Baixe Relatório Complexação e outras Provas em PDF para Química, somente na Docsity!
1. INTRODUÇÃO
1.1 Complexos No contexto da química de coordenação dos metais, o termo complexo significa; um átomo metálico ou íon central rodeado por um conjunto de ligantes. Um ligante é um íon ou molécula que pode ter existência independente e devem ter pelo menos um par de elétrons desemparelhados disponível para formação de ligação com o átomo metálico ou íon central (Lee, 1999; Shriver & Atkins, 2008). Naqueles que normalmente defini-se como um complexo, mais precisamente um complexo de esfera interna, os ligantes estão diretamente ligados ao átomo central. Estes ligantes formam a esfera de coordenação primária do complexo, e o número de ligantes é chamado de número de coordenação do átomo metálico central. O número de coordenação de um átomo ou íon metálico nem sempre é evidente pela composição do sólido, uma vez que moléculas do solvente e espécies que são potencialmente ligantes podem simplesmente preencher os espaços dentro da estrutura e não ter qualquer ligação direta com o íon metálico. Três fatores governam o número de coordenação de um complexo: i. O tamanho do átomo ou íon central. ii. As interações espaciais entre os ligantes. iii. As interações eletrônicas entre o átomo ou íon central e os ligantes (Shriver & Atkins, 2008). Da mesma forma que nos sólidos podemos ter uma grande variedade de números de coordenação, e a origem da estrutural e da diversidade química dos complexos vem da possibilidade do número de coordenação variar até 12 (Shriver & Atkins, 2008). Os complexos mais comuns têm número de coordenação 6, quase todos os seus ligantes ocupam os vértices de um octaedro regular, com o íon metálico no centro, e são chamados comumente de complexos octaédricos. Também há complexos com número de coordenação 4, onde existe duas formas comuns para esses complexos (tetraédricos e quadrado – planares) e outras com número de coordenação 2 que são os complexos mais simples (Atkins & Jones, 2006). Alguns ligantes são polidentados e podem ocupar simultaneamente mais de um sítio de ligação. Um exemplo é o quelato, isto é, um complexo que contém um ou mais ligantes, que formam um anel de átomos que inclui o átomo central de metal. Os quelatos são mais estáveis que complexos com ligantes monodentados, pois a dissociação deste tipo de complexo implica na ruptura de duas ligações em vez de uma. Os agentes quelantes com três, quatro e seis átomos doadores são denominados, respectivamente, ligantes tridentados, tetradentados e haxadentados. Um exemplo deste último tipo é o EDTA (etilenodiaminotetraacético). Ele se liga ao metal por meio de
dois átomos de N e de quatro átomos de O, formando cinco anéis (Lee, 1999; Shriver & Atkins, 2008).
1.2 Titulações de complexométricas As reações de formação de complexos apresentam diversas utilidades em química analítica, mas sua aplicação clássica está nas titulações complexométricas. Nessas titulações um íon metálico reage com um ligante adequado para formar um complexo, e o ponto de equivalência é determinado por um indicador ou por um método instrumental apropriado (Skoog et al., 2008). O progresso de uma titulação complexométrica é geralmente ilustrado por uma curva de titulação, que é normalmente um gráfico PM = - log[M] em função do titulante adicionado. Mais freqüentemente, nas titulações complexométricas, o ligante é o titulante e o íon metálico é o analito, embora ocasionalmente o inverso seja verdadeiro (Skoog et al ., 2008). 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 ligantes, os ligante multidentados, particularmente aqueles que têm quatro ou seis grupos doadores, apresentam duas vantagens sobre seus correlatos unidentados; primeiro, normalmente reagem com os íons metálicos 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 (Vogel, 1992; Atkins & Jones, 2006; Skoog et al ., 2008). Muitos agentes orgânicos diferentes são particularmente úteis na precipitação de metais, ao se ligarem aos metais para prevenir interferências, na extração de metais de um solvente para outro e na formação de complexos que absorvem luz em determinações espectrofotométricas. Os reagentes orgânicos mais úteis formam complexos tipo quelato com os íon metálicos (Skoog et al ., 2008). A grande maioria das titulações de complexação se faz com os ligante multidentados, principalmente o EDTA. As soluções de EDTA são particularmente úteis como titulante porque o reagente combina com os íons metálicos na proporção de 1: não importando a carga do cátion. O EDTA é um reagente notável não somente porque forma quelatos com os cátions, exceto os dos metais alcalinos, mas também porque a maioria desses quelatos é suficientemente estável para ser empregada nas titulações. Essa alta estabilidade indubitavelmente resulta dos vários sítios complexantes da
- Determinação da concentração do cálcio no leite em pó.
3. MATERIAIS E MÉTODOS
3.1 Materiais e Reagentes
MATERIAIS REAGENTES
Erlenmeyer (50 mL e 100 mL) Solução de CaCO 3 (0,05mol/L)
Suporte universal Solução EDTA (0,2 mol/L)
Espátula Solução de Mg-EDTA
Vidro de relógio Indicador de negro de eriocromo T
Bureta (10 mL) 4 g de leite em pó
Pipeta 10 mL de água do lago
Pisseta 100 mL de água da torneira
Bécher (250 mL)
Conta-gotas
Balança analítica
Proveta ( 50mL)
3.2 Propriedades Físico-química dos reagentes. Cianeto de potássio Fórmula molecular: KCN Peso molecular: 65,1 g/mol
Forma Sólido branco granular Odor - Cor Branco Valor do pH Soluções aquosas são alcalinas Temperatura de fusão 564 °C ou (1047 F) Temperatura de ebulição 1496°C ou (2725 F) % voláteis por volume a 21° C (70 F) 0 Gravidade específica 1.60 a 25°C/4°C Densidade de vapor (Ar = 1) - Solubilidade em Água: 48 g/100 cc a 10°C (50°F)
Carbonato de sódio Formula molecular: CaCO 3 Peso molecular: 100,1g/mol Forma Sólido Odor Inodoro Cor Branco Valor do pH 11,3 a 25°C, para solução 1% Temperatura de fusão 851 °C Temperatura de ebulição (1013 hPa) 116 – 118°C Temperatura de ignição 485°C Ponto de inflamação Não amplicável, produto não inflamável Densidade 0,47 a 0,63 (leve) e 0,95 a 1,15 (densa) Solubilidade em Água: facilmente solúvel, com liberação de calor.
Foram transferidos 2,00 mL de uma solução de CaCO 3 0,050 mol/L para um erlenmeyer de 125 mL com auxílio de uma pipeta volumétrica, adicionando cerca de 50,00 mL de água destilada. Logo em seguida, ajustou o pH 10 com 2,00 mL de solução tampão de hidróxido de amônio/cloreto de amônio, sendo acrescentado uma pequena porção de negro de eriocromo T (indicador). Foi iniciada a titulação com uma solução de EDTA 0,050 mol/L até o aparecimento da coloração azul.
Determinação da dureza da água do lago de Tefé-AM. Foram transferido 5,00 mL de água do lago de Tefé-AM para um erlenmeyer de 125 mL, com auxílio de uma pipeta volumétrica, sendo em seguida adicionado 2,00 mL de solução tampão hidróxido de amônio/cloreto de amônio e cerca de 50,00 mL de água destilada, logo em seguida foi acrescentado uma pequena porção de negro de eriocromo(indicador). A titular foi iniciada com uma solução de EDTA 0,050 mol/L até o aparecimento da coloração azul.
Determinação da água de abastecimento do Município de Tefé-AM. Foram transferidos 50,00 mL de água de abastecimento para um erlenmeyer de 125 mL, medidos com auxílio de uma pipeta volumétrica. Em seguida foram Adicionados 4,00 mL de solução tampão hidróxido de amônio/cloreto de amônio e cerca de 50,00 mL de água destilada, sendo acrescentado uma pequena porção de negro de eriocromo. A titulação foi iniciada com uma solução de EDTA 0,050 mol/L até o aparecimento da coloração azul.
Determinação dureza da água do lago de cálcio no leite em pó. Foi pesado em uma balança analítica 4,0 g de leite em pó, que foi transferida para um erlenmeyer de 300 mL, sendo adicionando 50 mL de água destilada, logo em seguida foi aquecido em uma chapa aquecedora. A solução contendo amostra foi ajustado a um pH 10, e adicionou 1 mL de solução de Mg-EDTA e negro de eriocromo-T. A titulação foi iniciada com uma solução de EDTA 0,050 mol/L até o aparecimento da coloração vermelho-vinho.
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO
4.1 Padronização da solução de EDTA Na titulação de padronização da solução de EDTA foram gastos 0,5 mL de CaCO 3 0,05 mol/L ocorrendo mudança de coloração na solução para azul claro. A concentração experimental encontrada de EDTA foi de 0,20 mol.L -1^. As reações
químicas e os cálculos que foram desenvolvidos para encontrar essa concentração são apresentados logo abaixo. Reações químicas: Na (^) 2H (^) 2Y (^) (aq) + 2H2O (^) (l) 2 Na +^ (aq) + H (^) 2Y 2-(aq) Ca2+(aq) + Ind3-^ (aq) [CaInd]-(aq) Ca 2+(aq) + H (^) 2Y2-(aq) [CaY] 2-(aq) + 2H +(aq) Reação no P.E: [CaInd]-(aq) + HY3-(aq) [CaY] 2-(aq) + HInd2-(aq) (coloração azul) N° de mols de CaCO 3 = x (2.10 -3^ L) = 1,0. 10-4^ mol N° de mols de EDTA consumidos = N° de mols de CaCO 3 = 1,0.10 -4^ mol
[EDTA] experimental= x= 0,20 mol. L -
A importância do ajuste do pH em torno de 10 nessa titulação foi para que a forma azul do indicador, HInd 2-, predominasse na ausência do íon cálcio, ou seja, quanto o ponto de equivalência fosse atingido( o íon cálcio estaria todo complexado com EDTA). Isso fez com que a adição de um leve excesso de EDTA, torna-se a solução azul. A nitidez do ponto final da titulação aumenta com o pH, mas este não pode ser aumentado indefinidamente para não ocorrer precipitação de CaCO 3 ou Mg(OH) (^) 2. Além do mais, o complexo muda de cor em valores de pH elevados. O outro fator que
fisiológicos. No Brasil, o valor máximo permissível de dureza total fixado pelo padrão de potabilidade, ora em vigor, é de 500 mgCaCO (^) 3/l, ou seja, 500 ppm de CaCO (^) 3. Logo, os valores encontrados nas titulações para a dureza das duas amostras de água não ultrapassam o valor máximo permitido pela legislação brasileira.
4.3 Determinação de cálcio em leite em pó Na determinação do teor de cálcio presente em uma alíquota de 4 g de leite em pó foram gastos 15 mL de solução de EDTA 0,20 mol.L-1^. O ponto de equivalência foi assim determinado pela mudança de coloração da solução para vermelho-vinho.
Reação química: [CaInd]-(aq) + HY3-(aq) → [CaY] 2-(aq) + HInd2-(aq) (coloração azul) Mg2+^ (aq) + HInd2-(azul) → [MgInd] - (aq) (vermelho) + H+(aq)
N° de mols de EDTA = x (15.10-3^ L) = 3. 10-3^ mol N° de mols de EDTA consumidos = N° de mols de CaCO 3 = 3. 10 -3^ mol
[Ca2+] experimental = x= 30.075 ppm
O valor encontrado está bem acima do valor teórico contido na embalagem, 7.692,3 ppm e pode ser devido a diferentes erros cometidos durante as análises ou também da possível presença de interferentes. Deve-se ressaltar que não foi usado nenhum agente mascarante (como o íon cianeto, que não forma complexos estáveis com os metais alcalinos) para que um determinado cátion não reagisse com o EDTA (Vogel, 1992). E como em todos os pacotes de leite em pó vem contido uma grande concentração de sódio (± 200 mg/120 g de leite) é possível que esse sódio tenham reagido com o EDTA que somado a concentração de cálcio e de outros metais, resultou nesse grande desvio do valor esperado para a concentração de cálcio no leite analisado.
CONCLUSÃO
A concentração padrão de EDTA determinada experimentalmente foi de 0,2 mol/ L, sendo que não se pode calcular o erro relativo dessa concentração de EDTA em relação a teórica do frasco, devido ao mesmo ser de concentração desconhecida. A dureza da água tanto do lago como do abastecimento da cidade em termos de concentração de CaCO 3 foram respectivamente 200,2 ppm e 70,07 ppm. Os valores
encontrados não excederam ao limite imposto pela legislação brasileira (500 ppm), logo é de se esperar que não haja a obstrução das tubulações ocasionadas pela deposição de CaCO (^) 3. O teor de cálcio presente no leite foi de 30.075 ppm tendo um grande desvio de em relação ao valor teórico esperado devido a possível reação paralela entre o EDTA e outros metais inclusive o sódio.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
- Por que adicionamos um solução tampão NH (^) 4OH/NH (^) 4Cl para ajustarmos o pH na análise e não adicionamos simplesmente para este ajuste uma base forte? A solução tampão não mantêm o pH a um valor constante, mas as variações do pH são relativamente pequenas quando quantidades pequenas de ácidos ou bases são adicionadas a solução. Enquanto se fosse adicionado uma base forte para ajustar o pH, ela iria reagir no decorrer da titulação com o hidrogênio liberado pelo EDTA, diminuído o caráter básicos da solução.
- Calcular a concentração real da solução de EDTA em mol/L e o erro relativo. N° de mols de CaCO 3 = x (2.10 -3^ L) = 1,0. 10-4^ mol N° de mols de EDTA consumidos = N° de mols de CaCO 3 = 1,0.10 -4^ mol
[EDTA] experimental= x= 0,20 mol. L -
E.R:( desconhecida)
- Calcular as concentrações de Ca2+^ em ppm na água do lago do Município de Tefé-AM e de abastecimento. Diga qual é a dureza da água.
Água do Lago de Tefé: N° de mols de EDTA = x (0,1.10-3^ L) = 2,0. 10-5^ mol N° de mols de EDTA consumidos = N° de mols de CaCO 3 = 2,0. 10 -5^ mol
[CaCO 3] experimental= x= 200,2 ppm
Água do abastecimento: N° de mols de EDTA = x (0,35.10-3^ L) = 7,0. 10-5^ mol
N° de mols de EDTA consumidos = N° de mols de CaCO 3 = 7,0. 10 -5^ mol
[CaCO 3] experimental= x= 70,07 ppm
A água do lago de acordo com os resultados obtidos pode ser classificada como dura e a água de abastecimento como mole..
- Quais são os possíveis problemas causados pela presença destes sais (Ca 2+^ e Mg2+^ ) na água em concentrações maiores que 100 ppm?
A água com concentração de cálcio e magnésio maior que 100 ppm é denominada de água dura. Quando a água dura é aquecida, precipita o carbonato de cálcio, que obstrui tubulações e canais de esgoto.
