VOLUMETRIA DE OXIRREDUÇÃO I – Introdução As titulações de oxirredução são aplicadas a uma grande variedade de substâncias orgânicas e inorgânicas e a sua popularidade ultrapassa a das titulações ácido-base. Provavelmente, a diferença mais significativa entre elas é a disponibilidade de muitos titulantes e padrões para a volumetria de oxirredução, cada um com propriedades que os tornam especialmente adequados para uma aplicação. As reações de oxidação-redução devem preencher os requisitos gerais para que uma reação possa ser usada em um método titulométrico. Muitas reações de oxirredução se processam em uma série de etapas, então, a equação estequiométrica é a soma das reações parciais. Algumas espécies intermediárias são muito reativas e podem provocar reações paralelas ou induzidas indesejáveis. Muitas reações são lentas e, como a rapidez da reação é indispensável para o sucesso de uma titulação, é freqüente a necessidade de aumentar a velocidade das reações mediante titulação a quente ou em presença de catalisadores. A maioria dos indicadores usados nas titulações de oxirredução é sensível a mudanças no potencial da solução de titulação e não à concentração de um reagente ou produto. Além do mais, o potencial é uma função logarítmica da concentração de reagentes e produtos da titulação. Por essa razão, as curvas das titulações de oxirredução são traçadas colocando o potencial do sistema versus o volume do titulante adicionado, em cada ponto da titulação. A posição, o desenvolvimento e a forma das curvas de titulação de oxirredução estão relacionados com as características das reações envolvidas. As reações desse tipo de titulação podem ser classificadas em duas categorias principais, cada uma das quais com certas características particulares. A primeira categoria é a das titulações baseadas em reações onde não há participação + direta de íons H ou OH . Por exemplo: 2+
4+
Fe
2+
Fe 3+
Sn 2
3+
+ Ce
4+
+ 2 Fe
2S2O3
+ Ce
Sn
(a)
+ 2 Fe
2S4O6
+ I2
3+ 2+
(b)
-
+ 2I
(c)
A segunda categoria é a das titulações baseadas em reações onde há participação + direta do íon H ou OH . Por exemplo. 2+
3-
Fe
+ VO4 2+
5 Fe
2+
6 Fe
+ 6H -
+ MnO4 +
2Cr2O7
+
3+
Fe +
+ 8H
+ 14 H
+ VO
5 Fe +
3+
6 Fe
3+
2+
+ 3 H2O
+ Mn
2+
+ 2 Cr
+ 4 H2O 3+
+ 7 H2O
(d) (e) (f)
As características particulares são: a)As reações do tipo (a) e (d) apresentam, em primeiro lugar, uma relação equimolecular entre reagente e produto tanto para a semi-reação de oxidação como para a de redução e, em segundo lugar, uma relação equimolecular entre as espécies oxidantes e redutoras; b)As reações do tipo (b) e (e) apresentam uma relação equimolecular para ambas as semireações, porém a relação entre as espécies oxidantes e redutoras não é equimolecular; c)As reações do tipo (c) e (f) se caracterizam por uma relação não equimolecular entre reagente e produto de uma ou de ambas as semi-reações e por uma relação também não equimolecular entre as espécies oxidantes e redutoras.
II-Indicadores de Oxidação-Redução Há dois tipos de indicadores visuais usados nas titulações de oxirredução: os indicadores não específicos, os verdadeiros indicadores de oxirredução, que respondem somente ao potencial da solução; e os indicadores específicos que respondem à concentração de uma substância particular em solução.
1-Indicadores redox não específicos Esse tipo de indicador é um reagente redox cujas formas oxidada e reduzida apresentam cores diferentes. O indicador atua como um segundo oxidante ou redutor na solução e, conseqüentemente, deve ser mais fraco do que o analito para garantir que a sua reação com o titulante só ocorra no fim da titulação. A mudança da coloração resulta da conversão reversível da forma oxidada à reduzida ou vice-versa, ocasionada pela variação do potencial do sistema. -
Inox + n e cor A
0 Ind
Inred
E
cor B 0
Teoricamente, a faixa do potencial do indicador está centrada em torno do seu E , isto é: 0 In
ΔEtransição = E
±
0,0592 x n
Esta equação supõe que as duas formas do indicador têm a mesma intensidade de cor e que o olho humano apresenta a mesma sensibilidade para ambos. Quando o íon hidrogênio faz parte da semi-reação do indicador a faixa de transição será influenciada pelo pH da solução. A Tabela 7 relaciona uma série de indicadores de oxirredução.
Tabela 7 - Potenciais de transição de alguns indicadores redox Indicador
Cor do redutor
Cor do oxidante
ΔEtransição (V)
Condições
Fenosafranina
incolor
vermelho
0,28
ácido 1 mol/L
Índigo tetrassulfonato
incolor
Azul
0,36
ácido 1 mol/L
Azul de metileno
incolor
Azul
0,53
ácido 1 mol/L
Difenilamina
incolor
Violeta
0,76
H2SO4 1 mol/L
Ác. Difenilaminossulfônico
incolor
vermelho/violeta
0,85
ácido diluído
Erioglaucina A
verde/amarelo
vermelho/azul
0,98
H2SO4 0,5 mol/L
Ferroína
vermelho
azul claro
1,11
H2SO4 1 mol/L
A partir do intervalo de transição ou do potencial padrão do indicador é possível prever a coloração deste em um meio com potencial definido. Por outro lado, a variação do potencial no curso da titulação, especialmente perto do ponto de equivalência, pode ser calculada. Finalmente, como são conhecidos muitos indicadores de oxirredução, com diferente potencial padrão, pode-se escolher o mais apropriado para cada titulação. Os indicadores de oxirredução mais importantes são a difenilamina e derivados, os derivados do trifenilmetano e certos íons complexos de ferro (III) com 1,10-fenantrolina e derivados.
1.1 - Difenilamina e derivados A difenilamina foi um dos primeiros indicadores de oxirredução a ser usado e teve sua maior aplicação na sinalização do ponto final na titulação de ferro (II) com dicromato de potássio. Como esse composto é muito pouco solúvel em água e a presença do íon tungstato
e de cloreto de mercúrio (II) interferem em sua ação, o sal de bário ou de sódio do ácido difenilaminossulfônico é mais usado. O comportamento redox desse indicador é bastante complicado parecendo ocorrer em duas etapas de oxidação.
A segunda etapa é que se constitui na verdadeira reação do indicador e, portanto, a própria difenilbenzidina pode ser usada como indicador. O potencial no qual o indicador muda de cor não varia significativamente com a acidez do meio embora o íon hidrogênio seja produto da reação. A razão para esse comportamento ainda não é conhecida. 1.2 – Ferroína Esse indicador é o complexo de ferro (II) do composto orgânico 1,10-fenantrolina, no qual três ligantes bidentados da 1,10-fenantrolina coordenam com o íon Fe (II) para dar +
2
N Fe N 3 O íon complexo sofre a reação redox reversível representada por: 3+
Fe(phen)3
ferriina (azul claro)
-
+ e
2+
Fe(phen)3
0
E = 1,06 V
ferroína (vermelho)
O complexo oxidado tem uma coloração azul bem clara; na prática, em virtude do grau de diluição do indicador na solução titulada, a mudança de coloração associada à passagem da forma reduzida à oxidada é do vermelho ao incolor. Devido à diferença nas intensidades
das colorações de ambas as formas, a mudança de coloração é observada quando apenas cerca de 10% do indicador se encontra na forma reduzida. Como conseqüência, um ponto final baseado na formação da cor vermelha ocorre em um potencial de transição de ~1,11 V em H2SO4 1 mol/L. A ferroína é muito útil em titulações com agentes oxidantes fortes como permanganato e cério (IV). 1.3 -Derivados do Trifenilmetano Os indicadores de oxirredução derivados do trifenilmetano mais importantes são a erioglaucina A e a setoglaucina O. Ambos os indicadores são solúveis em água e apresentam nítida mudança de cor. A solução azul de erioglaucina A torna-se amarelo/verde em pH ~0,5; a cor muda reversivelmente para o vermelho no potencial de 1,0 V. A solução aquosa de setoglaucina O tem cor azul intensa; em meio ácido torna-se amarelo/verde passando para vermelho fraco no potencial de 1,06 V.
2-Indicadores específicos O funcionamento de um indicador específico depende da concentração de um analito ou de um titulante em particular na solução e não do potencial dessa solução. Os indicadores específicos, por sua natureza, são usados com analitos ou titulantes específicos. 2.1-Amido O amido forma um complexo azul escuro com o iodo, mas não reage com o iodeto. O indicador é usado nas titulações diretas onde o iodo é o titulante e nas indiretas onde o iodo é gerado a partir de uma reação do analito. O amido é uma substância polimérica que consiste de duas frações principais, a amilose e a amilopectina, cujas proporções variam de acordo com a fonte do amido. A fração ativa, a amilose, é um polímero do açúcar α-D-glicose que tem a forma de uma hélice na qual podem se fixar longas cadeias de I2 combinado com I . A exata natureza dessas cadeias de poliiodo 3ainda não é conhecida; tanto I3 (I2 + I ), I5 (2 I2 + I ) como I11 (4 I2 + 3 I ) têm sido sugeridas como composições prováveis. Em qualquer caso, quando o amido incolor reage com uma cadeia de poliiodo o produto apresenta uma cor azul intensa. O amido não é muito estável em solução sendo degradado por vários microorganismos. Um dos produtos de degradação, a glicose, é um agente redutor. Assim, uma solução de amido “velha” contendo alguma glicose pode causar um erro apreciável na titulação. Tais erros são evitados usando sempre soluções de amido recentemente preparadas. 1.2 - Íon permanganato Quando o permanganato é usado como titulante em soluções fortemente ácidas ele próprio pode servir como indicador. O íon permanganato é fortemente colorido, púrpuro, 2+ enquanto seu produto de redução, o íon Mn é quase incolor (rosa claro) em titulações diluídas. Conseqüentemente, um pequeno excesso do titulante permanganato de potássio, que ocorre imediatamente após o ponto de equivalência, produz uma cor rosa na solução titulada que sinaliza o final da titulação. III – Titulantes Em uma curva de titulação de oxirredução a magnitude do salto de potencial em torno do ponto de equivalência aumenta com o poder oxidante ou redutor do titulante. Esta, contudo, não é a única consideração na escolha do titulante. A velocidade da reação entre o titulante e o analito, a estabilidade e a seletividade do titulante e a disponibilidade de um indicador satisfatório são outras considerações importantes.
1-Oxidantes
1.1 - Permanganato de potássio (KMnO4) O permanganato de potássio está entre os agentes oxidantes mais antigos usados na titulometria. As titulações feitas usando esse reagente como titulante são chamadas de Permanganimetria. É um poderoso agente oxidante e conforme as condições do meio em que atua pode ser reduzido aos estados de oxidação +2, +3, +4 e +6.
-
+ 8H
+
+ 5e
-
+ 4H
+
+ 3e
-
+ e
pH < 2
MnO4
5 < pH < 9
MnO4
pH > 12
MnO4
-
2-
-
Mn
-
MnO2 (s) + 2 H2O
MnO4
2+
2-
E = 1,51V 0
E = 1,68V 0
E = 0,56V -
MnO4
0
+ 4 H2O
+ 2 H2O + 2 e
MnO2 (s) + 4 OH
-
0
E = 0,60V
a)Estabilidade: o permanganato é um oxidante tão forte que pode oxidar a água: -
4 MnO4
+ 2 H2O
4 MnO2 (s) + 3 O2 (g) + 4 OH
-
Soluções de permanganato muito puro são bastante estáveis porque essa reação é lenta na ausência de catalisadores. Uma das substâncias que catalisam a reação é o MnO2 tornando a reação auto-catalítica. A reação também é catalisada por luz de certos comprimentos de onda, um processo chamado de decomposição fotoquímica. 2+
O permanganato é instável na presença de Mn , seu produto de redução em solução fortemente ácida: -
2 MnO4
2+
+ 3 Mn
+ H2 O
5 MnO2 (s) + 4 H
+
Felizmente, essa reação é lenta e, embora possa alterar significativamente a concentração de uma solução de permanganato em um período de alguns dias, não compete com reações rápidas envolvendo o permanganato como titulante. b)Preparação e estocagem Soluções de permanganato são preparadas a partir do sal de potássio que não é disponível com grau de pureza de um padrão primário. Certas precauções devem ser tomadas para evitar o efeito catalítico indesejável do dióxido de manganês e da luz. O dióxido de manganês é um contaminante comum no permanganato sólido e pode também ser produzido quando o permanganato reage com traços de matéria orgânica ou outros agentes redutores presentes na água usada para preparar a solução. Muitos procedimentos prescrevem o aquecimento da solução recentemente preparada até a fervura para acelerar essas reações, seguido de filtração em vidro sinterizado para remover o dióxido de manganês insolúvel. A solução filtrada é estocada em frasco âmbar para prevenir a decomposição fotoquímica. As soluções de permanganato também não devem ser deixadas na bureta mais do que o tempo necessário para a titulação a fim de evitar que a decomposição fotoquímica do reagente provoque a deposição de dióxido de manganês sobre as paredes. Caso ocorra a deposição a bureta pode ser limpa com ácido clorídrico concentrado. c)Aplicações: Provavelmente, a aplicação mais importante do permanganato é a determinação de ferro em meio ácido. A Tabela 8 mostra as espécies mais comumente determinadas usando
permanganato como titulante.
Tabela 8 - Aplicações mais importantes da permanganimetria Meio ácido
Meio alcalino Processo de oxidação
Analito
Analito Fe2+
Fe (III)
Fe3+ + e --
CN
-
CNO 2-
Sb (III)
H3SbO3 + H2O
H3SbO4 + 2 H+ + 2 e --
HPO3
As (III)
H3AsO3 + H2O
H3AsO4 + 2 H+ + 2 e --
I
Ti3+ + H2O
Ti (III)
TiO2+ + 2 H+ + e --
Produto de oxidação
-
-
3-
PO3
-
IO4 -
-
IO3
IO4
Mo3+ + 4 H2O
Mo42-- + 8 H+ + 3 e --
Ácido salicílico
CO2 + H2O
V (IV)
VO2+ + 3 H2O
V(OH)4+ + 2 H+ + e --
Etilenoglicol
CO2 + H2O
U (IV)
U4+ + 2 H2O
Fenol
CO2 + H2O
Mo (III)
UO22+ + 4 H+ + 2 e --
Se (IV)
H2SeO3 + H2O
SeO42-- + 4 H+ + 2 e --
Formaldeído
CO2 + H2O
Te (IV)
H3TeO3 + H2O
TeO42-- + 4 H+ + 2 e --
Formato de sódio
CO2 + H2O
H2C2O4
H2C2O4
2 CO2 + 2 H+ + 2 e --
Glicerol
CO2 + H2O
O2 + 2 H+ + 2 e --
Hexosas
CO2 + H2O
Metanol
CO2 + H2O
Pentosas
CO2 + H2O
H2O2
H2O2 -
HNO2 + H2O
NO2
4-
Fe(CN)6
Fe(CN)64--
W (III)
W3+ + 4 H2O
Nb (III)
Nb3+ + H2O
NO3-- + 3 H+ + 2 e --
Fe(CN)63-- + e -WO42-- + 8 H+ + 3 e --
NbO3+ + 2 H+ + 2 e --
Há um número considerável de aplicações baseadas na titulação indireta usando o permanganato como titulante. Cálcio, por exemplo, pode ser determinado dessa forma. A amostra dissolvida é tratada com ácido oxálico e alcalinizada levando à precipitação do oxalato de cálcio. O precipitado é separado por filtração e dissolvido em ácido sulfúrico diluído liberando íons cálcio e ácido oxálico. A determinação é completada pela titulação do ácido oxálico com permanganato. As reações são:
CaC2O4 (s) + 2 H -
5 H2C204 + 2 MnO4
+
Ca
+ 6H
+
2+
+ H2C2O4
10 CO2 (g) + 8 H2O + 2 Mn
2+
1.2 - Cério (IV) Em soluções de ácido perclórico o cério (IV) é o mais forte dos titulantes oxidantes. Embora a semi-reação é comumente escrita como
4+
Ce
-
+ e
3+
Ce
4+
4+
é pouco provável que o íon Ce (ou mais corretamente, Ce(H2O)n ) exista em solução em extensão apreciável. A alta densidade de carga (carga por unidade de área superficial) desse íon o torna especialmente atrativo para íons negativos com os quais forma ligações covalentes. Isso tem o efeito de estabilizar o cério (IV) e tornar a sua redução mais difícil. Como conseqüência da complexação com ânions, o potencial de eletrodo de uma semi-célula consistindo de cério (IV) e cério (III), ambos com concentração analítica de 1,0 mol/L, depende do tipo e da concentração do ácido presente no sistema. Os valores para os ácidos fortes mais comuns são mostrados na Tabela 9. O potencial de eletrodo para o ácido perclórico é o maior porque o ânion perclorato é mais pobre dos agentes complexantes listados e, conseqüentemente, exerce um menor efeito de estabilização sobre o cério (IV). 4+ Para ser consistente com a representação dos outros cátions, Ce será usado para representar cério (IV) em solução.
Tabela 9- Efeito do ácido no potencial de eletrodo da semicélula Ce
4+
3+
/ Ce
0
Ácido (1,0 mol/L)
E (V) *
HClO4
1,70
HNO3
1,61
H2SO4
1,44
HCl
1,28
*concentração analítica de Ce4+ e Ce3+ é de 1,0 mol/L
a)Estabilidade: As soluções de cério (IV) em ácido sulfúrico são estáveis por vários anos quando preparadas e estocadas apropriadamente. As concentrações das soluções nítricas e sulfúricas de sais de cério decrescem poucos centésimos por cento a cada dia. O íon cério é muito menos estável em ácido clorídrico onde acontece a oxidação do íon cloreto. Essa reação não é tão rápida a ponto de impedir o uso do íon cério em titulações onde o íon cloreto esteja presente, no entanto, deve ser evitada a estocagem desse oxidante em soluções contendo esse íon. b)Preparação e estocagem:
Vários sais de cério são disponíveis comercialmente, incluindo o hidróxido de cério (IV), Ce(OH)4, o tetrasulfatocerato de amônio (NH4)4Ce(SO4)4.2 H2O, e o hexanitratocerato de amônio (NH4)2Ce(NO3)6. Somente o último é encontrado em pureza suficiente para ser considerado padrão primário. Os sais são dissolvidos em soluções de ácido sulfúrico + ligeiramente concentrado (> 0,2 mol/L em H ) para evitar a reação com o íon hidróxido que leva a formação de sais básicos insolúveis tais como Ce(OH)2SO4. A principal desvantagem do uso dos sais de cério como titulante é o seu alto custo. Eles são, em média, 10 vezes mais caros do que os outros oxidantes comuns. c)Aplicações: A maioria das aplicações do íon cério como titulante é a mesma do permanganato. O íon cério é um excelente oxidante para alcoóis, aldeídos, cetonas e ácidos carboxílicos (usualmente com conversão à CO2), sendo normalmente empregado o método da contratitulação na determinação dessas espécies. A amostra é tratada com um excesso 4+ conhecido de Ce , aquecida até completa oxidação e, então, o excesso de cério titulado com 2+ um redutor padrão como, por exemplo, Fe .
1.3 - Dicromato de potássio (K2Cr2O7) O íon dicromato não é um oxidante tão forte quanto o íon permanganato ou o íon cério e reage mais lentamente com alguns redutores. Apesar dessas desvantagens é um titulante bastante usado devido à sua grande estabilidade, baixo custo e disponibilidade do reagente em grau de pureza de padrão primário. Em soluções fortemente ácidas o cromo (VI) existe 2como Cr2O7 e é reduzido de acordo com a semi-reação: 2-
Cr2O7
+ 14 H
+
-
+ 6e
2 Cr
3+
0
+ 7 H2O
E = 1,33 V
Como o cério, o potencial de eletrodo para a semi-reação varia com a natureza e a concentração do ácido na solução, mas em menor extensão. O dicromato é convertido a cromato em solução básica perdendo, assim, todo o seu poder oxidante. O potencial de eletrodo para a redução do íon cromato é de -0,13 V. 2-
Cr2O7
+ 2 OH
-
2-
2 CrO4
+ H2O
Os indicadores usados nas titulações com dicromato devem apresentar mudança de cor bem distinta para não serem mascarados pelas cores dos íons dicromato (laranja) e dos íons cromo (III) (verde). O ácido difenilaminossulfônico ou seus derivados são, provavelmente, os indicadores mais usados com o dicromato de potássio. a)Estabilidade: As soluções ácidas do dicromato de potássio são excepcionalmente estáveis. Mesmo a ebulição por longo período não altera significativamente a sua concentração desde que a água evaporada seja reposta. b)Preparação e estocagem: O dicromato de potássio é disponível em grau de pureza de padrão primário e se dissolve prontamente em água e ácido diluído. Nenhuma precaução especial é necessária na estocagem desses titulante. c)Aplicações: 2+ A determinação de Fe , direta ou indiretamente, é a aplicação mais importante do dicromato como titulante redox e apresenta precisão igual à da titulação com o permanganato. Alguns redutores reagem de forma muito lenta com o dicromato de modo que a titulação direta fica inviabilizada. Em tais casos, um excesso de dicromato pode ser adicionado e contratitulado com uma solução padrão de íons ferro (II). A demanda química de oxigênio (DQO) de água não tratadas é um exemplo desse tipo de determinação. A DQO é uma medida da quantidade de oxigênio que pode ser consumido por algumas substâncias como organismos aeróbicos, sulfeto, amônia e ferro (II) presentes em águas naturais não tratadas e águas de rejeito. Nesse procedimento a matéria oxidável é
destruída pelo tratamento da amostra de água com uma mistura de dicromato de potássio e ácido sulfúrico contendo sulfato de prata como catalisador seguido de ebulição durante várias horas. O excesso de dicromato é contratitulado com uma solução padrão de íons ferro (II) e a quantidade de matéria oxidável é determinada pela quantidade de dicromato consumida.
1.4 - Iodo (I2) A semi-reação para a redução do iodo é -
I2 (s) + 2 e
-
0
2I
E = 0,536 V
Embora o poder oxidante do iodo seja consideravelmente menor do que o do cério, do permanganato e do dicromato o seu uso como titulante redox é grande devido ao fato dele reagir muito rapidamente com alguns redutores fortes e de existir um excelente indicador para as suas titulações (o amido). Essas duas vantagens superam a inabilidade do iodo reagir completamente com redutores fracos e a sua estabilidade limitada em solução. O iodo não é muito solúvel em água, sua solução saturada tem uma concentração de c.a. 0,13mol/L a 20 ºC, mas se dissolve facilmente em soluções de iodeto devido à formação do íon triiodeto, I3 : -
-
I2 + I
0
I3
E = 7,10 x 10
2
-
Agregados maiores como o I5 são também formados, mas em quantidade muito menor. Como a maior parte do iodo nessas soluções está na forma de I3 é apropriado referir-se a essas soluções como soluções de triiodeto. A semi-reação para a redução de I3 é: -
I3
+ 2e
-
3I
-
0
E = 0,536 V -
Há pouca diferença entre as reações de oxirredução do I 2 e do I3 como mostra os valores do 0 E e pode-se mencionar indistintamente iodo ou íon triiodeto para se referir ao reagente que se reduz ganhando dois elétrons e gerando íons iodeto.
a)Estabilidade: As soluções de iodo não são muito estáveis. Em meio ácido o iodeto é oxidado pelo oxigênio aumentando a concentração de iodo na solução: 4I
-
+ O2 + 4 H
+
2 I2 + 2 H2O
Essa reação é muito lenta em soluções neutras, mas torna-se mais rápida quando a acidez aumenta. Além disso, a reação é catalisada por certos íons metálicos e por luz de baixos comprimentos de onda. Em soluções alcalinas o iodo reage com o íon hidróxido levando a um desproporcionamento redox. Entre pH 7 e 9 o hipoiodeto e o iodeto são os principais produtos, mas em pH acima de 9 o desproporcionamento leva a formação do iodato: pH 7 – 9 pH > 9
I2 + 2 OH
-
IO
-
3I2 + 6 OH
-
IO3
-
+ I
+ 5I
+ H2O -
+ 3 H2O
A conversão de iodo em hipoiodeto não modifica a capacidade oxidante da solução uma vez que ambas as substâncias têm o mesmo comportamento redox:
I2 + 2 e IO
-
-
2I
-
I
-
+ H2O + 2 e
-
+ 2 OH
-
Além do mais, a mistura equimolar de hipoiodeto e iodeto reagem rápida e quantitativamente com vários agentes redutores. O íon iodato, por outro lado, não reage rapidamente com alguns agentes redutores e, conseqüentemente, não é um substituo aceitável para o iodo.
b)Preparação e estocagem: As soluções de iodo de concentração até aproximadamente 1 mol/L podem ser facilmente preparadas pela dissolução do iodo sólido em um excesso aquoso de KI. A velocidade de dissolução é muito baixa em soluções diluídas de KI, por isso, é recomendado dissolver o iodo em um pequeno volume de solução concentrada de KI e, então, proceder à diluição com água. Para minimizar a formação adicional de iodo via oxidação do iodeto às soluções não devem ser acidificadas. Como essa reação é catalisada por radiações de baixo comprimento de onda a solução deve ser estocada em frascos escuros.
c)Aplicações: O iodo tem sido usado para titular um grupo grande e diverso de redutores. A lista de algumas dessas substâncias é apresentada na Tabela 10. Tabela 10 - Algumas aplicações de titulação direta e contratitulação com iodo Analito Semi-reação de oxidação Comentários As Sb HCN H2CO
+
H3SbO3 + H2O
H2SbO4 + 2 H + 2 e
2 CN-- + I2
H2S
S(s) + 2 H + 2 e
Ácido ascórbico
Adição de excesso de I2 e NaOH, contratitulação do I2 após 5 min
Precipitação do metal como sulfeto, coleta e dissolução em HCl 3 mol/L com excesso de I2; contratitulação com I2
--
SO42-- + 4 H+ + 2 e --
H2SO3 + H2O
Titulação direta em pH entre 7 e 9
Adição de excesso de I2 em HCl 1 mol/L e contratitulação do I2
S(s) + 2 H+ + 2 e --
+
Titulação direta em pH 7 e 9
Titulação direta em pH 9
HCO2-- + 2 H2O + 2 e --
H2S
Zn, Cd, Hg, Pb
--
2 ICN + 2 e --
H2CO + 3 OH--
H2S
SO2
H3AsO4 + 2 H+ + 2 e --
H3AsO3 + H2O
ver no texto
Adição de excesso de I2 em ácido; contratitulação do I2 Titulação direta em ácido
O ácido ascórbico é um exemplo típico dos muitos compostos orgânicos que podem ser titulados diretamente com iodo. O ponto final é sinalizado pelo aparecimento da cor azul do complexo amido-iodo.
+ 2H
+
-
+ 2I
+ I2
Numerosos compostos de enxofre têm sido determinados pré-reduzindo o enxofre a sulfeto de hidrogênio o qual é, então, titulado com iodo. A reação H2S + I2
S(s) + 2 H
+
-
+ 2I
é quantitativa e rápida o suficiente para permitir a titulação direta, mas a contratitulação é freqüentemente preferida para evitar a perda de algum H 2S por volatilização. A amostra contendo sulfeto é colocada em um recipiente fechado contendo um excesso de iodo e, então, acidificada. O iodo que não reage é titulado com um redutor padrão. 2-Redutores Os agentes redutores são menos freqüentemente usados do que os agentes oxidantes porque são, geralmente, menos estáveis estando sujeitos à oxidação pelo oxigênio atmosférico. Há uma considerável dificuldade em se trabalhar em ambientes livres de oxigênio e isso deve ser evitado sempre que possível. No entanto, alguns redutores reagem muito lentamente com o oxigênio e, então, podem ser usados para aplicações analíticas.
1.1 - Ferro (II) O íon ferro (II) é um dos poucos titulantes redutores que pode ser manuseado sem precauções especiais para excluir o oxigênio atmosférico. Nas titulações sofre oxidação 0 passando a ferro (III). O valor de E relativamente alto para a semi-reação: 3+
Fe significa que Fe
2+
-
2+
+ e
0
Fe
E = 0,77 V
é um fraco agente redutor.
a)Estabilidade: A oxidação atmosférica do íon ferro (II) é bastante rápida em soluções neutras, mas diminui consideravelmente à medida que a acidez aumenta. Soluções em H 2SO4 0,5 mol/L são estáveis o suficiente para serem usadas por várias horas sem re-padronização. Os íons ferro (II) se hidrolisam em soluções fracamente ácidas, neutras e alcalinas formando o hidróxido de ferro (II). b)Preparação e estocagem: As soluções de ferro (II) são quase sempre preparadas a partir do sal de Mohr [Fe(NH4)2(SO4)2 . 6 H2O] ou do sal de Oesper [Fe(enH2)(SO4)2 . 4 H2O] onde enH2 = etilenodiamina diprotonada. Ambos os reagentes são disponíveis em grau de pureza de 2+ padrão primário e se dissolvem rapidamente em soluções ácidas liberando os íons Fe . Nenhum dos sais deve ser secado em estufa uma vez que ambos se decompõem com o aquecimento. c)Aplicações: o ferro (II) não é comumente usado em titulações diretas, mas serve como 24+ 2titulante para determinar excesso de oxidantes como MnO 4 , Ce e Cr2O7 em contratitulações. -
2.2-Iodeto (I ): Embora o íon iodeto seja um redutor mais forte do que o íon ferro (II) ele não é usado como titulante porque uma titulação com o iodeto produz iodo cuja intensa coloração mascara a mudança de cor de qualquer indicador. No entanto, o iodeto é bastante usado em titulações com deslocamento, freqüentemente, chamadas titulações iodométricas. O íon ferro (III) é comumente determinado via uma titulação iodométrica de acordo com as seguintes reações: Reação de deslocamento:
2 Fe
3+
+
2I
-
2+
2 Fe
+ I2
(excesso)
Reação de titulação:
I2 + titulante (Red)
2I
-
+ titulante (Ox)
Neste caso não há nenhum problema com a observação da mudança de cor do indicador uma vez que o iodo vai sendo consumido durante a titulação. Embora seja fácil usar o desaparecimento da cor do iodo como indicador do ponto final isso não e recomendado. O iodo não é tão intensamente colorido como um indicador regular além de se tornar pálido antes do ponto de equivalência ser alcançado. O problema é solucionado com a adição de um indicador sensível como o amido um pouco antes da cor do iodo desaparecer completamente.
a)Titulante para o iodo: O reagente mais freqüentemente usado para titular o iodo é o tiossulfato de sódio, Na2S2O3. O tiossulfato pentahidratado pode ser obtido puro mediante sucessivas recristalizações e mantido no grau de hidratação especificado em um hidróstato sobre cloreto de cálcio hexahidratado, deliqüescente. O pentahidratado é estável dentro de uma larga faixa de umidade relativa à temperatura ambiente, por exemplo, entre 23,4 e 79,9% a 20 °C. O peso equivalente do pentahidratado é 248,18. Também foi recomendado como substância padrão o tiossulfato de sódio anidro obtido por aquecimento do pentahidratado a 120 °C e conservado sobre cloreto de cálcio. Seu peso equivalente é 158,10. Todavia, o mais usual é padronizar as soluções de tiossulfato de sódio contra agentes oxidantes adequados. 2Na reação com o iodo o tiossulfato é oxidado a tetrationato, S4O6 : 2-
I2 + 2 S2O3
2I
-
2-
+ S4O6
0
O íon tiossulfato é um agente redutor bastante forte como indicado pelo baixo valor de E para a semi-reação: 2-
S4O6
-
+ 2e
2 S2O3
2-
0
E = 0,08 V
O tiossulfato de sódio é facilmente solúvel em água e é estável tanto em soluções neutras como básicas. No entanto, sofre uma lenta decomposição em soluções ácidas com pH menor do que 5: 2-
S2O3
+
+ 2H
H2SO3 + S(s)
O aparecimento de uma fina camada amarela de enxofre nas paredes do recipiente da solução é uma evidência visual da ocorrência de uma decomposição apreciável. Além disso, certas bactérias metabolizam o tiossulfato convertendo-o em sulfeto, sulfato e enxofre elementar. Esta fonte de instabilidade é facilmente evitada usando condições estéreis durante a preparação da solução. A maioria dos procedimentos recomenda o uso de água fria, recentemente fervida, para dissolver o reagente e água fervendo para lavar o recipiente onde vai ser estocada a solução. À solução pronta deve ser adicionado timol, clorofórmio ou benzoato de sódio para inibir o crescimento de bactérias. Embora o tiossulfato não deva ser estocado em soluções ácidas pode ser usado para titular o iodo em meio ácido, uma vez que a reação com o iodo é muito mais rápida do que com os íons hidrogênio. Isso é importante porque a maioria das reações iodométricas de deslocamento devem ser realizadas em soluções ácidas. b)Aplicações: Os métodos iodométricos têm sido aplicados na determinação de uma grande variedade de substâncias orgânicas e inorgânicas. Algumas aplicações importantes são mostradas na Tabela 11.
Tabela 11 - Algumas aplicações da titulação iodométrica Analito
Reação de deslocamento
Comentários 4+
Ce
2 Ce4+ + 2 I --
Pré-oxidar a Ce ; titular em H2SO4 1 mol/L
2 Ce3+ + I2
Mn
2 Mno4-- + 10 I -- + 8 H+
2 Mn2+ + 5 I2 + 8 H2O
Pré-oxidar com persulfato; titular em HCl 0,1 mol/L
Cr
Cr2O72-- + 6 I -- + 14 H+
2 Cr3+ + 3 I2 + 7 H2O
Pré-oxidar com HClO4; titular após 5 minutos
-
IO3 Fe
IO3-- + 5 I -- + 6 H+ 2 Fe3+ + 2 I -2+
--
Cu
2 Cu + 4 I
Cl2
Cl2 + 2 I
--
Br2
Br2 + 2 I --
HOCl H2O2 HNO2 O3
--
3 I2 + 3 H2O 2 Fe2+ + I2
Titular em ácido
2 CuI(s) + I2
Titular em tampão NH4HF2 (pH = 3)
--
2 Cl + I2
Titular em ácido diluído
2 Br -- + I2
Titular em ácido diluído
+
--
HOCl + 2 I + H
Cl + I2 + H2O
Titular em H2SO4 0,5 mol/L
I2 + 2 H2O
Titular em H2SO4 1 mol/L com Na2MoO4 como catalisador
H2O2 + 2 I -- + 2 H+ 2 HNO2 + 2 I -- + 2 H+
O3 + 2 I -- + 2 H+
Titular em HCl 0,5 mol/L
Remover NO antes da titulação por borbulhamento de CO2
2 NO + I2 + 2 H2O
Passar o O3 em solução neutra de KI; acidificar com H2SO4
O2 + I2 + H2O 2+
Íons metálicos facilmente reduzidos tais como Cu e Fe 2+ técnica iodométrica. O iodeto reduz Cu a iodeto de cobre (I): 2+
2 Cu
-
+ 4I
3+
podem ser determinados pela
2 CuI(s) + I2
2+
Muitos agentes redutores reduzem o íon Cu a cobre metálico, mas o iodeto forma uma forte + ligação covalente com o íon Cu que estabiliza o estado de oxidação +1 do cobre. Embora os íons hidrogênio não participem da reação o pH é importante para o sucesso da titulação. Em soluções com pH acima de 4 ocorre a formação do hidróxido de cobre (II) insolúvel que reage lentamente com o iodeto e causa uma mudança prematura na cor do ponto final. Em valores de pH menores do que 1, a oxidação do iodeto pelo ar torna-se significante levando a resultados mais altos do que os reais. Muitos procedimentos recomendam o uso de solução tamponada em pH em torno de 3,2 com hidrogenofluoreto de amônio, NH 4HF2. Este reagente atua como tampão equimolar de HF e F (pKa ~3,2). A presença de F também serve para 3+ 3eliminar a interferência do Fe formando um complexo estável, FeF6 , que não é reduzido pelo iodeto. IV-Padrões Os reagentes usados como titulantes em reações redox, geralmente, não são encontrados em grau de pureza suficiente para que suas concentrações sejam determinadas por pesagem direta. Assim, freqüentemente, é necessária a etapa de padronização desses reagentes.
1-Padrões para oxidantes 1.1-Óxido de arsênio (III) (As2O3) Este reagente, também chamado de trióxido de arsênio, é obtido comercialmente com pureza de 99,95% a 100,05%. O produto fornecido pelo National Bureau of Standards
apresenta um valor redutimétrico de 99,99%. É dessecado a peso constante em dessecador sobre ácido sulfúrico ou mediante aquecimento a 105–110 °C. O reagente não é solúvel em soluções ácidas ou neutras, mas se dissolve facilmente em hidróxido de sódio 1 mol/L levando à formação do oxiácido arsenito. As2O3 + 6 NaOH
2 Na3AsO3 + 3 H2O
Uma vez dissolvido o óxido a solução deve ser acidificada para se tornar estável com a formação do ácido de arsênio (III), H3AsO3. De fato, a acidificação deve ser feita o mais rápido 3possível para evitar a possível oxidação do arsenito a arsenato, AsO 4 , pelo oxigênio atmosférico. As soluções ácidas de arsenito são indefinidamente estáveis. A reação entre um oxidante e o ácido arsênio (III) pode ser escrita como: Ox + H3AsO3
Red + H3AsO4
Quando Ox é o íon cério (IV) ou o íon permanganato a reação deve ser realizada em meio ácido. Ambas as reações são lentas e deve ser adicionado um catalisador, o tetróxido de ósmio, OsO4, ou o monocloreto de iodo ICl que são usados para a reação do cério e o monocloreto de iodo ou o íon iodato para a reação do permanganato. Quando o H3AsO3 é usado para padronizar uma solução de iodo a reação de titulação deve ser feita em meio básico. A constante de equilíbrio para a reação. I2 + H3AsO3
2I
-
+ H3AsO4 + 2 H
+
é somente 0,55 a temperatura ambiente. O tamponamento da solução em pH entre 7 e 9 mantém baixa a concentração de íons hidrogênio de modo a forçar que a reação se complete. Em soluções com pH menor do que 7 a reação é bastante lenta e incompleta para permitir a determinação do ponto final com exatidão; para valores de pH acima de 9 o iodo sofre uma reação de desproporcionamento indesejada.
1.2-
Oxalato de sódio (Na2C2O4) O oxalato de sódio é um excelente padrão primário usado para padronizar os titulantes cério (IV) e permanganato. Pode ser obtido comercialmente com um valor redutimétrico de 99,95%. É dessecado mediante aquecimento a 105–110 °C e não é higroscópico. Seu peso equivalente é 67,00 g/eq. É facilmente solúvel em soluções ácidas formando o ácido oxálico, H2C2O4, que é bastante estável. Na reação com um oxidante o ácido oxálico é convertido a dióxido de carbono: Ox + H2C2O4 → Red + CO2 (g) + 2 H
+
4+
Quando o oxidante é o Ce é necessário o uso de um catalisador como o OsO4 ou o para aumentar a velocidade da reação. Alternativamente, o oxalato de sódio pode ser solubilizado em ácido perclórico o que garante a presença do catalisador na solução. A reação entre o íon permanganato e o ácido oxálico é complicada e muito lenta mesmo a 90°C; no entanto, é catalisada pelo íon manganês (II) que é produto da reação. 2+ Assim, uma vez iniciada, o íon Mn formado aumenta a velocidade da reação remanescente. Alguns procedimentos sugerem o aquecimento da solução a mais ou menos 60°C durante a primeira parte da titulação para acelerar o início da mesma. ClO4
2-Padrões para redutores 2.1-Hexanitratocerato de amônio [(NH4)2Ce(NO3)6] Este reagente, que já foi discutido na seção dos titulantes, pode ser usado para padronizar soluções de ferro (II). A reação é rápida em meio fortemente ácido e apesar da maioria do cério tetravalente se complexar com ânions, a reação é usualmente representada por: 2+
Fe
4+
+ Ce
3+
Fe
+ Ce
3+
Provavelmente, a maior desvantagem do uso desse reagente é o seu alto custo. 2.2 - Dicromato de potássio (K2Cr2O7) O dicromato de potássio é obtido comercialmente com pureza de 99,95% a 105,05% e pode ser dessecado mediante aquecimento a 200 °C. O baixo custo e a excelente estabilidade do dicromato de potássio fazem dele o reagente mais usado para a determinação da concentração das soluções de ferro (II). Também é usado para padronizar soluções de tiossulfato via a técnica iodométrica. Neste caso, uma quantidade conhecida de dicromato de potássio é tratada com excesso de iodeto de potássio e o iodo liberado é titulado com solução de tiossulfato: 2-
Cr2O7
+ 6I
-
+ 14 H
+
2 Cr
3+
+ 7 H2O + 3
I2 2-
I2 + 2 S2O3
2I
-
2-
+ S4O6
2.3-Iodato de potássio (KIO3) O iodato de potássio é um padrão primário disponível comercialmente com pureza de 99,95 a 100,05% que pode ser dessecado mediante aquecimento a 150–180 °C. Em solução ácida o íon iodato oxida quantitativamente o íon iodeto a iodo: -
IO3
+ 5I
-
+ 6H
+
3 I2 + 3 H2O
A reação se processa convenientemente com apenas leve excesso de ácido de modo que o erro devido à ação oxidante do ar sobre o iodeto é negligenciável. O iodo liberado é titulado com a solução de tiossulfato.
V – PARTE PRÁTICA 5.1 - Padronização de uma solução de permanganato de potássio 0,02mol/L com solução de oxalato de sódio 0,05 mol/L (padrão primário) 5.1.1. Introdução A permanganometria é um tipo de volumetria de oxidação-redução que utiliza permanganato de potássio como titulante, o qual apresenta alto poder de oxidação. As +2 reações de oxi-redução ocorrem em meio ácido, no qual MnO 4 é reduzido a Mn . As soluções aquosas de KMnO4 não são completamente estáveis, porque o íon MnO4 tende a oxidar a água e se decompõe com exposição à luz, portanto, devem ser estocadas em fracos escuros e padronizadas periodicamente. 5.1.2. Procedimento Experimental
-Transferir uma alíquota de 5,00 mL, de uma solução padrão de oxalato de sódio 0,05 mol/L, com auxílio de uma pipeta volumétrica, para um erlenmeyer de 125 mL. -Acrescentar 50,00 mL de água destilada e 2,00 mL de ácido sulfúrico 20% (v/v) ao erlenmeyer contendo a solução de oxalato de sódio -Aquecer a solução de oxalato de sódio à no máximo 80ºC. -Titular com uma solução de permanganato de potássio (KMnO4) até o aparecimento de uma coloração violeta clara, tendendo a rósea, permanente por 30 segundos. No final da titulação, a temperatura da solução titulada deverá ser, no mínimo, de 60ºC. Anote o volume gasto. O íon permanganato reage com o íon oxalato numa proporção de 2:5, nessa ordem, conforme reação abaixo: 2 KMnO4(aq) + 8H2SO4(aq) + 5 Na2C2O4(aq) CO2(g) + 8 H2O(l)
→
5 Na2SO4(aq) + K2SO4(aq) + 2 MnSO4(aq) + 10
O aquecimento da solução acelera a reação, porém não deve atingir 100ºC, temperatura na qual o oxalato é decomposto. O controle da temperatura deve ser feito com termômetro. O H2SO4 é o reagente apropriado para acidificar a solução porque o íon sulfato não sofre a ação do permanganato. Também pode ser utilizado o ácido perclórico. O ácido clorídrico pode sofrer oxidação do íon cloreto. O ponto final dado pelo excesso de permanganato em solução ácida não é permanente, a coloração enfraquece gradualmente: -
2MnO4 (aq) + 3 Mn
2+ (aq)
+ 2 H2O(l) → 5 MnO2(aq) + 2H
+ (aq)
5.1.3 - Questões a serem respondidas na elaboração do relatório 1. Calcular a concentração real da solução em mol/L e a imprecisão do procedimento de padronização (Limite de confiança). 2. No que se baseia a permanganometria? 3. Porque as titulações com permanganato são auto-indicadoras? 4. Quais são os agentes oxidante e redutor na reação?
5.2 - Determinação da concentração de água oxigenada em % m/v e em volumes de oxigênio
5.2.1- Introdução 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. Assim, 1,00 mL H2O2 a 100 volumes liberará 100,00 mL de O2 nas CNPT. 2 H2O2 (aq) O2 (g) + 2 H2O (l) A água oxigenada apesar de ser um agente oxidante pode ser oxidada pelo permanganato em meio ácido. 2 KMnO4(aq) + 3 H2SO4(aq) + 5 H2O2(aq)
K2SO4(aq) + 2 MnSO4(aq) + 5 O2(g) + 8 H2O(l)
5.2.2- Procedimento:
-Transferir 1,00 mL de uma amostra de água oxigenada, com auxílio de uma pipeta volumétrica, para um erlenmeyer de 125 mL. -Acrescentar 5,0 mL de ácido sulfúrico 20% (v/v) e cerca de 50,00 mL de água destilada. -Titular com uma solução de permanganato de potássio ~0,02mol/L até o aparecimento de uma coloração rósea persistente por 30 segundos. Anote o volume gasto durante o procedimento de titulação. -Repetir esse procedimento mais duas vezes.
5.2.3 – Questões a serem respondidas durante a elaboração do relatório 1. Calcule a concentração de H2O2 em % m/v e em volumes de oxigênio na amostra analisada. Determine a imprecisão de sua análise (Limite de confiança). 2. O permanganato é um padrão primário? Justifique sua resposta.
