer um deles o mais puro possível, utilizando-se a massa da substancia pura para determinar quanto desta tinha na amostra. Pode-se descobrir a quantidade de determinada amostra em uma mistura de forma indirecta pela massa, separando e purificando a substância química, e usando de cálculos estequiométricos para calcular a sua massa ou sua quantidade real na determinada mistura. Seus cálculos são baseados nas massas atômicas e molecular. A análise gravimétrica é um nome geral para esse tipo de separação de misturas, podendo ser usadas varias técnicas para realização desta análise. EX: precipitação química, eletrodeposição, volatilização ou Extração. Precipitação Química PhD Armindo Monjane Page 68 É adicionada a amostra uma substância a qual reage com a amostra, com a finalidade de formar um precipitado que separe da amostra a substância a qual se pretende purificar. Para uma maior purificação os precipitados devem ser insolúveis na grande maioria dos solventes, não reagir com o ar ou água e ser fácil de filtrar. Volatilização Só pode ser feito na amostra se a substância a qual se quer purificar for à única volátil. Pode ser de maneira directa ou indirecta. Directa quando evaporamos a substância em questão e usamos outra para absorvê-la previamente pesada, após a evaporação e absorção da substância em questão pesa-se a substância absorvedora e o seu ganho de peso indica o volume da substância em questão, e de maneira indirecta quando evaporamos a substância em questão e a massa que sobra é pesada, notando assim que o desfalque de massa é a substância em questão que evaporou. Em suma, Análise Gravimétrica podemos dizer que a análise química quantitativa que se baseia no cálculo da porcentagem das espécies envolvidas em uma reacção química, através da determinação da massa dos reagentes. Para melhor entender, suponha que você tenha uma amostra de sal de cozinha NaCl (cloreto de sódio) - e queira descobrir a porcentagem de Cl- (iões cloreto) que contêm a amostra. Antes de realizar a experiência, é preciso ter em conta algumas particularidades sobre o NaCl. Os sais e outros grupos de minerais são considerados compostos iónicos porque possuem iões, a formação do sal de cozinha (cloreto de sódio) se dá a partir de átomos de sódio (Na) e de cloro (Cl), é a substância que mais representa uma ligação iónica. É possível separar os iões acima citados através de uma reacção com outros reagentes, isto só ocorre devido à reactividade destes iões. Agora veja os passos para isolar o ião Cloreto (Cl-) presente no Sal de cozinha (NaCl). PhD Armindo Monjane Page 69 Material: o Porção de sal de cozinha - 100 gramas; o Ácido nítrico (HNO3) - 100 mL ; o Solução de nitrato de prata (AgNO3); o 2 Copos de béquer. Procedimento: 1. Prepare uma solução de sal de cozinha adicionando água destilada a um copo de béquer contendo a porção de sal; 2. A solução de AgNO3 é feita adicionando-se nitrato de prata (0,1g) a 100 mL de água destilada, é importante que a solução seja saturada; 3. Adicione o ácido nítrico (C=01M) à solução de sal de cozinha; 4. Por último acrescente a solução de nitrato de prata (AgNO3) e misture, observe a formação de um precipitado no fundo. O que ocorreu afinal? O ião cloreto (Cl-) do cloreto de sódio (NaCl) se transforma em um precipitado sólido de cloreto de prata (AgCl), este precipitado é insolúvel e por isso fica depositado no fundo do recipiente. Equação do processo: NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3 A equação permite demonstrar que o ião Cl- do NaCl é transferido para o AgCl durante a reacção química. Volumetria PhD Armindo Monjane Page 70 Indicadores (ácido -base, potenciométricos, redox, complexometricos ) Na análise quantitativa com base no método volumétrico é necessário escolher um método auxiliar que permite reconhecer o fim da reacção. Na análise instrumental existem aparelhos apropriados para cada tipo de reacção por exemplo o medidor de pH aplicado na volumetria ácido -base, o potenciómetro para a volumetria de oxi-redução etc. No método convencional de análise volumétrico (titulação, método -visual), usam-se substâncias orgânicas designadas por indicadores, constituem um meio auxiliar para indicar o fim da reacção. Os indicadores distinguem-se conforme o tipo de reacção que ocorre na análise. a) Indicadores ácido -base Este tipo de indicadores é usado na volumetria ácido -base. É vulgarmente conhecido o uso de substâncias que, apresentando cores diferentes em soluções aquosas, dependendo do pH do meio, permitem rapidamente caracterizar a acidez de uma solução. Robert Boyle usava já no século XVII, o xarope de violetas com esse objectivo. A tintura de tornesol é vermelha em meio ácido e azul em meio básico. No passado, estas substâncias eram obtidas por extracção de corantes naturais, contêm nas suas estruturas moleculares grupos especiais de átomos que lhes conferem cor (grupos cromoferos). Estes grupos, na sua maioria associados à presença de ligações múltiplas, são muitas vezes deslocados devido a um reagrupamento interno que ocorre de acordo com mudanças de pH da solução. Deste modo, a arranjos diferentes na molécula correspondem estruturas que conferem cores diferentes. Pode-se dizer que em solução aquosa estas substâncias se comportam como ácidos ou bases fracos. Dado que, na sua maioria, as moléculas dos indicadores apresentam estruturas complexas, represente-se, para simplificar, um indicador ácido por Hind. Na solução do indicador estará presente o equilíbrio: PhD Armindo Monjane Page 71 Ind - + H3O + HInd + H2 O cor 2 cor 1 Se a substância ácida, Hind, apresentar cor (cor 1) diferente da substância básica, Ind- (cor 2), o indicador exibirá diferentes cores na solução, conforme predominar uma ou outra espécie, de acordo com o deslocamento de equilíbrio, em função do pH do meio. Para o caso de indicador básico, há que ter em conta o equilíbrio, relativamente ao qual é aplicável o raciocínio anterior: HInd + OH Ind - + H2 O cor a cor b O mecanismo da mudança de cor de um indicador ácido ocorre do seguinte modo: Se a solução do indicador for introduzida na solução de um ácido forte, o equilíbrio deslocar-se-á para a esquerda e a solução apresentará cor 1, característica de Hind. Se pelo contrário, a solução do indicador for adicionada a uma solução básica, o equilíbrio deslocar-se-á para a direita e o indicador exibirá predominantemente a cor 2, de Ind-. Para um dado valor de pH da solução, as quantidades relativas de cada uma das formas ácida e básica, dependem do valor da constante de equilíbrio que, para simplificar, se designará por Kind: KInd = [Ind-]× ×[H3O] ÷ [Hind] [H3O+] = KInd ×[Hind] ÷ [Ind-] De uma forma aproximada, o olho humano é capaz de detectar uma das cores se a concentração da substância que confere essa cor for, no mínimo, dez vezes superior à outra. Isto é, se: [Hind] ≥ 10× ×[Ind-], Então a cor predominante na solução é a cor 1. Pelo contrário, se: [Hind] ≤ 10× ×[Ind-] Então a solução apresenta a cor 2. PhD Armindo Monjane Page 72 Tendo em conta estes limites e aplicando logaritmo à expressão; [H3O+] = KInd × [Hind] ÷ [Ind-] pH = pKInd - log [Hind] ÷ [Ind-] pH = pKInd -1 • valor de pH para o qual já é visível a cor é 1 e pH pKInd + 1 • valor de pH para o qual é visível a cor 2. No intervalo de pH compreendido entre pKInd+1 e pKInd -1, designa-se por zona de viragem do indicador, o olho humano detectará uma mistura de duas cores. Na tabela abaixo são indicados alguns exemplos de indicadores e respectivas zonas de viragem. É prático e rápido o recurso a fitas de papel impregnadas com um indicador, por exemplo papel de tornesol, ou com uma mistura de indicadores designada vulgarmente por indicador universal para avaliar o pH de uma solução. Estas misturas de indicadores, preparadas em função da zona pH que se pretende estudar, baseiam-se na sobreposição das diferentes cores, ou tonalidades, que os vários indicadores presentes na mistura exibem na solução a testar. Tabe: Indicadores ácido-base Indicador Azul de timol Alaranjado de metilo Vermelho de congo Vermelho de metilo Azul de bromotimol Vermelho de cresol Fenolftaleina PhD Armindo Monjane Zona de viragem 1,2 - 2,8 3,1 - 4.4 3,0 - 5,0 4,1 - 6,1 6,0 - 7,6 7,2 - 8,8 8,2 - 10 Mudança de cor vermelho / amarelo laranja / amarelo azul / vermelho vermelho / amarelo amarelo / azul amarelo / vermelho Incolor / vermelho Page 73 b) Indicadores redox Indicadores de oxidação e redução são substâncias capazes de se oxidar ou reduzir de modo reversível, tendo as suas formas oxidada e reduzida cores diferentes. Designando a forma oxidada do indicador por IndOX e a forma reduzida por IndRED pode ser representada a seguinte equação: IndOX + ne- IndRED cor I cor II A equação de Nernst para esta situação é: E = E°IND + 0,059 ÷ n log [IndOX] ÷ [IndRED]. Quando o potencial de eléctrodo mergulhado na solução varia, haverá também uma variação no termo log[IndOX] ÷ [IndRED]. Caso [IndOX] ÷ [IndRED] seja 10/1 (isto é: dez vezes mais do IndOX do que IndREd a solução tem cor I), a equação de Nernst torna-se igual a: E = E°Ind + 0,059 ÷ n log10 = E°Ind + 0,059 ÷ n Caso [IndOX] ÷ [IndRED] seja 1/10 (isto é: 10 vezes a mais do IndRED a cor II), temse: E = E°Ind + 0,059 ÷ log 1÷ ÷10 = E°Ind - 0,059 ÷ n. A zona de viragem do indicador encontra-se entre E° - 0,059 e E° + 0,059 ÷ n. A tabela abaixo contêm os potenciais de vários indicadores e as cores das formas oxidada e reduzida: Tabela: Indicadores Redox Indicador Ferroina 5-Nitroferroina 4,7-Dimetilferroina Difenilamina Cor oxidada azul pálido azul pálido azul pálido Violeta Cor reduzida Vermelho Vermelho Vermelho Incolor Azul de metileno Azul Incolor PhD Armindo Monjane E° [(H3O+) = 1,0M] +1,11 V +1,25 V + 0,88 V + o,76 V +0,53 V Page 74 c) Indicadores complexometricos Os Indicadores complexometricos aplicam-se na volumetria de Complexação. Estes são formados de complexos, cuja a constante deve ser pequena a dos titulantes. No início da titulação, o Indicador reage com a quantidade equivalente de iões metálicos, formando Indicador -Complexo do Metal, que determina a cor da solução. São exemplos deste tipo de indicadores, o negro de eriocromo T, murexide e indicador tampão em comprimidos entre outros. VOLUMETRIA Titulação A titulação é um método volumétrico de análise quantitativa; que consiste em juntar gota à gota duas soluções aquosas (uma com concentração conhecida e outra não), podendo-se assim calcular a concentração desconhecida. Muitas vezes não é possível observar directamente as mudanças que se registam durante uma reacção química. Como é que é possível saber que a reacção química terminou? Como é que se determina o ponto em que o titulante e o titulado encontram-se em PhD Armindo Monjane Page 75 concentrações equivalentes? Muitas vezes recorre-se aos indicadores ou ao medidor de pH (caso de reacção ácido-base). Um indicador ácido-base, cuja cor depende do valor de pH do meio onde se encontra, pode nos indicar o pH de viragem através da mudança brusca da cor. Neste ponto (pH de viragem), também designado ponto de equivalência corresponde ao fim da titulação que é reconhecido através mudança da cor. Titular significa determinar o título (a concentração) de uma solução. Para determinar a concentração de uma solução, faz-se reagir uma dada quantidade dessa solução com outra de concentração conhecida (solução padrão), comparando os volumes das duas soluções, é possível determinar a concentração da solução da solução de título desconhecido. As titulações são normalmente realizadas com uma bureta (que se destina a medir o volume de uma das soluções - a do titulante). Os cálculos são feitos com base no volume de solução (do titulante) gasto na titulação. Por esta razão as titulações fazem parte da volumetria. Chama-se titulante à solução contida na bureta, mesmo que o seu título seja desconhecido. Titulado é a solução que recebe líquido da bureta e que, usualmente está contida num Balão de Erlenmayer. Volumetria Ácido-Base Este tipo de volumetria baseia-se na reacção entre os iões; H3O+ + OH- 2H2O. Ambas as substâncias, o ácido ou a base podem servir como titulante para determinar o teor do outro ião. À primeira vista pode-se pensar que sempre resultará uma solução neutra (pH = 7). Porém, os fenómenos de hidrólise afectam o pH no ponto de equivalência, especialmente quando se trata de titulações que envolvem ácidos ou bases fracas. Neste método, determinam-se soluções ácidas e de soluções básicas, usando como solução padrão, respectivamente, uma base ou um ácido. No primeiro caso trata-se de Alcalimetria e estão englobadas soluções ácidas livres e de sais derivados de um ácido forte e de uma base fraca, que por hidrólise produzem o ácido respectivo. No segundo caso fala-se de Acidimetria neste PhD Armindo Monjane Page 76 caso estão incluídas soluções de bases livres e de sais derivados de um ácido fraco e de uma base forte, que por hidrólise originam a base. O ponto final (ponto de equivalência) destas reacções é reconhecido com ajuda de Indicadores de pH (Substâncias Orgânicas que mudam de cor em função do pH), como a fenolftaleína, ou alguns Instrumentos (processos potenciométricos e conductométricos). Quanto à técnica de doseamento utilizada, pode recorrer-se à seguinte classificação: Volumetria directa: quando ocorre uma reacção directa entre o títulante e o titulado. Assim, sabendo a concentração exacta de um dos reagentes, a partir do conhecimento da reacção química efectuada, pode determinar-se a concentração da outra solução. Como exemplo desta técnica pode referir-se o doseamento da acidez de um vinagre ou o de uma água oxigenada por permanganometria. Volumetria de retorno: adiciona-se ao titulado um volume de um dado reagente em excesso e rigorosamente medido, que reage com a amostra segundo uma reacção quantitativa e bem definida, determinando-se o excesso por reacção com o titulante. Como exemplo desta temos a determinação da demanda química de oxigénio, em que se adiciona excesso de Oxalato à amostra de água, a determinação de oxidantes fortes por Dicromatometria, utilizando um redutor em excesso (Fe2+aq.), é também exemplo desta técnica de trabalho. Volumetria indirecta: faz-se reagir a amostra que se pretende a amostra que se pretende dosear com um dos produtos de reacção. Como exemplo, tem-se a análise do cobre por Iodometria ou a titulação da solução do ião tiosulfato com uma solução padrão de ião Bromato. Este tipo de volumetria é também chamado volumetria de neutralização. A referida neutralização baseia-se na reacção. H3O+ + OH- PhD Armindo Monjane 2H2O . Page 77 Titulação de um ácido forte com uma base forte Um exemplo típico de titulação ácido forte - base forte ocorre quando 25 ml de HCl 0,10M são titulados com NaOH 0,10M. Podemos determinar, matematicamente, o pH durante a titulação, calculando a concentração de H+ presente no Balão de Erlenmayer (ou usar o medidor de pH), cada vez que uma quantidade de NaOH é adicionada ao HCl. Por exemplo, o número de moles de H+ presentes em 25 ml de uma solução de HCl 0,10M é: (0,10 mol ÷ 1000 ml) x 25 x 10-3 mol de H+. Quando são adicionados 10 ml de NaOH 0,1M, de facto adicionamos (0,10 mol ÷ 1000 ml) x 10 ml = 1,0 x 10-3 mol de OH- . Ocorre portanto uma reacção de neutralização: H+ + OH- H2O. No decorrer da reacção o pH vai aumentando vagarosamente e, próximo do ponto de equivalência sobe rapidamente, permanece quase constante depois que o ponto de equivalência foi alcançado. Se for traçado um gráfico do pH contra o volume da base adicionada (curva de titulação), podemos observar que no ponto de equivalência, a solução é neutra, pois nenhum dos iões do sal em solução sofre hidrólise. Titulação de um ácido fraco e uma base forte Numa titulação ácido-base em que uma substância é forte e a outra é fraca a solução titulada não é neutra no ponto de equivalência pois ocorre hidrólise dos sais formados. Como exemplo considera-se a titulação de 25,0 ml de HC2H3O2 0,10M com NaOH 0,10 M. O pH da solução do ácido acético puro (antes de se adicionar qualquer soluto) é igual a 2, 89 . Quando começamos a adicionar a base NaOH, as moléculas de ácido acético tendem a dissociar-se (um pouco mais) formando iões acetatos: HC2H2O2 + OH- PhD Armindo Monjane H2O + C2H3O2- Page 78 Como neste caso a solução contêm tanto HC2H3O2 como C2H3O2-, ela é um tampão. O pH de uma solução tampão calcula-se do seguinte modo: Exemplo. Quando 10,0 ml de NaOH 0,10M são adicionados, são fornecidos 1,0 x 10-3 mol de OH-. Estes “neutralizam” 1,0 x 10-3 mol de HC2H3O2 e os convertem em 1,0 x 10-3 mol de HC2H3O2-. Os 25 ml originais de HC2H3O2 0,1M contêm 2,5 x 10-3 mol de HC2H3O2 e a quantidade que permanece sem reagir é (2,5 x 10-3 mol) (1,0 x 10-3mol) = 1,5 x 10-3 mol de HC2H3O2. As concentrações do ácido acético e do ião acetato, no volume total de 35,0 ml, são portanto: [ HC2H3O2] = 1,5×10-3mol ÷ 0,0350 L = 4,3×10-2 M [C2H3O2-] = 1,0×10-3 mol ÷ 0,0350 L = 2,9×10-2 M Se resolvermos a expressão de Ka do ácido acético para o valor de H+ e nela substituirmos os valores já conhecidos de ácido acético e do ião acetato obtemos: [H+] = Ka× ×[HC2H3O2] ÷ [C2H3O2-] 1,8× ×10-3 (4,3× ×10-2) ÷ (2,9× ×10-2) 2,7× ×10-5 M Portanto pH = 4,57 A partir do momento em que é feita adição da base até que o ponto de equivalência seja alcançado, a solução contêm ácido acético e ião acetato. Assim o pH no ponto de equivalência é maior que 7, verificamos que isso acontece em qualquer titulação do tipo ácido fraco base forte por causa da hidrólise do sal formado. Titulação de uma base fraca com um ácido forte Quando uma base fraca é titulada por um ácido forte, a curva de titulação produzida é muito semelhante (na forma), à curva obtida na reacção de um ácido fraco com uma base forte. Durante a adição inicial do ácido, a solução contêm a base fraca que ainda não reagiu e o seu sal; isso constitui, portanto, um tampão. No ponto de equivalência, a solução contêm o sal da base fraca e o pH da mistura é determinado pela hidrólise do catião. Finalmente, após o ponto PhD Armindo Monjane Page 79 de equivalência, o pH da solução é controlado pelo excesso do ião hidrogénio do ácido forte. A forma da curva de titulação, pode assim ser facilmente desenhada, para a titulação de 25 ml de NH3 0,10M com HCl 0,10M. Podemos demonstrar que o pH da solução no ponto de equivalência é menor que 7, considerando a hidrólise do NH4Cl produzido durante a reacção. pH = [H3O+]× ×[NH3] ÷ [NH4+] = KH2O ÷ Kb = 5,6× ×10-10 Todo o NH3 está, neutralizado nesta titulação, quando exactamente 25 ml de HCl 0,10M (2,5 mol x 10-3 mol de HCl) forem adicionados. Neste ponto, a concentração de NH4+ é: 2,5× ×10-3 mol ÷ 0,0500 L = 5,0× ×10-2 M O pH no ponto de equivalência nesta titulação como já nos referimos anteriormente é também menor que 7. Ácidos fracos e bases fracas A interacção de um ácido fraco, ou de uma base fraca, com a água, é um processo reversível, e a expressão para a constante de equilíbrio, para essas reacções, é deduzida da mesma maneira que para outras espécies de reacções em equilíbrio. Na reacção em equilíbrio: HC2H3O2 + H2O H3O+ + C2H3O2- A constante de equilíbrio é : K = [H3O+]× ×[C2H3O2-] ÷ [HC2H3O2]× ×[H2O] Em soluções aquosas, entretanto, a concentração da água é praticamente constante, e a sua concentração constante (cerca de 55,5 moles/litro) pode ser combinada com a constante de equilíbrio, para dar a constante de ionização, Ka: Ka = [H3O+]× ×[C2H3O2-] ÷ [HC2H3O2]× ×[H2O] = 55,5K = Ka Por conveniência, representamos H3O+ como H+, tanto nos equilíbrios de ionização como nas expressões para as constantes de equilíbrio. Assim, temos: HC2H3O2 + H2O H+ + C2H3O2- Ka = [H+]× ×[C2H3O2-] ÷ [HC2H3O2]× ×[H2O] PhD Armindo Monjane Page 80 A determinação da constante de ionização do ácido acético se faz medindo-se a condutividade eléctrica de suas soluções. Esse método se baseia simplesmente no facto de que o grau de ionização está relacionado com a condutividade eléctrica. Tais medidas mostram que uma solução 0,1M de ácido acético está somente 1,33% ionizada. Uma vez que as concentrações dos iões hidrogénio e iões acetato são iguais (1,33% de 0,1M) o valor numérico de Ka, é: Ka = [H+] [C2H3O2-] ÷ [HC2H3O2]× ×[H2O] = (0,00133) (0,00133) ÷ 0,1 - 0,00133 = 1,795× ×10-5 Esse valor de ácido acético não é afectado apreciavelmente por variações na concentração inicial do ácido, nem pela presença de outros iões, tais como aqueles fornecidos por substâncias altamente ionizadas (bases ou ácidos fortes). Quando se aplicam correcções às medidas de condutividade, para contrabalançar os efeitos interiónicos, os valores de Ka para o ácido acético variam de 1,840 x 10-5 a 0,02M o era 1,821 x 10-5 a 0,20M; mas em cálculos comuns, os valores 1,8 x 10-5 é suficientemente exacto. Para a solução diluída de amónia, a reacção de equilíbrio é: NH3 + H2O NH4+ + OH- E a constante de ionização, modificada em consequência da constância da concentração da água, é: Kb = [NH4+] [OH-] ÷ [NH3] Valor numérico de Kb, para as soluções de amónia, é por coincidência, praticamente idêntico o Ka para o ácido acético, ou seja, 1,8 x 10-5. A semelhança entre os valores da constante para o ácido acético e para amónia mostra que essas duas substâncias estão ionizadas, em solução aquosa, aproximadamente na mesma extensão. Ácidos Polipróticos: PhD Armindo Monjane Page 81 Os ácidos que têm mais de um hidrogénio ionizavel, tais como H2CO3, H2S e H3PO4, são denominados ácidos Polipróticos. Sua ionização se verifica em etapas. Para o ácido carbónico: H2CO3 H+ + HCO3- HCO3- H+ + CO32- Para o primeiro equilíbrio de ionização, a constante de ionização primária se escreve: Ka 1 = [H+] [HCO3-] ÷ [H2CO3] = 4,4 x 10-7 E para a segunda etapa de ionização, a constante de ionização secundária se escreve: Ka 2 = [H+] [CO32-] ÷ [HCO3-] = 5,6 x 10 -11 Uma vez estabelecido o equilíbrio numa solução de ácido carbónico, esses equilíbrios coexistem na solução. Observe-se, entretanto, que Ka 2 é menor que Ka 1 por um factor aproximadamente igual a 104, o que dá uma medida relativa da forςa maior do CO3- reage em maior extensão com o H+, do que o HCO3-. Alternadamente podemos dizer que o H2CO3 é um ácido mais forte do que o HCO3-. Algumas Constantes de ionização de alguns ácidos e bases Ácido ou Base ácido fluorídrico, HF Ácido acético, HC2H3O2 Ácido cianídrico, HCN Ácido carbónico, H2CO3 Sulfureto de Hidrogénio, H2S Ácido ortofosfórico, H3PO4 Ácido sulfuroso, H3SO3 Amónia; NH3 PhD Armindo Monjane Ka 1 Ka 2 Ka 1 Ka 2 Ka 1 Ka 2 Ka 3 Ka 1 Ka 2 K 6,7 x 10-4 1,8 x 10-5 4 x 10-10 4,4 x 10-7 5,6 x 10-11 9 x 10-8 1,2 x 10-15 1,1 x 10-2 2 x 10-7 3,6 x 10-13 1,7 x 10-2 1 x 10-7 1,8 x 10-5 pK 3,17 4,74 9,40 6,36 10,25 7,05 14,92 1,96 6,70 12,44 1,77 7,00 4,74 Page 82 De um modo geral os ácidos e as bases costumam dividir-se em dois grandes grupos: muito fortes (quando a protólise é praticamente total) e fracos (os que não se dissociam completamente). 10-12 Ka Neutro Ácidos Muito fraco protólise total muito forte Forte Kb 10-2 Fraco Intermédio Bases 10-7 Intermédio Fraca 10-7 10-2 Forte muito forte muito fraca protólise total Neutro 10-12 Curvas de Titulação TULAÇÕES BASE FORTE COM UM ÁCIDO FORTE O processo de neutralização é explicado com base no exemplo da titulação de 100ml, 0,01M HCl com 1M NaOH a 20°C. Nesta experiên cia modelo, parte-se de princípio que; o volume inicial não varia e que as bases fortes assim como os ácidos fortes se dissociam completamente (a 100%). A tabela abaixo ilustra as quantidades da base usadas na titulação, em comparação com as quantidades do ácido que reagem, as concentrações de iões hidroxilos e hidrónios, assim como os respectivos valores de pH: 1M NAOH [m l] 0,000 0.900 0,990 0,999 1,000 1,001 1,010 1,100 PhD Armindo Monjane c(H3O+) [m l] 10-2 10-3 10-4 10-5 10-7 10-9 10-10 10-11 c(OH-) [m l] 10-12 10-11 10-10 10-9 10-7 10-5 10-4 10-3 pH 2 3 4 5 7 9 10 11 Page 83 Para representar graficamente os valores acima, colocam-se os valores de pH no eixo das ordenadas e no eixo das abcissas, colocam-se os ml de NaOH gastos na titulação. Obtêm-se deste modo uma curva de titulação típica, neste caso, a curva de neutralização (titulação de base forte com ácido forte). No inicio da titulação o valor de pH sobe lentamente. Entretanto, próximo do ponto de equivalência, observa-se uma subida brusca do valor de pH, e logo depois volta a subir lentamente. O gráfico seguinte ilustra a curva de titulação de um ácido forte e uma base forte. Tabela: Titulação de 50mL HCl 0,1M com NaOH 0,1M vol. base(mL) 0 5 10 15 20 25 30 35 40 45 48 49 49,9 50 50,1 50,5 51 52 55 60 70 vol.ac. (mL) 50 45 40 35 30 25 20 15 10 5 2 1 0,1 0 0,1 0,5 1 2 5 10 20 vol.total 50 55 60 65 70 75 80 85 90 95 98 99 99,9 100 100,1 100,5 101 102 105 110 120 [H+] 0,1 0,0818 0,0667 0,0538 0,0429 0,0333 0,0250 0,0176 0,0111 0,0053 0,0020 0,0010 0,0001 - [OH-] 9,99x10-5 4,98x10-4 9,90x10-4 1,96x10-3 4,76x10-3 9,09x10-3 1,67x10-2 pH 1,0 1,1 1,2 1,3 1,4 1,5 1,6 1,8 2,0 2,3 2,7 3,0 4,0 7,0 10,0 10,7 11,0 11,3 11,7 12,0 12,2 Gráfico 1: Titulação de um ácido forte e uma base forte Curvas de titulação ácido forte – base forte PhD Armindo Monjane Page 84 ( A ) – Titulante: Base ( B ) – Titulante: Ácido Observe a grande inclinação que o gráfico toma nas proximidades do ponto de equivalência (no gráfico, 25mL de NaOH), onde uma pequena quantidade de NaOH em excesso gerará um grande acréscimo no valor do pH , por isto, o indicador deverá apresentar um pequeno intervalo de viragem, cujo pT (índice de titulação) seja o mais próximo possível do ponto de equilíbrio. Como exemplo da titulação de ácido fraco é apresentada a curva de titulação de 0,1M CH3COOH, com 10M NaOH a 20°C. Para o efeito determinam -se os valores de pH de 0.1M CH3COOH, de várias misturas de tampão de ácido acético e acetato de sódio, formados durante a reacção. Em primeiro plano apresenta-se a reacção de dissociação de um ácido fraco HA e de uma base fraca B, respectivamente: HA H+ + A- ; A + H2O BH+ + OH- Segundo a lei da acção das massas, temos: c(H3O+) x c( A-) = Ks c(HA) ; c(BH+) x c(OH-) c(B) = Kb Para 0,1M CH3COOH, Ks = 1,76.10-5 mol.l-1, por causa da sua fraca dissociação, pode-se simplificar, considerado todo ácido não dissociado c(HA) = 0,1M. Partindo da equação acima, resulta que: c(H3O+) = c(CH3COO-), assim fica: PhD Armindo Monjane Page 85 C2 (H3O+) = 1,76 x 10-5 mol . l-1 0,1 M C(H3O+) = _ log ou √ 1,76.10-5 . mol-2. l-2 = 1,33 . 10-3 mol-1. l-1 c(H3O+) = pH = - (log 1,33 – 3log10) pH = 3 – log 1,33 pH = 3 – 0,12 pH = 2,88 TITULAÇÕES BASE FRACA COM UM ÁCIDO FRACO Este caso será exemplificado pela titulação de 100 ml de ácido acético 0.1M (Ka= 1,8 x 10-5) com amónia aquosa 0,1 M (Kb= 1,8 x 10-5). O pH no ponto de equivalência será dado por: pH = l/2pKw +1/2pKa -l/2pKb pH = 7,0+2,37 -2,37 = 7,0 Gráfico 2: Curva de titulação de uma base fraca com ácido fraco PhD Armindo Monjane Page 86 TITULACAO DE UM ACIDO FRACO COM BASE FORTE Segundo a lei da acção das massas, temos: c(H3O+) x c( A-) = Ks ; c(HA) c(BH+) x c(OH-) = Kb c(B) Para 0,1M CH3COOH, Ks = 1,76.10-5 mol.l-1, por causa da sua fraca dissociação, pode-se simplificar, considerado todo ácido não dissociado c(HA) = 0,1M. Partindo da equação acima, resulta que: c(H3O+) = c(CH3COO-), assim fica: C2 (H3O+) = 1,76 x 10-5 mol . l-1 CALCULO DE pH DE ACIDO FRACO C(H3O+) = √ 1,76.10-5 . mol-2. l-2 = 1,33 . 10-3 mol-1. l-1 log c(H3O+) = pH = - (log 1,33 – 3log10) pH = 3 – log 1,33 pH = 3 – 0,12 pH = 2,88 PhD Armindo Monjane Page 87 Gráfico 3 : Curva de titulação de um ácido fraco com uma base forte Gráfico 4: Curva de titulação de um ácido forte com uma base fraca PhD Armindo Monjane Page 88 PhD Armindo Monjane Page 89 TITULAÇÕES BASE FRACA COM UM ÁCIDO FRACO Este caso será exemplificado pela titulação de 100 ml de ácido acético 0.1M (Ka= 1,8 x 10-5) com amónia aquosa 0,1 M (Kb = 1,8 x 10-5). O pH no ponto de equivalência será dado por: pH = l/2pKw +1/2pKa -l/2pKb pH = 7,0+2,37 -2,37 = 7,0 Gráfico 6: Curva de titulação de uma base fraca com um ácido fraco PhD Armindo Monjane Page 90 Indicadores Na análise quantitativa com base no método volumétrico é necessário escolher um método auxiliar que permite reconhecer o fim da reacção. Na análise instrumental existem aparelhos apropriados para cada tipo de reacção por exemplo o medidor de pH aplicado na volumetria ácido-base, o potenciómetro para a volumetria de oxi-redução etc. No método convencional de análise volumétrico (titulação, método visual), usamse substâncias orgânicas designadas por indicadores, constituem um meio auxiliar para indicar o fim da reacção. Os indicadores distinguem-se conforme o tipo de reacção que ocorre na análise a) Indicadores ácido-base Estes tipos de indicadores são usados na volumetria ácido-base. É vulgarmente conhecido o uso de substâncias que, apresentando cores diferentes em soluções aquosas, dependendo do pH do meio, permitem rapidamente caracterizar a acidez de uma solução. Robert Boyle usava já no século XVII o xarope de violetas com esse objectivo. A tintura de tornesol é vermelha em meio ácido e azul em meio básico. No passado, estas substâncias eram obtidas por extracção de corantes naturais, contêm nas suas estruturas moleculares grupos especiais de átomos que lhes conferem cor (grupos cromóferos). Estes grupos, na sua maioria associados à presença de ligações múltiplas, são muitas vezes deslocados devido a um reagrupamento interno que ocorre de acordo com mudanças de pH da solução. Deste modo, a arranjos diferentes na molécula correspondem estruturas que conferem cores diferentes. Pode-se dizer que em solução aquosa estas substâncias se comportam como ácidos ou bases fracos. Dado que, na sua maioria, as moléculas dos indicadores PhD Armindo Monjane Page 91 apresentam estruturas complexas, represente-se, para simplificar, um indicador ácido por Hind. Na solução do indicador estará presente o equilíbrio: HInd + H2 O cor 1 Ind - + H3O + cor 2 Se a substância ácida, Hind, apresentar cor (cor 1) diferente da substância básica, Ind- (cor 2), o indicador exibirá diferentes cores na solução, conforme predominar uma ou outra espécie, de acordo com o deslocamento de equilíbrio, em função do pH do meio. Para o caso de indicador básico, há que ter em conta o equilíbrio, relativamente ao qual é aplicável o raciocínio anterior: Ind - + H2 O cor a HInd + OH cor b O mecanismo da mudança de cor de um indicador ácido ocorre do seguinte modo: Se a solução do indicador for introduzida na solução de um ácido forte, o equilíbrio deslocar-se-á para a esquerda e a solução apresentará cor 1, característica de Hind. Se pelo contrário, a solução do indicador for adicionada a uma solução básica, o equilíbrio deslocar-se-á para a direita e o indicador exibirá predominantemente a cor 2, de Ind-. Para um dado valor de pH da solução, as quantidades relativas de cada uma das formas ácida e básica, dependem do valor da constante de equilíbrio que, para simplificar, se designará por Kind: KInd = [Ind-]× ×[H3O] ÷ [Hind] [H3O+] = KInd ×[Hind] ÷ [Ind-] De uma forma aproximada, o olho humano é capaz de detectar uma das cores se a concentração da substância que confere essa cor for, no mínimo, dez vezes superior à outra. Isto é, se: PhD Armindo Monjane Page 92 [Hind] ≥ 10× ×[Ind-], então a cor predominante na solução é a cor 1. Pelo contrário, se: [Hind] ≤ 10× ×[Ind-] então a solução apresenta a cor 2. Tendo em conta estes limites e aplicando logaritmo à expressão; [H3O+] = KInd × [Hind] ÷ [Ind-] pH = pKInd - log [Hind] ÷ [Ind-] pH = pKInd -1 • valor de pH para o qual já é visível a cor é 1 e pH pKInd + 1 • valor de pH para o qual é visível a cor 2. No intervalo de pH compreendido entre pKInd+1 e pKInd -1, designa-se por zona de viragem do indicador, o olho humano detectará uma mistura de duas cores. Na tabela à baixa são indicados alguns exemplos de indicadores e respectivas zonas de viragem. É prático e rápido o recurso a fitas de papel impregnadas com um indicador, por exemplo papel de tornesol, ou com uma mistura de indicadores designada vulgarmente por indicador universal para avaliar o pH de uma solução. Estas misturas de indicadores, preparadas em função da zona pH que se pretende estudar, baseiam-se na sobreposição das diferentes cores, ou tonalidades, que os vários indicadores presentes na mistura exibem na solução a testar. Tabela: Indicadores ácido-base e respectivas zonas de viragem Indicador Zona de viragem Mudança de cor Azul de timol 1,2 - 2,8 vermelho / amarelo Alaranjado de metilo 3,1 - 4.4 laranja / amarelo Vermelho de Congo 3,0 - 5,0 azul / vermelho Vermelho de metilo 4,1 - 6,1 Vermelho / amarelo Azul de bromotimol 6,0 - 7,6 amarelo / azul Vermelho de cresol 7,2 - 8,8 amarelo / vermelho Fenolftaleina 8,2 – 10 incolor / vermelho PhD Armindo Monjane Page 93 VOLUMETRIA DE OXI-REDUÇÃO A volumetria de oxi-redução, também chamada titulação redox, inclui todos os métodos analíticos volumétricos cujas reacções se baseiam em processos de oxidação – redução. A solução da amostra reage com uma solução titulante que funciona como agente redutor ou oxidante cuja concentração é conhecida. O ponto de equivalência é reconhecido com ajuda de indicadores específicos, chamados indicadores redox. A excepção de permanganato, que com a sua própria cor, se consegue reconhecer o ponto de equivalência. A Volumetria de oxi-redução engloba as reacções que decorrem com transferência de electrões entre o titulante e o titulado; pertencem a este tipo de volumetria as determinações do Oxalato pelo ião permanganato, do iodo pelo ião tiosulfato, do ião de Ferro-II (aq) pelo ião dicromato entre outras. Manganometria Este é um método de análise volumétrica que consiste na titulação de uma solução de permanganato de potássio com a solução de Oxalato de sódio ou outra qualquer substância orgânica. Este tipo de titulação denomina-se Manganometria. Princípio da determinação da demanda química de oxigénio A solução de Permanganato aquecida na presença de iões de hidrogénio oxida iões Oxalatos ou outras substâncias orgânicas e produz-se CO2, neste processo o permanganato é reduzido e forma-se o ião Mn2+ : 2MnO4- + 5C2O42- + 16H+ 2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O No princípio a reacção muito lentamente, isto é as primeiras gotas levam muito tempo a descorar. Depois de algum tempo logo após de se ter formado quantidade suficiente de iões Mn2+, que actuam como catalisadores, a reacção decorre rapidamente. Determinação do factor de concentração da solução KMnO4 (Titulo) O Factor da solução de permanganato de potássio determina-se bem com Oxalato de sódio como substância inicial. Para o efeito seca-se Oxalato de sódio PhD Armindo Monjane Page 94 durante uma hora na estufa à 230-250°C, depois pesa -se exactamente 140-150 mg e dissolve-se em água destilada num Balão volumétrico de 250ml. Desta solução de Oxalato tiram-se 2-3 amostras (20ml cada) com ajuda de uma Pipeta e junta-se á cada amostra 5ml de ácido sulfúrico (c = 2 mol/l), pérolas de vidro, 100ml de água destilada e aquece-se. A solução de Oxalato de sódio quente é titulada com a solução de permanganato de potássio até ao aparecimento da cor rosada. O factor da solução de permanganato de potássio calcula-se com a seguinte equação: fKMnO4 = V Na2C2O4 : V1 KMnO4 onde: V: volume da solução de Oxalato de sódio em ml V1: volume da solução de permanganato de potássio (em ml) gasto na titulação F: factor da solução de permanganato de potássio Nesta titulação não é necessário uso de indicador. O fim da reacção é reconhecido pela persistência da cor rosada do permanganato na solução da amostra. Prevenção de erros: A concentração de permanganato reduz significativamente em contacto com poeiras e matérias orgânicas. Para além disso, ela deve ser conservada em garrafas de vidro coloridas (castanhas), a fim de se evitar a sua decomposição por acção da luz. O título deve ser determinado diariamente antes da análise. Determinação de Peróxido de Hidrogénio A reacção ocorre no meio ácido conforme a equação: 2 MnO4- + 5H2O2 + 6H+ 2Mn2+ + 5O2 + 8H2O Procedimento: Num balão de Erlenmayer introduz-se 20 ml da solução da amostra e adiciona-se 60 ml 1M H2SO4 e dilui-se com H2O destilada, até 200 ml. Efectua-se a titulação sem aquecer. No início doseia-se lentamente o PhD Armindo Monjane Page 95 titulante e aguarda-se que ele descora. A titulação termina quando a cor rosada do titulante continua persistente. Cálculos: 1 ml 0,02 M KMnO4 ≅ 0,05 mmol H2O2 0 1,7007 mg H2O2 Determinação de ferro na solução de H2SO4 Os iões de Fe(II) na solução de ácido sulfúrico são oxidados rapidamente para Fe(III): MnO4- + 5Fe2+ + 8H+ Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O Para eliminar a cor castanha que aparece do decurso da titulação, devido a formação de Fe (III), adiciona-se alguns ml de 1M H3PO4. Este reage com Fe (III) e forma um composto complexo incolor. Procedimento: Num balão de Erlenmayer introduz-se 20 ml de solução da amostra, adiciona-se 10 ml de 2,5 M H2SO4 e com água destilada fervida, diluir até 200 ml. A titulação efectua-se a temperatura ambiente. A reacção termina quando não se consome mais permanganato e consequente persistência da cor rosada. Cálculos: 1 ml 0,02 mol.l-1 KMnO4 ≅ 0,1 mmol Fe2+ = 5,5847 mg Fe Iodometria A Iodometria é um método analítico com vasta aplicação, ele permite tanto a análise de agentes oxidantes como de agentes redutores. As reacções decorrentes na Iodometria baseiam-se no efeito oxidativo do elemento Iodo PhD Armindo Monjane Page 96 assim como no efeito redutivo do ião Iodeto. Esta reacção reversível, pode ser representada com a seguinte equação: I2 + 2e- 2I- (E° = +0,5345V) O E° do par I -/I2 é bastante baixo, o que significa que o I2 é um oxidante bastante fraco, enquanto o I- é um redutor relativamente forte. Isto permite a utilização do par I-/I2 como oxidante e como redutor. A iodometria é um método analítico volumétrico cujas titulações envolvem o par redox; iodeto-iodo. A equação acima se refere a uma solução aquosa saturada na presença de iodo sólido; esta reacção de eléctrodo ocorrerá, por exemplo, no final de uma titulação de iodo com um agente oxidante como o permanganato de potássio, quando a concentração de ião iodeto se tomar relativamente pequena. No início, ou na maior parte da titulação iodometria, quando está presente um excesso de ião iodeto, forma-se o ião triiodeto: I2 (aq) + I- I3- porque o iodo é prontamente solúvel numa solução de iodo. Uma melhor expressão da reacção de eléctrodo é : I3- + 2e- 3I- E o potencial de redução padrão é 0,5355 volt. O iodo e o ião triiodeto são, portanto, agentes oxidantes muito mais fracos do que o permanganato de potássio e o dicromato de potássio. Na maioria das titulações directas com iodo (iodometria), emprega-se uma solução de iodo em iodeto de potássio, e a espécie reactiva é, portanto, o ião triiodeto, I3-. Estritamente falando, todas as reacções que envolvem o iodo deveriam ser escritas em termos de I3- e não de I2. I3- + 2S2O32- 3I- + S4O62- é mais exacto do que I2 + 2S2O32PhD Armindo Monjane 2I- + S4O62Page 97 Agentes redutores fortes (substâncias com muito mais baixo potencial de redução), como o cloreto de estanho (II), o ácido sulfuroso, o sulfeto de hidrogénio e o tiosulfato de sódio, reagem completa e rapidamente com o iodo, mesmo em solução ácida. No caso de agentes redutores mais fracos, como arsénio trivalente ou antimónio trivalente, a reacção completa só ocorre quando a solução é mantida neutra ou muito fracamente ácida; nestas condições, o potencial de redução do agente de redução está no mínimo, ou seja, o seu poder de redução está no máximo. Se um agente oxidante forte for tratado em solução neutra ou (mais usualmente) ácida com um grande excesso de ião iodeto, este reagirá como um agente redutor e o oxidante será quantitativamente reduzido. Em tais casos, libera-se uma quantidade equivalente de iodo, que é, então, titulado com uma solução padrão de um agente redutor, geralmente o tiosulfato de sódio. O potencial de redução normal do sistema iodo-iodeto é independente do pH da solução, desde que o pH seja menor do que cerca de 8; em valores mais elevados de pH, o iodo reage com ião hidróxido para formar iodeto e o extremamente instável hipoiodito, sendo este transformado em iodato e iodeto por auto-oxidação-redução: I2 + 2OH3IO- I- + IO- + H2O 2I- + IO3- DETECÇÃO DO PONTO FINAL A solução de iodo em iodeto aquoso tem uma cor amarela intensa a castanha. U ma gota da solução de iodo 0,1 M transmite uma cor amarela-pálida perceptível em 100 ml de água; assim, em soluções que, de outro modo sejam incolores, o iodo serve como seu próprio indicador. O teste torna-se muito mais sensível com o uso de uma solução de amido como indicador. O amido reage com o iodo na presença de iodeto, formando um complexo de cor azul intenso, que é visível em concentrações mínimas de iodo. PhD Armindo Monjane Page 98 A sensibilidade da reacção de cor é tal que uma cor azul é visível quando a concentração de iodo é 2 x 10-5 M e a concentração de iodeto é maior do que 4 x 10-4 M a 20°C. A sensibilidade da cor decresce quando a temperatura da solução se eleva; assim, a 50°C é cerca de 10 vezes menos sensível do que a 25°C. A sensibilidade decresce com a adição de solv entes como o etanol: nenhuma cor é obtida em soluções que contenham 50 por cento ou mais de etanol. Este indicador não pode ser usado em meios fortemente ácidos porque ocorre a hidrólise do amido. Os amidos podem ser separados em dois componentes principais, a amilose e a amilopectina, que existem em diferentes proporções em várias plantas. A amilose, que é um componente de cadeia simples, abundante no amido de batata, dá uma cor azul com o iodo e a cadeia adquire uma forma espiralada. A amilopectina, que tem uma estrutura de cadeia ramificada, forma um produto de cor púrpura-avermelhada, provavelmente por adsorção. O grande mérito do amido é ser barato. Entretanto tem as seguintes desvantagens: (I) insolubilidade em água fria; (II) instabilidade das suspensões em água; (III) forma, com o iodo, um complexo insolúvel em água, cuja formação impede a adição do indicador no inicio da titulação (por esta razão, nas titulações com iodo, a solução de amido só deve ser adicionada imediatamente antes do ponto final, quando a cor começa a desaparecer); e (IV) ocorre às vezes um ponto final com "desvio", que é marcante quando se trata de soluções diluídas. A maioria das limitações do amido como indicador está ausente no amidoglicolato de sódio. Este é um pó não-higroscópico branco, prontamente solúvel em água quente, resultando uma solução fracamente opalescente, estável durante vários meses; não forma complexos insolúveis com o iodo, podendo, então, o indicador ser adicionado em qualquer etapa da titulação. Com excesso de iodo (p.ex. no início da titulação com tiosulfato), a cor da solução que contém 1ml do indicador (0,1 porcento em água) é verde; quando diminui a PhD Armindo Monjane Page 99 concentração de iodo, a cor muda para azul, que se torna intensa imediatamente antes do ponto final. O ponto final é muito nítido e reprodutível, e não ocorre "desvio" em solução diluída. Em certas reacções tem sido usado o tetracloreto de carbono em lugar da solução aquosa de amido. Um litro de água a 25°C dissolve 0,335 g de iodo, mas o mesmo volum e de tetracloreto de carbono dissolve 28,5 g. Portanto, o iodo é cerca de 85 vezes mais solúvel em tetracloreto de carbono do que em água, e a solução em tetracloreto de carbono é fortemente colorida. Quando se adiciona um pouco de tetracloreto de carbono a uma solução aquosa contendo iodo e se agita a solução, uma grande parte do iodo se dissolve no tetracloreto de carbono; este cai, então, para o fundo, porque é imiscível com a água; deste modo a cor da camada orgânica será muito mais profunda que a da solução aquosa original. A cor violeta do iodo em tetracloreto de carbono é visível numa concentração de iodo muito baixa; assim, agitando-se 10 ml de tetracloreto de carbono com 50 ml de iodo 2 x 10-5 M, produz-se uma coloração violeta distinta na camada orgânica. Isto possibilita muitas determinações iodométricas com relativa facilidade. As titulações são executadas em frascos de 250 ml com rolha esmerilada. Após a adição do excesso da solução de iodeto de potássio e 5-10 ml de tetracloreto de carbono à mistura em reacção, começa-se a titulação com tiosulfato de sódio. No início, a presença de iodo na solução aquosa será aparente, e uma fraca rotação do líquido produz suficiente agitação. Mais para o final, o frasco de titulação é tapado e agitado após cada adição da solução de tiosulfato de sódio ; quando o ponto final é atingido, o tetracloreto de carbono muda para o incolor. Podem-se obter resultados igualmente satisfatórios com clorofórmio. Preparação e uso da solução de amido. Faça uma pasta de 1,0 g de amido solúvel com um pouco de água e entorne, com constante agitação, a pasta sobre 100 ml de água quente; ferva durante um PhD Armindo Monjane Page 100 minuto. Deixe a solução esfriar e adicione 2-3 g de iodeto de potássio. Guarde a solução em frasco arrolhado. Só se devem usar soluções de amido recentemente preparadas. Uma quantidade satisfatória é 2 ml de uma solução a 1 por cento por 100 ml da solução a ser titulada; deve-se empregar sempre o mesmo volume de solução de amido. Na titulação de iodo, o amido só deve ser adicionado imediatamente antes primeiramente, o do ponto final, desaparecimento da cor do por diversas iodo dá razões: uma boa indicação do ponto final; além disso, se a solução de iodo for adicionada enquanto a concentração de iodo for elevada, algum iodo permanecerá adsorvido, mesmo no ponto final. A dosagem em branco do indicador é desprezível nas titulações iodimétricas e iodométricas de soluções 0,1 M; quando se trata de soluções mais diluídas, a dosagem em branco deve ser feita em líquidos que tenham a mesma composição que a solução titulada no ponto final. Preparação da solução de tiosulfato de sódio 0,1M O tiosulfato de sódio, Na2S2O3.5H2O, é facilmente obtido em estado de pureza elevada, mas existe sempre uma certa incerteza sobre o seu conteúdo exacto de água em virtude da natureza e florescente do sal, e por outras razões. A substância não é, portanto, adequada como padrão primário. Ele é um agente redutor, em virtude da reacção: 2S2O32- S4O62- +2e- O equivalente do tiosulfato de sódio pentahidratado é o mol, 248,18g. Para preparar uma solução aproximadamente 0,1 M, dissolvem-se cerca de 25 g do tiosulfato de sódio cristalizado (p.a.) em um litro de água, num balão volumétrico. A solução é padronizada por qualquer dos métodos descritos mais adiante. Antes disso, é necessário tratar, brevemente, da estabilidade das PhD Armindo Monjane Page 101 soluções de tiosulfato. Soluções preparadas com água de condutividade (equilíbrio) são perfeitamente estáveis. No entanto, a água destilada comum usualmente contém um excesso de dióxido de carbono; isto pode causar uma lenta decomposição, com formação de enxofre: S2O32- + H+ HSO3- + S Ainda mais, a decomposição pode, também, ser causada por acção bacteriana, particularmente se a solução ficar guardada durante algum tempo. Por estas razões, são feitas as seguintes recomendações: 1. Prepare a solução com água destilada fervida recentemente. 2. Adicione três gotas de clorofórmio ou 10 mg por litro; este composto melhor as qualidades de armazenagem da solução. (O mínimo de actividade bacteriana é conseguido quando o pH fica entre 9-10. A adição de uma pequena quantidade, de 0,1 g por litro de carbonato de sódio, é vantajosa para assegurar o pH correcto. Em geral, não se devem adicionar hidróxidos alcalinos, carbonato de sódio (>0,1 g/l) e tetraborato de sódio, porque seria acelerada a decomposição. S2O32- + 2O2 + H2O 2SO42- + 2H+ 3. Evite a exposição à luz, porque esta tende a acelerar a decomposição. A padronização das soluções de tiosulfato podem ser feitas com iodato de potássio, dicromato de potássio, cobre e iodo como padrões primários, ou com permanganato de potássio ou sulfato de cério (lV) como padrões secundários. Devido à volatilidade do iodo, e à dificuldade de preparação do iodo perfeitamente puro, este método não é adequado para iniciantes. Se, no entanto, se dispuser de uma solução de iodo padrão, esta poderá ser usada para a padronização de soluções de tiosulfato. PhD Armindo Monjane Page 102 Processo. Pese 25 g de cristais de tiosulfato de sódio, Na2S2O3.5H2O, dissolvao em água destilada fervida e complete um litro num balão volumétrico, usando água fervida. Se a solução for guardada por mais do que poucos dias, adicione 0,1 g de carbonato de sódio ou três gotas de clorofórmio. PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES DE TIOSSULFATO DE SÓDIO COM IODATO DE POTÁSSIO O iodato de potássio (p.a.) tem um grau de pureza de 99,9 por cento; pode ser seco a 120°C. Reagindo com iodeto de potássio, lib era iodo: IO3- +5I- + 6H+ 3I2 +3H2O O seu equivalente como agente oxidante é 1/6 do mol, ou 214,00/6; a solução 0,1 M contém, portanto, 3,567 g de iodato de potássio por litro. Pese, com c, 0,14-0,15 g de iodato de potássio puro e seco, dissolva-o em 25 ml de água destilada fervida e fria, adicione 2 g de iodeto de potássio livre de iodato e 5 ml de ácido sulfúrico 1 M (1). Titule, com uma solução de tiosulfato, o iodo liberado, com agitação constante. Quando a cor do líquido tiver se tornado um amarelopálido, dilua a 200 ml com água destilada, adicione 2 ml da solução de amido e continue a titulação até que a cor mude do azul para o incolor. Repita com duas outras porções semelhantes de iodato de potássio. Nota. O iodato de potássio tem um equivalente pequeno (35,67), de modo que o erro de pesada em 0,14-0,15 g pode ser apreciável. Neste caso, é melhor pesar com exactidão 3,567 g do sal A.R. (se for pesada uma quantidade ligeiramente diferente, calcule a normalidade), dissolva em água e complete 1L num balão volumétrico. Trate 25 ml desta solução com um excesso de iodeto de potássio puro (1 g do sólido ou 10 ml da solução a 10 por cento) seguido de 3 ml de ácido sulfúrico 1 M e titule o iodo liberado conforme já foi descrito. PhD Armindo Monjane Page 103 Dicromatometria Características Gerais do Método Na base da Dicromatometria estão as reacções de oxidação devido ao ião dicromato. A acção oxidante deste ião deve-se à redução dos iões dicromato que contêm o crómio hexavalente a catiões de crómio III. Em solução ácida, a redução do dicromato de potássio pode ser representada como: Cr2O72- + 14H+ + 6e- 2Cr3+ + 7H2O Vê-se por esta equação que, se se usar para a oxidação o dicromato de potássio, o equivalente-grama do dicromato de potássio é igual a 1/6 M, isto é, 294,2 : 6 = 49,03g, sabendo-se que a redução dos iões dicromato ocorre com dispêndio de iões H+, esta titulação deve efectuar-se em meio ácido. O potencial de oxidação do par conjugado Cr2O72- / 2Cr+3 (+1,36 V) é um pouco mais fraco que o do par conjugado MnO4- /Mn+2 (+1,51 V). Este facto é muito importante, porque permite titular com o dicromato de potássio em meio clorídrico, sem receio de que o dicromato oxide os iões cloreto pois o potencial de oxidação do par conjugado Cl2/Cl- (+1,36 V) é praticamente igual ao par conjugado Cr2O72- / 2Cr+3. No entanto, para concentrações de HCl superiores a 2M e também quando ele estiver a ferver, o dicromato oxida os iões cloreto, transformando-se em Cl2. Vantagens do Dicromato em relação ao Permanganato O dicromato de potássio tem ainda as seguintes vantagens em relação ao permanganato de potássio: É fácil obter-se uma substância quimicamente pura correspondendo rigorosamente à fórmula K2Cr2O7, por recristalização, a partir de uma solução aquosa, seguida de secagem a 2000. Por isso, a solução-padrão PhD Armindo Monjane Page 104 de dicromato pode preparar-se, dissolvendo a amostra necessária de um sal quimicamente puro e diluindo-a, depois, até se obter um determinado volume. A solução de K2Cr2O7 conservada num recipiente fechado é muito estável. Não se decompõe mesmo por ebulição numa solução acidulada. Por isso, o título do K2Cr2O7 não se altera durante um repouso prolongado. Também podemos usar a solução de K2Cr2O7, quando for necessário efectuar a oxidação a temperaturas elevadas. É estável até seu ponto de fusão e, portanto, um excelente padrão primário. Soluções padrões de força exactamente conhecida podem ser preparadas pesando-o sal puro e seco, e dissolvendo-o no volume adequado de água. As suas soluções aquosas são estáveis indefinidamente se forem protegidas contra a evaporação. o dicromato de potássio só é utilizado em meio ácido; é rapidamente reduzido, à temperatura ordinária, a um sal de crómio (III) verde. Não é reduzido por ácido clorídrico frio, desde que a concentração do ácido não exceda 1 ou 2 M. Soluções de dicromato são, também, menos reduzidas por matéria orgânica do que as de permanganato, e são estáveis sob a acção de luz. Desvantagem da oxidação com dicromato de potássio (K2Cr2O7): O dicromato de potássio não é um oxidante tão poderoso quanto o permanganato de potássio (compare os potenciais de redução). A desvantagem do K2Cr2O7 como oxidante é que, durante a titulação, se formam iões Cr+3, que dão à solução uma cor verde, tornando, por isso, mais difícil a detecção do ponto de equivalência. PhD Armindo Monjane Page 105 O dicromato de potássio é, portanto, valioso na determinação do ferro em minérios de ferro: o minério é, usualmente, dissolvido em ácido clorídrico, o ferro (III) é reduzido a ferro (II) e a solução é, então, titulada com uma solução padrão de dicromato: Cr2O72- + 6Fe2+ +14H + 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O Indicadores adequados para emprego nas titulações com dicromato incluem o ácido N-fenilantranílico (solução a 0,1 por cento em NaOH 0,005 M) e difenilaminsulfonato de sódio (solução aquosa a 0,2 por cento); este último deve ser usado na presença de ácido fosfórico. Utiliza-se geralmente a difenilamina como indicador, no método dicromatométrico; ela pertence aos indicadores de oxidação-redução. Preparação e conservação de uma solução de K2Cr2O7 PREPARAÇÃO DO DICROMATO DE POTÁSSIO 0,1M. O dicromato de potássio p.a. tem uma pureza superior a 99,9 por cento e é satisfatório para a maior parte das finalidades. 1 - Pulverize finamente cerca de 6 g do material p.a. numa cápsula de porcelana ou vidro de relógio e aqueça durante 30-60 minutos numa estufa de ar a 140150°C. PhD Armindo Monjane Page 106 2 - Deixe resfriar em um frasco fechado num dissecador. 3 - Pese, com exactidão, cerca de 4,9 g de dicromato de potássio seco num frasco de pesagem e transfira o sal quantitativamente para um balão volumétrico de 1 L, usando um pequeno funil para evitar perdas. 4 - Dissolva o sal no balão em água e complete o volume até a marca; agite bem. 5 - Alternativamente, coloque um pouco mais de 4,9 g de dicromato de potássio num frasco de pesagem e pese com exactidão. 6 - Transfira completamente o sal para um balão volumétrico de 1 ml e pese novamente o frasco de pesagem. 7 - Dissolva o sal em água destilada e complete o volume até a marca. A concentração da solução pode ser calculada directamente do peso do sal tomado; mas, se o sal foi apenas pesado aproximadamente, a solução deverá ser padronizada. Aplicações da Dicromatometria A aplicação mais importante da Dicromatometria é o doseamento do ferro nos minérios, ligas e substâncias semelhantes. A Dicromatometria é igualmente usada na análise de água, particularmente águas residuais. Ao dissolverem-se estas substâncias, o ferro obtêm-se, na maior parte dos casos (embora as vezes parcialmente), sob a forma de iões de ferro III, que devem ser reduzidos a ferro II, antes da titulação. A redução efectua-se, com uma solução de SnCl2, seguindo-se uma oxidação do excedente desta com metais ou suas amálgamas; o que mais se usa é o zinco metálico que reage com iões de ferro III, segundo a equação: PhD Armindo Monjane Page 107 2Fe+3 + Zn 2 Fe 2+ + Zn2+ É fácil eliminar-se mecanicamente um excesso de metal, por exemplo, filtrando a solução através de algodão. Ultimamente usam-se, para efectuar a redução de diferentes substâncias, amálgamas sólidas ou líquidos de metais (zinco, cádmio, chumbo, bismuto). Determinação do teor em ferro de um mineral de ferro Vejamos, como exemplo dos doseamentos dicromatométricos, a determinação do teor em ferro de um mineral de ferro. Preparação de uma solução titulada de K2Cr2O7 Ao contrário da maioria dos casos já estudados, em que usaram soluções de normalidade determinada, preparemos uma solução empírica de K2Cr2O7, com uma concentração tal que 1 ml desta solução corresponda exactamente a 0,0025g de Fe. Calculemos qual a amostra de K2Cr2O7 necessária para preparar 250 ml desta solução. O equivalente-grama do K2Cr2O7 é igual a 1/6 M, isto é, 49,03g enquanto o equivalente-grama do ferro é 55,85 g. Um litro de solução de K2Cr2O7, deve corresponder a 0,0025 x 1 000 = 2,5 g de Fe e 250 ml a 0,6250 g de Fe. Estabeleçamos a proporção: 55,85 g de Fe equivalem a 49,08 g de K2Cr2O7 0,6250 g de Fe equivalem a 49,08 g de K2Cr2O7 Depois de se pesarem, numa balança analítica, exactamente 0,5488 g de sal, recristalizado por duas vezes e seco a 2000, transfere-se quantitativamente esta amostra para o balão de Erlenmayer de 250 ml, depois de se dissolver o g de Fe equivalem a 49,08 g de K2Cr2O7 em água, dilui-se essa solução até ao traço PhD Armindo Monjane Page 108 de referência e agita-se com cuidado. O título desta solução, em relação ao ferro, é: T (K2Cr2O7/Fe) = 0,002500 g/ml Oxidações com Soluções de Sulfato de Cério (IV) Cerimetria O sulfato de cério é um poderoso agente oxidante, o seu potencial de redução, em ácido sulfúrico 0,5 – 4,0M, a 250C, é 1,43 V. Pode ser usado somente em soluções ácidas, sendo mais apropriada a concentração de 0,5M ou mais. À medida que a solução é neutralizada, precipitam-se o hidróxido de cério (IV), óxido hidratado de cério (IV) ou sais básicos. A solução tem cor amarela intensa e em soluções quentes, que não sejam muito diluídas, o ponto final pode ser reconhecido sem indicador, este procedimento, no entanto, exige uma correcção de ensaio em branco, e por isso é preferível aduzir um indicador apropriado. As vantagens do sulfato de cério (IV) como solução padrão de oxidação são: 1. As soluções de sulfato de cério (IV) são notavelmente estáveis durante longos intervalos de tempo. Não precisam de protecção contra a luz e podem até ser fervidas durante um pequeno intervalo de tempo, sem que ocorra apreciável modificação da concentração. A solução ácida de sulfato de cério (IV) supera a solução permanganato no que se refere à estabilidade. 2. O sulfato de cério (IV) pode ser empregue na determinação de agentes redutores em presença de concentrações elevadas de ácido clorídrico (contraste com o permanganato de potássio). PhD Armindo Monjane Page 109 3. As soluções de cério (IV), em concentração 0,1M, não têm coloração tão intensa que impeça a observação do menisco em buretas e em outros aparelhos de vidro. 4. Admite-se que na reacção dos sais de cério (IV) em solução ácida, com redutores, ocorra a transformação simples. Ce4+ + e- Ce3+ Com o permanganato formam-se diversos produtos de redução conforme as condições experimentais. As soluções de sulfato de cério(IV) em ácido sulfúrico diluído são estáveis até as temperaturas de ebulição. As soluções do sal em ácido clorídrico são instáveis em virtude da redução, pelo ácido, a cério (III), com libertação simultânea de cloro: 2Ce4+ + 2Cl- 2Ce3+ + Cl2 Esta reacção é rápida na temperatura de ebulição e por isso não se pode usar o ácido clorídrico em oxidações que exijam a ebulição com excesso de sulfato de cério(IV) em solução ácida. Nestas condições deve ser usado o ácido sulfúrico. No entanto, a titulação directa com sulfato de cério(IV) em meio de ácido clorídrico diluído, por exemplo, do ferro(II) é superior, pode ser feita exactamente a temperatura ambiente. Preparação do sulfato de cério (IV) 0,1M Método A: Evaporar 55,0g de nitrato de amónio e cério (IV) até quase a secura, com um excesso (48 ml) de ácido sulfúrico concentrado, numa cápsula de evaporação de Pyrex ou porcelana (trabalhar no nicho). Dissolver o sulfato de cério (IV) que se forma em ácido sulfúrico 1M (28 ml de ácido sulfúrico concentrado em 500 ml de água), transferir para um balão volumétrico de 1000ml, adicionar ácido sulfúrico 1M até quase o traço do balão e completar o volume com água destilada. Agitar bem. Método B: Pesar cerca de 35 a 36 g de sulfato de cério (IV) puro num copo de Becker de 500ml, juntar 56 ml de mistura de ácido sulfúrico e água 1:1 e agitar, PhD Armindo Monjane Page 110 com frequentes adições de água e suave aquecimento, até que o sal esteja dissolvido. Transferir para um balão volumétrico, de 1000ml, com rolha de vidro, deixar esfriar e diluir até o traço do balão com água destilada. Agitar bastante. De outra forma, pesar 64 a 66 g de sulfato de amónio e cério (IV) e lançar uma solução preparada pela dissolução de 28 ml de ácido sulfúrico concentrado em 500ml de água, agitar a mistura até a dissolução do sólido. Transferir para um balão volumétrico de 1000ml e completar o volume com água destilada. As massas moleculares relativas do sulfato de cério (IV) e do sulfato de amónio e cério(IV), são 333,25 e 632,56 respectivamente. Método C: Colocar cerca de 21g de hidróxido de cério (IV) num copo de Becker de 1500ml e adicionar, com agitação, 100ml de ácido sulfúrico concentrado. Continuar a agitação e acrescentar, lenta e cuidadosamente, 300ml de água destilada. Deixar em repouso de um dia para o outro e, se aparecerem resíduos, filtrar directamente num balão volumétrico de 1000ml e completar o volume com água destilada até à marca. Padronização de Soluções de Sulfato de Cério (IV) Padronização com óxido de arsénio (III). O método mais confiável para a padronização de soluções de sulfato de cério é o que usa o óxido de arsénio (III). A reacção entre a solução sulfato de cério (IV) e o óxido de arsénio (III) é muito lenta a temperatura ambiente, para ocorrer bem, é preciso acrescentar um traço de tetróxido de ósmio como catalisador. O óxido de arsénio (III) é dissolvido em solução de hidróxido de sódio, a solução é acidulada por ácido sulfúrico diluído e acrescentam-se então duas gotas de uma solução de ácido ósmico. (Esta solução é preparada pela dissolução de 0,1g de tetróxido de ósmio em 40 ml d ácido sulfúrico 0,05M) Acrescenta-se então o indicador (1 a 2 gotas de ferroina, ou 0,5 ml de N-fenilantranílico) e titula-se a solução de sulfato de cério (IV) até a primeira viragem de cor nítida, PhD Armindo Monjane Page 111 do vermelho-alaranjado para o azul muito claro, ou verde-amarelado para a púrpura, conforme o indicador. 2Ce4+ + H3AsO3 + H2O 2 Ce3+ + H3AsO4 + 2H+ Procedimento: Pesar exactamente cerca de 0,2g de óxido de arsénio (III), previamente dissecado durante 1 a 2 horas a 1050C, transferir para um copo de Becker de 500ml ou para um balão de Erlenmayer de 500ml. Acrescentar 20 ml de solução de hidróxido de sódio aproximadamente 2M e aquecer suavemente a mistura até que o óxido de arsénio (II) tenha sido completamente dissolvido. Resfriar até a temperatura ambiente, acrescentar 100ml de água e em seguida 25ml de ácido sulfúrico 2,5M. A duzir então 3 gotas da solução de tetróxido de ósmio 0,01M (0,25 g de tetróxido de sódio (cuidado, trabalhe no nicho! dissolvidas em 100 ml de ácido sulfúrico 0,05M) e 0,5ml do indicador de ácido N-fenilantranílico (ou 1 a 2 gotas de ferroina). Titular com a solução de sulfato de cério (IV) 0,1M até que se observe a mudança nítida da cor. Bromatometria Na bromatometria utilizam-se as reacções de oxidação do ião bromato BrO3-. Durante estas reacções, o bromato reduz-se a bromo, de acordo com o esquema: BrO3- + 6H+ + 6e- Br- + 3H2O Vejamos pois, que o equivalente-grama do KBrO3, utilizado como reagente, é a sexta parte da sua molécula-grama, isto é: EKBrO3 = 167,01/6 = 27,84 g A passagem dos iões BrO3- a iões Br- dá-se com a intervenção dos iões H+ e, portanto, é necessário criar-se um meio ácido. PhD Armindo Monjane Page 112 Como se vê pelo valor relativamente elevado do potencial normal de oxidação do par conjugado BrO3-/Br- (E0 = 1,44 V), o bromato de potássio é um oxidante enérgico. Apesar disso, a velocidade da reacção não é suficiente. Para a acelerar, faz-se a titulação numa solução aquecida e fortemente ácida. Como já se disse, os iões BrO3- são reduzidos a iões Br-. Quando aparece na solução um pequeno excesso de bromato, os iões Br- reagem imediatamente com os iões BrO3- : BrO3- + 5Br- + 6H+ 3Br2 + 3H2O O bromo livre que se forma dá à solução uma cor amarelo-pálido. Como esta cor é muito fraca, é impossível fixar exactamente o ponto de equivalência, a partir dela. Há, no entanto, corantes orgânicos que se decompõem pelo bromo livre e a solução corada por estas substâncias descora. Entre estes corantes utilizamse a maior parte das vezes, os indicadores usados na volumetria ácido base, a saber, o alaranjado de metilo e o vermelho de metilo. Convêm não esquecer que não se podem classificar-se estas substâncias entre os indicadores de oxidação-redução. Com efeito, a oxidação dos indicadores de oxidação-redução é um fenómeno reversível que conduz a um equilíbrio entre as duas formas coradas: IndOx + ne Ind red Pelo contrário, a oxidação do alaranjado de metilo e do vermelho de metilo é um fenómeno irreversível. É preciso atender a esse facto, quando se usam estes indicadores, pois a cor pode desaparecer (em particular se se introduzir bruscamente KbrO3) antes que se atinja o ponto de equivalência. Por isso, é indispensável adicionar ainda algumas gotas de indicador, no fim da titulação. O método bromatométrico é particularmente cómodo nos doseamentos do arsénio (III) e do antimónio (III) que se podem efectuar em presença do estanho (IV). O doseamento bromatométrico do antimónio usa-se na análise do metal branco. Além disso, usa-se no doseamento de certos compostos orgânicos. PhD Armindo Monjane Page 113 Como se sabe, inúmeros compostos orgânicos são capazes de reagir com bromo livre, por exemplo: C6H6OH + 3 Br2 Fenol C6H2Br3OH + 3HBr Tribromofenol Volumetria de Complexação A volumetria de complexação, titulação complexométrica, complexometria, ou ainda quelatometria, é uma técnica de análise volumétrica na qual a formação de um complexo colorido entre a amostra e o titulante é usado para indicar o ponto final da titulação. Titulações complexométricas são particularmente úteis para a determinação de diferentes iões metálicos em solução, como metais que provocam a dureza da água. Um indicador capaz de produzir uma ambígua mudança de cor é usualmente usado para detectar o ponto final da titulação. Qualquer reacção de complexação pode em teoria ser usada como técnica volumétrica desde que: 1. a reacção alcance o equilíbrio rapidamente a cada adição de titulante. 2. situações de interferência não se manifeste, (tais como passos nos quais a formação de vários complexos resultantes na presença de mais do que um complexo em solução em concentração significativa durante o processo de titulação). 3. um indicador complexométrico capaz de apresentar o ponto de equivalência com significativa precisão esteja disponível. Na prática, frequentemente na complexometria usa-se o EDTA como titulante. PhD Armindo Monjane Page 114 Titulação complexométrica com EDTA Figura: Complexo metal-EDTA EDTA, ácido etilenodiaminotetracético, tem quatro grupos carboxila e dois grupos amina que podem actuar como doadores de pares de electrões, ou bases de Lewis. A habilidade do EDTA para potencialmente doar estes seis pares de electrões para a formação de ligações covalentes coordenadas a catiões metálicos faz do EDTA um "ligante hexadentado". Entretanto, na prática o EDTA é usualmente somente parcialmente ionizado, e então ele forma menos que seis ligações covalentes coordenadas com catiões metálicos. O EDTA dissódico, geralmente usado na padronização de soluções aquosas de catiões metálicos de transição, somente forma quatro ligações covalente a catiões metálicos em valores de pH menores ou iguais a 12 como nesta faixa de valores de pH os grupos amina mantem-se protonados e então inábeis para doar electrões para a formação de ligações covalentes coordenadas. Em química analítica a abreviatura "Na2H2Y" é tipicamente usada para designar EDTA dissódico. Esta abreviatura pode ser usada para denominar qualquer espécie de EDTA. O "Y" representa a molécula de EDTA, e o "Hn" designa o número de protões ácidos ligados à molécula de EDTA. PhD Armindo Monjane Page 115 EDTA forma um complexo octaédrico com a maioria dos catiões metálicos 2+, M2+, em solução aquosa. A principal razão pela qual o EDTA é usado tão extensivamente em padronização de catiões metálicos é que a constante de formação para muitos complexos de catião metálico-EDTA é muito alta, mantendo que o equilíbrio para a reacção: M2+ + H4Y → MH2Y + 2H+ tenda para a direita. Realizar a reacção em uma solução tampão básica remove H+ assim que ele é formado, o que favorece a formação de complexo EDTA-catião metálico como produto da reacção. Para a maioria dos propósitos pode ser considerado que a formação do complexo EDTA-catião metálico chegará ao término, e isto é o principal motivo pelo que EDTA é usado em titulações / padronização deste tipo. Para conduzir titulações de catião metálico usando EDTA é quase sempre necessário usar um indicador complexométrico, usualmente um corante orgânico tal como Preto de eriocromo T, Vermelho de eriocromo B ou Murexide, para determinar quando o ponto final tenha sido alcançado. Estes corantes ligam-se aos catiões metálicos em solução e formam complexos coloridos. Entretanto, desde que EDTA liga-se aos catiões metálicos muito mais fortemente que o fazem tais corantes usados como um indicador, o EDTA irá substituir o corante junto ao catião metálico à medida que é adicionado à solução de amostra. Uma mudança de cor na solução sendo titulada indica que todo o corante tenha sido substituído nos catiões metálicos em solução, e que o ponto final foi alcançado. Aplicações da complexometria: a) Em análises clínicas É uma técnica de titulação utilizada para determinar cálcio em amostra biológica tais como soro e urina. O cálcio cérico é mantido dentro dos limites fisiológicos pela acção combinada do paratohormónio e vitamina D, através de seus efeitos sobre os ossos, intestinos e rins. b) Análise da água PhD Armindo Monjane Page 116 Na determinação de iões cálcio e magnésio dissolvidos em águas duras. ------------------------------------------------------------------------------------------------------------ Ficha de trabalho para seminário Nº1 Tema: Análise qualitativa de iões, Gravimetria soluções (quantidade de substância dissolvida numa solução concentrações) 1.Quais os procedimentos e técnicas recomendáveis para a recolha da amostra? 2Apresente as reacções químicas completas para a identificação dos seguintes iões: Br, Cl, I, CO3,PO4,Al,Pb, Ba, NH4,Ca,Co,Fe e Fe. 3.Defina os seguintes conceitos dando exemplos: a) Concentração molar ou molaridade! b) Mole e massa molar! 4.O que se faz para preparar as soluções: a) Permanganato de potássio a 0,5M! b) Oxalato de Sódio a 0,01M! c) Dicromato de potássio a 0,2M! d) Hidróxido de Sódio a 0,3M! 5.Qual é a massa de água que é necessário acrescentar a 200ml de uma solução de NaOH a 30%massa (densidade p=1,33g/ml) para que se obtenha uma solução de base a 10%. 6.Quais os volumes das soluções HCl a 2 e a 6M que é necessário misturar para se obterem 500ml de uma solução a 3M?A alteração do volume que se dá durante a mistura pode ser desprezada. 7.Para a neutralização de 42ml de ácido sulfúrico foram necessários 14ml de 0,3M de base. Determinar a molaridade do ácido sulfúrico. 8.Quando se arrefecem 300g uma solução a 15%massa, parte da substância precipita e a concentração da solução passa a ser iguala 8%.A qual é igual a massa de precipitado que se formou? 9.Explique em poucas palavras o procedimento nas seguintes operações: Pesagem, Secagem e medição de volumes. Quais os cuidados a ter no manejo dos respectivos aparelhos? PhD Armindo Monjane Page 117 Ficha de trabalho Nº2 Tema: Volumetria (Oxi-redução, Precipitação, complexação) 1.O que entende por volumetria? 2.Esboce uma curva de titulação entre HCl (c=1mol/l)e NaOH(c=0,05mol/l) com base nos seguintes dados: V (HCl ml) 5 1 2 35 45 55 65 75 pH 0, 0, 1 3 5 7 10 12 3.Qual é o princípio básico da volumetria oxi-redução! Dê exemplos. 4.Explique porque razão se usa a iodometria na determinação de agentes redutores assim como de agentes oxidantes. 5.Compare os métodos de titulação potenciométrica e de titulação simples! 6.Como é reconhecido o ponto de equivalência na titulação iodométrica? 7.Que reacções químicas ocorrem na iodometria? Represente as devidas equações químicas. 8.Aponte as vantagens e desvantagens da Manganometria! 9.Escreva as equações de reacção na titulação do permanganato no meio ácido e no meio neutro! 10.Dê exemplos de determinações Manganométricas (com as respectivas equações químicas)! 11.Explique o princípio da volumetria de precipitação, dando exemplos. Esboce a respectiva curva de titulação! 12.Qual é a molaridade de uma solução que foi obtida pela diluição de 50ml de uma solução de ácido nítrico a 0,2M,pela adição de 200ml de H2O? 13.25ml de uma solução de sulfato de Zinco a 0,8M foram diluídos para 100ml.Qual é a molaridade da solução assim obtida? 14.Qual o volume da água que foi adicionado a 50ml de uma solução de ácido sulfúrico 0,5M se a solução final tem de título 0,1M PhD Armindo Monjane Page 118 15.O que entende por produto de solubilidade? 16.O que é necessário para que um sal pouco solúvel comece a precipitar? 17.Explique o conceito de pH! Como é que se calcula o pH de uma solução? Ficha de trabalho Nº3 Tema: Soluções e cálculo de pH 1-Explique os seguintes conceitos: a) pH e pOH c) Solução tampão d) Hidrólise e neutralização e) Produto iónico da água f) Produto de solubilidade 2-Numa titulação de um ácido fraco com uma base forte o pH da solução titulada ponto de equivalência é diferente de 7.Porquê?Represente a respectiva curva de titulação. 3-Como é que se calcula o pH de um ácido fraco e uma base fraca? 4-Qual é o pH de uma solução de NaOH a 0,01M? 5-Qual é o pH de uma solução a 0,1M de NH3? 6-Misturam-se 500ml de uma solução 0,2M de ácido acético 500ml de acetato de sódio 0,2M.Calcule o pH deste tampão. 7-Qual é o pH do ácido acético a 0,3M? 8-Qual será o pH de uma solução preparada por diluição de 1,0g de HCl num litro de solução? 9-O pH de uma solução de ácido nítrico é de 1,2.Quantos gramas de HNO3 existem por e solução? PhD Armindo Monjane Page 119 Ficha de trabalho Nº4 Tema: Potenciometria 1.Escreva os potenciais padrão para as semi-pilhas: a) Zn (aq) /Zn (s) g) Cu (aq) /Cu (s) h) Ag(aq)/Ag(s) i) Mg(aq)/Mg(s) e) Pb (aq) / Pb (s) 2.Preveja o sentido espontâneo das seguintes reacções e justifique (consulte o livro de tabelas)! 3.Calcule o valor (e o sinal) da FEM (Força electromotriz), e escreva a equação da reacção da pilha: Mn (s) / Mn (aq) //Co/Co (s) 4.Qual é o potencial do eléctrodo do sistema: Pt/KmnO4 (0,2M); Mn (0,1M), pH=1. 5.Dada a célula galvânica Zn/0,01M Zn//Zn/Zn, calcule a respectiva voltagem! 6.Descreva em poucas palavras a constituição do eléctrodo padrão do hidrogénio com esboço, legenda e a respectiva equação da reacção do eléctrodo. 7.Qual é o efeito da pressão de H2 e do aumento da concentração de H+ nos seguintes casos: a)Na posição do equilíbrio na reacção doe hidrogénio. b)No Potencial do eléctrodo (tornar-se-ia mais positivo ou mais negativo?) 8.Quais os valores de T, R e P, relacionados com condições padrão, devem ser usados quando se medem ou comparam potenciais de eléctrodo? 9.Qual é o potencial de semi-pilha do eléctrodo do padrão de hidrogénio! Porquê? 10.Compare o método de análise instrumental e o método de análise experimental. PhD Armindo Monjane Page 120 PhD Armindo Monjane Page 121