(Parte 3 de 4)

b)Determinação da água de abastecimento

Transferir 50,00 mL de água de abastecimento para um erlenmeyer de 125 mL, medidos com auxílio de uma proveta. Adicionar 4,00 mL de solução tampão hidróxido de amônio/cloreto de amônio (na Capela) e cerca de 50,00 mL de água destilada, acrescentar uma pequena porção de negro de eriocromo. Titular com uma solução de EDTA 0,050 mol/L até o aparecimento da coloração azul. Anote o volume gasto.

QUESTÕES:

  1. Calcular as concentrações de Ca2+ em ppm na água de búzios e de abastecimento. Diga qual é a dureza da água.

  2. Quais são os possíveis problemas causados pela presença destes sais (Ca2+ e Mg2+) na água em concentrações maiores que 100 ppm?

13) Determinação da concentração de íons Fe+3 e Al+3

Transferir 2,00 mL de uma solução contendo ferro (FeCl3.6H2O)e alumínio (Al(NO)3.9H2O) para um erlenmeyer de 125 mL com auxílio de uma pipeta volumétrica, adicionar cerca de 20,00 mL de água destilada com uma proveta. Ajustar o pH de 2 a 3, adicionando 1 gota de acetato de sódio 2,00 mol/L, adicionar 4 gotas de ácido sulfosalicílico e titular com uma solução de EDTA 0,050 mol/L até o aparecimento de uma coloração amarela. Anote o volume gasto.

Ao mesmo erlenmeyer, acrescentar 4,00 mL de EDTA 0,050 mol/L, com auxílio da bureta. O ajuste do pH  5 é feito com acetato de sódio 2,00 mol/L (1,50 mL ), aquecer por 5 minutos, adicionar uma pitada de laranja de xilenol e titular com ZnSO4 0,050 mol/L até a mudança de coloração de amarelo para vermelho. Anote o volume gasto.

Fe+3(aq) + In(aq) [FeIn]+3(aq)

[FeIn]+3(aq) + H2Y-2(aq) [FeY]-1(aq) + 2 H+(aq) + In (aq) (reação que indica o P.E.)

vermelho amarelo

Al+3(aq) + H2Y-2(aq) (excesso) [AlY]-1(aq) + 2 H+(aq) + H2Y-2(aq) (que sobrou)

Zn+2(aq) + H2Y-2(aq) (que sobrou) [ZnY]-2(aq) + 2 H+(aq)

Zn+2 (aq) + In (aq) [ZnIn]+2(aq) (reação que indica o P.E.)

amarelo vermelho

OBS: In é incolor, mas por causa da presença de íons ferro a solução fica amarela.

QUESTÕES:

  1. Temos uma solução (analito) com presença de íons ferro e alumínio. Ambos formam complexos estáveis com o EDTA. Por que então na realização da primeira etapa da análise o EDTA se complexa somente com o ferro e não como o alumínio?

Volumetria de OxiDAÇÃO-Redução

Baseada em reações de oxidação-redução, ou de transferência de elétrons. Nesta reação existem espécies oxidantes (removem elétrons) e espécies redutoras (doam elétrons).

Ared + Boxi Aoxi + Bred

Ared  espécie redutora Ared Aoxi + e-

Boxi  espécie oxidante Boxi + e- Bred

Ex: Ce+4 + Fe+2 Ce+3 + Fe+3

Ce+4 + e- Ce+3 (redução)

Fe+2 Fe+3 + e- (oxidação)

Permanganimetria

Baseada no uso do permanganato de potássio como titulante, devido ao seu alto poder de oxidação. As soluções aquosas de KMnO4 não são completamente estáveis, porque o íon MnO4- tende a oxidar a água.

MnO4- + 4H+ + 3 e- MnO2 + 2 H2O Eº = 1,70 V

O2 + 4 H+ + 4 e- 2 H2O Eº = 1,23 V

Reação favorecida: 4MnO4- + 4H+ 4MnO2 + 2 H2O + 3O2 (reação lenta)

Devido a estas características tornam necessários cuidados com as soluções aquosas de KMnO4 :

  • Preparo especial

  • Estocagem em frasco escuro

  • Filtração para remoção do dióxido de manganês

  • Repadronização periódica.

Dependendo das condições do meio o íon permanganato é reduzido a manganês nos estados +2,+3,+4 ou +6.

 Em soluções ácidas:

MnO4- + 8H+ + 5e- Mn+2 + 4 H2O

 Em soluções ácidas, na presença de íons fluoreto ou difosfato:

MnO4- + 4H+ + 3e- MnO2 + 2 H2O

 Em soluções alcalinas:

MnO4- + e- MnO4-2(manganato)

MnO4- + 2 H2O MnO2 + 4 OH-

Só é possível estabilizar o manganato com adição de íons bário.

Ba+2 + MnO4-2 BaMnO4

14) Aferição de uma solução de Permanganato de potássio 0,020 mol/L com oxalato de sódio 0,050 mol/L (padrão primário).

Transferir uma alíquota de 2,00 mL, de uma solução de oxalato de sódio, com auxílio de uma pipeta volumétrica, para um erlenmeyer de 125 mL, acrescentar 50,00 mL de água destilada e 2,00ml de ácido sulfúrico 20% v/v, aquecer a no máximo 80ºC. Inicie a titulação com uma solução de permanganato de sódio 0,020 mol/L, gota a gota e agite até descorar ( 5 gotas). A partir daí, continue titulando lentamente até a mudança da coloração, de incolor para rósea que persista por mais de 30 segundos. Anote o volume gasto.

2KMnO4(aq) + 8H2SO4(aq) + 5Na2C2O4(aq) 5Na2SO4(aq) + K2SO4(aq) + 2MnSO4(aq) + 10CO2(g) + 8H2O(l)

O H2SO4 é o reagente apropriado para acidificar a solução porque o íon sulfato não sofre a ação de permanganato. Também pode ser utilizado o ácido perclórico. O ácido clorídrico pode sofrer oxidação do íon cloreto.

O ponto final dado pelo excesso de permanganato em solução ácida não é permanente, a coloração enfraquece gradualmente.

2 MnO4-(aq) + 3 Mn+2(aq) + 2 H2O(l) 5 MnO2(aq) + 2H+(aq)

O controle da temperatura deve ser feito com termômetro para não atingir 100ºC, temperatura na qual o oxalato é decomposto. O aquecimento acelera a reação.

QUESTÕES:

  1. No que se baseia a permanganimetria?

  2. Porque as titulações com permanganato são auto-indicadoras?

  3. Quem é o agente oxidante e o agente redutor na reação?

  1. Calcular a concentração real da solução em mol/L e o erro relativo.

15) Determinação da concentração de água oxigenada em % m/v e em volumes de oxigênio.

A água oxigenada apesar de ser um agente oxidante, pode ser reduzida pelo permanganato em meio ácido.

2 KMnO4(aq) + 3 H2SO4(aq) + 5 H2O2(aq) K2SO4(aq) + 2 MnSO4(aq) + 5 O2(g) + 8 H2O(l)

Comercialmente, a concentração de água oxigenada é referida a volume de oxigênio, ou seja, o volume de oxigênio gerado por uma determinada concentração de água oxigenada. Assim, 1,00 mL H2O2 a 100 volumes liberará 100,00 mL de O2 nas CNPT.

2 H2O2(aq) O2 (g) + 2 H2O(l)

Transferir 1,00 mL de uma amostra de água oxigenada, com auxílio de uma pipeta volumétrica, para um erlenmeyer de 125 mL. Acrescentar 5,00 mL de ácido sulfúrico 20 %v/v e cerca de 50,00 mL de água destilada e titular com permanganato 0,020 mol/L até o aparecimento da coloração rósea. Anote o volume gasto.

QUESTÕES:

  1. Calcule a concentração de H2O2 em % m/v e em volumes de oxigênio.

  2. O permanganato é um padrão primário? Justifique.

Iodometria

A iodometria compreende os métodos titulométricos que se baseiam na seguinte reação:

I2 + 2e- 2I- Eº = 0,52 V

Método direto: quando o potencial de redução do iodo é maior que o da amostra. Consiste em tratar uma espécie (amostra) com uma solução padrão de iodo (oxidante). Ex: Sn+2, As+3, Sb+3, S2O3-2, SO3-2, S-2, etc...

Método indireto: quando o potencial de redução de iodo é menor que o da amostra. Consiste em tratar uma espécie (amostra) oxidante com excesso de iodeto de potássio (redutor) e titular o iodo liberado com uma solução de tiossulfato de sódio.

O iodo é um componente volátil, devendo portanto ser acrescentado ao erlenmeyer somente no momento da titulação. A adição de iodeto de potássio diminui consideravelmente a volatilização de iodo. Esta é ma das principais fontes de erro na iodometria.

I2 + KI KI3 ou I2 + I- I3- (triiodeto, solúvel em água)

I3- + 2e- 3I- Eº = 0,536 V

O indicador utilizado é uma solução de amido, que forma um complexo insolúvel (azul) com o iodo.

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