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Análise gravimétrica e gravimetria por precipitação

Definição de gravimetria de precipitação e um exemplo de seu uso para determinar a pureza de uma mistura contendo dois sais. 

O que é gravimetria por precipitação?

A gravimetria por precipitação é uma técnica analítica que usa uma reação de precipitação para separar os íons de uma solução. A substância adicionada para causar a precipitação é chamada de precipitante ou agente precipitante. O precipitado sólido pode ser separado dos componentes líquidos por meio da filtração, e a massa do sólido pode ser usada juntamente com a equação química equilibrada para calcular o valor ou concentração de compostos iônicos de uma solução. Às vezes você pode ouvir alguém chamar a gravimetria por precipitação simplesmente de análise gravimétrica, que é um tipo mais abrangente de técnicas analíticas que incluem a gravimetria por precipitação e a gravimetria por volatilização. Se quiser ler mais sobre análise gravimétrica em geral, veja este artigo sobre análise gravimétrica e gravimetria por volatilização.
Neste artigo, vamos analisar um exemplo de como descobrir a quantidade de um composto iônico aquoso por meio da gravimetria por precipitação. Também vamos discutir sobre algumas fontes comuns de erro em nosso experimento, pois, no laboratório, é possível que as coisas não saiam exatamente como esperado e pode ser interessante estar preparado para isso!
Da esquerda para a direita, 3 sais de prata insolúveis diferentes como precipitados em tubos de ensaio. O tubo à esquerda contém iodeto de prata de cor amarelada, o tubo do meio contém brometo de prata de cor creme e, à direita cloreto de prata de cor branca.
Sais solúveis de prata, como o nitrato de prata, podem ser usados como agentes precipitantes para determinar a quantidade de íons haletos presentes em uma amostra. Não só a massa do precipitado indica a concentração dos íons haletos na solução, mas também a cor é um fator distintivo para diferentes sais de prata. Esta imagem mostra tubos de ensaio com AgI de cor amarelada (esquerda), AgBr cor de creme (meio), e AgCl de cor branca (direita) Foto de precipitados de prata por Cychr, disponível em Wikipedia, CC BY 3.0

Exemplo: como determinar a pureza de uma mistura que contém MgCl2 e NaNO3

Ah não! Nosso atrapalhado quase-inútil assistente de laboratório, Igor, misturou os frascos de substâncias de novo. (Em sua defesa, muitos sólidos brancos cristalinos parecem iguais, mas é justamente por isso que é importante ler os rótulos!)
Devido a esse contratempo, temos 0,7209g de uma mistura misteriosa que contém MgCl2 e NaNO3. Gostaríamos de saber a quantidade relativa de cada composto em nossa mistura, que está totalmente dissolvida em água. Nós adicionamos nosso agente precipitante em excesso, o nitrato de prata, AgNO3(aq), e observamos a formação de um precipitado, AgCl(s). Depois que o precipitado foi filtrado e seco, descobrimos que a massa do sólido é igual a 1,032g.
Qual é a porcentagem em massa de MgCl2 na mistura original?
Todo cálculo de análise gravimétrica é, na verdade, apenas um problema de estequiometria com algumas etapas a mais. Como trata-se de um problema estequiométrico, vamos começar com uma equação química equilibrada. Neste caso, estamos interessados na reação de precipitação entre MgCl2(aq) e AgNO3(aq) para formar AgCl(s), quando AgNO3(aq) está em excesso.
Você deve se lembrar de que as reações de precipitação são um tipo de reação de dupla troca, o que significa que podemos prever os produtos trocando os ânions (ou cátions) dos reagentes. Podemos verificar as regras de solubilidade, se necessário, e então equilibrar a reação. Neste problema, nós já conhecemos a identidade do precipitado, AgCl(s). Isso significa que basta identificar o outro produto, Mg(NO3)2(aq), e garantir que a reação toda esteja equilibrada. A equação química equilibrada resultante é:
MgCl2(aq)+2AgNO3(aq)2AgCl(s)+Mg(NO3)2(aq)
A equação equilibrada nos diz que, para cada 1mol MgCl2(aq), que é o composto que queremos quantificar, espera-se obter 2mols AgCl(s), nosso precipitado. Vamos usar essa razão molar para converter mols de AgCl(s) em mols de MgCl2(aq). Também vamos presumir o seguinte:
  • Todo o precipitado é AgCl(s). Não precisamos nos preocupar com nenhuma formação de precipitado a partir de NaNO3.
  • Todo o Cl(aq) reagiu, formando AgCl(s). No que diz respeito à estequiometria, não podemos nos esquecer de adicionar um excesso do agente precipitante AgNO3(aq) para que todo o Cl(aq) de MgCl2(aq) reaja.
Agora vamos realizar o cálculo passo a passo!

Etapa 1: converter a massa do precipitado, AgCl(s), em mols

Como estamos considerando que a massa do precipitado é toda de AgCl(s), podemos usar o peso molecular de AgCl para converter a massa do precipitado em mols.
mol de AgCl(s)=1,032g de AgCl×1mol de AgCl143,32g de AgCl=0,007201mol de AgCl=7,201×103mol de AgCl

Etapa 2: converter os mols de precipitado em mols de MgCl2

Podemos converter os mols de AgCl(s), o precipitado, em mols de MgCl2(aq) usando a razão molar da equação equilibrada.
mol de MgCl2(aq)=7,201×103mol de AgCl×1mol de MgCl22mols de AgCl=3,600×103mol de MgCl2

Etapa 3: converter mols de MgCl2 em massa (em gramas)

Já que queremos calcular a porcentagem em massa de MgCl2 na mistura original, precisamos converter os mols de MgCl2 em gramas usando o peso molecular.
Massa de MgCl2=3,600×103mol de MgCl2×95,20g de MgCl21mol de MgCl2=0,3427g de MgCl2

Etapa 4: calcular a porcentagem em massa de MgCl2 na mistura original

A porcentagem em massa de MgCl2 na mistura original pode ser calculada por meio da razão da massa de MgCl2 da Etapa 3 e a massa da mistura.
% em massa de MgCl2=0,3427g de MgCl20,7209g da mistura×100%=47,54%de MgCl2na mistura      (Obrigado, Igor!)
Atalho: também podemos combinar as Etapas 1 até 3 em um único cálculo que envolve a verificação cuidadosa das unidades para ter certeza de que tudo foi corretamente cancelado:
Massa de MgCl2=1,032g de AgCl×1mol de AgCl143,32g de AgCl×1mol de MgCl22mols de AgCl×95,20g de MgCl21mol de MgCl2=0,3427g de MgCl2
                                                 Etapa 1:                              Etapa 2:                  Etapa 3:
                                          calcule mols de AgCl                   use a razão molar      calcule g de MgCl2                                  

Possíveis fontes de erro

Agora sabemos como usar a estequiometria para analisar os resultados de um experimento de gravimetria por precipitação. Mas, se você estiver fazendo uma análise estequiométrica no laboratório, poderá descobrir que existem muitos fatores que podem afetar a precisão dos resultados experimentais (e, sendo assim, seus cálculos também). Entre algumas complicações comuns estão:
  • Erros de laboratório, como não secar totalmente o precipitado
  • Erros de estequiometria, como não equilibrar a equação da reação de precipitação ou não adicionar AgNO3(aq) em excesso
O que aconteceria com nossos resultados nas situações acima?
Balão de Erlenmeyer para filtração a vácuo com frita de vidro, contendo sólido amarelo alaranjado. O balão tem aproximadamente um terço de sobrenadante amarelado e turvo.
Podemos usar uma montagem de filtração a vácuo como esta para separar o precipitado do sobrenadante em um experimento de gravimetria por precipitação. Imagem de OpenStax Chemistry, CC BY 4.0

Situação 1: o precipitado não é totalmente seco

Talvez você não tenha tido tempo o bastante no laboratório, ou a montagem de filtração a vácuo não tenha produzido vácuo suficiente. Também não é nada favorável o fato de a água ser especialmente difícil de ser totalmente removida em comparação a outros solventes orgânicos típicos devido a seu ponto de ebulição relativamente alto, além de sua tendência a manter as ligações de hidrogênio sempre que possível. Vamos pensar em como a água residual afetaria nossos cálculos.
Se nosso precipitado não estiver totalmente seco quando medirmos a massa, acreditaremos ter uma massa de AgCl(s) maior do que realmente temos (já que agora estamos medindo a massa de AgCl(s) mais a água residual). Uma massa maior de AgCl(s) resultará no cálculo de mais mols de AgCl(s) na Etapa 1, que serão convertidos em mais mols de MgCl2(s) em nossa mistura. Na última etapa, vamos acabar calculando que a porcentagem em massa de MgCl2(s) é mais alta do que ela realmente é.
Dica de laboratório: se tiver tempo, uma maneira de verificar a água na amostra é observar a massa algumas vezes durante o final do processo de secagem para garantir que a massa não esteja mudando, mesmo que você continue a secagem. Chamamos isso de secar até massa constante, e embora isso não garanta que sua amostra esteja totalmente seca, com certeza ajuda! Você também pode tentar agitar sua amostra durante o processo de secagem para quebrar os acúmulos e aumentar a área de superfície. Mas tenha cuidado para não furar o filtro de papel!

Situação 2: esquecemos de equilibrar a equação!

Você lembra que já falamos sobre a análise gravimétrica ser apenas outro problema de estequiometria? Isso significa que trabalhar a partir de uma equação desequilibrada pode bagunçar nossos cálculos. Neste cenário, usaríamos coeficientes estequiométricos da seguinte equação desequilibrada:
MgCl2(aq)+AgNO3(aq)AgCl(s)+Mg(NO3)2(aq)           (Atenção:desequilibrada!)
Esta equação nos diz (incorretamente!) que, para cada mol de AgCl(s) formado, podemos inferir que começamos com 1 mol de MgCl2 na mistura original. Quando usamos essa razão estequiométrica para calcular a massa de MgCl2, obtemos:
Massa de MgCl2=1,032g de AgCl×1mol de AgCl143,32g de AgCl×1mol de MgCl21mol de AgCl×95,20g de MgCl21mol de MgCl2=0,6854g de MgCl2
                                                                                 razão molar incorreta!                                            
Acabamos de calcular que a massa de MgCl2 em nossa mistura é o dobro da quantidade correta! Isso vai resultar em uma superestimativa da porcentagem em massa de MgCl2 em um fator de 2:
% em massa de MgCl2=0,6854g de MgCl20,7209g de mistura×100%=95,08%de MgCl2na mistura   (Compare com 47,54% !!)

Situação 3: adicionar AgNO3(aq) em excesso

No último cenário, queremos saber o que aconteceria se não tivéssemos somado AgNO3(aq) em excesso. Sabemos que isso seria ruim porque, se não houver AgNO3(aq) em excesso, teremos Cl não reacionado na solução. Isso significa que a massa de AgCl(s) não será mais uma medida da massa de MgCl2 na mistura original, já que não vamos considerar o Cl parado na solução. Sendo assim, vamos subestimar a porcentagem em massa de MgCl2 na mistura original.
Uma pergunta relacionada e, talvez, mais importante a que queremos responder é:
Como temos certeza de que estamos adicionando AgNO3(aq) em excesso?
Se soubéssemos a resposta dessa pergunta, poderíamos estar superconfiantes em nossos cálculos! Neste problema:
  • Temos 0,7209g de uma mistura que contém certa porcentagem de MgCl2.
  • Também sabemos pela nossa equação equilibrada que, para cada mol de MgCl2, precisaremos de 2 mols de AgNO3(aq) no mínimo.
Tudo bem se tivermos AgNO3(aq) a mais, já que depois que todo Cl tiver reagido, o restante do AgNO3 continuará fazendo parte da solução e poderemos filtrá-lo.
Se não sabemos quantos mols de MgCl2 existem em nossa mistura original, como calculamos o número de mols de AgNO3 necessários a serem adicionados? Sabemos que, quanto mais mols de MgCl2 tivermos na mistura original, mais mols de AgNO3 serão necessários. Felizmente, temos informações suficientes para nos preparar para o pior cenário possível, que é quando nossa mistura tem 100%de MgCl2. Essa é a maior quantidade possível de MgCl2 que podemos ter, o que significa que esse é o caso em que precisaremos da maior quantidade possível de AgNO3.
Vamos imaginar que temos 100%de MgCl2. Quantos mols de AgNO3 serão necessários? Este é mais um problema estequiométrico! Podemos calcular o número de mols de AgNO3 convertendo a massa da amostra em mols de MgCl2 usando o peso molecular, e então convertendo os mols de AgNO3 usando a razão molar:
mol de AgNO3=0,7209g de MgCl2×1mol de MgCl295,20g de MgCl2×2mols de AgNO31mol de MgCl2=1,514×102mol de AgNO3
Este resultado nos diz que, mesmo que não saibamos exatamente quanto de MgCl2 temos em nossa mistura, basta adicionarmos pelos menos 1,514×102mol de AgNO3, e tudo dará certo!

Resumo

A gravimetria por precipitação é uma técnica de análise gravimétrica que utiliza uma reação de precipitação para calcular a quantidade ou concentração de um composto iônico. Por exemplo, poderíamos adicionar uma solução com Ag+ para quantificar a quantidade de íons haletos, como Br(aq). Algumas dicas úteis para experimentos e cálculos de gravimetria por precipitação incluem:
  • Verifique a estequiometria e certifique-se de que as equações estejam equilibradas.
  • Verifique se o precipitado foi seco até massa constante.
  • Adicione um excesso de agente precipitante.

Só para descontrair!

Digamos que começamos com 0,4015g de uma mistura de MgCl2 e NaCl. Adicionamos um excesso de AgNO3(aq) e descobrimos que temos 1,032g do precipitado, AgCl(s).
Quantos mols de MgCl2 e NaCl tínhamos em nossa mistura original?
Expresse suas respostas com 4 algarismos relevantes.
mol MgCl2
mol de NaCl

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