Análises Químicas
Quantitativas

Química Analítica Básica

Curso: Tecnologia em Processos Químicos
Profª .: Rita Mickaela Barros

Alunos : Aline Maria Herculano Rocha
Luanna Loyola Lima
Eric Malveira

Sumário

Determinação de Água Higroscópica ----------------------------------------------------- 3

Determinação de Ferro ---------------------------------------------------------------------- 5

Preparação e Padronização do NaOH ---------------------------------------------------- 8

Determinação de Acidez Total do Vinagre ---------------------------------------------- 11

Preparação e Padronização de HCl 0,1M ------------------------------------------------ 13

Determinação de Hidróxido de Magnésio (Mg(OH)2) de Leite de Magnésia ------ 15

Determinação do Teor de Ácido Acetilsalicílico em Comprimidos ------------------ 18

Determinar a Porcentagem de Carbonato de Cálcio ------------------------------------ 20

Preparação e Padronização de AgNO3 0,01M ------------------------------------------ 23

Determinação de Cloretos em Água Potável -------------------------------------------- 25

Preparação e Padronização de Solução de EDTA -------------------------------------- 27

Determinação da Dureza Total da Água (Determinação de Ca2+) ------------------ 29

Determinação de Cálcio em Leite em Pó ----------------------------------------------- 31

Preparação e Padronização de solução 0,1N de KMnO4 ----------------------------- 35

Determinação de H2O2 ------------------------------------------------------------------- 37

Determinação de Ácido Ascórbico ------------------------------------------------------ 39

Atividade experimental I

Determinação de Água Higroscópica

Introdução:

A determinação da umidade ou de água higroscópica, é a verificação da quantidade de água presente em determinado produto.
Para determinar essa umidade, pode-se utilizar do método de análise gravimétrica, que está baseada na medida indireta da massa de um ou mais constituintes de uma amostra.
Essa medida indireta se dá através de cálculos estequiométricos, utilizando valores iniciais do peso da amostra, e os valores finais do peso da amostra seca.
A análise pode ser tanto de elementos químicos isolados quanto espécies químicas.
Os principais tipos de análise gravimétrica são: a gravimetria por volatilização e por precipitação química.

Objetivo:

Determinar o percentual de umidade de uma amostra de Sulfato de Cobre Pentahidratado por método indireto de gravimetria.

Materiais Utilizados:

1 béquer
1 espátula

Procedimento:

1º - Previamente, um béquer foi aquecido em uma estufa regulada entre 105ºC e 110ºC durante uma hora, em seguida foi levado a um dissecador para ser esfriado até a temperatura ambiente.

2º - Com o auxílio de uma tesoura, o béquer foi levado e colocado dentro uma balança analítica, o peso obtido foi aproximadamente 50,4080g .Depois de obtido o peso do béquer, a balança foi tarada para que fosse possível pesar o Sulfato de Cobre Pentahidratado.

3º - Foi acrescentado aos poucos, dentro do béquer, com a ajuda de uma espátula, aproximadamente 1,9903g de Sulfato de Cobre Pentahidratado.

4º - Após a pesagem da amostra em questão, o béquer foi retirado da balança analítica, e esta foi tarada novamente, o béquer então foi levado até uma estufa que estava regulada entre 105ºC e 110ºC, e permaneceu durante uma hora.

5º - Com uma tesoura, o béquer foi retirado da estufa e levado para o dissecador, durante aproximadamente vinte minutos, para que sua temperatura retorne a ambiente.

6º - Depois de atingida a temperatura suficiente para se conduzir o béquer, ele foi retirado do dissecador com a amostra seca, com a ajuda de uma tesoura e levado até uma balança analítica, o peso obtido foi de 51,8225g.

Resultado:

Peso Inicial do Béquer = 50,4080g

Peso Inicial da Amostra = 1,9903g

Peso Final ( Béquer + Amostra ) = 51,8225g

Peso da Amostra Seca = 0,5758g

Para determinar o percentual de umidade da amostra, foi utilizada a seguinte expressão:

U% = ( Pi – Pf ) x 100% / PI

Onde Pi = 1,9903g ( peso inicial da amostra ); Pf = 0,5758g ( peso final da amostra ); U% ( percentual de umidade da amostra ).

Substituindo:

U% = ( 1,9903g – 0,5758g ) x 100% / 1,9903g

U% = 71,07 %

Conclusão:

O percentual de umidade de uma amostra de aproximadamente 1,9903g de Sulfato de Cobre Pentahidratado é de aproximadamente 71,07%.

Atividade Experimental II

Determinação de Ferro

Introdução:
O ferro (do latim ferrum) é um elemento químico, símbolo Fe, de número atômico 26 (26 prótons e 26 elétrons) e massa atómica 56 u. À temperatura ambiente, o ferro encontra-se no estado sólido. É extraído da natureza sob a forma de minério de ferro que, depois de passado para o estágio de ferro-gusa, através de processos de transformação, é usado na forma de lingotes. Adicionando-se carbono dá-se origem a várias formas de aço.
Este metal de transição é encontrado no grupo 8B da Classificação Periódica dos Elementos. É o quarto elemento mais abundante da crosta terrestre (aproximadamente 5%) e, entre os metais, somente o alumínio é mais abundante.
É um dos elementos mais abundantes do Universo; o núcleo da Terra é formado principalmente por ferro e níquel (NiFe). Este ferro está em uma temperatura muito acima da temperatura de Curie do ferro, dessa forma, o núcleo da Terra não é ferromagnético.
O ferro tem sido historicamente importante, e um período da história recebeu o nome de Idade do ferro.
O ferro, atualmente, é utilizado extensivamente para a produção de aço, liga metálica para a produção de ferramentas, máquinas, veículos de transporte (automóveis, navios, etc), como elemento estrutural de pontes, edificios, e uma infinidade de outras aplicações.[2]
O ferro está presente em várias partes do organismo, porém a maior quantidade localiza-se no sangue, onde encontramos a hemoglobina (Hb) com a função de transportar oxigênio. Este mineral é armazenado na forma de ferritina.

O ferro contido nos tecidos encontra-se em moléculas chamadas mioglobulina (função de armazenamento). O compartimento de transporte, o ferro sérico, é constituído de ferro e uma molécula chamada transferrina (proteína de transporte).[1]

Objetivo:

Determinar a porcentagem de ferro contida na amostra.

Materiais Utilizados:

1 Béquer (400ml)
Papel de filtro
1 Cadinho de porcelana

Reagentes e Soluções:

Sal de Ferro
HCL concentrado
NH4NO3
NH4OH (1:3)
H2O2 (3%)
NH4NO3 (1%) ( c/ gotas de NH4OH )

Procedimento:

1º – Pesou-se 1,0023g de sulfato de ferro.

2º – Em um béquer de 400ml, diluiu-se ácido clorídrico em 300ml de água destilada e adicionou-se 2ml de HCl concentrado e 2ml de uma solução de H2O2 3%.

3º – A solução resultante foi aquecida a cerca de 70ºC .

4º – Foram adicionados 3,0164g de NH4NO3.

5º – O sistema foi levado até quase a ebulição e adicionou-se lentamente e sob agitação, NH4OH (1:3) até que foi notado um forte odor característico.

6º – A mistura foi fervida por 1 minuto.

7º – Após a fervura deixou-se depositar o precipitado.

8º – A solução foi filtrada.

9º – O béquer e o precipitado foram lavados com uma solução (quente) de NH4NO3 a 1% (contendo algumas gotas de NH4OH).

10º – Colocou-se um papel filtro com o precipitado em um cadinho de porcelana.

11º – O cadinho foi levado para uma mufla, para ser calcinado, a 1000ºC por 30 minutos.

12º – O cadinho foi retirado da mufla e colocado em um dessecador por 1 hora, para ser resfriado.

13° - Em seguida foi pesado.

Resultado:

m(amostra) = 1,0023g

m(cadinho inicialmente) = 23,6210g

m(final) = 23,8222g

m(Fe) = 23,8222 – 23,6210

0,2012g

0,2012/1,0023 = 0,2007 x 100

= 20,07%

Conclusão:

A amostra de sulfato de ferro em questão, possuia 20,07% de ferro em massa.

Referências Bibliográficas:

[1] – http://alessandracoelho.com.br/ferro.htm

[2] - http://pt.wikipedia.org/wiki/Ferro#Caracter.C3.ADsticas

Atividade Experimental III

Preparação e Padronização do NaOH

Introdução:

O NaOH é um padrão secundário, sendo necessário para determinar sua molaridade real o processo de padronização utilizando o Diftalato de Potássio, padrão primário.
O padrão primário é uma substância que atende a algumas exigências, elevado grau de pureza acima de 99,95%, de fácil secagem, estável tanto em solução como em estado sólido, não ser higroscópica, não reagir com a luz ou outras substâncias no ar, elevado peso molecular e não ser volátil. Essas exigências permitem calcular precisamente a massa e a molaridade do padrão primário.[1]
O preparo e padronização de soluções é muito importante para um bom procedimento de uma análise quantitativa, pois mesmo que um experimento seja conduzido de forma adequada, se as soluções não apresentarem uma concentração conhecida os resultados poderão ser equivocados.
Nem todos os reagentes utilizados em preparo de soluções são padrões primários (com concentração conhecida), mas para que possamos obter esse valor utilizamos a padronização das soluções, que consiste em uma titulação com um padrão primário.
Em análise volumétrica, a concentração ou massa da amostra é determinada a partir do volume da solução titulante de concentração conhecida. Qualquer erro na concentração da solução titulante levará a um erro na análise. O processo da adição da solução padrão até que a reação esteja completa é chamado de titulação. O reagente de concentração exatamente conhecida é chamado de titulante e a substância a ser determinada é chamada titulada.
Sabendo-se qual a quantidade da solução padrão necessária para reagir totalmente com a amostra e a reação química envolvida calcula-se a concentração da substância analisada. O ponto exato onde reação completa é chamado de ponto de equivalência ou ponto final teórico. O término da titulação é percebido por alguma modificação física provocada pela própria solução ou pela adição de um reagente auxiliar, conhecido como indicador. O ponto em que isto ocorre é o ponto final da titulação.[2]
Objetivo:

Preparar solução de NaOH aproximadamente 0,1 M. Padronizar a solução de NaOH frente ao padrão primário biftalato de potássio.

Materiais Utilizados:

1 Béquer pequeno
1 Erlenmeyer (250ml)
1 Bureta
1 Balão Volumétrico
Reagentes e Soluções:

Solução de NaOH
Diftalato de Potássio
Água Destilada
Fenolftaleína

Procedimento:

1º - Em uma balança analítica, foi colocado um béquer, depois de tarada, pesou-se 2,1006g de NaOH.

2º - Após pesar o NaOH, um erlenmeyer foi colocado em uma balança analítica, após a balança ser tarada pesou-se 0,5229g de diftalato. Foi repetido o mesmo processo com outro erlenmeyer, mas desta vez pesou-se 0,5245g de diftalato.

3º - Pegou-se o béquer com 2,1006g de NaOH e adicionou-se água destilada até que todo o NaOH fosse diluído.Após diluir, foi colocado em um balão volumétrico de 500ml e foi aferido.

4º - Em cada um dos erlenmeyers, com o diftalato, foi aferido até a marca de 250ml e acrescentou-se em cada um duas gotas de fenolftaleína, que atua como indicador.

5º - O NaOH diluído é colocado em uma bureta de 50ml, e então foi feita a titulação em cada um dos erlenmeyers até que ocorresse o aparecimento de uma leve coloração rosada que indica o fim da titulação.

Resultado:

Após os procedimentos tomados deseja-se saber o fator de correção, e para sabê-lo devemos calcular a molaridade da solução de NaOH.

n(bift) = n(NaOH)

m(bift)/204,23 = M x V(L)

0,5237/204,23 = 0,02375 x M

2,5642 = 0,02375 x M

Cálculo do fator:

Mr = Mt x f

f = Mr/Mt

f = 0,1079/0,1


Conclusão:

A molaridade de NaOH 0,1 mol/dm³ é de 0,10796, portanto seu fator de correção seria de 1,0796.

Referências Bibliográficas:

[1] - http://pt.wikipedia.org/wiki/Subst%C3%A2ncia_prim%C3%Alria

[2] - http://www.ebah.com.br/preparo-e-padronizacao-de-solucao-de-hidroxido-de-sodio-doc-a17206.html

Atividade Experimental IV

Determinação de Acidez Total do Vinagre

Introdução:

O vinagre é o produto resultante da fermentação de certas bebidas alcoólicas, particularmente o vinho. Nesta fermentação, microorganismos da espécie “Mycoderma aceti” transformam o álcool etílico em ácido acético, o que faz com que o vinho, após a fermentação, tenha cerca de 4% a 5% de ácido acético e seja agora chamado de vinagre ( vinho azedo ). O teor de ácido acético no vinagre é determinado volumetricamente titulando-se certa quantidade do mesmo com solução padrão de hidróxido de sódio 0,1N.

Usa-se uma solução de fenolftaleína como indicador, a fim de se ver o fim da reação. A acidez volátil corresponde ao teor de ácido acético que é o componente mais importante do vinagre. Ele provém da oxidação do álcool do vinho no processo de acetificação. O vinagre para consumo deve ter entre 4% e 6% de ácido acético. A legislação brasileira estabelece em 4% o teor mínimo de ácido acético para vinagre.

O grau alcoólico do vinagre representa o resíduo do processo de acetificação. Todo vinagre deve ter um pouco de álcool, caso contrário as bactérias acéticas, na ausência de um substrato alcoólico, podem degradar o ácido acético produzido com prejuízo para o próprio vinagre. A legislação brasileira estabelece em 1,0% (v/v) o teor alcoólico máximo para o vinagre. [1]

Objetivo:

Determinar o grau de acidez de uma amostra de 25ml de vinagre.

Materiais Utilizados:

Pipeta Volumétrica ( 25ml )
Balão Volumétrico ( 250ml )
2 Erlenmeyers ( 250ml )
Bureta ( 50ml )

Reagentes e Soluções:

Amostra de vinagre
Solução de NaOH 0,1N
Fenolftaleína

Procedimentos:

1º - Com uma pipeta, foi medido 25ml de vinagre e transferido para um balão volumétrico de 250ml.
2º - Diluiu-se o vinagre, no balão volumétrico, com água destilada até a marca de auferição, e agitou-se.

3º - Da solução, foi retirada uma alíquota de 50ml para um erlenmeyer de 250ml.

4º - A essa alíquota adiciona-se 50ml de água destilada e duas gotas de fenolftaleína
( indicador ).

5º - Titulou-se com hidróxido de sódio 0,1N até que tomasse uma coloração rósea permanente.

Resultado:

n(CH3COOH) = n(NaOH)

m(CH3COOH) / MM = M(NaOH) x V(final)

m(CH3COOH) / 60 = 0,1079 x 0,0365

m(CH3COOH) = 0,2364g

0,2364g ---------- 50ml
X ----------------- 250ml

X = 47,28 x 10-3 g

47,28 x 10-3 -------- 25ml
Y-------------------- 100ml

Conclusão:

A acidez total do vinagre deve estar entre 4% a 5%, após os devidos procedimentos, constatamos que o vinagre em questão se encontra dentro dos limites desejáveis de acidez.

Bibliografia:

[1] - http://www.ebah.com.br/relatorio-de-analitica-doc-a12009.html

Atividade Experimental V

Preparação e Padronização de HCl 0,1M

Introdução:

As análises volumétricas fundamentam-se em fato simples: quando as substâncias
reagem entre si, resultando em um processo químico, o número de equivalentes-grama de uma dessas substâncias é igual ao número de equivalentes-grama de qualquer outro
participante da reação.
Se o volume V de uma solução de normalidade n e massa do soluto igual a m reage
com outra solução (V’, N’, m’), temos:
n = n’
VN = VN
m/E = m’/E’
VN = m’/E’

Uma solução cuja normalidade seja conhecida com precisão de três casas decimais
é chamada de solução padrão.
O ácido clorídrico, HCl, também chamado de cloridreto ou gás clorídrico, é uma
substãncia gasosa quando à temperatura ambiente. Dissolvendo-o em água, obtém-se uma solução saturada cuja concentração varia entre 36 e 37%, que é chamada de ácido
clorídrico.
Para limpezas domésticas constuma-se usar um líquido chamado ácido muriático,
que nada mais é que uma solução razoavelmente concentrada de HCl.[1]

Objetivo:

Preparar uma solução de HCl 0,1N, padronizar e determinar o fator de correção da
solução preparada.

Materiais Utilizados:

Balão volumétrico ( 500ml )
Pipeta volumétrica
2 Erlenmeyer ( 250ml )

Reagentes e Soluções:

HCl 0,1M
Solução de NaOH 0,1M
Fenolftaleína

Procedimento:

1º - Transferiu-se 4,2ml de HCl concentrado, previamente calculado, para um balão volumétrico de 500ml.
2º - Completou-se o volume com água destilada, até a marca de alferição e homogenizou a solução.

3º - Foi retirada uma alíquota de 25ml de solução de NaOH 0,1M.

4º - Transferiu-se para um erlameyer de 250ml, adicionou 25ml de água destilada e duas gotas de fenolftaleína ( indicador ).

5º - Titulou-se com uma solução de HCl 0,1M até atingir uma coloração rósea.

Resultado:

V(final) = V(1) + V(2) / 2

25 + 23,5 /2 = 24,25ml

n(HCl) = n(NaOH)

M(real) x V(final) = M(NaOH) x V(NaOH)

M(real) x 24,25ml = 0,10796 x 25ml

M(real) = M(teórica) x f

0,1113 = 0,1 x f

Conclusão:

O fator de correção foi de 1,113.

Bibliografia:

[1] - http://www.cetes.com.br/professor/cleuber/analise_quimica2.pdf


Atividade Experimental VI

Determinação de Hidróxido de Magnésio ( Mg(OH)2 ) em Leite de Magnésia

Introdução:

Muitas vezes, a substância com a qual se pretende preparar uma solução padrão não é um padrão primário. Nestes casos deve-se preparar uma solução desta substância com uma concentração próxima da desejada e, em seguida, padronizá-la frente a uma solução-padrão. Para o uso dos procedimentos de titulação.

Entretanto, algumas vezes, a espécie química em solução ou a reação utilizada tem características que não recomendam a sua titulação (volumetria) direta. É o que ocorre com o hidróxido de magnésio, que, por ser pouco solúvel, faz com que a determinação do ponto de equivalência seja difícil. Para evitar esse problema, o procedimento adotado é fazer com que a reação de neutralização do hidróxido de magnésio ocorra totalmente através da adição de uma quantidade excessiva da solução de ácido padrão secundário. Em seguida, o excesso de ácido é titulado com uma solução-padrão básica secundária. Esse procedimento de determinação da quantidade em excesso adicionada é conhecido como retrotitulação ou titulação de retorno [1,2].

A detecção do ponto final, ponto de equivalência ou ponto estequiométrico pode ser detectado comumente pelos indicadores ácido-base. Esses indicadores apresentam um intervalo de mudança de cor (viragem) característico. Leite de magnésia, com uma especificação média estabelecidad de 7% m/m, é a suspensão (seno que uma solução consiste em uma mistura homogênea e a suspensão consiste em uma mistura heterogênea.) de hidróxido de magnésio -Mg(OH)2 -em água Sua ação laxante deve-se à reação dela com o Ácido clorídrico do suco gástrico ,formando cloreto de magnésio -MgCl2 -que é deliqüescente, ou seja, absorve muita umidade, chegando até mesmo a se dissolver na água absorvida do meio. Desse modo, lubrifica-se os intestinos, neutralizando a prisão de ventre. A titulação do Mg(OH)2 deve ser feita de maneira indireta, por ser pouco solúvel, faz com que a determinação do ponto de quivalência seja difícil.[1]

Objetivo:

Calcular a porcentagem em peso de Mg(OH)2 na amostra de Leite de Magnésia.

Materiais:

Pipeta volumétrica de 10ml
2 Erlenmeyer de 250ml
Bureta de 50ml
Pipeta volumétrica de 5ml
Béquer
Balão volumétrico de 50ml
Pipeta de transferência

Reagentes e soluções utilizadas:

Leite de magnésia
HCl 0,1M
Indicador vermelho de metila
NaOH 0,1M

Procedimento:

1º - Pesou-se o balão volumétrico de 50ml em uma balança analítica, o peso obtido foi de 36,8945g.

2º - Retirou-se com uma pipeta volumétrica 5ml de leite de magnésia do frasco em que ele se encontrava.

3º - Transferiu-se o leite de magnésia pipetado para o balão volumétrico, então pesou-se de novo em uma balança analítica, o peso obtido foi de 41,6390g, ou seja, se desse valor obtido for subtraído 36,8945g que é o peso do balão volumétrico, obtém-se o valor de 4,7445g que é o peso do leite de magnésia pipetado.

4º - No balão volumétrico com o leite de magnésia, foi adicionada água destilada até a marca de aferição e homogeneizou-se a solução.

5º - Com uma pipeta de 10ml foi retirada uma alíquota de 10ml e transferiu-se para um erlenmeyer.

6º - Com uma pipeta de transferência foi adicionado 50ml de HCl 0,1M no erlenmeyer e agitado.

7º - Foi adicionado 10 gotas de indicador vermelho de metila, que equivale a 0,5ml.

8º - Titulou-se com NaOH 0,1M até o aparecimento de uma coloração amarelo claro.

Obs.:Foi feita em duplicata.

Resultado:

V(final) = V(1) + V(2) / 2

28,5 + 33,5 / 2 = 31ml

0,031L(NaOH)

n(HCl(exc)) = n(NaOH)

M(HCl) x V(HCl (exc)) = M(NaOH) x V(final)

0,1113 x V(HCl (exc)) = 0,10796 x 0,031L

V(HCl (exc)) = 0,0301L

V(HCl/Mg(OH)2) = 0,05L – V(HClexc)

V(HCl/Mg(OH)2) = 0,05L – 0,0301L

V(HCl/Mg(OH)2) = 0,0199L

neMg(OH)2 = neHCl

m(Mg(OH)2)/E = M(HCl) x V(HCl/Mg(OH)2)

m(Mg(OH)2) = 0,11138 x 0,0199 x 29,15

m(Mg(OH)2) = 0,0646g

0,0646g ---- 10ml
x ------------ 50ml

x = 0,323g

0,323g ----- 50ml
y ----------- 100ml

y = 0,646%

Conclusão:

A porcentagem em peso de Mg(OH)2 é de 0,646%.

Bibliografia:

[1] - http://www.ebah.com.br/determinacao-do-teor-de-hidroxido-de-magnesio-do-leite-de-magnesia8207-doc-a30296.html

Atividade Experimental VII

Determinação do teor de ácido acetilsalicílico em comprimidos

Introdução:

O ácido acetilsalicílico (AAS) é um analgésico, antiinflamatório e antitérmico, cujo nome comercial mais conhecido é Aspirina. Sua origem está nas folhas e casca de salgueiro. No organismo humano, interfere na produção do hormônio prostaglandina, responsável pela dor e inflamação. A droga promove ainda a vasodilatação (aumenta o diâmetro dos vasos sangüíneos) e a sudorese (transpiração), abaixando a temperatura corporal. Também é um antiagregante plaquetário por ser inibidor da ciclooxigenase (enzima responsável pelo agrupamento das plaquetas, que promovem a coagulação do sangue). Traduzindo: sua utilização faz o sangue ficar mais 'fino', impedindo a produção de coágulos.
O uso do ácido acetilsalicílico no combate a doenças vem desde o ano 3000 a.C., conforme registros bíblicos, e também foi relatado há cerca de 2.400 anos pelo grego Hipócrates, o pai da medicina moderna. A substância foi sintetizada em laboratório, pela primeira vez, em 1860. Dezessete anos depois, o produto já era campeão de vendas em Londres. Em 1899, o laboratório farmacêutico alemão Bayer conseguiu a patente e em 1900 lançou o remédio em forma de tabletes, uma inovação para a época.
Até então era vendido na forma de pó e pouco solúvel em água. Seu primeiro uso foi no alívio da dor. Em 1906, o comprimido já era conhecido como "droga maravilha". É, ainda hoje, o remédio mais consumido no mundo (só nos Estados Unidos, cerca de 80 milhões de AAS por dia).[ 1 ]
Objetivo:
Determinar a porcentagem em gramas de AAS em um comprimido.
Materiais Utilizados:
Béquer
Bastão de vidro
Erlenmeyer
Bureta
Balança analítica
Reagentes e Soluções:
Comprimido
Etanol
Indicador azul de bromotimol
Solução padrão de NaOH 0,1M

Procedimentos:
1º – Em um béquer, pesou-se um comprimido e em seguida o triturou com a ajuda de um bastão de vidro.
2º – Tranferiu-se a solução do béquer para o erlenmeyer e dissolveu o comprimido em 40ml de etanol.
3º – Adicionou-se 8 gotas de azul de bromotimol.
4º – Titulou-se a solução com NaOH 0,1M até que atingisse uma coloração azul permanente.
Resultado:
nAAS = nNaOH
mAAS/MM = 0,10796 x 0,025
mAAS = 0,10796 x 0,025 x 180
mAAS = 0,4858g
mcomp. ------ 100%
mAAS ------- x
0,5840g ----- 100%
0,4858g ----- x
x = 83,2%
Conclusão:
A porcentagem de AAS no comprimido é de 83,2%.
Bibliografia:

[1] - http://revistavivasaude.uol.com.br/Edicoes/22/artigo14912-1.asp

Atividade Experimental VIII

Determinar a porcentagem de Carbonato de Cálcio

Introdução:

Carbonato de Cálcio: substância química de fórmula CaCO3. É o principal componente de casas como os calcários. Tem características alcalinas (ou seja, é um sal com características básicas, e possui pH alto quando em solução aquosa ), e é resultado da reação do óxido de cálcio ( cal virgem ) com dióxido de carbono.
CaO + CO2 → CaCO3
Quando em solução aquosa sofre uma hidrólise salina, produzindo uma base forte.
CaCO3 + H2O → CO2 + Ca(OH)2
Esta característica básica é utilizada para reduzir a acidez do solo para a agricultura.
Na natureza os minerais de carbonato de cálcio são encontrados sob duas formas cristalinas:
Aragonita: Quando seus cristais apresentam a forma ortorrômbica.
Calcita: Quando seus cristais apresentam a forma romboédrica ou trigonal. [1]
Objetivo:

Determinar os percentuais de hidróxido e carbonatos na amostra de hidróxido de sódio.

Materiais Utilizados:

Bureta
Béquer
Erlenmeyers
Balão volumétrico de 500ml
Pipeta de 25ml
Proveta de 100ml

Reagentes e Soluções:

Fenolftaleína
Alaranjado de metila
Ácido clorídrico 0,1N

Procedimentos:

1º – Em um béquer, foi pesado 2,5015g de uma amostra de hidróxido de sódio.

2º – Diluiu-se com água destilada e depois transferido para um balão volumétrico de 500ml, depois auferindo até a marca de 500ml com água destilada.
3º – Transferiu-se com a ajuda de uma pipeta, uma alíquota de 25ml da solução para dois Erlenmeyers ( 25ml em cada ).

4º – A essa alíquota foram adicionados 75ml de água destilada e duas gotas de indicador fenolftaleína, em cada erlenmeyer.

5º – Titulou-se o conteúdo de cada erlenmeyer com ácido clorídrico 0,1N até que a solução mudasse de rosa para incolor.

6º – Adicionou-se a cada amostra 4 gotas de indicador alaranjado de metila e continuou a titular até que houvesse outra mudança, agora de amarelo para vermelho.

Resultado:

VHCl/NaOH = VHCl(fenol.) - VHCl(alarj.)

VHCl/NaOH = 0,0245 – 0,0025

VHCl/NaOH = 0,0220L

nNaOH = nHCl

mNaOH/MM = Mr x VHCl

mNaOH = 0,11138 x 0,022 x 40

mNaOH = 0,0980g

0,0980g ---- 25ml
x ------------ 500ml

x = 1,96g

2,5015g ---- 100%
1,9600g ---- y

y = 78,35%

VHCl/Na2CO3 = 2 x VHCl(alarj.)

VHCl/Na2CO3 = 2 x 0,0025L

VHCl/Na2CO3 = 0,005L

neNa2CO3 = neHCl

mNa2CO3/E = Mr x VHCl

mNa2CO3 = 0,11138 x 0,005 x 53

mNa2CO3 = 0,0295g

0,0295g --- 25ml
z ----------- 500ml

z = 0,5900g

2,5015g ---- 100%
0,5900g ---- w

w = 23,59%

Conclusão:

O percentual de hidróxido na amostra é de 78,35% e o de carbonato é de 23,59%.

Bibliografia:

[1] - http://pt.wikipedia.org/wiki/Carbonato_de_c%C3%A1lcio

Atividade Experimental IX

Preparação e Padronização de AgNO3 0,01M

Introdução:

Nitrato de prata é um composto químico de fórmula molecular AgNO3. Comercialmente, costuma chamar-se também de "cáustico lunar", ainda que para uso como reagente analítico em grau de pureza de 99,8% ponderal. Em medicina já foi usado como cauterizador para eliminação de ligeiras tumorações epidérmicas (verrugas e outros), e costumava chamar-se, por isso, de "pedra infernal". Apresenta amplo emprego na ciência analítica e na técnica (é nitrato inorgânico primordial), na indústria, na medicina etc..

É sal inorgânico, sólido à temperatura ambiente, de coloração esbranquiçada, sensível à luz. É venenoso e forte agente oxidante, a ponto de causar queimaduras por contato direto, e irritação por inalação ou contato com a pele, mucosas ou olhos. É bastante solúvel em água, formando soluções incolores. Por ser forte oxidante, pode inflamar materiais combustíveis, e é explosivo quando misturado com materiais orgânicos ou outros materiais também oxidantes. A temperaturas elevadas, pode decompor-se com emissão de gases tóxicos.[1]

Objetivo:

Calcular o fator do AgNO3 utilizado.

Materias Utilizados:

2 Erlemeyer de 250ml
Bureta
2 Balão volumétrico
2 Béquers
Balança analítica

Reagentes e Soluções:

AgNO3
K2CrO4
NaCl
K2CrO4 a 5%

Procedimentos:

Preparação da Solução 0,01N de AgNO3

1º – Em uma balança analítica pesou-se 0,8592g de AgNO3, previamente aquecido na estufa a 110°C e resfriado em um dessecador.
2º - A massa de AgNO3 foi transferida a um erlenmeyer de 250ml e aferido com água destilada, em seguida homogeneizado.

Padronização do AgNO3

1º - Duas amostras de NaCl foram pesadas, previamente dessecados.

2º – As duas amostras foram dissolvidas em 40ml cada, em 2 erlenmeyers.

3º – Adicionou-se 1ml de K2CrO4 5% em cada.

4º – Titulou-se as duas amostras com a solução de AgNO3.

Ensaio em Branco

1º – Em um erlenmeyer foi adicionado 40ml de água destilada, 1ml de K2CrO4 e um pouco de CaCO3.
2º – Titulou-se com a solução de AgNO3.

Resultado:

V(final) = V(1)+V(2)/2 = 32,4 + 32,1/2 = 32,25 – V(branco)

32,25 – 1,8 = 30,45ml → 0,03045L

m(NaCl) = m(1)+m(2)/2 = 0,0178 + 0,0170/2 = 0,0174g

n(NaCl) = n(AgNO3)

m(NaCl)/MM = N(real) x V(final)

0,0174/58,5 = N(real) x 0,03045

N(real) = 0,009768N

N(real) = N(teórico) x f

0,009768 = 0,01 x f

f = 0,9768

Conclusão:

O fator do AgNO3 calculado foi de 0,9768.

Bibliografia:

[1] - http://pt.wikipedia.org/wiki/Nitrato_de_prata
Atividade Experimental X

Determinação de Cloretos em água potável

Introdução:

Para as águas de abastecimento público, a concentração de cloreto constitui-se em padrão de potabilidade, segundo a Portaria 1.469 do Ministério da Saúde. O cloreto provoca sabor “salgado” na água, sendo o cloreto de sódio o mais restritivo por provocar sabor em concentrações da ordem de 250 mg/L, valor este que é tomado como padrão de potabilidade
O cloreto provoca corrosão em estruturas hidráulicas, como por exemplo em emissários submarinos para a disposição oceânica de esgotos sanitários, que por isso têm sido construídos com polietileno de alta densidade (PEAD).
CURIOSIDADE: Antigamente o cloreto era utilizado como traçador, para a determinação de vazão em rios em locais de difícil acesso, impossível de se instalar equipamentos de medição direta. Eram lançadas salmouras de conhecida concentração de cloreto e eram retiradas amostras das águas do rio, em pontos estratégicos para que, a partir dos resultados das determinações de cloreto e de estudos de balanço de massa, fosse determinada a vazão.
Como é feito hoje para se traçar a poluição ou medir vazão?
O cloreto apresenta também influência nas características dos ecossistemas aquáticos naturais, por provocar alterações na pressão osmótica em células de microrganismos.
Objetivo:

Verificar se uma determinada amostra de água potável está dentro dos padrões desejados de potabilidade ( 250mg/L ).

Materiais Utilizados:

Bureta(50ml)
Proveta
Pipeta de 1ml
2 Erlenmeyer de 250ml

Reagentes e Soluções:

Solução padrão de Nitrato de Prata 0,1N
Solução indicadora de Cromato de Potássio
Solução padrão de Cloreto de Sódio

Procedimentos:

1º – Mediu-se 50ml de cada amostra de água potável e colocou-se em erlenmeyers distintos.
2º – Em cada erlenmeyer foi adicionado 1ml de indicador.
3º – Titula-se cada amostra com Nitrato de Prata.

Resultado:

V(final) = V(1)+V(2)/2

16,7 + 16,2 /2 = 16,45 – V(branco)

16,45 – 1,8 = 14,65ml

14,65ml → 0,01465L

nCl = nAgNO3

mCl/MM = M(AgNO3) x V(final)

mCl = 0,01 x 0,9768 x 0,01465 x 35,5

mCl = 0,00508g

0,00508g ----------- 50ml
x -------------------- 1000ml

x = 0,1016g/L

x = 0,1016g/L x 1000 = 101,6mg/L

mCl = 101,6ppm

Conclusão:

A amostra apresentou um índice de 101,6ppm, ou seja, está dentro dos padrões permitidos de potabilidade.

Bibliografia

[1] - http://domfeliciano-sec.dyndns.org/marcelo.antunes/determinacao_de_cloreto.htm

Atividade Experimental XI

Preparação e Padronização de Solução de EDTA

Introdução:

EDTA (Ethylenediamine tetraacetic acid, ou ácido etilenodiamino tetra-acético) é um composto orgânico que age como agente quelante, formando complexos muito estáveis com diversos íons metálicos. Entre eles estão magnésio e cálcio, em valores de pH acima de 7 e manganês, ferro(II), ferro(III), zinco, cobalto, cobre(II), chumbo e níquel em valors de pH abaixo de 7.O EDTA é um ácido que atua como ligante hexadentado, ou seja, pode complexar o íon metálico através de seis posições de coordenação, que são elas: através de quatro ânions carboxilato (-COO-), após a saída dos 4H+ dos grupos carboxílicos, e também através dos dois N.

É usado como descolorante para cabelos; pode ser também utilizado na fabricação de pães e derivados na industria alimentícia. Também é usado durante tratamento endodôntico por ter uma função quelante e retirar íons cálcio (Ca2+). Essa afinidade com o cálcio, faz com que seja também utilizado como anticoagulante.[1]

Objetivo:

Calcular a concentração real (efetiva) da solução padrão de EDTA.

Materiais:

2 Erlenmeyers de 250ml
2 Pipeta de 25ml
2 Espátulas
Bureta de 50ml

Reagentes e Soluções:

Solução padrão de Zinco 0,01M
Indicador Negro de Eriocromo T
Solução padrão de EDTA 0,01M

Procedimentos:

Preparação da Solução de 0,01M de EDTA

1º – Em uma balança analítica pesou-se 1,8601g de sal dissódico dihidratado, em um béquer.

2º – Diluiu-se o sal com água destilada e o tranferiu para um balão volumétrico de 500ml, e então aferiu até a marca de 500ml com água destilada.

Padronização de Solução de EDTA

1º – Pipetou-se 25ml de solução padrão de zinco e transferiu-se para um erlenmeyer de 250ml.

2º – Adicionou-se 3ml de solução de amônia e um pouco de indicador negro de eriocromo T.

3º – Titulou-se com uma solução padrão de EDTA até que ocorreu uma mudança de coloração de vermelho para azul claro.

Resultado:

nEDTA = nZnO

M(EDTA) x V(EDTA) = M(ZnO) x V(ZnO)

M(EDTA) x V(EDTA) = 0,01 x 25

M(EDTA) x 26 = 0,01 x 25

M(EDTA) = 0,0096

Conclusão:

A molaridade real do EDTA é de 0,0096.

Bibliografia:

[1] - http://pt.wikipedia.org/wiki/EDTA

Atividade Experimental XII

Determinação da dureza total da água ( Determinação de Ca2+)

Introdução:

Dá-se o nome de "água dura" às águas que levam dissolvidas grandes quantidades de sais de cálcio e de magnésio em forma de carbonatos e também em forma de gesso; as tais podem ser determinadas por titulação complexométrica (método usado no laboratório).
Estas águas são impróprias para a alimentação, para a lavagem de roupas e não servem para alimentar as caldeiras a vapor, em virtude das incrustações que provocam. Para o emprego de pequenas porções de água dura, fazendo-lhe desaparecer a dureza, basta fervê-la, precipitando então o carbonato de cálcio e de magnésio, continha dissolvido as expensas do anidrido carbônico da água. Pode-se também adicionar-lhe de 1 a 5 g de carbonato sódico.
Para maiores porções, trata-se com suspensão de cálcio ou então se ferve com pequenas quantidades de ácido sulfúrico ou clorídrico, formando-se sulfato de cálcio ou cloreto de cálcio. As águas duras são abrandadas, por exemplo, por tratamento com hidróxido de cálcio e carbonato de sódio, segundo as reações:
Ca(HCO3)2 + 2CaCO3 + 2H2O
CaSO4 + Na2CO3 → CaCO3 + Na2SO4
Um outro importante processo de abrandamento é o da passagem da água através de uma camada de zeólito (mineral constituído de alumínio-silicato de sódio – NaAlZ).[1]
[2]

Objetivo:

Identificar o grau de dureza da água em análise.

Materiais Utilizados:

2 Erlenmeyers de 250ml
Bureta
Pipeta
Reagentes e Soluções:

Solução tampão pH 10
KCN
EDTA
KOH a 10%
Indicador negro de eriocrimo T

Procedimentos:

1º – Recolheu-se uma alíquota de 50ml de água da torneira.
2º – Adicionou-se a amostra 3 ml da solução tampão pH 10 e poucos cristais de KCN e um pouco de indicador negro de eriocromo T.
3º – Titulou-se com EDTA até o aparecimento da cor azul.

Resultado:

nCaCO3 = nEDTA

mCaCO3 / MM = M(EDTA) x V(EDTA)

mCaCO3 = 0,0096 x 0,0057 x 100

mCaCO3 = 0,005472g

0,005472g ----- 50ml
x ---------------- 100ml

x = 0,10944g

0,10944 x 1000 = 109,44g/L → 109,44ppm

Conclusão:

De acordo com o resultado, deduziu-se que a água coletada pode ser classificada como macia.

Bibliografia:

[1] - http://www.mundovestibular.com.br/articles/80/1/DETERMINACAO-DA-DUREZA-DA-AGUA/Paacutegina1.html

[2] - http://www.aguasdosado.pt/artigo.aspx?sid=acd4c6ea-e154-48d4-8334-7261df7c0d07&cntx=vao4L0H4itCpkAunwVF7cYaE6IISXrMdoMeJPNks6dJktABe0SN5MoxtLv26EOi7

Atividade Experimental XIII

Determinação de Cálcio em Leite em Pó

Introdução:

O cálcio é um elemento químico, símbolo Ca, de número atômico 20 (20 prótons e 20 elétrons) e massa atómica 40 u.
É um metal da família dos alcalino-terrosos, pertencente ao grupo 2 da classificação periódica dos elementos químicos.
Foi isolado pela primeira vez em 1808, em uma forma impura, pelo químico inglês Humphry Davy mediante a eletrólise de uma amálgama de mercúrio (HgO) e cal (CaO).
O cálcio é um metal alcalino-terroso, mole, maleável e dúctil que arde com chama vermelha formando óxido de cálcio e nitreto.
As superfícies recentes são de coloração branco prateada que rapidamente tornam-se levemente amareladas expostas ao ar, finalmente com coloração cinzas ou brancas devido a formação de hidróxido ao reagir com a umidade ambiental. Reage violentamente com a água para formar o hidróxido de cálcio, Ca(OH)2 , com desprendimento de hidrogênio.
O cálcio é armazenado no Retículo endoplasmático das células. Atua como mediador intracelular, cumprindo uma função de segundo mensageiro como, por exemplo, o íon Ca2+ intervém na contração dos músculos. Também está implicado no controle de algumas enzimas quinases que realizam funções de fosforilação como, por exemplo, na proteína quinase C (PKC). O cálcio participa de funções enzimáticas de maneira similar ao magnésio em processos de transferência do fosfato como, por exemplo, a enzima fosfolipase (A2). Ainda interfere nos processos de transcrição, ativação de genes e apoptose.

O cálcio é essencial para a transmissão nervosa, coagulação do sangue, contração muscular, atua também na respiração celular, além de garantir uma boa formação e manutenção de ossos e dentes. Por sua presença na formação óssea o cálcio é um dos elementos mais abundantes no corpo humano.
Outras funções:
Recentemente foi descoberto que o cálcio ajuda na produção dos líquidos linfáticos.
Segundo estudo sueco do Instituto Karolinska, o consumo diário de cerca de 2.000 mg de cálcio reduz em 25% o risco de morrer de qualquer doença e 23% o de morrer em decorrência de problemas cardiovasculares.
Deficiência:
Por ser essencial para o funcionamento do organismo, quando existe deficiência de cálcio na corrente sanguínea (por má alimentação, questões hormonais ou outros motivos) o corpo tende a repor a deficiência retirando cálcio dos ossos. A deficiência de cálcio pode levar a osteopenia e osteoporose, na qual os ossos se deterioram e há um aumento no risco de fraturas especialmente nos ossos mais porosos.
Também sua deficiência pode causar: agitação, unhas quebradiças, propensão à cáries, depressão, hipertensão, insônia, irritabilidade, dormência no corpo e palpitações.
Excesso:
Seu excesso pode ocasionar as conhecidas "pedras" no rim, que são na verdade pequenos aglomerados de uma substância conhecida como oxalato de cálcio. Este tipo de formação é mais comum em decorrência da ingestão de cálcio de origem mineral (presente no solo e consequentemente na água de determinadas regiões) e também em alguns suplementos alimentares, já que este tipo de cálcio não é muito bem absorvido pelo organismo.Ingestão de água em quantidade suficiente ajuda evitar as pedras nos rins.
Consumir cálcio em excesso também pode ocasionar a redução de outros minerais, como magnésio.
Também seu excesso pode causar anorexia, dificuldade de memorização, depressão, irritabilidade e fraqueza muscular.
Necessidade diária:
A ingestão diária recomendada de cálcio varia com a idade:

Idade
Cálcio (mg/dia)
0 a 6 meses
210
7 a 12 meses
270
1 a 3 anos
500
4 a 8 anos
800
9 a 13 anos
1300
14 a 18 anos
1300
19 a 50 anos
1000
51+ anos
1200

Fontes alimentares de cálcio: Os principais alimentos fontes de cálcio são:
laticínios (leite e derivados, como iogurte e queijo)
hortaliças da espécie Brassica oleracea (couves): como brócolis, couve-flor, couve, repolho, ...
verduras verde escuras (com exceção do espinafre, devido ao alto teor de ácido oxálico)
outros: algas marinhas, gergelim integral, amêndoas, feijões, etc.
[1]
Objetivo:

Calcular o teor de cálcio na amostra de Leite em Pó em percentagem.

Materiais Utilizados:

2 Erlemeyers de 250ml
Bureta de 25ml
Proveta

Reagentes e Soluções:

Leite em pó
Solução Tampão pH 10 (NH4OH/NH4Cl)
EDTA
Solução de Mg – EDTA
Indicador Negro de Eriocromo T

Procedimentos:

1º - Pesou-se 1g de leite em pó em uma balança, diretamente em um erlenmeyer.

2º - Dissolveu-se a amostra em 50ml de água destilada.

3º – Adicionou-se 15ml da solução tampão pH 10 ( NH4OH/NH4Cl ).

4º – Adicionou-se 20 gotas de uma solução de Mg-EDTA e alguns cristais do indicador negro de eriocromo T.

5º – Titulou-se com solução de EDTA 0,01M até o aparecimento de uma coloração azul.

Resultado:

nCa = nEDTA

mCa/40 = M(EDTA) x V(EDTA)

mCa = 0,0096 x 0,02775 x 40

mCa = 0,010656g

1 g -----------100%
0,010656g --- x

x = 1,0656% de Ca

1 g -------- 0,010656g
26g ------- y

y = 0,277056 x 1000 = 277,056mgCa / 26g de leite

Conclusão:

Em uma porção de 26g de leite em pó, exitem 277,056mg de Ca.

Bibliografia:

[1] - http://pt.wikipedia.org/wiki/C%C3%A1lcio

Atividade Experimental XIV

Preparação e Padronização de Solução 0,1N de KMnO4

Introdução:

O Permanganato de potássio é um composto químico de função química sal, inorgânico, formado pelos íons potássio (K+) e permanganato (MnO4−). É um forte agente oxidante. Tanto como sólido como em solução aquosa apresenta uma coloração violeta bastante intensa que, na proporção de 1,5g por litro de água (em média), torna-se vermelho forte.

É utilizado como agente oxidante em muitas reações químicas em laboratório e na indústria. Também é utilizado como desinfetante em desodorantes. É usado para tratar algumas enfermidades parasitarias dos pés, no tratamento da água para torná-la potável e como antídodo em casos de envenenamento por fósforo. Na África, muitos o utilizam para desinfetar vegetais com a finalidade de neutralizar qualquer bactéria presente. Soluções diluídas (0,25%) são utilizadas como enxaguantes bucais e, na concentração de 1%, como desinfetante para as mãos.
É usado como reagente na síntese de muitos compostos químicos. Em química analítica, uma solução de aquosa padrão é usada com freqüência como titulante oxidante em titulações redox devido a sua intensa coloração violeta.
O permanganato se reduz ao cátion , Mn+2, incolor, em soluções ácidas. Em soluções neutras, o permanganato se reduz a MnO2, um precipitado marrom na qual o manganês tem um estado de oxidação 4+. Em soluções alcalinas, se reduz a um estado de oxidação 6+, formando o K2MnO4.
É utilizado como reactivo para determinar o número Kappa da polpa de celulose.[1]
Objetivo:

Preparar e padronizar uma solução de 0,1N de permanganato de potássio e determinar, por meio de cálculos, a normalidade ou o fator de correção para a solução.

Materiais Utilizados:

Béquer de 250ml
Chapa aquecedora
3 Erlenmeyers de 250ml
Pipeta de 10ml
Balão volumétrico de 100ml
Balança Analítica
Funil
Algodão

Reagentes e Soluções:

KMnO4
Oxalato de sódio
H2SO4 1:8
H2O2 diluída

Procedimentos:

Preparação de solução 0,1N de KMnO4

1º – Pesou-se 0,8026g de permanganato de potássio diretamente em um erlenmeyer.
2º – Dissolveu-se o permanganato de potássio em 250ml de água destilada.
3º – Aqueceu-se a solução em uma chapa aquecedora até a sua fervura, esperou-se 15 minutos após a sua fervura e a retirou da chapa.
4º – Filtrou-se a solução quente, depositando-se diretamente em um frasco escuro.

Padronização da solução 0,1N de KMnO4

1º – Pesou-se em 2 erlenmeyers 0,2511g e 0,2519g de oxalato de sódio.
2º – Dissolveu-se cada amostra de oxalato de sódio em 70ml de água destilada.
3º – Acrecentou-se 15ml de H2SO4 1:8 em cada amostra.
4º – Os erlenmeyers foram então colocados em uma chapa aquecedora, um por vez, a fim de aquecer a uma temperatura entre 80º – 90ºC .
5º – Titulou-se à quente com KMnO4 até que houvesse o aparecimento de uma coloração rósea persistente.

Resultado:

ne(Na2C2O4) = ne(KMnO4)

m(Na2C2O4)/67 = N(KMnO4) x V(KMnO4)

0,2515/67 = N(KMnO4) x 0,0445

N(KMnO4) = 0,08435N

f = 0,08435/0,1

f = 0,8435

Conclusão:

A normalidade da amostra de KMnO4 é de 0,08435N e seu fator de correção 0,8435.

Bibliografia:
[1] - http://pt.wikipedia.org/wiki/Permanganato_de_pot%C3%A1ssio
Atividade Experimental XV

Determinação de H2O2

Introdução:

O peróxido de hidrogênio que, em solução aquosa, é conhecido comercialmente como água oxigenada, é um líquido claro de fórmula química H2O2.
Trata-se de um líquido viscoso e poderoso oxidante. É incolor à temperatura ambiente e apresenta característico sabor amargo. Quantidades pequenas de peróxido de hidrogênio gasoso ocorrem naturalmente no ar. O peróxido de hidrogênio é instável e quando perturbado, rapidamente se decompõe em oxigênio e água com liberação de calor. Embora não seja inflamável, é poderoso agente oxidante que pode sofrer combustão espontânea em contato com matéria orgânica ou alguns metais como o cobre ou o bronze.
O peróxido de hidrogênio é encontrado em concentrações baixas (3-9%) em muitos produtos domésticos para uso medicinal e como clareador da roupa e do cabelo. Na indústria, o peróxido de hidrogênio é usado em concentrações mais elevadas para clarear tecidos, pasta de papel, e ainda como combustível para ajuste e correção nas trajetórias e órbitas de satélites artificiais no espaço. Na área médica é usado como desinfetante ou agente esterilizante em autoclave de plasma. Na área química é usado como componente da espuma de borracha orgânica e outras substâncias químicas. Em outras áreas como na investigação é usado para medir a actividade de algumas enzimas como a catalase.
O peróxido de hidrogênio atua ainda em diversos mecanismos de degradação de aminoácidos (em associação com amino-oxidases), por conta de seu poder oxidante elevado. Tal composto ainda pode atuar na fotossíntese (ciclo do glioxilato), e na síntese de glicose a partir de fontes que não contenham carboidratos (gliconeogênese).[1]
Objetivo:
Determinar a porcentagem de H2O2.
Materiais Utilizados:
2 Erlenmeyers de 250ml
Béquer
Pipeta
Balão volumétrico de 100ml
Reagentes e Soluções:
Solução de peróxido de hidrogênio diluída
Ácido sulfurico
Permanganato de porássio 0,1N

Procedimentos:
1º – Pipetou-se 10ml de solução de peróxido de hidrogênio diluída para um balão volumétrico de 100ml e completou-se com água destilada.
2º – Adicionou-se 20ml de água destilada em um erlenmeyer, depois mais 2,5ml de ácido sulfúrico e mais 10ml da diluição de peróxido de hidrogênio.
3º – Titulou-se com permanganato de potássio 0,1N.
Resultado:
ne(H2O2) = ne(KMnO4)
m(H2O2)/E = N(KMnO4) x V(KMnO4)
m(H2O2)/17 = 0,08435 x 0,01135
m(H2O2) = 0,016275g

0,016275g ----- 10ml
x ---------------- 100ml
x = 0,16275g

0,16275g ----- 10ml
y --------------- 100ml
y = 1,6275%

Conclusão:

Existem 1,6275% de H2O2.

Bibliografia:

[1] - http://pt.wikipedia.org/wiki/Per%C3%B3xido_de_hidrog%C3%AAnio

Atividade Experimental XVI

Determinação de Ácido Ascórbico

Introdução:

O ácido ascórbico ou vitamina C (C6H8O6), ascorbato, quando na forma ionizada) é uma molécula usada na hidroxilação de várias outras em reacções bioquímicas nas células. A sua principal função é a hidroxilação do colágeno, a proteína fibrilar que dá resistência aos ossos, dentes, tendões e paredes dos vasos sanguíneos. Além disso, é um poderoso antioxidante, sendo usado para transformar os radicais livres de oxigênio em formas inertes. É também usado na síntese de algumas moléculas que servem como hormônios ou neurotransmissores. Em gêneros alimentícios é referido pelo número INS 300.

O ácido ascórbico é um sólido cristalino de cor branca, inodoro, hidrossolúvel e pouco solúvel em solventes orgânicos. O ácido ascórbico presente em frutas e legumes é destruído por temperaturas altas por um período prolongado. Também sofre oxidação irreversível, perdendo a sua atividade biológica, em alimentos frescos guardados por longos períodos.

Aos valores de pH normalmente encontrados no meio intracelular, o ácido ascórbico encontra-se predominantemente na sua forma ionizada, o ascorbato.
Uma das actividades mais importantes do ascorbato no organismo humano é na desidratação de resíduos de prolina no colagénio. O colagénio, uma proteína estrutural fundamental, necessita ter determinados resíduos de prolina na forma hidroxiprolina para manter uma estrutura tridimensional correcta. A hidroxilação é feita pela enzima prolil-4-hidroxilase; o ascorbato não intervém directamente nesta hidroxilação, pelo que é assumido que é necessário para reduzir o íon Fe3+ que participa na catálise enzimática (nesta, o íon passa do estado Fe2+ para Fe3+, sendo necessário o seu restabelecimento para novo ciclo catalítico).
Em plantas, o ascorbato encontra-se em concentrações rela

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