Relatório química analítica - Apostilas - Agronomia, Notas de estudo de Agronomia. Universidade de Taubaté (Unitau)
Alexandre98
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Relatório química analítica - Apostilas - Agronomia, Notas de estudo de Agronomia. Universidade de Taubaté (Unitau)

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Apostilas de Agronomia sobre o estudo da química analítica, Introdução, Curva de Titulação, EDTA, Indicadores Metalocrômicos.
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UNIVERSIDADE FEDERAL DE SANTA MARIA

CENTRO DE CIÊNCIAS RURAIS DEPARTAMENTO DE QUÍMICA

RELATÓRIO II QUÍMICA ANALÍTICA

 

 

Santa Maria, 17 de dezembro de 2009.

  2

SUMÁRIO 

INTRODUÇÃO ................................................................................................. 3

1 - VOLUMETRIA DE COMPLEXAÇÃO ...................................................... 4

1.1 - Introdução ........................................................................................... 4

1.2 - Curva de Titulação .............................................................................. 5

1.3 – EDTA ................................................................................................... 6

1.4 - Indicadores Metalocrômicos ............................................................. 7

1.5 - Métodos de titulação envolvendo o EDTA ....................................... 7

1.6 - PRÁTICA NO LABORATÓRIO ............................................................ 8

1.6.1 - Determinação de Ca2+ em amostra de leite. ............................... 9

2 – VOLUMETRIA DE PRECIPITAÇÃO ........................................................ 10

2.1 – Introdução ........................................................................................ 10

2.2 – Método de Mohr ............................................................................... 11

2.3 – Método de Volhard ........................................................................... 12

2.4 – Método de Fajans ............................................................................. 12

2.5 – PRÁTICA NO LABORATÓRIO ......................................................... 14

2.5.1 - Padronização da solução AgNO3 pelo método de Mohr ......... 14

2.5.2 - Padronização de KSCN, com solução padrão de AgNO3 ........ 15

CONCLUSÃO ................................................................................................ 17

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS .............................................................. 18

 

  3

INTRODUÇÃO 

Neste trabalho faremos uma breve exposição das Volumetrias de

Complexação e de Precipitação, bem como as práticas relacionadas a cada

volumetria realizadas no laboratório.

Na Volumetria de Complexação faremos uma introdução, abordando

conceitos básicos e esclarecendo como se dá uma reação de complexação e

quais seus reagentes.

Falaremos também sobre o EDTA, que é um dos ligantes mais úteis, e

seus métodos de titulação. E sobre os indicadores do ponto final nas reações

de complexação, os chamados indicadores metalocrômicos.

Na Volumetria de Precipitação também faremos uma introdução com

conceitos básicos e abordaremos cada um dos métodos utilizados para a

determinação do ponto final.

Método de Mohr, que determina o ponto final através da formação de um

precipitado corado; Método de Volhard, através da formação de um complexo

solúvel colorido; e Método de Fajans, que determina o ponto final através de

indicadores de adsorção.

 

  4

1 ‐ VOLUMETRIA DE COMPLEXAÇÃO   

1.1 - Introdução

As reações de complexação são muito utilizadas na Química Analítica.

Um dos primeiros usos dessas reações se deu na titulação de cátions. Alguns

complexos são pouco solúveis e podem ser empregados em análises

gravimétricas ou em titulações de precipitação. Os reagentes formadores de

complexos mais úteis são os compostos orgânicos que possuem vários grupos

doadores de elétrons que formam múltiplas ligações covalentes com íons

metálicos. Os agentes complexantes inorgânicos são utilizados também para

controlar a solubilidade e para formar espécies coloridas ou precipitados.

A maioria dos íons metálicos reage com doadores de pares de elétrons

para formar compostos de coordenação ou complexos. As espécies doadoras,

ou ligantes, devem ter pelo menos um par de elétrons desemparelhados

disponíveis para a formação da ligação. A água, amônia e os íons haletos são

ligantes inorgânicos comuns.

O numero de ligações covalentes que o cátion tende a formar com os

doadores de elétrons é o número de coordenação. Os valores típicos para os

números de coordenação são 2, 4 e 6. As espécies formadas como resultado

da coordenação podem ser eletricamente positivas, neutras ou negativas.

Os métodos titulométricos baseados na formação de complexos, algumas

vezes denominados métodos complexométricos, vem sendo utilizados há dois

séculos. O desenvolvimento da sua aplicação analítica baseia-se em uma

classe particular de compostos de coordenação chamados quelatos. Um

quelato é produzido quando um íon metálico coordena-se com dois ou mais

grupos doadores de um único ligante para formar um anel heterocíclico de

cinco ou seis membros. Ligante é o doador de pares de elétrons, para formar

complexos.

Um ligante que possui um único grupo doador de elétrons, como amônia,

é chamado unidentado (dente único) ou monodentado, enquanto aquele, que

possui dois grupos disponíveis para ligações covalentes, é dito bidentado.

Agentes quelatos tridentados, tetradentados, pentadentados e hexadentados

são também conhecidos.

  5

Outro tipo importante de complexo é formado entre íons metálicos e

compostos orgânicos cíclicos, conhecidos como macrociclos. Essas moléculas

contem nove ou mais átomos no anel e incluem pelo menos três heteroátomos,

geralmente oxigênio, nitrogênio ou enxofre.

1.2 - Curva de Titulação

O progresso de uma titulação complexométrica é geralmente ilustrado por

uma curva de titulação, que e normalmente um gráfico de pM = – log [M] em

função do volume do titulante adicionado. Mais frequentemente, nas titulações

complexométricas, o ligante é o titulante, e o íon metálico é o analito, embora

ocasionalmente o inverso seja verdadeiro.

Muitas titulações de precipitação utilizam o íon metálico como titulante. 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 titulantes, os ligantes multidentados, particularmente aqueles que

têm quatro ou seis grupos doadores, apresentam duas vantagens sobre seus

correlatos monodentados; primeiro, normalmente reagem mais completamente

com cátions 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.

Para a titulação de um íon metálico com um complexante, a constante de

formação do complexo deve ser grande, de tal modo que a reação que ocorre

na titulação seja estequiométrica e quantitativa. No caso de ligantes

monodentados que formam vários complexos com o íon metálico,

frequentemente a constante total é alta, mas as constantes intermediárias são

baixas.

Como resultado tem-se a mudança gradual na concentração do íon

metálico à medida que o ligante é adicionado. No entanto, para que uma

reação de titulação seja de importância analítica, deve existir uma mudança

rápida na concentração do íon metálico no ponto de equivalência da titulação.

  6

1.3 – EDTA

O ácido etilenodiaminotetracético - EDTA pertence a uma classe de

substâncias chamadas de complexonas ou quelões. A molécula é um ácido

tetraprótico com dois átomos básicos de nitrogênio. Apresenta, portanto, 6

posições ligantes possíveis quando prótons são removidos.

Poucos ligantes multidentados formam complexos 1:1 bastante estáveis e

em uma única etapa com os mais variados íons metálicos de tal modo a

produzir uma mudança brusca nas suas concentrações, no ponto de

equivalência. Dentre outros exemplos desses ligantes úteis na titulação está o

EDTA

Vários métodos gravimétricos foram substituídos por titulações com

EDTA. Algumas aplicações importantes desse método, em termos do número

de análises realizadas, são as determinações de dureza da água, de cálcio em

leite e de cálcio em calcáreo, dentre outras.

Esse reagente pode ser obtido com alta pureza, na forma do ácido

propriamente dito ou na forma do sal dissódico dihidratado. As duas formas

possuem alta massa molar, mas o sal dissódico tem a vantagem de ser mais

facilmente solúvel em água.

O EDTA, por ser um ligante, tem pares de elétrons disponíveis para doar,

mas dependendo do pH do meio, esta quantidade pode variar, de 1, 2, 3 ou os

4 hidrogênios. Por exemplo, se está em um meio fortemente ácido ele não

doará nenhum elétron, e se o meio é fortemente alcalino os hidrogênios serão

perdidos e ionizados

ESTRUTURA DO EDTA:

  7

1.4 - Indicadores Metalocrômicos

Os indicadores metalocrômicos são compostos orgânicos coloridos que

formam quelatos com os íons metálicos. Para se conseguir uma boa

visualização do ponto final, deve-se evitar a adição de grandes quantidades do

indicador.

No processo, o indicado libera o íon metálico, que será complexado pelo

EDTA num valor de pM mais próximo possível do ponto de equivalência. O

comportamento dos indicadores é um pouco complicado pelo fato de que a sua

cor depende do pH da solução.

Características que os indicadores devem ter:

 O complexo Metal-Indicador deve ser estável o bastante para se manter

em solução, porém menos estável que o complexo Metal-EDTA, de

modo a que a reação seja expontânea.

 Ser muito sensível ao íon metálico para que a mudança de coloração

ocorra ao máximo possível próximo ao ponto de equivalência.

 Reação deve ser específica ou seletiva.

 A cor do indicador deve ser diferente do complexo metal-indicador.

 Todos os requisitos devem ser preenchidos dentro da faixa de pH em

que a titulação é efetuada.

1.5 - Métodos de titulação envolvendo o EDTA

Já existem procedimentos para a determinação de quase todos os

metais com EDTA. Naturalmente, nem sempre é possível efetuar a titulação

direta de determinados íons metálicos com EDTA usando um indicador

visual, mas já se dispõem de numerosas técnicas alternativas que podem

ser utilizadas nestes casos. Algumas destas são relacionadas a seguir.

  8

 Determinação por titulação direta :

Este é o procedimento que será usado na determinação do Mg(II) com

EDTA, empregando o Negro de Eriocromo T (Ério T) como indicador.

Tampona-se a solução contendo os íons metálicos a um pH adequado,

adicionam-se agentes mascarantes (quando se fizer necessário), a

seguir o indicador, e titula-se a solução com EDTA padrão até mudar de

cor, no ponto final.

 Determinação por titulação indireta (titulação de retorno):

Metais como Cr(III), Fe(IlI), Al(III e Ti(IV) reagem muito lentamente com

EDTA, resultando em um tempo relativamente longo para a titulação

direta de qualquer um destes íons. Sendo assim, foram desenvolvidos

métodos indiretos para a dosagem destes metais, que consiste na adição

de um excesso de EDTA e novamente na titulação deste excesso com

uma solução padrão de zinco ou magnésio.

 Determinacão por titulação dos íons hidrogênios liberados:

Na reação de íons metálicos com EDTA ocorre a liberação de dois íons

H+, os quais, depois de liberados, podem ser titulados com uma solução

padrão de NaOH para determinar, indiretamente, a quantidade de cátions

metálicos presentes na amostra.

 Determinação por substituição:

Neste caso, adiciona-se um excesso de uma solução do complexo de

magnésio, Mg-EDTA, a uma solução de íons metálicos capazes de

formar um complexo Metal-EDTA mais estável do que o Mg-EDTA. Os

íons Mg2+ deslocados serão titulados com solução padrão de EDTA.

1.6 - PRÁTICA NO LABORATÓRIO

  9

1.6.1 ‐ Determinação de Ca2+ em amostra de leite.

Para fazer a determinação de Ca²+ em amostra de leite no laboratório,

utilizamos como titulante uma solução padrão de EDTA – Na2 com

concentração 0,01M.

Para obter o titulado colocamos no erlenmeyer 2ml de amostra de leite,

que continha o Ca²+ a determinar pipetados com pipeta volumétrica ,100 mL

de água desionizada medidos com proveta, colocamos também 10 mL de

NaOH a 4% também medidos com pipeta volumétrica e uma pequena

quantidade de indicador metálico, neste caso o Murexida. Lembrando que

fizemos todas as adições na ordem descrita acima.

O Ca²+ nesta nesta determinação é a nossa amostra, o EDTA – Na2 é a

solução complexante e o NaOH tem como função favorecer a saída dos H da

estrutura do EDTA – Na2, deixando os pares de elétrons do “O” livres.

Cálculo:

Realizamos três amostras, sendo que na primeira adicionamos 6 mL de

titulante, na segunda 6,5 mL, e na terceira 5mL de titulante, obtendo assim,

como média, 5,7 mL de titulante adicionados. Titulamos até obter a cor violeta -

azulado.

Para descobrirmos a concentração do nosso titulante adicionado,

fizemos o seguinte cálculo: Se a concentração de EDTA – Na2 em 1000 mL é

0,01M, então em 5,7 mL será:

0,01M EDTA - 1000 mL

x - 5,7 mL x = 0,000057 moles de EDTA- Na2

Reação: M -In + EDTA - Na2  M - EDTA - Na2 + In

Então temos estequiometria 1:1

Sabendo a estequiometria, sabemos também que 0,000057 moles de EDTA

são iguais a 0,000057 moles de Ca2+.

Sabendo que o Ca²+ tem massa molar de 40 g, podemos calcular

quantas gramas de cálcio tem nos 0,000057 moles de Ca2+ (2 mL) pelo

seguinte cálculo:

  10

1 mol Ca2+ - 40 g

0,000057 moles Ca2+ - x x = 0,00228 g de cálcio em 2mL de leite

Na embalagem de leite utilizada no laboratório foi indicado que 200 mL

de leite continha 309 mg de cálcio, então fizemos um cálculo para descobrir

quanto de cálcio nos encontramos, também em 200 mL. Com os valores do

cálculo anterior para 2mL encontramos o resultado para 200 mL.

2 mL - 0,00228 g de cálcio

200 mL - x x = 0,228 g de Ca²+ em 200 mL de leite

Para achar o valor em mg multiplicamos o resultado por 1000:

0,228 x 1000 = 228 mg de Cálcio para 200 mL de leite

Então observamos uma diferença de 309 mg indicadas na embalagem

para 228 mg encontradas em nossa análise para 200 mL de leite.

E para achar a quantidade de cálcio em 1 Litro de leite, multiplicamos

esse resultado por 5.

228 mg x 5 = 1140 mg de cálciopor litro  

 

 

 

 

 

 

2 – VOLUMETRIA DE PRECIPITAÇÃO   

2.1 – Introdução

  11

Os métodos volumétricos que se baseiam na formação de um composto

pouco solúvel são chamados de titulações de precipitação. Para que uma

reação de precipitação possa ser usada, é preciso que ela ocorra em um tempo

curto, que o composto formado seja insolúvel e que ofereça condições para

uma boa visualização do ponto final.

Infelizmente estas condições somente são alcançadas em poucas

reações, devido a falta de um modo adequado de localizar o ponto de

equivalência, por outro lado, em algumas reações este ponto pode ser

identificado pela simples visualização do momento em que deixa de ocorrer a

precipitação.

Um obstáculo que surge ao efetuar uma volumetria de precipitação é

que não há existência de indicadores gerais. Assim, nas volumetrias de

precipitação, os indicadores utilizados são específicos de cada titulação,

dependendo da reação química que lhes serve de base.

Entre os métodos volumétricos de precipitação, os mais importantes são

os que empregam solução padrão de nitrato de prata (AgNO3). São chamados

de métodos argentimétricos e são usados na determinação de haletos e de

alguns íons metálicos. Para a determinação do ponto final, podemos utilizar

três métodos: Método de Mohr, Método de Volhard e Método de Fajans.

2.2 – Método de Mohr O método de Mohr é um método com formação de um sólido colorido, e

é aplicado à determinação de cloretos (Cl-) e brometos (Br-). A solução neutra é

titulada com nitrato de prata (AgNO3) em presença de cromato de potássio

(K2CrO4) que atua como indicador. O método de Mohr não pode ser usado na

determinação de iodetos em virtude do iodeto de prata ser, também, corado.

Na determinação de cloretos o ponto final é atingido quando os íons

cromato combinam-se com os íons prata se observando, então, a formação de

um precipitado vermelho, pouco solúvel.

Há fatores que devem ser considerados para que haja a aplicação desse

método, tais como a concentração do indicador e o pH da solução.

  12

O pH deve ser entre 7,0 e 9,0 porque com pH menor que 7,0 há uma

baixa na concentração dos íons e não há a formação do precipitado desejado

(marrom avermelhado), e com pH maior que 9,0 a alta concentração dos íons

gera a formação de hidróxido de prata.

 

2.3 – Método de Volhard É um método onde ocorre a formação de um complexo solúvel. Sendo

um procedimento indireto de determinação de íons que precipitam com a prata.

Neste método, a solução nítrica contendo o íon prata é titulada com tiocianato

de potássio.

Ag+ + SCN- Ag SCN 

Como indicador é usado o íon ferro(III), que produz uma coloração

vermelha com o primeiro excesso de tiocianato.   

Fe 3+ + SCN- Fe SCN2+

A solução nítrica contendo os halogenetos é tratada com nitrato de prata

em excesso e o excesso da prata é titulado com solução de tiocianato.

As mais importantes aplicações deste método são as que se relacionam

com a determinação de cloretos (Cl-), brometo (Br-) e iodetos (I-) em meio

ácido.

As vantagens do método de Volhard em relação ao de Mohr é o fato de

a titulação ser realizada em meio ácido o que assegura um maior campo de

aplicação, há uma economia da solução de prata e a visualização do ponto

final é mais fácil.

 

2.4 – Método de Fajans Fajans introduziu um tipo de indicador para as reações de precipitação,

que resultou de seus estudos da natureza da adsorção. Adsorção é a fixação

de duas moléculas de uma substância na superfície de outra substância. A

  13

ação destes indicadores é devida ao fato de que, no ponto de equivalência, o

indicador é adsorvido pelo precipitado e, durante o processo de adsorção,

ocorre uma mudança no indicador que conduz a uma substância de cor

diferente.

Estes indicadores foram, então, chamados de indicadores de adsorção.

As substâncias empregadas ou são corantes ácidos como os do grupo da

fluoresceína, que são utilizados sob a forma de sais de sódio, ou corantes

básicos, como os do grupo da rodamina, que são aplicados sob a forma de sais

halogenados.

Assim, o aparecimento ou o desaparecimento de uma coloração sobre o

precipitado servem para sinalizar o ponto final da titulação.

As condições essenciais para o bom funcionamento dos indicadores de

adsorção são as seguintes:

 O precipitado deve se separar com uma superfície específica

relativamente grande, pois o funcionamento dos indicadores

de adsorção envolve fenômenos de superfície.

 Na titulação de um ânion com um cátion, o indicador deve ser

do tipo aniônico, e na titulação de um cátion com um ânion, o

indicador deve ser do tipo catiônico. Ou seja, o íon indicador

deve ter carga oposta à do íon do agente precipitante.

 A nitidez do ponto final e a localização deste com relação ao

ponto estequiométrico somente são satisfatórias em condições

favoráveis das adsorbabilidades relativas dos íons presentes.

 A faixa de pH dentro da qual um corante é capaz de atuar

como indicador de adsorção depende largamente da sua

constante de ionização. Assim, a fluoresceína, que é um ácido

muito fraco (pKa = 8), em pH 7 tem sua ionização reprimida,

tanto que a concentração do respectivo ânion se torna

insuficiente para acusar mudança de coloração satisfatória. A

diclorofluoresceína, que é um ácido mais forte, é capaz de

atuar em meio fracamente ácido (pH 4).

 A solução não deve ser muito diluída porque a quantidade de

precipitado formada será pequena e a mudança de cor poderá

não ser nítida com alguns indicadores.

  14

Uma desvantagem dos indicadores de adsorção é que os haletos de

prata são sensibilizados à ação da luz por uma camada do corante adsorvido.

Exemplos de Indicadores e seus empregos

Indicador Titulação pH da solução Fluoresceína Cl- com Ag + 7 - 8 Diclorofluresceína Cl- com Ag + 4 Verde de Bromocresol SCN-com Ag+ 4 - 5 Eosina Br-, I-, SCN- com Ag+ 2

A fluoresceína pode ser usada como indicador na titulação de qualquer

haleto com pH 7, pois ela não deslocará nenhum dos haletos. No caso da

diclorofluoresceína, ela poderá deslocar o íon cloreto com pH 7, mas não

desloca em pH 4, por isso que este íon deve estar em pH 4. Já a eosina não

pode ser usada como indicador de cloretos, independentemente do pH, porque

se utilizada ela será fortemente adsorvida.

 

2.5 – PRÁTICA NO LABORATÓRIO  

2.5.1 ‐ Padronização da solução AgNO3 pelo método de Mohr  

Como nosso titulante utilizamos a solução de nitrato de prata (AgNO3) a

ser padronizada.

Para obter o titulado colocamos no erlenmeyer 20 mL da solução padrão

NaCl com concentração 0,01 M, medidos com pipeta volumétrica juntamente

com 50 mL de água desionizada medidos com proveta e adicionamos 1 mL de

solução indicadora de cromato de potássio (K2CrO4). Procedemos a titulação

até obter a cor marrom avermelhada do indicador.

Repetimos a amostra três vezes, sendo que na primeira adicionamos 20 mL

de titulante, na segunda 21 mL, e na última adicionamos 20,5 mL de titulante.

Obtendo assim, como média, 20,5 mL de titulante adicionados.

  15

Cálculo:

Para obtermos a concentração da solução padrão nos 20 mL pipetados,

sabendo a concentração para 1000 mL que é 0,01 M, calculamos:

0,01 M de NaCl - 1000 mL

x - 20 ml x = 0,0002 moles de NaCl em 20 mL

Reações: NaCl + AgNO3  AgCl + NaNO3

2AgNO3 + K2CrO4  Ag2CrO4 + 2KNO3

Utilizamos a primeira reação então temos estequiometria 1:1

Sabendo a estequiometria, sabemos também que 0,0002 moles de NaCl

são iguais a 0,0002 moles de AgNO3.

Então para calcularmos a concentração de AgNO3 em relação a 1000 mL,

calculamos:

0,0002 moles de AgNO3 - 20,5 mL

x - 1000 mL

x = 0,0097 M a concentração de AgNO3

Então na padronização da solução de nitrato de prata (AgNO3), obtivemos o

resultado de 0,0097 M de concentração da mesma.

2.5.2 ‐ Padronização de KSCN, com solução padrão de AgNO3

Faremos uma padronização da solução de KSCN, com solução padrão de

AgNO3 0,02M. Nesta análise utilizamos como titulante a mistura com solução

de KSCN.

Para obter o titulado, transferimos para o erlenmeyer 10 mL da solução

padrão de AgNO3, medidos com pipeta volumétrica, adicionamos 2mL de

HNO3, 6M, também medidos com pipeta volumétrica, 0,5 mL de solução

indicadora saturada de sulfato de Fe III e amônio e 30 mL de água desionizada.

Procedemos a titulação até a primeira mudança de coloração, uma leve

cor laranja.

  16

Realizamos três amostras, obtendo os seguintes resultados: na primeira

titulamos 10 mL, na segunda 9,9 mL e na terceira 9,8 mL. Obtendo como

média então 9,9 mL de titulante adicionado na amostra.

Cálculo:

Para encontrarmos a concentração dos 10 mL de solução padrão de

AgNO3, que foram colocados no erlenmeyer, fizemos o seguinte cálculo:

0,02 M de AgNO3 - 1000 mL

x - 10 mL x = 0,0002 moles de AgNO3

Reação: AgNO3 + KSCN KNO3 + AgSCN

Conforme a reação, temos estequiometria 1:1.

Sabendo a estequiometria, então temos que 0,0002 moles de AgNO3

são iguais a 0,0002 moles de KSCN.

Sabemos também que a concentração do KSCN em 9,9 mL (média), é

0,0002 moles, então fizemos o seguinte cálculo para descobrir a concentração

de KSCN para 1000 mL.

0,0002 moles de KSCN - 9,9 mL

x -1000 mL x = 0,0202 M de KSCN.

Temos que a concentração de KSCN em 1000 mL é de 0,0202 M

  17

CONCLUSÃO 

Com este trabalho podemos obter um melhor entendimento de como se

formam os complexos, na volumetria de complexação, e um melhor

entendimento de termos básicos, muito utilizados na química, para essa

volumetria.

Vimos também a grande importância que tem o EDTA, sua estrutura, e

que suas principais determinações são de dureza da água, de cálcio em leite e

de cálcio em calcário. E que por ser um ligante, tem pares de elétrons

disponíveis para doar, mas que dependendo do pH do meio em que se está

usando o EDTA, pode variar a quantidade de elétrons que se pode doar.

E na prática, com a determinação de Ca2+ em amostra de leite, podemos

averiguar se os valores que encontramos de cálcio eram iguais ou não, dos

indicados na embalagem do leite.

No caso da Volumetria de precipitação podemos perceber que o método

mais importante e mais utilizado para a determinação do ponto final é o método

de Mohr. E que há fatores que devem ser considerados para que haja a

aplicação desse método, tais como a concentração do indicador e o pH da

solução.

 

 

 

 

 

  18

 

 

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS  

Baccan N.; Andrade J. C.; Godinho O.E.S; Barone J.S. Química Analitica Quantitativa Elementar. 3ª Edição. Editora Edgard Blücher Ltda. São Paulo

Joselito Trevisan. Polígrafo de química analítica.

http://www.ufpa.br/quimicanalitica/triticomplexacao.htm

http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/4/40/Edta_structure.png

http://meusite.mackenzie.com.br/nbonetto/disciplinas/apostila_Laboratorio_Qui mica_Analitica_Quantitativa.pdf

http://www.ufpa.br/quimicanalitica/precipitimetria.htm

http://www.cg.iqm.unicamp.br/material/qa213/aula2_volprecipitacao-Dosil.pdf

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