Slide - Titulometria de Óxido-redução - 2023-1

Titulometria de Óxido-Redução Profa. Dra. Mariana Bortholazzi Almeida mariana.bortholazzi@unesp.br QUÍMICA ANALÍTICA QUANTITATIVA • Reações e detecção do PE • Indicadores • Classificação dos métodos • Aplicações típicas Um pouco de história.... “O Ar de fogo” www.invivo.fiocruz.br/cienciaetecnologia/a-descoberta-do-oxigenio-uma-acao-entre-inimigos/ Descobriram que ao se queimar um minério era produzida uma grande quantidade de ar e que este gás permitia que velas não se apagassem e que cobaias poderiam respirar tranquilamente. Observaram também uma variação na massa do composto queimado, proporcional à presença de ar. Lei da conservação das massas A este ar era dado o nome de ar deflogisticado (Priestley) Mais tarde Lavoisier o chamou de oxigênio Já havia o entendimento que era este o gás consumido na combustão De uma forma bem resumida..... Oxidação → Combinação com Oxigênio Redução → Remoção de Oxigênio 1ª Definição de Oxi-Redução mas nem tudo era explicado.... Um pouco de história.... Somente após o modelo atômico de Thomson e de Bohr é que houve uma reinterpretação das reações químicas em termos de elétrons Após 1913 entendeu-se que participação do oxigênio em reações de oxido-redução não era mais obrigatória Número de oxidação Não há elétrons livres em solução, as reações ocorrem de forma simultânea por transferência de e- Se houver variação no NOX do elemento durante uma reação, ocorre uma reação de oxido-redução Relembre as regras de atribuição de NOX! Quanto maior a força maior a capacidade de receber e- Conceito de oxidação – redução (redox) Agente redutor Agente Oxidante Aumenta o número de oxidação Diminui o número de oxidação Em uma reação redox o número de elétrons cedidos por uma espécie deve ser IGUAL ao número de elétrons ganho pela outra espécie Neutralidade de carga do meio! Semi reações Quanto maior a força maior a capacidade de ceder e- Balanceamento de reações redox MnO4 - (s) + 8H+ (aq) + 5 e- Mn2+ (aq) + 4H2O (aq) Fe3+ (aq) + e- Fe2+ (aq) x 1 x 5 Inverter MnO4 - (s) + 8H+ (aq) + 5 e- Mn2+ (aq) + 4H2O (aq) 5Fe3+ (aq) + 5e- 5Fe2+ (aq) MnO4 - (s) + 5Fe2+ (aq) + 8H+ (aq) Mn2+ (aq) + 5Fe3+ (aq) + 4H2O (l) 1° Verificar o NOX dos elementos envolvidos e a quantidade de e- na semi-reação 2° Balancear todos os átomos, exceto H e O, por tentativa. Multiplicar a semi-reação de oxidação pelo número de elétrons da semi-reação de redução e vice versa 3° Inverter a reação quando necessário multiplicando por -1 x -1 Neutralidade de carga do meio! Semi-reação • Átomos de O são balanceados com H2O • Átomos de H são balanceados com: -- Soluções ácidas + H+ no lado deficiente de H+ -- Soluções básicas + H2O+ no lado deficiente de H+ e + OH- no lado oposto Não há elétrons livres em solução, as reações ocorrem de forma simultânea por transferência de e- Essa capacidade de transferência pode ser medida A redução ou oxidação varia de acordo com a substância e é determinada por nº denominado Potencial Padrão do Eletrodo, obtido por comparação com padrão de referência: Eletrodo Padrão de Hidrogênio (H2(g) → 2H+ + 2e- E0 = 0 volts) Semi-Reações Como prever o que pode ocorrer? Toda semi-reação possui um potencial padrão (E°) • Relativo ao potencial de redução • Independe do número de mols Eletrodo em questão atua como um cátodo e o eletrodo padrão de hidrogênio atua com um ânodo Semi-Reações Na titulação redox, o TITULANTE deve possuir um E°≥ 0,2 que o analito (titulado) Ânodo Cátodo Valor positivo indica espontaneidade Quem tiver o maior E0 é o agente oxidante Semi-Reações Sempre expressar a semi-reação na forma de reação redutora Skoog Relaciona o potencial real de uma meia-célula com as concentrações das espécies oxidadas e reduzidas, reagentes e produtos da semirreação. Equação de Nernst Facilmente aplicável em uma curva de titulação! Equilíbrio Químico E = 0 Calculando este termo Relaciona o potencial real de uma meia-célula com as concentrações das espécies oxidadas e reduzidas, reagentes e produtos da semirreação. Equação de Nernst Facilmente aplicável em uma curva de titulação! Para T= 25°C Obs: Cuidado ao calcular! Calcula-se primeiro Produtos/Reagentes e depois o log deste resultado! Exemplos Relaciona o potencial real de uma meia-célula com as concentrações das espécies oxidadas e reduzidas, reagentes e produtos da semirreação. Equação de Nernst Facilmente aplicável em uma curva de titulação! Para T= 25°C Obs: Cuidado ao calcular! Calcula-se primeiro Produtos/Reagentes e depois o log deste resultado! Exemplos Como ficaria? Curva do potencial (E) versus o volume do titulante (V) ox red 3° Após o PE [Analito] > [Titulante] [Analito] = [Titulante] [Titulante] > [Analito] 1° Antes do PE 2° No PE Antes do PE os cálculos do Esistema são realizados empregando a equação de Nernst para o Analito Quando sistemas redox estão no equilíbrio, os potenciais do eletrodo de todos os pares redox são idênticos! Após o PE os cálculos do Esistema são realizados empregando a equação de Nernst para o Titulante Tipos de titulante Solução Padrão Reagente de concentração conhecida E°do titulante > E° do analito Permanganato de potássio Cério (IV) Dicromato de potássio Iodo Bromato de potássio Permanganometria Cerimetria Dicromatometria Iodimetria (direta) Iodometria (indireta) Bromatometria Titulante Método titulométrico * Os métodos serão detalhados individualmente Cada titulante / método possui um indicador apropriado e aplicação específica, ou seja, determina analitos diferentes A reação global deve ocorrer com o analito e preferencialment e de forma rápida A0(s) + B2+(aq) A2+(aq) + B0(s) Reação Global Tipos de titulante Solução Padrão Reagente de concentração conhecida E°do titulante > E° do analito A0(s) + B2+(aq) A2+(aq) + B0(s) Reação Global Envolve a medida do potencial da cela eletroquímica, realizada com o auxílio de dois eletrodos imersos na solução em estudo (eletrodo indicador e eletrodo de referência). Utiliza-se o potenciômetro (ou pHmetro) e permite medidas em escala de pH ou milivolts (mV). Ponto Final Alteração física associada à equivalência química Lembrando que o Titulante deve possuir E≥0,2 que o Analito Pode ser feita por 3 métodos o Visualmente sem adição de indicadores: Quando o titulante apresenta coloração, um ligeiro excesso é responsável pela mudança de coloração do meio. Ex: KMnO4 (incolor → rosa). o Utilização de indicadores: Reagem de modo específico com um dos participantes (reagentes ou produtos) da titulação para produzir mudança de coloração. Ex: amido em titulações de I2/I3 – castanho claro – azul intenso (amilose) ou violáceo (amilopectina) o Métodos eletroanalíticos: Potenciometria Como identificar o ponto final??? o Apresentam cores diferentes na forma oxidada e reduzida o Dependem unicamente do potencial do sistema o Deve ser mais fraco do que o analito para garantir que a sua reação com o titulante só ocorra no fim da titulação. Indicadores redox (visuais) Dependendo do titulante, ele também pode ser usado como indicador após o ponto de equivalência Tipos de titulação redox Indicadores redox (visuais) • Indicadores Gerais Dependem da variação do potencial do sistema e são reversíveis → Antes do ponto de equivalência → Após o ponto de equivalência É o indicador geral que mais se aproxima da idealidade pois apresenta cor pronunciada, solução estável e de fácil preparo. O Amido é um indicador específico para titulações de iodo como agente oxidante (azul) ou iodeto como agente redutor (cor ausente) Outro indicador específico é o KSCN. O ponto final envolve o desaparecimento da cor vermelha do complexo ferro(III)-tiocianato como um resultado da elevada diminuição na concentração de ferro(III) no ponto de equivalência. Ferroína ( E° = +1,06 V) Indicadores redox (visuais) Permanganometria Métodos titulométricos (redox) • Utiliza o KMnO4 como titulante (oxidante) Sua coloração é intensa, e pode ser utilizado como próprio indicador Incolor → Rosa • Dependente do pH! Autoindicador Em soluções ácidas (pH≤1) há a formação do íon Mn2+ • Titulação direta O titulante não é padrão primário e portanto precisa ser padronizado! Não apresenta boa estabilidade, necessita cuidados no seu preparo e armazenamento. Em soluções com pH>5 ocorre a formação de MnO2 que tem como característica ser um particulado de coloração marrom Quanto maior o número de estados de oxidação, maior deve ser o cuidado com o meio reacional! Permanganometria Métodos titulométricos (redox) • Normalmente realizada com Oxalato de sódio (Na2C2O4) • Meio ácido (pH ~1) Reações: MnO4 - + 8H+ + 5 e- → Mn2+ + 4H2O (x 2) C2O4 2- → 2CO2 + 2 e- (x 5) Reação global: 2MnO4 - + 5C2O4 2- + 16H+ → 2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O Titulante = Solução de KMnO4 ± 0,1 mol L-1 Titulado = 10 mL de Na2C2O4 0,1 mol L-1 meio ácido - H2SO4 6,0 mol L-1 Adicionar algumas gotas de KMnO4 à solução de Na2C2O4; aquecer entre 55-60oC (saída de vapores) pois nesta temperatura e presença de Mn2+ a reação se processa rapidamente e de forma quantitativa. Continuar a titulação a quente. O aparecimento de uma leve coloração rosa indica o final da titulação. VKMnO4 = ? Calcule a concentração de KMnO4 em mol L-1. Pela parte superior do menisco (mais clara) Não pode esquecer da estequiometria! Estequiometria 1 : 5 2 𝑥 𝑛° 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝐶2𝑂4 2− = 5 𝑥 𝑛° 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝑀𝑛𝑂4− 2 𝑥 𝐶 𝑥 𝑉 𝑑𝑒 𝐶2𝑂4 2− = 5 𝑥 𝐶 𝑥 𝑉 𝑑𝑒 𝑀𝑛𝑂4− Como ler o volume na bureta? • Padronização Permanganometria Métodos titulométricos (redox) • Aplicações + Compostos orgânicos que contêm grupos funcionais oxidáveis Permanganometria Métodos titulométricos (redox) • Aplicações + Compostos orgânicos que contêm grupos funcionais oxidáveis DETERMINAÇÃO DO TEOR PERÓXIDO DE HIDROGÊNIO E VOLUMES DE OXIGÊNIO EM AMOSTRAS DE ÁGUA OXIGENADA COMERCIAL 2 KMnO4(aq) + 3 H2SO4(aq) + 5 H2O2(aq) ↔ K2SO4(aq) + 2 MnSO4(aq) + 5 O2(g) + 8 H2O(l) 5 . no. de mol KMnO4 = 2 . no. de mol de H2O2 Comercialmente, a concentração de água oxigenada é referida a volume de oxigênio, ou seja, o volume de oxigênio gerado por uma determinada concentração de água oxigenada. Água Oxigenada volume 100: 1 mL H2O2 a 100 volumes liberará 100 mL de O2 nas CNPT. 2 H2O2(aq) ↔ O2 (g) + 2 H2O(l) no. de mol H2O2 = 2 . no. de mol de O2 no. de mol O2 = 1/2 no. de mol H2O2 Amostra analisada: Peridrol 35% m/v de H2O2 diluído na proporção 3/100. 1 mol O2 —————— 22,7 L (22700 mL) no. mol O2 ---- x volumes de O2 24 Artigo • Eclet. Quím. 34 (3) • 2009 • https://doi.org/10.1590/S0100-46702009000300005 Possui propriedade vaso dilatadora, e é usado no controle da Hipertensão Arterial e no tratamento da Alopécia Areata Titulante = Solução de KMnO4 = 0,053 mol L-1 Titulado = 10 mL de minoxidil ? mol L-1 meio ácido - H2SO4 6,0 mol L-1 . VKMnO4 = ? (9,7 mL bureta) Calcule a concentração de minoxidil em mol L-1. 5% C9H15N5O MM = 209,24 g/mol Minoxidil Titulometria de Óxido-Redução Profa. Dra. Mariana Bortholazzi Almeida mariana.bortholazzi@unesp.br QUÍMICA ANALÍTICA QUANTITATIVA • Reações e detecção do PE • Indicadores • Classificação dos métodos • Aplicações típicas Parte II Relembrando.... • Estados de oxidação – NOX • Balanceamento de reações REDOX • Equação de Nerst • Tipos de titulante • Tipos de indicadores • Permanganometria Permanganometria e Cerimetria Métodos titulométricos (redox) Oxidantes fortes Estas reações devem ocorrer em meio ácido! • As soluções de Cério (IV) são estáveis em H2SO4, outros ácidos não são recomendados • As soluções de permanganato devem ocorrer em solução de ácido forte ≥ 0,1 mol L-1 Ce4+ ✓ Boa estabilidade; ✓ Disponível como padrão primário; ✓ Alto custo (cerca de 25 x mais que MnO4 -); ✓ Pode formar sais pouco solúveis quando [H+] < 0,1 M. MnO4 - ✓ Se decompõe lentamente; ✓ Indisponível como padrão primário; ✓ Baixo custo; ✓ Cor forte (serve como indicador); ✓ Mais comumente usado. Aplicações semelhantes, porém características diferentes Cerimetria Amarelo Incolor Reagentes utilizados para preparação de solução padrão Grau padrão primário Mais utilizados Meio ácido H2SO4 0,1 M * Muito estáveis Padronização Feita quando se usa reagente grau P.A. (padrão analítico) Normalmente as padronizações do Ce(IV) com o oxalato de sódio são realizadas a 50 °C em uma solução de ácido clorídico contendo monocloreto de iodo como catalisador. Esquema de uma titulação redox com medida potenciométrica. titulante analito Estequiometria 1 : 1 CFe2+ = 0,05 M VFe2+ = 50,00 mL em HClO4 1 M CCe4+ = 0,10 M Semirreações de redução: Reação rápida e reversível Equilíbrio Os dados para a curva de titulação podem ser obtidos pela equação de Nerst para as duas semi reações Obs: O meio ácido evita a hidrólise Cerimetria Exemplo: Determinação de Ferro CFe2+ = 0,05 M VFe2+ = 50,00 mL em HClO4 1 M CCe4+ = 0,10 M Esquema de uma titulação redox com medida potenciométrica. Qual o volume de cério necessário para atingir o ponto de equivalência? 𝑛° 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝐶𝑒4+ = 𝑛° 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝐹𝑒2+ 𝐶1𝑉1 = 𝐶2𝑉2 𝐶𝐶𝑒4+ 𝑥 𝑉𝐶𝑒4+ = 𝐶𝐹𝑒2+ 𝑥 𝑉𝐹𝑒2+ 0,1 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1 𝑥 𝑉𝐶𝑒4+ = 0,05 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1 𝑥 50 𝑚𝐿 𝑉𝐶𝑒4+= 0,05 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1 𝑥 50 𝑚𝐿 0,1 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1 𝑉𝐶𝑒4+= 25 𝑚𝐿 titulante analito Estequiometria 1 : 1 Cerimetria Exemplo: Determinação de Ferro titulante analito Estequiometria 1 : 1 Cerimetria Exemplo: Determinação de Ferro Curva de titulação Prevalência de Fe2+ Impossível calcular as demais concentrações • V = 0,00 mL • V = 5,00 mL Possibilidade de calcular as concentrações dos diversos íons formados Calcular a Esistema utilizando a equação de Nerst para o analito Titulante SoluçãoPadrão Titulado Analito CCe4+ = 0,10 M CFe2+ = 0,05 M VFe2+ = 50,00 mL em HClO4 1 M O potencial não é calculado para o ponto inicial da titulação e sim logo após a adição de uma pequena quantidade de titulante, sendo este o potencial inicial (de referência) do processo. Cerimetria Curva de titulação • Vtitulante = 5,00 mL A [Ce4+] é muito baixa, portanto calcula-se apenas a [Fe2+] e [Fe3+] 0,009 0,036 Antes do PE Cerimetria Substituindo a [Fe2+] e [Fe3+] na equação de Nerst EFe3+/Fe2+ = Ef Fe3+/Fe2+ – 0,0592 log (0,50 / 55,00) (2,00 / 55,00) Ef Fe3+/Fe2+ = +0,68 V (em HClO4 1 M) EFe3+/Fe2+ = + 0,68 – 0,0592 log (0,25) EFe3+/Fe2+ = + 0,68 – 0,04 EFe3+/Fe2+ = + 0,64 V O potencial independe da diluição! • Vtitulante = 25,00 mL Somando as equações A definição de ponto de equivalência requer que O termo logarítimico se torna 0, portanto Cerimetria Curva de titulação No PE Curva de titulação Depois do PE Cerimetria • Vtitulante = 25,10 mL A [Fe2+] é muito baixa, portanto calcula-se apenas a [Ce3+] e [Ce4+] Substituindo a [Ce3+] e [Ce4+] na equação de Nerst Ef Ce4+/Ce3+ = +1,700 V (HClO4 1 M) ECe4+/Ce3+ = 1,700 – 0,0592 log [Ce3+] [Ce4+] ECe4+/Ce3+ = 1,700 – 0,0592 log (2,50/75,10) (0,01/75,10) ECe4+/Ce3+ = 1,558 V O potencial independe da diluição! Cerimetria Curva de titulação de 50,00 mL de Fe2+ (0,0500 mol L-1 ) com solução de Ce4+ (0,100 mol L-1). 0,5 0,6 0,7 0,8 0,9 1 1,1 1,2 1,3 1,4 1,5 1,6 1,7 0 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50 Emeia-célula (V) Vtitulante (mL) CCe4+ = 0,10 M CFe2+ = 0,05 M VFe2+ = 50,00 mL (em meio HClO4 1 M) Cerimetria ECe4+/Ce3+ = 1,6 V EFe3+/Fe2+ = + 0,64 V EEq = 1,06 V Titulometria de Óxido-Redução Profa. Dra. Mariana Bortholazzi Almeida mariana.bortholazzi@unesp.br QUÍMICA ANALÍTICA QUANTITATIVA • Reações e detecção do PE • Indicadores • Classificação dos métodos • Aplicações típicas Parte II Relembrando.... • Estados de oxidação – NOX • Balanceamento • Equação de Nerst • Tipos de titulante • Tipos de indicadores • Permanganometria Permanganometria Artigo • Eclet. Quím. 34 (3) • 2009 • https://doi.org/10.1590/S0100-46702009000300005 Titulante = Solução de KMnO4 = 0,053 mol L-1 Titulado = 10 mL de minoxidil ? mol L-1 meio ácido - H2SO4 6,0 mol L-1 VKMnO4 = ? (9,7 mL bureta) Calcule a concentração de minoxidil em mol L-1. C9H15N5O MM = 209,24 g/mol Minoxidil 5% 1) Verificar a concentração teórica da amostra 2) Quanto de titulante eu pretendo gastar? 3) É necessário realizar diluição da amostra? Pontos a serem considerados Permanganometria Skoog, ex 20.3 Como diluir amostras para análise Permanganometria e Cerimetria Métodos titulométricos (redox) Oxidantes fortes Estas reações devem ocorrer em meio ácido! • As soluções de Cério (IV) são estáveis em H2SO4, outros ácidos não são recomendados • As soluções de permanganato devem ocorrer em solução de ácido forte ≥ 0,1 mol L-1 Ce4+ ✓ Boa estabilidade; ✓ Disponível como padrão primário; ✓ Alto custo (cerca de 25 x mais que MnO4 -); ✓ Pode formar sais pouco solúveis quando [H+] < 0,1 M. MnO4 - ✓ Se decompõe lentamente; ✓ Indisponível como padrão primário; ✓ Baixo custo; ✓ Cor forte (serve como indicador); ✓ Mais comumente usado. Aplicações semelhantes, porém características diferentes Cerimetria Amarelo Incolor Reagentes utilizados para preparação de solução padrão Grau padrão primário Mais utilizados Meio ácido H2SO4 0,1 M * Muito estáveis Padronização Feita quando se usa reagente grau P.A. (padrão analítico) Normalmente as padronizações do Ce(IV) com o oxalato de sódio são realizadas a 50 °C em uma solução de ácido clorídico contendo monocloreto de iodo como catalisador. Esquema de uma titulação redox com medida potenciométrica. titulante analito Estequiometria 1 : 1 CFe2+ = 0,05 M VFe2+ = 50,00 mL em HClO4 1 M CCe4+ = 0,10 M Semirreações de redução: Reação rápida e reversível Equilíbrio Os dados para a curva de titulação podem ser obtidos pela equação de Nerst para as duas semi reações Obs: O meio ácido evita a hidrólise Cerimetria Exemplo: Determinação de Ferro CFe2+ = 0,05 M VFe2+ = 50,00 mL em HClO4 1 M CCe4+ = 0,10 M Esquema de uma titulação redox com medida potenciométrica. Qual o volume de cério necessário para atingir o ponto de equivalência? 𝑛° 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝐶𝑒4+ = 𝑛° 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝐹𝑒2+ 𝐶1𝑉1 = 𝐶2𝑉2 𝐶𝐶𝑒4+ 𝑥 𝑉𝐶𝑒4+ = 𝐶𝐹𝑒2+ 𝑥 𝑉𝐹𝑒2+ 0,1 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1 𝑥 𝑉𝐶𝑒4+ = 0,05 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1 𝑥 50 𝑚𝐿 𝑉𝐶𝑒4+= 0,05 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1 𝑥 50 𝑚𝐿 0,1 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1 𝑉𝐶𝑒4+= 25 𝑚𝐿 titulante analito Estequiometria 1 : 1 Cerimetria Exemplo: Determinação de Ferro titulante analito Estequiometria 1 : 1 Cerimetria Exemplo: Determinação de Ferro Curva de titulação Prevalência de Fe2+ Impossível calcular as demais concentrações • V = 0,00 mL • V = 5,00 mL Possibilidade de calcular as concentrações dos diversos íons formados Calcular a Esistema utilizando a equação de Nerst para o analito Titulante SoluçãoPadrão Titulado Analito CCe4+ = 0,10 M CFe2+ = 0,05 M VFe2+ = 50,00 mL em HClO4 1 M O potencial não é calculado para o ponto inicial da titulação e sim logo após a adição de uma pequena quantidade de titulante, sendo este o potencial inicial (de referência) do processo. Cerimetria Curva de titulação • Vtitulante = 5,00 mL A [Ce4+] é muito baixa, portanto calcula-se apenas a [Fe2+] e [Fe3+] 0,009 0,036 Antes do PE Cerimetria Substituindo a [Fe2+] e [Fe3+] na equação de Nerst EFe3+/Fe2+ = Ef Fe3+/Fe2+ – 0,0592 log (0,50 / 55,00) (2,00 / 55,00) Ef Fe3+/Fe2+ = +0,68 V (em HClO4 1 M) EFe3+/Fe2+ = + 0,68 – 0,0592 log (0,25) EFe3+/Fe2+ = + 0,68 – 0,04 EFe3+/Fe2+ = + 0,64 V O potencial independe da diluição! • Vtitulante = 25,00 mL Somando as equações A definição de ponto de equivalência requer que O termo logarítimico se torna 0, portanto Cerimetria Curva de titulação No PE Curva de titulação Depois do PE Cerimetria • Vtitulante = 25,10 mL A [Fe2+] é muito baixa, portanto calcula-se apenas a [Ce3+] e [Ce4+] Substituindo a [Ce3+] e [Ce4+] na equação de Nerst Ef Ce4+/Ce3+ = +1,700 V (HClO4 1 M) ECe4+/Ce3+ = 1,700 – 0,0592 log [Ce3+] [Ce4+] ECe4+/Ce3+ = 1,700 – 0,0592 log (2,50/75,10) (0,01/75,10) ECe4+/Ce3+ = 1,558 V O potencial independe da diluição! Cerimetria Curva de titulação de 50,00 mL de Fe2+ (0,0500 mol L-1 ) com solução de Ce4+ (0,100 mol L-1). 0,5 0,6 0,7 0,8 0,9 1 1,1 1,2 1,3 1,4 1,5 1,6 1,7 0 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50 Emeia-célula (V) Vtitulante (mL) CCe4+ = 0,10 M CFe2+ = 0,05 M VFe2+ = 50,00 mL (em meio HClO4 1 M) Cerimetria ECe4+/Ce3+ = 1,6 V EFe3+/Fe2+ = + 0,64 V EEq = 1,06 V Dicromato de Potássio Laranja Verde MnO4 - E° = 1,51 Ce (IV) E° = 1,44 V Reagentes oxidantes Oxidante mais fraco O reagente é preparado em solução ácida e apresenta boa estabilidade Reações típicas: Tanto para determinação de Fe2+, quanto para determinação indireta de de outros analitos Indicador: roxo → verde (Cr3+) https://www.scielo.br/j/esa/a/XDQBygYqvJJC5RZdYsVKFbw/?format=pdf&lang=pt matéria orgânica é oxidada Excesso do dicromato é titulado com Fe2+ Métodos envolvendo I2 IODOMETRIA x IODIMETRIA Chega de confusão Iodimetria Iodometria • Titulação com I2 • Analito redutor • Preparo da solução com KI • Uso de amido no início da titulação • Analito oxidante • Solução contém excesso de iodeto (I-) • Há geração de I2 na solução e I3 - • Titulação com tiossulfato de sódio (Na2S2O3) • Adição de amido próximo ao PE Métodos envolvendo I2 MnO4 - E° = 1,51 Ce (IV) E° = 1,44 V Cr2O7 - E° = 1,36 V Reagentes oxidantes Oxidante fraco • O iodo sublima facilmente • É pouco solúvel em água • Sua solubilidade aumenta na presença de I- • Precisa de padronização constante (tiossulfato de sódio) Confere certa seletividade na análise de redutores fortes na presença de redutores fracos Padronização: Aplicações Harris, capítulo 15, 8ª ed. Iodimetria Método direto Iodometria Aplicações Harris, capítulo 15, 8ª ed. Método indireto Titulação redox do vinho IODOMETRIA ou IODIMETRIA??? Amostra + Ácido Amido Titulação com iodo https://edu.rsc.org/resources/redox-titration-using-wine/2389.article Titulação redox do vinho IODIMETRIA Amostra + Ácido Amido Titulação com iodo https://edu.rsc.org/resources/redox-titration-using-wine/2389.article Determinação de Água com o Reagente de Karl Fischer • Determinação de água em inúmeros sólidos e líquidos orgânicos A estequiometria pode variar na presença de ácidos ou bases