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- Origem da palavra titrimetria: do inglês titration - titulação VANTAGENS DA ANÁLISE TITRIMÉTRICA Execução muito mais rápida que a análise gravimétrica.

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1 - Origem da palavra titrimetria: do inglês titration - titulação VANTAGENS DA ANÁLISE TITRIMÉTRICA Execução muito mais rápida que a análise gravimétrica O método é fácil de ser instalado, economicamente viável Apesar de serem técnicas relativamente antigas, elas representam ainda economia e confiabilidade, podendo perfeitamente serem utilizadas na identificação da grande maioria de agentes químicos em diversas situações. DESVANTAGENS DA ANÁLISE TITRIMÉTRICA Método menos preciso que a gravimetria

2 A análise titrimétrica está baseada na operação de titulação de uma solução por outra, cujas características devem ser perfeitamente conhecidas. Será necessário na titrimetria a padronização das soluções envolvidas pois estaremos tratando com concentrações as mais exatas possíveis.

3 1 Titrimetria ácido-base O pH (potencial hidrogênio (H)) representa a quantidade de íons hidrogênio (H + ) presentes em uma solução. É um importante condicionador de reações químicas, sendo de extrema importância sua precisa determinação e controle. 2. Titrimetria de Óxido-Redução Este método envolve o uso de agentes oxidantes para a titulação de agentes redutores (e vice-versa). Tendo como restrição básica a necessidade de grande diferença entre os potenciais de oxidação e redução. O ponto final é detectado por meio de indicadores químicos ou de vários métodos eletrométricos (indicadores físicos). 3. Titrimetria de Precipitação O agente titulante forma um produto insolúvel com o analito. Apesar de ser efetuada com técnicas semelhantes às da Gravimetria, não está limitada pela necessidade de uma massa final mensurável, podendo lançar mão de outros parâmetros para a quantificação de resultados. 4. Titrimetria de Complexação Objetiva a formação de um complexo (solúvel em água) com o analito, um íon metálico, este reagente muitas vezes é um agente quelante, as reações envolvidas podem ser controladas pelo pH.

4 Tem como reação (que deve sempre ser considerada) a neutralização dos íons H + e OH - em soluções aquosas, gerando H 2 O. Existem duas "variantes" cujos nomes derivam do tipo de solução- padrão utilizada: A acidimetria quando usamos soluções-padrão de pH menor que 7,0 A alcalimetria, quando usamos soluções-padrão de pH maior que 7,0. Objetivo: Determinação da quantidade de ácido que é quimicamente equivalente à quantidade de base presente.

5 Ponto de equivalência, ponto estequiométrico ou ponto final teórico: Onde ocorre o equilíbrio da reação: Usam-se medidas de pH para determinar o ponto exato onde ocorre o equilíbrio 1.Se o ácido e a base forem eletrólitos fortes o pH será igual a 7 2. Caso contrário o sal se hidrolisa em certa extensão e consequentemente no ponto de equivalência (P.E.) a solução se apresenta ligeiramente alcalina ou ligeiramente ácida. O Cálculo do pH, neste caso, será partir da constante de ionização do ácido fraco ou da base fraca e da concentração da solução

6 Indicadores Ácidos: possuem hidrogênio(s) ionizável(eis) na estrutura, quando o meio está ácido (pH<7), a molécula de indicador é "forçada" a manter seus hidrogênios devido ao efeito do íon comum, nesta situação a molécula está neutra. Quando o meio está básico (pH 7), os hidrogênios do indicador são fortemente atraídos pelos grupos OH - (hidroxila) para formarem água, e neste processo são liberados os ânions do indicador (que possuem coloração diferente da coloração da molécula). Indicadores Básicos: possuem o grupo ionizável OH - (hidroxila), portanto, em meio alcalino (pH 7) as moléculas do indicador "são mantidas" não-ionizadas, e em meio ácido (pH < 7) os grupos hidroxila são retirados das moléculas do indicador para a formação de água, neste processo são liberados os cátions (de coloração diferente da coloração da molécula).

7 A diferença entre o ponto final (observado pela mudança de cor) e o ponto de equivalência é o inevitável erro de titulação. Quanto mais perto do pH do ponto de equivalência for a da mudança de cor do indicador, menor o erro do indicador ou erro de titulação. OBS: Nunca usar mais do que algumas gotas do indicador para uma titulação, pois eles são preparados em soluções ácidas ou básicas, e assim se for utilizado um volume muito grande, ele poderá interferir na análise.

8 Passos da análise dos sistemas titulométricos para a escolha do indicador Estes passos de análise teórica devem ser executados antes da análise no laboratório, visto que, a não observância da relação pH do ponto de equivalência/ pH do ponto final poderá levar a um considerável erro. Calcular o pH : 1. Antes de iniciar a titulação. 2. Entre o início da adição do titulante e o ponto de equivalência. 3. No ponto de equivalência. 4. Entre o ponto de equivalência e o final da titulação.

9 PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES – PADRÃO PRIMÁRIO Devem ser de fácil obtenção no mercado a preço razoável Fácil de purificar, secar (110 o C a 120 o C), sem água na composição (de hidratação,de cristalização). Inalterável ao ar, o que implica em uma substância não higroscópica, não-oxidável, estável ao CO 2 atmosférico. Estas características são especialmente importantes quando da pesagem e do armazenamento; Deverá ter uma massa molecular elevada pois, deste modo, erros referentes a manipulação e a aparelhagem serão minimizados (lembre que muitas vezes trabalha-se com precisão de g); Deve ser o mais solúvel possível em condições ambiente, um dos grandes empecilhos ao uso de aquecimento são as vidrarias volumétricas; A reação de entre o padrão e a substância em teste deve ser a mais rápida possível, ocorrer a temperatura ambiente, e ter estequiometria definida;

10 Assim como existem quatro "tipos" de ácidos e bases, a saber Ácidos fortes Ácidos fracos Bases fortes Bases fracas Existem quatro sistemas que podem ser genericamente representados pelos gráficos pH x volume de titulante. Como regra para a confecção das curvas, são colocados os valores do pH da solução na vertical do gráfico em função da quantidade de reagente titrimétrico adicionado (na horizontal do gráfico). Observam-se os quatro sistemas titrimétricos, aqui representados por gráficos das reações mais importantes de cada sistema.

11 ÁCIDO FORTE/BASE FORTEÁCIDO FRACO/BASE FORTE ÁCIDO FRACO/BASE FRACABASE FRACA/ÁCIDO FORTE 50 mL de ácido acético 0,1 M 50 mL de hidróxido de amônio 0,1 M 100 mL de ácido acético 0,1 M 50 mL de ácido clorídrico 0,1 M


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