2E.3aA análise gravimétrica

Na análise quantitativa, o objetivo é determinar a quantidade de cada substância ou elemento presente na amostra. Em especifico, na análise gravimétrica, que é utilizada no monitoramento ambiental, a quantidade da substância presente é determinada com base na medida da massa. Nessa aplicação, um composto insolúvel precipita, o depósito é filtrado e pesado, e a quantidade de substância em uma das soluções originais é calculada.

Exemplo 1
Cálculo da pureza de uma amostra por análise gravimétrica

Uma amostra de 6 g\pu{6 g} de cloreto de cálcio, Ca(NOX3)X2\ce{Ca(NO3)2}, impuro foi dissolvida em 100 mL\pu{100 mL} de água. Excesso de fosfato de sódio foi adicionado à solução. Foram formados 3,1 g\pu{3,1 g} de um precipitado.

Calcule a pureza da amostra de nitrato de cálcio.

Etapa 1.Escreva a equação iônica simplificada da reação de precipitação.

3 CaX2+(aq)+2 POX4X3−(aq)→CaX3(POX4)X2(s) \ce{ 3 Ca^{2+}(aq) + 2 PO4^{3-}(aq) -> Ca3(PO4)2(s) }

Etapa 2.Converta a massa de precipitado formado, CaX3(POX4)X2\ce{Ca3(PO4)2}, em quantidade.

De n=m/Mn = m/M nCaX3(POX4)X2=3,1 g310 gmol=10 mmol n_{\ce{Ca3(PO4)2}} = \dfrac{ \pu{3,1 g} }{ \pu{310 g//mol} } = \pu{10 mmol}

Etapa 3.Use a relação estequiométrica para converter a quantidade de CaX3(POX4)X2\ce{Ca3(PO4)2} na quantidade de Ca(NOX3)X2\ce{Ca(NO3)2}.

nCa(NOX3)X2=31×10 mmol=30 mmol n_{\ce{Ca(NO3)2}} = \dfrac{3}{1} \times \pu{10 mmol} = \pu{30 mmol}

Etapa 4.Converta a quantidade de Ca(NOX3)X2\ce{Ca(NO3)2} em massa.

De m=Mnm = Mn nCa(NOX3)X2=(30 mmol)×(164 gmol)=4,92 g n_{\ce{Ca(NO3)2}} = (\pu{30 mmol}) \times (\pu{164 g//mol}) = \pu{4,92 g}

Etapa 5.Calcule a fração mássica de Ca(NOX3)X2\ce{Ca(NO3)2} na amostra.

De fCa(NOX3)X2=mCa(NOX3)X2/mf_{\ce{Ca(NO3)2}} = m_{\ce{Ca(NO3)2}}/m fCa(NOX3)X2=4,92 g6 g=82% f_{\ce{Ca(NO3)2}} = \dfrac{ \pu{4,92 g} }{ \pu{6 g} } = \boxed{ \pu{82}\% }

Na análise gravimétrica, a quantidade de uma substância é determinada pela pesagem de um precipitado.

2E.3bA titulação de precipitação

Uma das técnicas de laboratório mais comuns de determinação da concentração de um soluto é a titulação. Nas titulações de precipitação, dois compostos iônicos solúveis reagem para formar um precipitado insolúvel. As titulações são muito usadas no controle da pureza da água, na determinação da composição do sangue e no controle de qualidade das indústrias de alimentos.

Em uma titulação, uma solução é adicionada gradativamente a outra, até a reação se completar. Um volume conhecido da solução a ser analisada, que é chamada de analito, é transferido para um frasco. Então, uma solução de concentração conhecida de reagente é vertida no frasco por uma bureta até que todo o analito tenha reagido. A solução contida na bureta é chamada de titulante, e a diferença das leituras dos volumes inicial e final na bureta dá o volume de titulante utilizado. A determinação da concentração ou da quantidade de substância pela medida do volume é chamada de análise volumétrica.

Em uma titulação de precipitação, o analito e o titulante são soluções de sais solúveis, que reagem formando um precipitado. Um indicador, um corante solúvel em água, ajuda a detectar o ponto estequiométrico, isto é, a situação em que o volume de titulante adicionado é exatamente igual ao requerido pela relação estequiométrica entre titulante e analito. Como exemplo, o indicador usado na titulação de precipitação do on prata com tiocianato de potássio é uma pequena quantidade de cloreto férrico, que produz uma cor vermelha na presença de tiocianato. A reação do indicador é FeX3+(aq)+SCNX−(aq)→FeSCNX2−(aq)vermelho \ce{ Fe^{3+}(aq) + SCN^-(aq) -> $\underset{\color{red}\text{vermelho}}{\ce{FeSCN^{2-}(aq)}}$ } Após o ponto estequiométrico, quando há excesso de tiocianato, o indicador se torna vermelho. A mudança de cor do indicador é repentina e, então, é fácil detectar o ponto estequiométrico.

Exemplo 2
Cálculo da concentração por titulação de precipitação

Uma alíquota de 100 mL\pu{100 mL} de uma solução contendo cátions prata foi titulada com 20 mL\pu{20 mL} de uma solução de tiocianato de potássio, KSCN\ce{KSCN}, 0,1 mol ⋅ L−1\pu{0,1 mol.L-1}.

Calcule a concentração de íons cloreto na solução.

Etapa 1.Escreva a equação iônica simplificada da reação de precipitação.

AgX+(aq)+SCNX−(aq)→AgSCN(s) \ce{ Ag^+(aq) + SCN^-(aq) -> AgSCN(s) }

Etapa 2.Calcule a quantidade adicionada de íons SCNX−\ce{SCN^-}.

nSCNX−=nKSCN=(0,1 molL)×(20 mL)=2 mmol n_{\ce{SCN^-}} = n_{\ce{KSCN}} = (\pu{0,1 mol//L}) \times (\pu{20 mL}) = \pu{2 mmol}

Etapa 3.Use a relação estequiométrica para converter a quantidade de SCNX−\ce{SCN^-} na quantidade de AgX+\ce{Ag^+}.

nAgX+=11×2 mmol=2 mmol n_{\ce{Ag^+}} = \dfrac{1}{1} \times \pu{2 mmol} = \pu{2 mmol}

Etapa 4.Calcule a concentração de cátions prata em solução.

De c=n/Vc = n/V cAgX+=2 mmol100 mL=0,02 mol ⋅ L−1 c_{\ce{Ag^+}} = \dfrac{ \pu{2 mmol} }{ \pu{100 mL} } = \boxed{ \pu{0,02 mol.L-1} }

2E.3cA retrotitulação

Às vezes é necessário adicionar um excesso de titulante padrão e então determinar a quantidade excedente por retrotitulação com um segundo titulante. Por exemplo, a quantidade de fosfato na amostra pode ser determinada pela adição de excesso medido de nitrato de prata padrão a uma solução da amostra, a qual leva à formação de um fosfato de prata insolúvel: 3 AgX+(aq)+POX4X3−(aq)→AgX3POX4(s) \ce{ 3 Ag^+(aq) + PO4^{3-}(aq) -> Ag3PO4(s) } O excesso de nitrato de prata é então retrotitulado com uma solução padrão de tiocianato de potássio: AgX+(aq)+SCNX−(aq)→AgSCN(s) \ce{ Ag^+(aq) + SCN^-(aq) -> AgSCN(s) } Nesse caso, a quantidade de nitrato de prata é equivalente à quantidade de fosfato mais a quantidade de tiocianato usada para a retrotitulação.

Exemplo 3
Cálculo de concentração por titulação de precipitação com retrotitulação

O fósforo em uma amostra de 1 g\pu{1 g} de um pesticida foi convertido a fosfato, POX4X3−\ce{PO4^{3-}}, e diluído em 100 mL\pu{100 mL} de água. Foram adicionados 50 mL\pu{50 mL} de uma solução 0,08 mol ⋅ L−1\pu{0,08 mol.L-1} de nitrato de prata, AgNOX3\ce{AgNO3}, à solução. O excesso de prata foi retrotitulado com 10 mL\pu{10 mL} de tiocianato de potássio, KSCN\ce{KSCN}, 0,1 mol ⋅ L−1\pu{0,1 mol.L-1}.

Calcule a fração mássica de fósforo no pesticida.

Etapa 1.Escreva as equações iônicas simplificadas das reações de precipitação.

3 AgX+(aq)+POX4X3−(aq)→AgX3POX4(s)AgX+(aq)+SCNX−(aq)→AgSCN(s) \begin{aligned} \ce{ 3 Ag^+(aq) + PO4^{3-}(aq) &-> Ag3PO4(s) } \\ \ce{ Ag^+(aq) + SCN^-(aq) &-> AgSCN(s) } \end{aligned}

Etapa 2.Calcule a quantidade adicionada de AgX+\ce{Ag^+} e SCNX−\ce{SCN^-}.

De n=cVn = cV nAgX+=nAgNOX3=(0,08 molL)×(50 mL)=4 mmolnSCNX−=nKSCN=(0,10 molL)×(10 mL)=1 mmol \begin{aligned} n_{\ce{Ag^+}} &= n_{\ce{AgNO3}} = (\pu{0,08 mol//L}) \times (\pu{50 mL}) = \pu{4 mmol} \\ n_{\ce{SCN^-}} &= n_{\ce{KSCN}} = (\pu{0,10 mol//L}) \times (\pu{10 mL}) = \pu{1 mmol} \end{aligned}

Etapa 3.Use as relações estequiométricas para converter a quantidade de AgX+\ce{Ag^+} nas quantidades de SCNX−\ce{SCN^-} e POX4X3−\ce{PO4^{3-}}.

nAgX+=3nPOX4X3−+nSCNX− n_{\ce{Ag^+}} = 3 n_{\ce{PO4^{3-}}} + n_{\ce{SCN^-}} logo, nPOX4X3−=13{4 mmol−1 mmol}=1 mmol n_{\ce{PO4^{3-}}} = \dfrac{1}{3} \Big\{ \pu{4 mmol} - \pu{1 mmol} \Big\} = \pu{1 mmol}

Etapa 4.Converta a quantidade de POX4X3−\ce{PO4^{3-}} na quantidade de P\ce{P}.

Como cada íon POX4X3−\ce{PO4^{3-}} contém um átomo de P\ce{P} nP=1 mmol n_{\ce{P}} = \pu{1 mmol}

Etapa 5.Converta a quantidade de P\ce{P} em massa.

De m=nMm = nM mP=(1 mmol)×(31 gmol)=31 mg m_{\ce{P}} = (\pu{1 mmol}) \times (\pu{31 g//mol}) = \pu{31 mg}

Etapa 6.Calcule a fração mássica de P\ce{P} na amostra.

De fP=mP/mf_{\ce{P}} = m_{\ce{P}}/m fP=31 mg1 g=3,1% f_{\ce{P}} = \dfrac{ \pu{31 mg} }{ \pu{1 g} } = \boxed{ \pu{3,1}\% }