Iodometria

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QA-217





Experimento 3 – Volumetria de óxido-redução

Iodometria








Data de realização: 31/08/2012























Alunos:

Ana Beatriz Gonçalves RA 134850
Vitor Fernando Ferreira RA 137852
Vanessa Mucédola Gonçalves da Cunha RA 139200





Introdução
O iodo é um agente oxidante fraco empregado primariamente na determinação deredutores fortes.
As determinações iodométricas são muito utilizadas nos métodos de volumetria de óxido-redução. Tais métodos se baseiam na oxidação dos íons iodeto (iodometria) e na redução do iodo (iodimetria):
I2 + 2e- ( 2I- E0 = 0,535 V
Em ph menor que 8,0 o potencial de redução do sistema iodo-iodeto é independente do pH, mas em um meio mais alcalino, o iodo reage com osíons hidroxila, formando ions hipoiodito e iodeto. Os íons hipoiodito são muito instáveis e passam rapidamente a iodato.
Uma importante aplicação do método iodométrico é a determinação do conteúdo ácido de soluções. A reação
IO3- + 5I- + 6H+ = 3I2 + 3H20
Processa-se muito rapidamente e é quantitativa. Se um excesso de iodato e iodeto de potássio é adicionado a uma solução diluída de acidoclorídrico ou outro ácido forte, os íons hidrogênio produzem uma quantidade equivalente de iodo,que pode ser titulada com tiossulfato. Este método é adequado na titulação de muitas soluções diluídas de ácidos fortes, porque uma brusca mudança de cor é obtida no ponto final.
No entanto, há fontes de erro: A oxidação de uma solução de iodeto pelo ar e a perda de iodo por volatilização. Os íons iodeto, emmeio ácido, são oxidados pelo oxigênio atmosférico lentamente, porém sua velocidade aumenta com a diminuição do pH, e é bastante acelerada pela exposição à luz, conforme a reação:
4I- + 4H+ + O2 = 2I2 + 2H2O
É possível evitar a perda de iodo por volatilização, adicionando um grande excesso de íons iodeto, os quais reagem com o iodo para formar íons triiodeto, de acordo com a equação:
I- +I2 = I3-
A formação da espécie I3- não altera nem introduz erros mensuráveis no método iodométrico porque os potenciais-padrão das semi-reações são muito próximos e como consequência, a formação dos íons I3- pouco afeta o par I2/I-.
As soluções padrão de iodo tem aplicações relativamente limitadas comparadas com outros oxidantes, em razão de seu potencial de eletrodo ser significamenteinferior.Ocasionalmente, entretanto, esse potencial é vantajoso porque confere um grau de seletividade que torna possível a determinação de agentes redutores fortes na presença de redutores fracos. Uma vantagem importante do iodo é a disponibilidade de um indicador sensível e reversível para titulações, mas carecem de estabilidade e precisam ser padronizadas regularmente.


Objetivo:
Calcular aconcentração de tiossulfato de sódio encontrada após a padronização, além da concentração de hipoclorito e a concentração de cloro livre na água sanitária, através de titulações, as quais envolvem métodos iodométricos.


Parte experimental:



Reagentes:
Solução de tiossulfato de sódio (0,1 mol L-1)
Dicromato de potássio
Iodeto de potássio
Solução de amido 1% (m/v)
Solução de HCl1:1 v/v
Ácido acético glacial
Água sanitária
Materiais:


Bureta 25 mL
Pipeta volumetria de 15 mL
Erlen Mayer 250 mL
Proveta de 10 mL
Béquer 50 mL
Pisseta contendo água destilada
Suporte universal
Garra
Bacia
Gelo


Pesou-se em uma navícula aproximadamente 0,09g de K2Cr2O7, previamente seco em estufa e anotou-se a massa. Logo após transfere-se quantitativamente para umerlenmeyer de 250 mL.
Adicionou-se aproximadamente 50 mL de água destilada, 15 mL de HCl 1:1 e 2g de KI.
Titulou-se, sob agitação constante, o iodo formado com a solução de tiossufalto até coloração castanho-esverdeada.
Foi adicionado 3 mL da solução de amido 1%, e prosseguiu-se a titulação até a viragem brusca de azul escuro para verde claro.

Observação: Antes de iniciar a titulação,...
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