Volumetria de oxido redução

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Na2S2O3 + I2 + H2O = NA2S2O4 + 2HI

1.2 Doseamento dos oxidantes

Uma vez que no doseamento de redutores usa se o iodo é natural esperar que no doseamento de oxidantes, baseado na redução com iões I- se usa na titulação de uma solução de iodeto de potássio mas na verdade não e possível efectuar uma titulação pois é impossível fixar o ponto de equivalência, quando se titula uma solução de iodeto de potássio com qualquer oxidante como exemplo do dicromato de potássio (K2Cr2O7) o fim da reacção seria caracterizado por deixar de se produzir iodo livre.

K2Cr2O7 +6KI + 14HCl = 3I2 + 8KCl + 2CrCl3 + 7H2O

1.3 Doseamento de ácidos

O método iodometrico além de se usar para doseamento de oxidantes e redutores também se usa para doseamento de ácidos com base na reacção:

KIO3 + 5KI + 6HCl = 6KCl + 3I2 + 3H2O ou IO3- + 5I- + 6H+ = 3I2 + 3H2O

Pela equação os iões H+ gastam se durante a reacção e liberta-se uma quantidade equivalente de iodo livre, este iodo é titulado pelo tiossulfato e depois o volume gasto e da normalidade da solução calcula se a normalidade e o titulo da solução correspondente do acido.

Uma vantagem muito importante do método iodometrico de Analise Volumétrica é a sua grande precisão e sensibilidade considerável do indicador empregado neste processo que é a solução de amido. Quando se usa amido como indicador é fácil detectar o instante da aparição do I2 na solução (cor azul) ou o instante da sua desaparição (descolora a solução).

2. Condições para que se possa realizar o doseamento iodometricos

É indispensável recordar que o potencial do par conjugado I2/2I- não é elevado, por isso muitas reacções são reversíveis, só criando condições convenientes é que se consegue que as reacções sejam completas.

Como o iodo é uma substancia volátil efectua se uma titulação a frio, essa condição é indispensável pois se a temperatura aumentar a sensibilidade de amido como indicador diminui (se aquecermos uma solução de amido azulada pela adição de uma gota de iodo a cor azul desaparecera, se arrefecermos a cor azul reaparecera).

É impossível realizar uma titulação iodometrica em meio fortemente alcalino porque o iodo reage com as base:

I2 + 2NaOH = NaIO + NaI + H2O

Como a solubilidade do iodo na agua é fraca é indispensável usar se um grande excesso de KI nos doseamentos iodometricos de doxidantes.

KI + I2 = K[I3-]

Quando se deixa repousar a solução antes da titulação conserva se a mistura que reage num local escuro pois a luz acelera a reacção de oxidação dos iões I- pelo oxigénio do ar.

4I- + 4H+ + O2 = 2I2 + 2H2O

3. Fontes de erro na iodometria

Duas importantes fontes de erros nas titulaçoes iodometricas são a oxidação de uma solução de iodeto pelo ar e perda de iodo por volatização. Os ioẽs iodeto em meio acido são oxidados pelo oxigenio lentamente.

4I- +4H+ O2 = 2I2 + 2H2O

esta reação è muito lenta em meio neutro, mas sua velocidade aumenta com a diminuição do pH e bastante acelerada pela exposição à luz pela reacçâo do iodeto com substancias oxidantes presentes no meio e pela presença de substancias que apresentam efeito catalitico.

As perdas de iodo por volatização podem ser evitadas pela adição de um grande excesso de ioēs iodeto, os quais reagem para formar ioēs triiodetos:

I- + I2 = I3-

Em titulaçoēs a temperatura ambiente (25c ) as perdas de iodo por volatização são dispresiveis se a solução conter 4% de iodeto de potassio.

4. Detenção do ponto final

O teste muito visível para detenção do ponto final é quando se usa uma solução de amido como indicador. O amido reage como iodo na presença de ião iodeto para formar um complexo azul intensamente colorido, que é visível a concentrações muito baixas de iodo.

O amido pode ser dividido em dois componentes principais, a amilose e amilopectina, que existe em diferentes porções em varias plantas. O Grande mérito do amido é o baixo custo, mas possui as seguintes desvantagens:

É insolúvel em agua fria e as soluções e agua são instáveis, o complexo com iodo é insolúvel em agua o que significa que o indicador deve ser adicionado perto do final da titulação.

5. Preparação de uma solução padrão

5.1 Solução de tiossulfato de sodio

Os ioēs tiossulfato são oxidados a tetrationato de iodo:

S2O3 + I2 = S2O2 + 2I-

os agentes oxidantes como bromato, hipoclorito oxidam quantitativamente o tiossulfato a sulfato. Outros oxidantes como o permanganato de potassio, dicromoto de potassio provocam oxidação imcompleta a sulfato. Por essa razão um excesso de iodeto è sempre adocionado nestas substancias antes da titulação.

O tiossulfato de sódio (Na2S2O3.5H2O) é uma substancia cristalina facilmente obtida com alto grau de pureza mas há sempre dúvida quanto ao teor exacto da água devido a natureza do sal e outras razoēs. A substancia portanto não é adequada como padrão primário, pois é um agente redutor em virtude da reacção:

2S2O32- = S4O62- + 2e

Prepara se uma solução de aproximadamente 0,1M dissolvendo cerca de 25g de tiossulfato de sódio cristalizado em 1l de agua em um balão volumétrico. A solução pode ser padronizada por um dos métodos descritos a seguir:

- Prepara-se a solução com agua destilada recentemente fervida,

- Adiciona-se 3 gotas de clorofórmio ou 10mg de iodeto de mercúrio II por litro. Estes compostos prolongam a manutenção das características da solução,

- Evitar a exposição a luz, porque ela acelera a decomposição.

A padronização das soluções de tiossulfato pode ser feita com iodato de potássio, dicromato de potássio, cobre