Relatório Vol. complexação e precipitação

Relatório Vol. complexação e precipitação

(Parte 1 de 2)

UNIVERSIDADE FEDERAL DE SANTA MARIA

CENTRO DE CIÊNCIAS RURAIS

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA

RELATÓRIO II

QUÍMICA ANALÍTICA

Santa Maria, 17 de dezembro de 2009.

SUMÁRIO

SUMÁRIO 2

INTRODUÇÃO 3

1 - VOLUMETRIA DE COMPLEXAÇÃO 4

1.1 - Introdução 4

1.2 - Curva de Titulação 5

1.3 – EDTA 6

1.4 - Indicadores Metalocrômicos 7

1.5 - Métodos de titulação envolvendo o EDTA 7

1.6 - PRÁTICA NO LABORATÓRIO 9

1.6.1 - Determinação de Ca2+ em amostra de leite. 9

2 – VOLUMETRIA DE PRECIPITAÇÃO 11

2.1 – Introdução 11

2.2 – Método de Mohr 11

2.3 – Método de Volhard 12

2.4 – Método de Fajans 13

2.5 – PRÁTICA NO LABORATÓRIO 14

2.5.1 - Padronização da solução AgNO3 pelo método de Mohr 14

2.5.2 - Padronização de KSCN, com solução padrão de AgNO3 15

CONCLUSÃO 17

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 18

INTRODUÇÃO

Neste trabalho faremos uma breve exposição das Volumetrias de Complexação e de Precipitação, bem como as práticas relacionadas a cada volumetria realizadas no laboratório.

Na Volumetria de Complexação faremos uma introdução, abordando conceitos básicos e esclarecendo como se dá uma reação de complexação e quais seus reagentes.

Falaremos também sobre o EDTA, que é um dos ligantes mais úteis, e seus métodos de titulação. E sobre os indicadores do ponto final nas reações de complexação, os chamados indicadores metalocrômicos.

Na Volumetria de Precipitação também faremos uma introdução com conceitos básicos e abordaremos cada um dos métodos utilizados para a determinação do ponto final.

Método de Mohr, que determina o ponto final através da formação de um precipitado corado; Método de Volhard, através da formação de um complexo solúvel colorido; e Método de Fajans, que determina o ponto final através de indicadores de adsorção.

1 - VOLUMETRIA DE COMPLEXAÇÃO

1.1 - Introdução

As reações de complexação são muito utilizadas na Química Analítica. Um dos primeiros usos dessas reações se deu na titulação de cátions. Alguns complexos são pouco solúveis e podem ser empregados em análises gravimétricas ou em titulações de precipitação. Os reagentes formadores de complexos mais úteis são os compostos orgânicos que possuem vários grupos doadores de elétrons que formam múltiplas ligações covalentes com íons metálicos. Os agentes complexantes inorgânicos são utilizados também para controlar a solubilidade e para formar espécies coloridas ou precipitados.

A maioria dos íons metálicos reage com doadores de pares de elétrons para formar compostos de coordenação ou complexos. As espécies doadoras, ou ligantes, devem ter pelo menos um par de elétrons desemparelhados disponíveis para a formação da ligação. A água, amônia e os íons haletos são ligantes inorgânicos comuns.

O numero de ligações covalentes que o cátion tende a formar com os doadores de elétrons é o número de coordenação. Os valores típicos para os números de coordenação são 2, 4 e 6. As espécies formadas como resultado da coordenação podem ser eletricamente positivas, neutras ou negativas.

Os métodos titulométricos baseados na formação de complexos, algumas vezes denominados métodos complexométricos, vem sendo utilizados há dois séculos. O desenvolvimento da sua aplicação analítica baseia-se em uma classe particular de compostos de coordenação chamados quelatos. Um quelato é produzido quando um íon metálico coordena-se com dois ou mais grupos doadores de um único ligante para formar um anel heterocíclico de cinco ou seis membros. Ligante é o doador de pares de elétrons, para formar complexos.

Um ligante que possui um único grupo doador de elétrons, como amônia, é chamado unidentado (dente único) ou monodentado, enquanto aquele, que possui dois grupos disponíveis para ligações covalentes, é dito bidentado. Agentes quelatos tridentados, tetradentados, pentadentados e hexadentados são também conhecidos.

Outro tipo importante de complexo é formado entre íons metálicos e compostos orgânicos cíclicos, conhecidos como macrociclos. Essas moléculas contem nove ou mais átomos no anel e incluem pelo menos três heteroátomos, geralmente oxigênio, nitrogênio ou enxofre.

1.2 - Curva de Titulação

O progresso de uma titulação complexométrica é geralmente ilustrado por uma curva de titulação, que e normalmente um gráfico de pM = – log [M] em função do volume do titulante adicionado. Mais frequentemente, nas titulações complexométricas, o ligante é o titulante, e o íon metálico é o analito, embora ocasionalmente o inverso seja verdadeiro.

Muitas titulações de precipitação utilizam o íon metálico como titulante. Os ligantes inorgânicos mais simples são unidentados, os quais podem formar complexos de baixa estabilidade e gerar pontos finais de titulação difíceis de serem observados.

Como titulantes, os ligantes multidentados, particularmente aqueles que têm quatro ou seis grupos doadores, apresentam duas vantagens sobre seus correlatos monodentados; primeiro, normalmente reagem mais completamente com cátions e assim produzem pontos finais mais nítidos; segundo, geralmente reagem com os íons metálicos em uma única etapa, enquanto a formação de complexos com os ligantes unidentados normalmente envolve duas ou mais espécies intermediárias.

Para a titulação de um íon metálico com um complexante, a constante de formação do complexo deve ser grande, de tal modo que a reação que ocorre na titulação seja estequiométrica e quantitativa. No caso de ligantes monodentados que formam vários complexos com o íon metálico, frequentemente a constante total é alta, mas as constantes intermediárias são baixas.

Como resultado tem-se a mudança gradual na concentração do íon metálico à medida que o ligante é adicionado. No entanto, para que uma reação de titulação seja de importância analítica, deve existir uma mudança rápida na concentração do íon metálico no ponto de equivalência da titulação.

1.3 – EDTA

O ácido etilenodiaminotetracético - EDTA pertence a uma classe de substâncias chamadas de complexonas ou quelões. A molécula é um ácido tetraprótico com dois átomos básicos de nitrogênio. Apresenta, portanto, 6 posições ligantes possíveis quando prótons são removidos.

Poucos ligantes multidentados formam complexos 1:1 bastante estáveis e em uma única etapa com os mais variados íons metálicos de tal modo a produzir uma mudança brusca nas suas concentrações, no ponto de equivalência. Dentre outros exemplos desses ligantes úteis na titulação está o EDTA

Vários métodos gravimétricos foram substituídos por titulações com EDTA. Algumas aplicações importantes desse método, em termos do número de análises realizadas, são as determinações de dureza da água, de cálcio em leite e de cálcio em calcáreo, dentre outras.

Esse reagente pode ser obtido com alta pureza, na forma do ácido propriamente dito ou na forma do sal dissódico dihidratado. As duas formas possuem alta massa molar, mas o sal dissódico tem a vantagem de ser mais facilmente solúvel em água.

O EDTA, por ser um ligante, tem pares de elétrons disponíveis para doar, mas dependendo do pH do meio, esta quantidade pode variar, de 1, 2, 3 ou os 4 hidrogênios. Por exemplo, se está em um meio fortemente ácido ele não doará nenhum elétron, e se o meio é fortemente alcalino os hidrogênios serão perdidos e ionizados

ESTRUTURA DO EDTA:

1.4 - Indicadores Metalocrômicos

Os indicadores metalocrômicos são compostos orgânicos coloridos que formam quelatos com os íons metálicos. Para se conseguir uma boa visualização do ponto final, deve-se evitar a adição de grandes quantidades do indicador.

No processo, o indicado libera o íon metálico, que será complexado pelo EDTA num valor de pM mais próximo possível do ponto de equivalência. O comportamento dos indicadores é um pouco complicado pelo fato de que a sua cor depende do pH da solução.

Características que os indicadores devem ter:

  • O complexo Metal-Indicador deve ser estável o bastante para se manter em solução, porém menos estável que o complexo Metal-EDTA, de modo a que a reação seja expontânea.

  • Ser muito sensível ao íon metálico para que a mudança de coloração ocorra ao máximo possível  próximo ao ponto de equivalência.

  • Reação deve ser específica ou seletiva.

  • A cor do indicador deve ser diferente do complexo metal-indicador.

  • Todos os requisitos devem ser preenchidos dentro da faixa de pH em que a titulação é efetuada.

1.5 - Métodos de titulação envolvendo o EDTA

Já existem procedimentos para a determinação de quase todos os metais com EDTA. Naturalmente, nem sempre é possível efetuar a titulação direta de determinados íons metálicos com EDTA usando um indicador visual, mas já se dispõem de numerosas técnicas alternativas que podem ser utilizadas nestes casos. Algumas destas são relacionadas a seguir.

  • Determinação por titulação direta :

Este é o procedimento que será usado na determinação do Mg(II) com EDTA, empregando o Negro de Eriocromo T (Ério T) como indicador. Tampona-se a solução contendo os íons metálicos a um pH adequado, adicionam-se agentes mascarantes (quando se fizer necessário), a seguir o indicador, e titula-se a solução com EDTA padrão até mudar de cor, no ponto final.

  • Determinação por titulação indireta (titulação de retorno):

Metais como Cr(III), Fe(IlI), Al(III e Ti(IV) reagem muito lentamente com EDTA, resultando em um tempo relativamente longo para a titulação direta de qualquer um destes íons. Sendo assim, foram desenvolvidos métodos indiretos para a dosagem destes metais, que consiste na adição de um excesso de EDTA e novamente na titulação deste excesso com uma solução padrão de zinco ou magnésio.

  • Determinacão por titulação dos íons hidrogênios liberados:

Na reação de íons metálicos com EDTA ocorre a liberação de dois íons H+, os quais, depois de liberados, podem ser titulados com uma solução padrão de NaOH para determinar, indiretamente, a quantidade de cátions metálicos presentes na amostra.

  • Determinação por substituição:

Neste caso, adiciona-se um excesso de uma solução do complexo de magnésio, Mg-EDTA, a uma solução de íons metálicos capazes de formar um complexo Metal-EDTA mais estável do que o Mg-EDTA. Os íons Mg2+ deslocados serão titulados com solução padrão de EDTA.

1.6 - PRÁTICA NO LABORATÓRIO

1.6.1 - Determinação de Ca2+ em amostra de leite.

Para fazer a determinação de Ca²+ em amostra de leite no laboratório, utilizamos como titulante uma solução padrão de EDTA – Na2 com concentração 0,01M.

Para obter o titulado colocamos no erlenmeyer 2ml de amostra de leite, que continha o Ca²+ a determinar pipetados com pipeta volumétrica ,100 mL de água desionizada medidos com proveta, colocamos também 10 mL de NaOH a 4% também medidos com pipeta volumétrica e uma pequena quantidade de indicador metálico, neste caso o Murexida. Lembrando que fizemos todas as adições na ordem descrita acima.

O Ca²+ nesta nesta determinação é a nossa amostra, o EDTA – Na2 é a solução complexante e o NaOH tem como função favorecer a saída dos H da estrutura do EDTA – Na2, deixando os pares de elétrons do “O” livres.

Cálculo:

Realizamos três amostras, sendo que na primeira adicionamos 6 mL de titulante, na segunda 6,5 mL, e na terceira 5mL de titulante, obtendo assim, como média, 5,7 mL de titulante adicionados. Titulamos até obter a cor violeta - azulado.

Para descobrirmos a concentração do nosso titulante adicionado, fizemos o seguinte cálculo: Se a concentração de EDTA – Na2 em 1000 mL é 0,01M, então em 5,7 mL será:

0,01M EDTA - 1000 mL

x - 5,7 mL x = 0,000057 moles de EDTA- Na2

Reação: M -In + EDTA - Na2  M - EDTA - Na2 + In

Então temos estequiometria 1:1

Sabendo a estequiometria, sabemos também que 0,000057 moles de EDTA são iguais a 0,000057 moles de Ca2+.

Sabendo que o Ca²+ tem massa molar de 40 g, podemos calcular quantas gramas de cálcio tem nos 0,000057 moles de Ca2+ (2 mL) pelo seguinte cálculo:

1 mol Ca2+ - 40 g

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