Equilibrio e volumetria precipitação

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EQUILÍBRIO E VOLUMETRIA DE PRECIPITAÇÃO 
 
 Aplicação da constante de equilíbrio à dissolução e precipitação de substâncias pouco solúveis 
A precipitação química é o processo onde espécies solúveis são removidas da solução pela adição de um 
precipitante, que resulta na formação de um composto pouco solúvel. 
 
Equilíbrio Iônico Heterogêneo. O processo de precipitação é descrito mais simplesmente pela consideração do 
equilíbrio entre um precipitado e seus constituintes presentes na fase dissolvida. 
 
AxBy(s) ↔ xA
y+
 + yB
x- 
  Kps = [Ay+]x [Bx-]y  Kps é a constante de equilíbrio de solubilidade 
Formação de precipitados: 
 [A
y+
]
x 
[B
x-
]
y
 < Kps  Solução insaturada (não há precipitação) 
 [A
y+
]
x 
[B
x-
]
y
 = Kps  Solução saturada (não há precipitação) 
 [A
y+
]
x 
[B
x-
]
y
 > Kps  Solução supersaturada ( há precipitação) 
 
Precipitação Fracionada: separação de dois ou mais íons pelo mesmo agente precipitante. O primeiro íon 
a precipitar é o que apresentar menor valor da constante de solubilidade. 
Em uma separação quantitativa  sobra em solução apenas 0,1% do íon que foi precipitado. 
Solubilidade (S) de sais pouco solúveis: 
 AxBy(s) ↔ xA
y+
 + yB
x- 
  Kps = [Ay+]x [Bx-]y  [Ay+]= xS e [Bx-]=yS 
 
 Kps = (xS)
x
(yS)
y
 = x
x
. y
y
. S
x+y
  
 
 
 TITULAÇÕES DE PRECIPITAÇÃO: Baseada em reações de precipitação. 
.)aq(.)aq(3
NaClAgNO 
↔
.)(3)( aqs
NaNOAgCl 
 
 
 
 Localização do ponto final 
Formação de um precipitado colorido 
 Ex. 
.)(2.)(
2
4 aqAgaqCrO
 
 ↔ 
)(42 sCrOAg
 (castanho) 
Formação de um composto colorido solúvel 
  Ex. SCN- + Fe 3+ ↔ [FeSCN]2+ (vermelho) 
 
Região da curva Constituinte Majoritário 
Antes ponto equivalência AgCl(s) + NaNO3 + NaCl 
Ponto equivalência AgCl(s) + NaNO3 
Após ponto equivalência AgCl(s) + NaNO3 + AgNO3 
 
 
Teoria dos indicadores de adsorção (IA) 
 
 
 
 
 
 
 
MÉTODOS ARGENTIMÉTRICOS 
 
 Uso de soluções de nitrato de prata (AgNO3) como agente precipitante. 
 Aplicações: determinação de haletos (como: Cl
-
, Br
-
, I
-
) e tiocianato (SCN
-
) 
 
Divide-se em; Métodos diretos e Métodos indiretos 
 
Método direto: substância analisada (analito) é titulada com solução padrão de nitrato de prata. 
Ex. métodos de Mohr e Fajans 
 
Método indireto: O ponto de equivalência é determinado pela titulação do excesso de Ag
+
 com uma 
 solução padrão auxiliar (titulação de retorno) 
Ex. métodos de Volhard 
 
 MÉTODOS DIRETOS 
 Métodos de Mohr  Determinação de Cloreto (Cl- ) ou Brometo (Br- ) 
 
 Solução neutra de X é titulada com AgNO3 na presença de cromato (CrO4
2-
) como indicador. 
 
 ponto final da titulação: CrO4
2-
 + 2Ag
+
 ↔ Ag2CrO4 
 
 limitações do método são o pH do meio: 
 pH < 6,5  CrO4
2-
 + H
+
 ↔ HCrO4
-
 
 pH > 9,0  Ag+ + OH - ↔ AgOH 
 
 Métodos de Fajans  determinação de Cl-, Br-, I-, SCN- e Fe(CN)6
4- 
 solução de haleto é titulada com Ag+ na presença de um indicador de adsorção (pH depende do 
indicador utilizado) 
 ponto final: mudança de cor do indicador de adsorção.
 
 
 MÉTODO INDIRETOS 
 Métodos de Volhard  determinação de X = Cl-, Br-, I- 
 excesso conhecido de Ag+ é adicionado à solução contendo os haletos para total precipitação 
dos sais. O excesso de Ag
+
 é titulado com SCN
-
, na presença de Fe
3+
 como indicador. 
 
 Reação com o analito: Ag
+ 
 + X
-
 ↔ AgX(s) ; 
 Reação de titulação: Ag
+
(excesso) + SCN
-
 ↔ AgSCN(s) 
 
 Reação de ponto final: SCN
-
 + Fe
3+
 ↔ [FeSCN]2+ (vermelho) 
 Condições para o uso dos IA: 
- o pH da solução deve favorecer a ionização do indicador; 
- o precipitado deve permanecer no estado coloidal; 
- o indicador deve ter carga oposta ao íon do precipitante 
Exemplos: Fluoresceína, diclorofluoresceína, eosina.