QUI 572 Laboratório de Química Analítica V. APOSTILA DE AULAS PRÁTICAS (

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Química Analítica V – 1º semestre de 2012

UNIVERSIDADE FEDERAL DE JUIZ DE FORA INSTITUTO E CIÊNCIAS EXATAS

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA QUÍMICA ANALÍTICA V

QUI 572 – Laboratório de Química Analítica V

APOSTILA DE AULAS PRÁTICAS

(http://www.ufjf.br/baccan/)

Responsável:

Prof. Dr. Rafael Arromba de Sousa

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ORIENTAÇÕES GERAIS PARA AS AULAS PRÁTICAS

1. RELATÓRIOS

O trabalho científico realizado por uma pessoa ou um grupo só poderá ter utilidade para outras pessoas, se adequadamente transmitido. A forma de transmissão mais difundida é a da linguagem escrita, principalmente na forma de resumos, relatórios, artigos científicos e livros, dependendo da extensão, importância e público a ser atingido.

Nos laboratórios acadêmicos e industriais são muito empregados os relatórios de experiências realizadas.

Não existem normas rígidas da sua elaboração, dependendo da situação e local. Mas, devido à sua importância na carreira profissional do aluno, serão dadas algumas recomendações que serão úteis no aperfeiçoamento da sua técnica de redação científica.

Ao fazer um relatório, o aluno deve conhecer claramente a questão abordada pela experiência (objetivo) e qual a resposta que obteve para ela (conclusão). Esta formulação sintética servirá de linha diretriz para toda a redação, impedindo que se perca em divagações sobre assuntos colaterais ou considerações sobre detalhes sem importância.

A linguagem empregada deverá ser concisa, tecnicamente correta e precisa.

A redação deverá ser coerente quanto ao tempo dos verbos empregados, recomendando-se expor os resultados das observações e experiências no passado, reservando o presente para as generalidades ou para as referências a condições estáveis.

É conveniente recorrer a tabelas e gráficos, pois permitem concentrar grande quantidade de informações e apresentar os resultados obtidos. Nesse sentido, os gráficos e tabelas não podem estar “soltos” no texto, devem ter título (tabelas) e legenda (gráficos) e ambos devem ser, anunciados, chamados no texto.

Além disso, os valores numéricos deverão estar sempre acompanhados de unidades de medida, preferencialmente pertencentes ao mesmo sistema internacional (SI). Assim, as unidades de medida deverão ser incluídas também no cabeçalho das tabelas e nos eixos das figuras.

Sempre que os valores numéricos forem muito grandes ou pequenos, convém multiplicar o valor por uma potência inteira de dez para que o número fique com um ou dois algarismos antes da vírgula, e com tantos quantos forem necessários para expressar a precisão após a vírgula.

Após a redação do rascunho do relatório, este deverá ser examinado criticamente, como se estivesse sendo lido por uma “terceira pessoa”, verificando-se a clareza com que é expressa cada idéia e se não se pode fazê-lo com menor número de palavras, eliminando-se adjetivos supérfluos, construções perifrásticas e repetição do mesmo assunto em pontos diferentes do relatório.

O melhor relatório é aquele que cobre todo o assunto da maneira mais sucinta.

A seguir, será dado um esquema geral para os relatórios a serem produzidos durante a realização da disciplina, no qual a existência, a organização e o conteúdo de cada parte dependerão da experiência realizada.

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1.1. ESTRUTURA DOS RELATÓRIOS A SEREM APRESENTADOS NA DISCIPLINA QI 572: 1. TÍTULO DO EXPERIMENTO

2. OBJETIVO(S) DA EXPERIÊNCIA

3. RESULTADOS E DISCUSSÃO

- Indicar as reações químicas envolvidas quando houver e for pertinente;

- Os dados e resultados deverão ser apresentados na forma de Gráficos e Tabelas; - Gráficos e outros registros também podem ser usados.

Observação: Todos os cálculos não precisam (e não devem) ser demonstrados quando seguirem o uso das mesmas fórmulas ou raciocínio. Nesses casos, apresenta-se (passo a passo) um cálculo de cada tipo e indica-se, no texto, quais resultados foram obtidos do mesmo modo.

- Comentar se os resultados obtidos foram coerentes e o porquê.

4. CONCLUSÕES

- Comentar se os objetivos da prática foram alcançados e justificar a afirmativa.

7. BIBLIOGRAFIA (efetivamente consultada na elaboração do relatório) de acordo com o modelo:

- LIVRO: Autor (es). Título. Número da edição. Local da publicação: editora, ano, número de páginas.

Ex: GUENTHER, W.B., Química Quantitativa: Medições e Equilíbrio, São Paulo: Blücher-EDUSP, 1972, p. 34-37.

- ARTIGO: Autor. Título. Título da revista (abreviado ou não), local de publicação, número do volume, número do fascículo (quando houver), páginas inicial-final, mês e ano.

Ex: CANAES, L.S. et al. Using Candy Samples to Learn About Sampling Techniques and Statistical Data Evaluation. Journal of Chemical Education, Washington, DC, v. 8, n. 8, p. 1083-1088, ago./2008.

2. SEGURANÇA NO LABORATÓRIO

SEGURANÇA é assunto de máxima importância e especial atenção deve ser dada às medidas de segurança pessoal e coletiva em laboratório. Embora não seja possível enumerar aqui todas as causas de possíveis acidentes em um laboratório, existem certos cuidados básicos, decorrentes do uso de bom senso, que devem ser observados:

1. Siga rigorosamente as instruções fornecidas pelo professor. 2. Nunca trabalhe sozinho no laboratório.

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4. Em caso de acidente, procure imediatamente o professor, mesmo que não haja danos pessoais ou materiais.

5. “Encare” todos os produtos químicos como venenos em potencial, enquanto não verificar sua inocuidade, consultando a literatura e/ou orientações dos técnicos e professores.

6. Não fume no laboratório (além de perigoso é PROIBIDO). 7. Não beba e nem coma no laboratório.

8. Use jaleco apropriado e calça, não sendo permitido fazer aula de bermuda ou saia. 9. Caso tenha cabelos longos, mantenha-os presos durante a realização dos experimentos.

10.Nunca deixe frascos contendo solventes inflamáveis (acetona, álcool, éter, etc...) próximos a chamas. 11.Nunca deixe frascos contendo solventes inflamáveis expostos ao sol.

12.Evite contato de qualquer substância com a pele.

13.Use calçados fechados e sem salto (nunca sandálias e nem chinelos).

14.Todas as experiências que envolvem a liberação de gases e/ou vapores tóxicos devem ser realizadas na câmara de exaustão (capela).

15.Ao preparar soluções aquosas diluídas de um ácido, adicione o ácido concentrado sobre a água, nunca o contrário.

16.Nunca pipete líquidos cáusticos ou tóxicos diretamente, utilize pipetadores.

17.Nunca aqueça o tubo de ensaio, apontando sua extremidade aberta para um colega ou para si mesmo. 18.Sempre que necessário proteja os olhos com óculos de proteção.

19.Não jogue nenhum material sólido dentro da pia ou nos ralos.

20.Não jogue resíduos de solventes na pia ou no ralo; há recipientes apropriados para isso.

21.Não jogue vidro quebrado ou lixo de qualquer espécie nas caixas de areia. Também não jogue vidro quebrado no lixo comum. Deve haver um recipiente específico para fragmentos de vidro.

22.Não coloque sobre a bancada de laboratório bolsas, agasalhos, ou qualquer material estranho ao trabalho que estiver realizando.

23.Caindo produto químico nos olhos, boca ou pele, lave abundantemente com água. A seguir, procure o tratamento específico para cada caso.

24.Saiba a localização e como utilizar o chuveiro de emergência, extintores de incêndio e lavadores de olhos.

25.Nunca teste um produto químico pelo sabor (por mais apetitoso que ele possa parecer).

26.Não é aconselhável testar um produto químico pelo odor, porém caso seja necessário, não coloque o frasco sob o nariz. Desloque com a mão, para a sua direção, os vapores que se desprendem do frasco. 27.Se algum produto químico for derramado, seque com papel e, depois, lave o local imediatamente. 28.Verifique se os cilindros contendo gases sob pressão estão presos com correntes ou cintas.

29. Consulte o professor antes de fazer qualquer modificação no andamento da experiência e na quantidade de reagentes a serem usados.

30.Caso esteja usando um aparelho pela primeira vez, leia sempre as instruções antes. 31.Não aqueça líquido inflamável diretamente na chama.

32.Lubrifique tubos de vidro, termômetros, etc, antes de inseri-los em rolhas e proteja sempre as mãos com um pano.

33.Antes de usar qualquer reagente, leia cuidadosamente o rótulo do frasco para ter certeza de que aquele é o reagente desejado.

34.Verifique se as conexões e ligações estão seguras antes de iniciar uma reação química. 35.Abra os frascos o mais longe possível do rosto e evite aspirar ar naquele exato momento.

36.Não use lentes de contato dentro do laboratório, o vapor de alguns reagentes podem provocar aderência da lente sobre o olho.

37. Apague sempre os bicos de gás que não estiverem em uso.

38.Nunca torne a colocar no frasco um regente retirado em excesso e não usado. Ele pode ter sido contaminado.

39.Não armazene substâncias oxidantes próximas a líquidos voláteis ou inflamáveis.

40.Dedique especial atenção a qualquer operação que necessite aquecimento prolongado ou que libere grande quantidade de energia.

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42.Ao se retirar do laboratório, verifique se não há torneiras (água ou gás) abertas. Desligue todos os aparelhos, deixe todo o equipamento limpo e lave as mãos.

3. LIMPEZA DE MATERIAL DE VIDRO

Todo material de vidro que vai ser utilizado em análise quantitativa deve estar rigorosamente limpo. Para isso, deve-se lavá-lo com água e detergente diluído, enxaguá-lo várias vezes com água e, por último, com água destilada (várias porções de 5,00 a 20,00 mL).

4. PESAGEM EM BALANÇAS ANALÍTICAS

As balanças analíticas são balanças de precisão que permitem a determinação de massas com um erro absoluto da ordem de 0,1 mg. Por se tratar de instrumentos delicados e caros, seu manejo envolve a estrita observância dos seguintes cuidados gerais:

1. As mãos do operador devem estar limpas e secas;

2. Durante as pesagens, portas e janelas devem ser mantidas fechadas; 3. Ligar a balança com antecedência para que a mesma estabilize. 4. Conferir o “nível” da balança e ajustar o zero.

5. Destravar e travar (inclusive a meia trava) com movimentos lentos;

6. Nunca pegar diretamente com os dedos o objeto que vai pesar. Conforme o caso, usar uma pinça ou uma tira de papel impermeável;

7. “Descarregar” a balança imediatamente após a pesagem;

8. Para sucessivas pesagens no decorrer de uma análise, usar sempre a mesma balança;

9. O recipiente e/ou a substância que será pesada devem estar em equilíbrio térmico com o ambiente.

OBS: As salas de balanças devem ser mantidas na mais absoluta ordem e limpeza. Os conhecimentos necessários ao manejo dos diferentes tipos de balanças analíticas serão ministrados pelo responsável ou adquiridos através de consulta ao manual.

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ESTATÍSTICA APLICADA À QUÍMICA ANALÍTICA

Prática 1: Amostragem

Esta prática é uma adaptação de uma proposta da Profa. Suzane Rath, do Instituto de Química da UNICAMP (CANAES, L.S. et al. Using Candy Samples to Learn About Sampling Techniques and Statistical Data Evaluation. Journal of Chemical Education, Washington, DC, v. 8, n. 8, p. 1083-1088, ago./2008).

1. Introdução:

A validade das conclusões derivadas da análise de uma amostra depende, entre outras coisas, dos métodos empregados na obtenção e preservação da amostra.

Sabe-se que a amostragem é a uma das maiores fontes de erro na análise química e, por isso uma amostra deve ter todas as propriedades do material original

As principais etapas na amostragem compreendem:

Identificação da população de onde a amostra vai ser retirada.

Seleção e obtenção da “amostra bruta”.

Redução da “amostra bruta” à amostra laboratorial. 2. Objetivo:

O objetivo desta atividade é realizar um plano de amostragem, empregando confeitos M&M, e definir as condições experimentais para reduzir a amostra bruta para amostra laboratorial.

Para efeitos de controle, será utilizada a embalagem marrom de 104 g do confeito de chocolate.

3. Procedimento:

Parte A

1. Conte o número total de M&M no pacote e determine a quantidade por cor. Anote os resultados na tabela anexa.

2. Transforme todos os resultados do item 1 em porcentagem. Represente o resultado com o número correto de algarismos significativos.

3. Verifique se o valor obtido para cada cor difere significativamente do valor teórico do fabricante (erro relativo).

Um valor teórico da distribuição média das cores das pastilhas por pacote é apresentado na tabela abaixo.

Tabela 1: Valor teórico para a distribuição média das cores de M&M para uma embalagem marrom de 104g.

Cor Vermelho Amarelo Laranja Azul Verde Marrom

% 14,3 21,4 21,4 14,3 14,3 14,3

Parte B

4. Calcule a média percentual de todos os resultados da classe (total e para cada cor). 5. Calcule a estimativa do desvio padrão (absoluto).

6. Represente os resultados dentro de um intervalo de confiança de 95 e 99 %.

7. Verifique se o resultado da sua amostra difere significativamente da média total (valor médio x intervalos de confiança).

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Parte C

Juntar todos os confeitos da classe em um único recipiente (amostra bruta) e sugira um procedimento de amostragem para obtenção da amostra laboratorial considerando os resultados a serem obtidos nos itens 9 e 10. TRABALHAR UM GRUPO DE CADA VEZ.

8. Use duas medidas de amostragem (copos pequenos e grandes) e verifique se foi possível obter uma amostra representativa (calcular os erros relativos para cada amostragem).

9. Faça a amostragem por quarteamento e compare com os resultados anteriores fazendo a coleta com as duas medidas de amostragem.

ANEXOS:

Tabela 2: Modelo de Tabela para organização e apresentação dos resultados

Parte OBS Vermelho Amarelo Laranja Azul Verde Marrom

A-1 Número total A-2 Total em % A-3 ER (%) B-4 Média % da classe B-5 Desvio padrão B-6.1 Intervalo 95% conf. B-6.2 Intervalo 95% conf. B-7 Intervalo 95% conf. B-7 Intervalo 95% conf. C-9.1 ER (copo pequeno) C-9.2 ER (copo grande) C-10.1 ER (copo pequeno) C-10.2 ER (copo grande)

Tabela 3: Valores de “t” para 2 intervalos com 95% e 99% de confiança. Número de graus de liberdade. 95 % 99 % 1 12,71 63,66 2 4,30 9,92 3 3,18 5,84 4 2,78 4,60 5 2,57 4,03 6 2,45 3,71 7 2,36 3,50 8 2,31 3,36 9 2,26 3,25 10 2,23 3,17

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Prática 2: Determinação de Ácido Acético em Vinagre

1. Objetivos

Utilizar testes estatísticos de hipóteses (teste t e teste F) para avaliar o resultado de uma análise química de vinagre.

2. Introdução

Na maioria das situações encontradas em análises químicas, o valor verdadeiro da média µ não pode ser determinado, porque um número imenso de medidas (aproximadamente infinito) seria necessário. Com a estatística, entretanto, podemos estabelecer um intervalo ao redor de uma média amostral, determinada experimentalmente, no qual se espera que a média da população µ esteja contida com certo grau de probabilidade. Esse intervalo é conhecido como o intervalo de confiança (IC) e os limites são chamados limites de confiança.

µ

= x

±

t

S

√

N

Em alguns casos, o valor conhecido (µ ) representa o valor verdadeiro ou aceito, que se baseia em conhecimento ou experiência prévia. Em outras situações, o valor conhecido pode ser um valor previsto por uma teoria ou pode ser o valor de referência que utilizamos para a tomada de decisões acerca da presença ou ausência de um constituinte. Em todos os casos, utilizamos um teste estatístico de hipóteses para tirar conclusões sobre a média da população µ e sua proximidade da média amostral. Para um número pequeno de resultados, usamos um procedimento chamado de Teste t de Student.

µ

- x

S

√

N

t

₌

Muitas vezes torna-se necessário comparar as variâncias (ou desvios padrão) de duas populações. Por exemplo, o Teste t convencional demanda que os desvios padrão dos conjuntos de dados, que estão sendo comparados, sejam iguais, isto é, que não haja diferença significativa entre eles. Um teste estatístico simples, chamado Teste F, pode ser utilizado para avaliar essa consideração sob a condição de que as populações sigam uma distribuição normal (gaussiana). O teste F também é empregado na comparação de mais de duas médias e na análise de regressão linear.

F =

S_A2

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Química Analítica V – 1º semestre de 2012 3. Procedimento

3.1. Comparação de medidas repetidas (precisão) a) Preparo da amostra de vinagre

Cada grupo deve preparar 1 amostra de vinagre diluindo 5,00 mL do vinagre 1, com auxílio de uma pipeta volumétrica, em um balão volumétrico de 50,00 mL e completar o volume até a marca de aferição do balão com água destilada.

b) Titulação volumétrica

Com uma pipeta volumétrica, transfira uma alíquota de 3,00 mL da amostra preparada anteriormente para um erlenmeyer de 125 mL e dilua aproximadamente a solução até 50 mL com água destilada. Adicione 2 gotas de indicador fenolftaleína e titule a solução cuidadosamente com a solução padronizada de NaOH ~ 0,10 mol/L até o aparecimento de uma leve coloração rósea, que persista por 30 segundos. Anote o volume gasto. Repita o procedimento para mais 4 replicatas (Tabela 1).

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Tabela 1 - Comparação dos teores de ácido acético (% m/v) obtidos pelo Grupo com o valor declarado no rótulo da amostra de vinagre.

Replicatas VNaOH gasto (mL) % m/V ácido acético 1 2 3 4 5 Média --- Desvio padrão --- Valor esperado ---

3.2. Comparação de médias de dados em pares a) Preparo das amostras

Transferir 5,00 mL de cada amostra de vinagre com auxílio de uma pipeta volumétrica, para um balão volumétrico de 50,0 mL e completar o volume até a marca de aferição do balão com água destilada. b) Titulação volumétrica

Transferir uma alíquota de 3,0 mL das amostras preparadas anteriormente, com o auxílio de uma pipeta volumétrica, para cada erlenmeyer, adicionar aproximadamente 50 mL de água destilada e 2 gotas de indicador fenolftaleína em cada erlenmeyer. Cada mistura é cuidadosamente titulada com solução padronizada de NaOH ~ 0,10 mol/L até o aparecimento de uma leve coloração rósea, que persista por 30 segundos. Anote o volume gasto.

Tabela 2 – Comparação dos resultados dos teores de ácido acético (% m/v) obtidos pelo seu Grupo com aqueles obtidos por outro Grupo para a análise das diferentes amostras de vinagre.

Amostra

Grupo Outro grupo D

(%m/V(A) - % m/V(B)) VNaOH gasto (mL) % m/V Ácido acético VNaOH gasto (mL) % m/V Ácido acético Vinagre 1 Vinagre 2 Vinagre 3 Vinagre 4 Vinagre 5 Média da diferença --- --- --- --- Desvio padrão da diferença --- --- --- --- 4. Relatório

a) Para o procedimento 3.1 compare o valor determinado com o estipulado pelo fabricante (rótulo) empregando o Teste t mais adequado; verifique se os resultados experimentais são ou não diferentes do esperado, num nível de 95 % de confiança.

b) Ainda para o procedimento 3.1 determine o intervalo de confiança para as médias obtidas pelo grupo num nível de 95 % de confiança.

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c) Para o procedimento 3.2 faça o teste t pareado e verifique se os resultados experimentais do grupo A são ou não diferentes do grupo B, num nível de 95 % de confiança.

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ESPECTROFOTOMETRIA

Prática 3: Determinação espectrofotométrica de ácido acetilsalicílico em formulações farmacêuticas usando curva de calibração

1. Introdução

Quando um feixe de radiação monocromática incide sobre um meio homogêneo, parte é absorvida e parte é transmitida. É possível controlar outros fenômenos que ocorrem para que não interfiram na medida analítica. Os princípios sobre os quais se baseiam as medidas analíticas quantitativas são definidos pelas leis de Lambert e de Beer, que combinadas, são expressas na equação:

A =

εεεε

. b . C

Onde a grandeza A representa Absorbância, εεεε o coeficiente de absortividade molar, b o trajeto óptico e C a concentração, em mol L-1. Pode-se relacionar a Absorbância, A, com outra grandeza, a transmitância, T, pela expressão:

A = - log10T

O ácido acetil-o-salicílico (AAS) pode ser seletivamente determinado em formulações farmacêuticas fazendo-se a complexação de seu produto de hidrólise, ácido o-salicílico, com Fe3+. Outros constituintes de analgésicos tais como paracetamol, cafeína e fenacetina não reagem e, portanto, não apresentam interferência.

2. Procedimento

2.1. Preparo das soluções padrão

a) Preparar um branco de referência (solução 1) e a partir de uma solução padrão de ácido salicílico 3,00 g/L preparar uma série de 6 soluções padrão (2 a 7), em tubos de ensaio, de acordo com a Tabela 1:

Tabela 1: Curva analítica para determinação do AAS em medicamentos Solução Volume água

deionizada (mL)

Volume Ácido acetil salicílico (mL) Volume H2SO4 diluído (mL) * 1 (Branco) 5,00 0 9,00 2 4,50 0,50 9,00 3 4,00 1,00 9,00 4 3,00 2,00 9,00 5 2,00 3,00 9,00 6 1,00 4,00 9,00 7 0 5,00 9,00

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* H2SO4 diluído: 15 mL de H2S04 concentrado diluído para 1 L com H2O deionizada

b) Aquecer as soluções, juntamente com a amostra, em um banho de água fervente (ebulição) durante 15 minutos. Esfriar as soluções e adicionar 1,00 mL da solução de Fe3+ (0,6 mol L-1 de FeCl3 em H2SO4 1,3

mol L-1) em cada tubo.

2.2. Obtenção do espectro de absorção do complexo Fe(Sal)3

Pode-se utilizar, por exemplo, a solução 5. Enche-se uma cubeta com esta solução e outra com a solução de referência (branco). Em seguida, deve-se registrar o espectro (Absorbância xλ (nm)) na faixa

de 460-600 nm (resolução de 20 nm). Assinalar, no espectro, o comprimento de onda de máxima absorção.

Tabela 2 - Seleção do λmáx absorção do complexo

λλλλ

(nm) 460 480 500 520 540 560 580 600

Absorbância

2.3. Obtenção da curva analítica do complexo

Ajusta-se no espectrofotômetro o comprimento de onda de máxima absorção encontrado através do espectro de absorção. Medir a absorbância das soluções, zerando o equipamento com a solução de referência (branco). Traçar o gráfico da curva analítica, colocando os valores de absorbância no eixo das ordenadas (Y) e as correspondentes concentrações do AAS (mol L-1) no eixo das abscissas (X).

Tabela 3 - Medidas de absorbância das soluções padrão para obtenção da curva analítica do complexo

Solução 1 2 3 4 5 6 7

[AAS] / mol L-1

Absorbância

2.4. Determinação da concentração de ácido acetilsalicílico em comprimidos

a) Preparo da amostra

Pesar um comprimido de aspirina e anotar a massa. Em um béquer (200 mL) dissolver o comprimido em aproximadamente 150 mL de água deionizada e aquecer na temperatura de ebulição, durante 15 minutos, para dissolução completa. Filtrar a solução fria, em um balão volumétrico de 200,00 mL, desprezando o resíduo. Completar o volume do balão, com água deionizada, até a marca de aferição. Pipetar alíquota de 3,00 mL da solução para um tubo de ensaio, adicionar 2,00 ml de água deionizada, 9,00 mL da solução de H2SO4 diluído e aquecer em banho fervente por 15 minutos (juntamente com a

curva analítica). Esfriar a amostra e adicionar 1,00 mL da solução de Fe 3+ (0,6 mol/L de FeCl3 em H2SO4

1,3 mol/L). Faça 2 replicatas da sua amostra.

b) Medida da absorbância da solução de amostra

Medir a absorbância das soluções da amostra no comprimento de onda de máxima absorção, zerando o equipamento com a solução de referência. Calcular a massa e a percentagem do princípio ativo no comprimido analisado.

3. Relatório

a) Regressão linear: mostre a curva de calibração obtida e a equação da reta, com o coeficiente de correlação (r2).

b) Determine a concentração de AAS na solução de amostra preparada em mol L-1, a massa (mg) do AAS contida no comprimido e calcule a % m/m de princípio ativo no comprimido.

c) Calcule o erro relativo da análise com relação ao valor do princípio ativo fornecido pelo fabricante e comente.

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d) Calcule o limite de detecção (LD) e o limite de quantificação (LQ) do método baseado em parâmetros da curva analítica. Qual a importância da determinação do LD e LQ?

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Prática 4: Determinação espectrofotométrica de ácido acetilsalicílico em formulações farmacêuticas usando curva de calibração com adição de padrão

1. Procedimento

1.1 Preparo das soluções padrão

Pipetar 2,00 mL (pipeta volumétrica) da amostra (preparada conforme item 2.4a, da Prática 3) para cada um dos 6 tubos enumerados de 1 a 6. A seguir proceder da seguinte maneira: em cada tubo contendo 2,0 mL da amostra, adicionar o volume da solução padrão de ácido salicílico 3,00 g/L, água deionizada e H2SO4 diluído conforme esquematizado na Tabela 1.

Tabela 1: Curva analítica com adição de padrão para determinação de AAS.

Solução Volume (mL) amostra

Volume (mL) ácido acetil salicílico

Volume (mL) H2O deionizada Volume (mL) H2SO4 diluido* branco 0 0 5,50 9,00 1 2,00 0 3,50 9,00 2 2,00 1,00 2,50 9,00 3 2,00 1,50 2,00 9,00 4 2,00 2,00 1,50 9,00 5 2,00 2,50 1,00 9,00 6 2,00 3,00 0,50 9,00

(*) 15 mL do H2SO4 concentrado diluído para 1 L com H2O deionizada.

Aquecer as soluções em um banho de água fervente (em ebulição) durante 15 minutos, esfriar e adicionar 1 mL da solução de Fe3+.

2.2. Obtenção da curva analítica do Complexo

a) Ajustar no espectrofotômetro o comprimento de onda de máxima absorção para o complexo ácido salicílco - Fe (encontrado na aula anterior).

b) Utilizando a solução contendo o branco (T= 100% ou A= 0) medir a Absorbância das soluções 1, 2, 3, 4, 5 e 6. Anotar os valores de Absorbância lidos.

c) Construir, no Excel, o gráfico da curva analítica com adição de padrão. (Absorbância versus Concentração AAS adicionada)

d) Calcular a concentração de ácido acetil salícilico na amostra utilizando a equação da reta obtida da curva de calibração com adição de padrão e comparar com o valor encontrado na aula anterior.

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Prática 5: Titulação fotométrica - dosagem de Ferro (III) com EDTA

1. Introdução

O ponto final em uma titulação espectrofotométrica é avaliado a partir dos dados de absorbância da solução. Como esse tipo de titulação é conduzido num recipiente para o qual o caminho óptico é constante, a absorbância é proporcional à concentração. Logo, numa titulação onde o titulante, o reagente ou o produto absorve radiação, um gráfico de absorvância versus volume de titulante adicionado consistirá, se a reação for completa, em duas retas que se interceptam no ponto final.

A forma da curva depende das propriedades ópticas do reagente, titulante e produtos da radiação no comprimento de onda utilizado.

2. Procedimento

a) Preparo da amostra

Num béquer adicione 2,0 mL de solução de amostra de Fe+3, 10 mL de solução de ácido acético 2,50 mol L-1 (pH ~ 4,0), 5 mL de água destilada e 25 mL de ácido salicílico 0,50%. Pipetar uma alíquota de 5,00 mL desta solução, transferir para um béquer de 100,00 mL e completar com água destilada.

b) Leitura da absorvância

Efetuar a leitura em 520 nm de uma alíquota da solução de amostra, em diferentes volumes de titulante (EDTA ~ 0,05 mol L-1) adicionado, conforme previsto na Tabela 1.

Tabela 1 - Dados experimentais obtidos para titulação. VEDTA (mL) Abs VEDTA (mL) Abs

0 1,9 0,2 2,0 0,4 2,1 0,6 2,2 0,8 2,3 1,0 2,4 1,2 2,5 1,4 2,6 1,5 2,7 1,6 2,8 1,7 2,9 1,8 3,0 3. Relatório

a) Construir a curva de titulação e determinar o ponto de equivalência. b) Calcular a concentração em mol/L de Fe (III) na amostra.

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Prática 6: Estudo espectrofotométrico de uma mistura

1. Introdução

Quando uma solução contém mais de um composto absorvente, admite-se que as várias espécies comportam-se independentemente uma das outras e que a absorbância total da solução, para um dado comprimento de onda, é a soma das absorbâncias dos compostos individuais. Nisso se baseia a análise de misturas de componentes possuindo curvas de absorbância sobrepostas, com a determinação simultânea dos componentes individuais da mistura.

O caso mais simples é o de um sistema contendo duas espécies de absorção de dois componentes, L e M, bem como o espectro de absorção da mistura. Como as curvas de absorção dos dois componentes se sobrepõem em toda a faixa espectral considerada, a absorbância total, para qualquer comprimento de onda, é a soma das absorbâncias dos componentes L e M. Então, para dois comprimentos de onda A1 e

A2, ter-se-ão as seguintes equações, respectivamente:

Assim a lei de BEER para misturas com mais de uma espécie colorida pode ser aplicada em determinado comprimento de onda, tendo assim a propriedade da ADITIVIDADE.

2. Procedimento

2.1 Espectros de absorvância das espécies isoladas e da mistura

a) Prepare 50,00 mL de uma solução 2 x 1O-4 mol/L de KMnO4 a partir da solução estoque de KMn04

~ 1,8 10-2 mol/L em H2SO4 (verificar concentração exata no rótulo do frasco).

b) Prepare 50,00 mL de uma solução 2 x 1O-3 mol/L de K2Cr2O7 a partir da solução estoque de K2Cr2O7

~ 1,8 10-1 mol/L em H2SO4, (verificar concentração exata no rótulo do frasco).

c) Prepare 50,00 mL de uma solução contendo 2 x 1O-4 mol/L de KMn04 e 2 x 1O-3 mol/L de K2Cr2O7.

d) Obtenha no espectrofotômetro espectros das soluções a, b e c usando um branco como referência, na faixa visível de 420 - 600 nm (com resolução de 20 nm) e complete a Tabela 1.

A1 =

ε

L1 b CL +

ε

M1 b CM

A2 =

ε

L2 b CL +

ε

M2 b CM

Sendo: A= absorbância b = caminho ótico

ε

= absortividade molar C = concentração (mol/L)

(18)

Tabela 1: Seleção do λmáxima absorção para KMnO4, K2Cr2O7 e para a mistura.

λλλλ (nm) 400 420 440 460 480 500 520 540 560

A (KMnO4)

A (K2Cr2O7)

A (mistura)

2.2 Análise espectrofotométrica simultânea de uma mistura contendo Cr2O72- e MnO4-

a) Usando balões de 50,00 mL prepare 5 padrões de KMnO4 e K2Cr2O7, separadamente, a partir das

soluções estoque KMnO4 e K2Cr2O7, respectivamente. Para o KMnO4 a faixa de concentração vai de 0,75

a 6,0 x 10-4 mol/L e para o K2Cr2O7 de 5 a 25x 10-4 mol/L. Prepare um ensaio em branco para cada curva

de calibração.

Tabela 2: Concentrações de KMnO4 e K2Cr2O7 nas curvas de calibração e alíquotas das soluções estoque.

Solução padrão KMnO4 K2Cr2O7 Alíquota (mL) [KMnO4] (mol/L) Alíquota (mL) [K2Cr2O7] (mol/L) 1 (branco) --- 0 --- 0 2 0,20 1,50 3 0,45 3,00 4 0,90 4,50 5 1,35 6,00 6 1,80 7,50

b) Tome uma alíquota de 2,00 mL da amostra (considerar a mistura preparada no item 2.1C) e transfira para um balão volumétrico de 10,00 mL. Complete o balão com água deionizada. Faça duas soluções iguais (replicata).

c) Obter leituras no espectrofotômetro das curvas analíticas para o KMnO4, para o K2Cr2O7 e para a

amostra nos dois comprimentos de onda encontrados nos espectros de absorção (item 2) e preencha a Tabela 3.

Tabela 3: Absorbâncias das soluções padrão para o cálculo das constantes

ε

e absorbância da solução de amostra nos mesmos comprimentos de onda.

Solução padrão Padrões de MnO4- Padrões de Cr2O7 2-λmáx abs (MnO4 -) λ máx abs (Cr2O72-) λmáx abs (MnO4 -) λ máx abs (Cr2O72-) Branco 1 2 3 4 5 6 AMOSTRA -1 AMOSTRA -2

(19)

d) Determine a concentração de MnO4- e Cr2O72- na amostra expressando a média com o desvio padrão

(20)

ESPECTROMETRIA ATÔMICA

Prática 7: Determinação Simultânea de Sódio e Potássio em Bebida

1. Instruções gerais para uso do fotômetro de chama a) Ligar o fotômetro na tomada (verificar voltagem correta); b) Ligar o compressor;

c) Colocar o capilar em água deionizada e aguardar a formação do aerossol; d) Ligar a válvula de gás;

e) Ligar o equipamento no botão LIGA; f) Clicar em ENTRA e acionar a ignição;

g) Regular o fluxo de gás até que os 10 cones azuis da chama se tornem nítidos; h) Aguardar a estabilização do equipamento.

2. Procedimento

2.1. Preparo das soluções padrão de Na+, K+, utilizando Li+ como padrão interno

A partir das soluções padrão estoque de 100 mg L-1 de K+, Na+ e Li+ preparar uma série de 6 soluções padrão, de acordo com a Tabela 1:

Tabela 1: Preparo da curva analítica com padronização interna para Na+ e K+

Padrão Volume (mL) Li + 100mg L-1 Volume (mL) Na+ 100mg L-1 Volume (mL) K+ 100mg L-1 Volume Final (mL) Concentração Final Li + mg L-1 Na+ mg L-1 K+ mg L-1 1 2,50 2,50 0,50 50,00 5,00 5,00 1,00 2 2,50 5,00 1,50 50,00 5,00 10,0 3,00 3 2,50 7,50 2,50 50,00 5,00 15,0 5,00 4 2,50 10,00 3,50 50,00 5,00 20,0 7,00 5 2,50 12,50 4,50 50,00 5,00 25,0 9,00 6 2,50 15,00 5,50 50,00 5,00 30,0 11,0 2.2. Preparo da amostra

Após agitar, transferir 1,00 mL da amostra para um balão volumétrico de 50,00 mL, acrescentar 2,50 mL da solução do padrão interno (Li+ 100mg L-1) e completar o volume com água deionizada até a marca de aferição do balão. Realizar o procedimento em duplicata.

2.3. Calibração do fotômetro

Após a estabilização do equipamento, verificar se o equipamento está calibrado para o Na+ na faixa de 5,00 a 30,0 mg L-1, para K+ na faixa de 3,00 a 11,0 mg L-1 e para o Li em 5,00 mg L-1. Caso não esteja, efetuar a calibração.

2.4. Leitura das soluções padrão

Após a calibração, se necessário, realizar a leitura das soluções padrão e da amostra, completando a Tabela 2.

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Tabela 2: Concentrações teórica e lida experimentalmente para cada solução padrão e amostra Solução [Na+] teórica [Na+] lida [K+] teórica [K+] lida [Li+] teórica [Li+] lida

1 5,0 1,00 5,0 2 10,0 3,00 5,0 3 15,0 5,00 5,0 4 20,0 7,00 5,0 5 25,0 9,00 5,0 6 30,0 11,0 5,0 Amostra 1 --- --- 5,0 Amostra 2 --- --- 5,0

OBS: Ao fim do experimento: deixe passar água deionizada pelo queimador por 5 minutos, fechar o bujão, a válvula de gás no fotômetro e somente depois, desligar o compressor e o equipamento.

3. Relatório

a) Construir uma curva da [Na+] teórica/[Li+] teórica versus [Na+] lida/[Li+] lida.

b) Construir uma curva da [K+] teórica/[Li+] teórica versus [K+] lida/[Li+] lida.

c) Calcular a concentração teórica de Na+ e K+ na amostra através das equações de reta obtidas para as curvas analíticas.

d) Calcular o desvio padrão e o desvio padrão relativo para as concentrações.

e) Calcular o erro relativo entre as concentrações de Na+ e K+ calculadas no item c e a concentrações fornecidas pelo fabricante. Comentar os resultados obtidos.

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MÉTODOS DE SEPARAÇÃO

Prática 8: Determinação da Razão de Distribuição (D) e do Coeficiente de Disttibuição (K) do Iodo em Diferentes Solventes

1. Introdução

O iodo molecular é apenas levemente dissolvido em água (1,3 x 10-3 moL/L à 20°C), mas sua solubilidade é aumentada pela complexação com iodeto.

I2(aq) + I¯ (aq)⇔ I3¯ (aq) Kf = 7 x 102

O coeficiente de distribuição fornece informação quanto ao particionamento de uma substância dissolvida entre duas fases líquidas. A razão de distribuição fornece informação quanto à distribuição de uma espécie entre as duas fases, sendo utilizado quando se trata de uma espécie que tem mais de uma forma química.

2. Procedimento:

Ligar a capela e transferir para o funil de separação 5,00 mL da solução de iodo, utilizando pipeta volumétrica. Adicionar 10 mL de solvente (éter, diclorometano ou tetracloreto de carbono), utilizando uma pipeta volumétrica. Na capela, agitar o funil para que as fases entrem em contato, tomando cuidado com a tampa e abrindo a torneira algumas vezes para eliminação do excesso do gás. Depois disso, deixar o funil em repouso para separação das fases. Enquanto ocorre a separação, proceder à titulação de 5,00 mL da solução de iodo para a eterminação da concentração total (CT) com tiossulfato de sódio ~ 0,100

mol/L (verificar a concentração exata), usando amido com indicador (~ 10 gotas).

Após a separação, retirar a fase aquosa (que nem sempre será a de baixo) e titular para determinação da concentração de iodo na fase aquosa.

A partir dos valores de D (razão de distribuição) obtidos experimentalmente, calcular K (coeficiente de distribuição) para cada um dos solventes.

Dados:

[I¯ ] = 0,06 moL/L

I2 (aq) + 2S2O32- ↔ 2 I-(aq) + S4O6

2-D = Concentração total na fase orgânica Concentração total na fase aquosa

CT −−−− Caq Caq =

D = K 1 + Kf [I¯ ]

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Pratica 9: Estudo da eficiência de separação de uma mistura de Fe (III), Ni (II) e Co (II)

1. Aplicação da Cromatografia de Partição sobre Papel

a) (Se não estiver pronto) Preparar soluções padrão de Ferro (III), cobalto (II) e níquel (II), em concentração aproximada de 0,01 g do cloreto correspondente por mL de HCl 6 mol/L.

b) Cortar uma tira de papel Whatman n° 1 para cromatografia, de aproximadamente 17 cm de altura. c) Picotar as bordas da extremidade inferior do papel, marcando com um lápis a linha de origem.

d) Com um tubo capilar, depositar, em duas tiras a amostra e os padrões, isto é fazer uma duplicata. Colocar em uma cuba previamente saturada com um sistema de solventes formado por: 8 partes de HCl 6 mol/L e 87 partes de acetona e água o suficiente para perfazer 100 volumes.

e) Tampar a cuba e deixar desenvolver a cromatografia por 30 minutos.

f) Medir imediatamente a distância percorrida pela fase móvel e, depois, secar à temperatura ambiente por 5 minutos. Revelar uma das replicatas com NH4SCNsat/acetona o ferro, cobalto e amostra, e revelar a

outra replicata com a solução amoniacal de dimetilglioxima o níquel e a amostra. Se necessário, expor a tira a vapores de amônia. Após cada revelação medir a distância percorrida pelo soluto e preencher a Tabela 1.

Tabela 1: Distâncias percorridas pelos soluto e solvente para os padrões e amostras. Distância percorrida pelo

soluto

Distância percorrida pelo solvente Padrão Fe Co Ni Amostra Fe Co Ni 2. Relatório

a) Calcular o fator de retenção (Rf) para cada padrão.

b) Calcular o fator de retenção (Rf) para cada soluto na amostra. c) Concluir que íons compõem a sua amostra.

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Prática 10: Estudo da eficiência de uma resina de troca iônica

1. Preparo da Coluna para Troca lônica

a) Vedar a extremidade inferior de uma coluna (bureta) de 25 mL, com lã de vidro e medir, usando régua comum, uma altura próxima a 20 cm a partir da vedação.

b) Inclinar a coluna, ligeiramente e introduzir a mistura “pastosa” da resina em HCL 6 mol/L de forma que a quantidade de resina alcance a marcação de 20 cm, na bureta. Para isso, o excesso do líquido na mistura “pastosa” deve ser retirado abrindo-se a torneira da bureta.

c) Vedar a extremidade superior com algodão e adicionar água destilada até que o excesso de ácido seja removido. Para verificar o pH do eluato (líquido que sai da coluna) usar papel tornassol azul (fica rosa em pH ácido e se mantém azul em pH alcalino). Em seguida, manter uma pequena quantidade de água na parte superior da resina de modo a evitar a formação de bolhas, no leito da resina.

2. Determinação da eficiência da coluna empregando uma solução de NaCl ~ 2,85 mol/L

a) Tomar 1,00 mL da solução de NaCl 2,85 mol/L e transferir para o interior da coluna. Adicionar água destilada continuamente, eluindo a amostra (não permitir que a parte superior da resina resseque).

b) Recolher o ácido formado pela troca (Na+_{↔ H}+) em um béquer, testando de vez em quando, uma gota com papel indicador de pH.

c) Quando não houver mais formação de ácido, interromper a saída da coluna e transfira o eluato para um balão volumétrico de 50,00 ou 100,00 mL, completando o volume com água destilada.

d) Tomar uma alíquota de 10,00 mL da solução do ácido e titular com NaOH ~0,100 mol/L, usando fenolftaleína como indicador até o aparecimento da coloração rosa, que persista por 30 segundos.

3. Relatório

a) Calcular a concentração de HCl liberado pela resina na solução diluída (alíquota titulada). b) Calcular a concentração de Na+ trocado pela resina.

c) Calcular a eficiência da coluna.

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ELETROANALÍTICA

Prática 11: Determinação Potenciométrica de Ácido Fosfórico em Biotônico Fontoura

1. Procedimento

1.1. Calibração do Eletrodo de Vidro

a. Ligar o pHmetro e a aguardar 10 min para estabilização;

b. Lavar o eletrodo de vidro com água destilada e secar com papel absorvente; c. Selecionar o modo de calibração (cal);

d. Mergulhar o eletrodo na solução tampão pH 4,01 e aguardar a estabilização; e. Lavar o eletrodo de vidro com água destilada e secar com papel absorvente; f. Mergulhar o eletrodo na solução tampão pH 7,00 e aguardar a estabilização; g. Lavar o eletrodo de vidro com água destilada e secar com papel absorvente.

1.2. Preparo da Amostra

Pipetar 10 mL da amostra de Biotônico Fontoura num béquer de 250 mL, contendo uma barrinha magnética, e adicionar aproximadamente 175 mL de água destilada. Colocar o béquer sobre o agitador magnético, montar o eletrodo de vidro de modo a ficar próximo ao fundo do béquer, sem tocar na barrinha. Verifique se a quantidade de água foi suficiente para cobrir a membrana de junção líquida e caso não tenha sido, adicionar um pouco mais de água.

1.3. Titulação Potenciométrica

a) Medir o pH inicial e titular com a solução de NaOH padronizada ~ 0,250 mol L-1 (verificar a concentração exata). Medir o pH do titulado após cada incremento de base, preenchendo a Tabela 1.

Tabela 1: Medidas do pH durante a titulação para a construção da curva pH x V NaOH. VNaOH (mL) pH VNaOH (mL) pH VNaOH (mL) pH 0 1,9 3,6 0,2 2,0 3,8 0,4 2,1 3,9 0,6 2,2 4,0 0,8 2,4 4,1 1,0 2,6 4,2 1,2 2,8 4,4 1,4 3,0 4,6 1,6 3,2 4,8 1,8 3,4 5,0

b) Lavar o eletrodo e guardá-lo no compartimento contendo solução de KCl.

2. Relatório

a. Construir o gráfico pH versus volume de titulante;

b. Calcular a 1ª e a 2ª derivadas, e construir um gráfico de 1ª e 2ª derivada versus volume de titulante;

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d. Calcular a concentração de ácido fosfórico no Biotônico Fontoura, em mol L-1 e em mg L-1, escolhendo uma das derivadas como base de cálculo e empregando tanto o 1º quanto o 2º ponto de equivalência.

e. Calcular o erro relativo para as concentrações obtidas em “d” e comentar se houve diferença significativa entre o uso do 1º e do 2º ponto de equivalência.