volumetria titulacao

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<p>A N Á L I S E V O L U M É T R I C A</p><p>M É T O D O S P O R T I T U L A Ç Ã O D E</p><p>N E U T R A L I Z A Ç Ã O</p><p>M É T O D O S P O R T I T U L A Ç Ã O D E</p><p>C O M P L E X A Ç Ã O</p><p>M É T O D O S P O R T I T U L A Ç Ã O D E Ó X I D O -</p><p>R E D U Ç Ã O</p><p>Métodos analíticos</p><p>Reações de Neutralização</p><p> Escreva as reações balanceadas entre o ácido e a base :</p><p>a) H2SO4 + NaOH</p><p>b) HCl + NaOH</p><p>c) HI + Ba(OH)2</p><p>d) H3PO4 + NaOH</p><p>e) H3PO4 + Sb(OH)5</p><p>f) H2SO4 + Fe(OH)3</p><p>g) C2O2H4 + NaOH</p><p>h) C2O2H4+ Ca(OH)2</p><p>i) H3PO4+ Al(OH)3</p><p>Volumetria de Neutralização</p><p> Volumetria de neutralização envolve a titulação de</p><p>espécies químicas ácidas com uma solução padrão</p><p>alcalina (ALCALIMETRIA) e titulação de espécies</p><p>químicas básicas com uma solução padrão ácidas</p><p>(ACIDIMETRIA).</p><p>As soluções padrões devem ser padrões primários</p><p>ou padronizadas no caso de padrões secundários.</p><p> O ponto de final é determinado por um indicador</p><p>químico (INDICADOR ÁCIDO - BASE) ou um</p><p>método instrumental.”</p><p>Volumetria de Titulação</p><p> Na volumetria de neutralização a concentração</p><p>crítica variável no decorrer da titulação é espécie</p><p>H3O+</p><p> A curva de titulação representa a variação</p><p>logarítmica da concentração de H3O+ em função do</p><p>volume da solução padrão adicionada.</p><p>pH X VOLUME DA SOLUÇÃO PADRÃO</p><p>PORQUE CONSTRUIR A CURVA DE TITULAÇÃO?</p><p> Verificar o comportamento do sistema e determinar</p><p>a pH nas proximidades do ponto de equivalência</p><p>para escolher o indicador adequado.</p><p>Titulação de ácido fraco com base forte</p><p> Na titulação de 100 mL de ácido acético 0,1 M com</p><p>NaOH 0,1M, consideramos:</p><p> Antes de iniciar a Reação: só temos a solução de</p><p>ácido acético = HAc</p><p> HAc, Ka 1,75 x 10-5, da teoria de equilíbrio:</p><p> 1,32x10-3 mol.L-1</p><p> Então:</p><p> pH = -log 1,32x10-3 =2,88</p><p>Titulação de ácido fraco com base forte</p><p> Com a adição de 10,0 mL de NaOH</p><p>o valor do pH será igual:</p><p> No início da reação:</p><p>HAc + NaOH NaAc + H2O,</p><p>Ac +HOH Hac + OH-</p><p>HAc +HOH H3O+ + Ac-</p><p>0,1x0,1 0,01x0,1</p><p>HAc + NaOH NaAc + H2O</p><p>0,01 0,001 - -</p><p>0,009 0 0,001</p><p>HAc = 0,009/0,11=0,082</p><p>NaAC= 0,001/0,11=0,0091</p><p>Ka= (H3O+) x (Ac-)</p><p>(HAc)</p><p>1,75X10-5 = (H3O+) x 0,0091</p><p>0,082</p><p>H3O+ =1,57x10-4</p><p>pH=3,80</p><p>Titulação de ácido fraco com base forte</p><p> No ponto de equivalência:</p><p> Quando uma quantidade de 100 mL de NaOH 0,1</p><p>M foi adicionado a 100 mL de ácido acético 0,1M.</p><p> Neste ponto todo ácido reage com toda a base.</p><p> Quantidade de base= 0,1x0,1= 0,01</p><p> HAc + NaOH NaAc + H2O</p><p> 0,01 0,01 - -</p><p> 0 0 0,01</p><p> Ac +HOH Hac + OH-</p><p> Ac-= 0,01/0,2=0,05M</p><p>Titulação de ácido fraco com base forte</p><p> Ac-= Ac- - OH- = Ac-</p><p> Kb = (HAc) x (OH-)</p><p>(Ac-)</p><p>Kb= 1x10-14/1,75x10-5</p><p>Kb=5,71 x 10-10</p><p>HAc=OH-</p><p>OH=5,34x10-6 mol/L</p><p>pOH= 5,27</p><p>pH= 14-5,27= 8,73</p><p> Após o ponto de equivalência: qual o pH com a adição</p><p>de 110 mL de NaOH a 100 mL de ácido acético 0,1 M.</p><p> HAc + NaOH NaAc + H2O</p><p> 0,01 0,011 - -</p><p> - 0,001 0,01</p><p> OH- = 0,001/0,21=0,005M, neste ponto apenas a</p><p>concentração de excesso de base é considerada.</p><p> pOH= -log0,005= 2,30</p><p> pH= 14-2,30=11,69</p><p>Exercícios – Volumetria de Neutralização</p><p>1) Um técnico de laboratório esta padronizando uma solução de H2SO4</p><p>com uma solução de base padronizada e com concentração igual a</p><p>0,12N, sabendo que o volume de base gasto para titular 10 mL de ácido</p><p>foi igual a 5,5 mL qual será a concentração real da solução de ácido</p><p>sulfúrico.</p><p>2) O ácido fosfórico é utilizado como conservante em refrigerantes a base</p><p>de cola. Uma solução de concentração duvidosa foi comprada para</p><p>utilização como parte do xarope. Então 15 mL desta solução foram</p><p>adicionados em balão de 500 mL e o volume foi completado com água</p><p>destilada. Uma alíquota de 25 mL foi titulada com NaOH C=0,5M, fc=</p><p>0,9804 e gastou-se um volume de 65,8 mL. Qual a concentração em</p><p>mol/L da solução desconhecida?</p><p>H3PO4 + 3 NaOH Na3PO4 + 3H2O</p><p>3) Um aluno deseja avaliar o PN (poder de neutralização) de uma fonte de calcário. Para</p><p>realizar a análise o aluno pesa 1,04 g de calcário e dilui para 250 mL em balão</p><p>volumétrico, usando uma solução de HCl 0,5 M. Uma alíquota de 50 mL desta solução foi</p><p>transferida para um erlenmeyer e cerca de 50 mL de água e 3 gotas de fenolftaleína a</p><p>0,5% foi acrescentada. O aluno titulou esta alíquota com uma solução de NaOH 0,1M e o</p><p>volume gasto no ponto de equivalência foi de 9,8 mL. Com base neste resultado e nas</p><p>equações abaixo calcule o valor de PN para o calcário analisado.</p><p>CaCO3 + 2 HCL H2CO3 + CaCl2</p><p>H2CO3 H2O + CO2</p><p>CaCO3 + 2HCl H2O + CO2 + CaCL2</p><p>HCl + NaOH NaCl + H2O</p><p>4) A cafeína pode ser dosada em meio não aquoso com ácido perclórico. Uma amostra de</p><p>chá pesando 14,5235g foi colocada em um béquer e acrescentaram-se 12,5 mL de</p><p>anidrido acético em aquecimento e sob contante agitação. Após 30 minutos a solução foi</p><p>transferida para um balão de 100 mL e completada com anidrido acético. Então uma</p><p>alíquota de 50 mL foi titulada com ácido perclórico de concentração 0,0051 M e fc=</p><p>0,901, gastando 5,3 mL. Encontre a quantidade de cafeína no chá em mg/Kg (ppm).</p><p>HClO4 + C8H10N4O2 Produtos , 1 mol HClO4 para 1 mol de cafeina,</p><p>Cfc.V(L)=m(g)/Massa Molar</p><p>Exercícios – Volumetria de Neutralização</p><p>PROF. RENATA P. H.</p><p>BRANDELER O</p><p>Formação de complexos –</p><p>Titulação Complexométrica</p><p>Complexos</p><p> Os métodos titulométricos baseados na formação de</p><p>complexos, algumas vezes denominados métodos</p><p>complexométricos, têm sido utilizados há mais de</p><p>um século. O crescimento verdadeiramente notável na</p><p>sua aplicação analítica, baseado em uma classe</p><p>particular de compostos de coordenação chamados</p><p>quelatos ou complexos, iniciou-se nos anos 1940.</p><p> Um quelato é produzido quando um íon metálico</p><p>coordena-se com dois ou mais grupos doadores de</p><p>um único ligante para formar um anel heterocíclico de</p><p>cinco ou seis membros de um composto orgânico.</p><p>Formação de complexos</p><p>Quelato é um composto químico</p><p>formado por um íon metálico</p><p>ligado por várias ligações</p><p>covalentes a uma estrutura</p><p>heterocíclica de compostos</p><p>orgânicos como aminoácidos,</p><p>peptídeos ou polissacarídeos.</p><p>O nome quelato provém da</p><p>palavra grega chele, que significa</p><p>garra ou pinça, referindo-se à</p><p>forma pela qual os íons metálicos</p><p>são “aprisionados” no composto</p><p>As reações de complexação envolvem a ligação</p><p>entre íon metálico (M) com um quelato chamado</p><p>de ligante (L)</p><p>M(H2O) + L M(H2O)(n-1)L + H2O</p><p>n é o número de coordenação do íon metálico e</p><p>corresponde ao máximo de ligante monodentados que</p><p>pode se ligar a ele.</p><p>Monodentado – possui um par de elétrons para ligação</p><p>com o íon.Ex. H2O ou NH3</p><p>Polidentado - contem mais de um átomo doador .</p><p>Bidentado, (2 átomos doador ) tridentado (3 átomos</p><p>doador), tetradentado (4 átomos doador), pentadentado (5</p><p>átomos doador), hexadentado (6 átomos doador).</p><p>Ligação coordenada</p><p> Ligações de coordenação foram estabelecidas pela</p><p>TEORIA DE ALFRED WERNER (1893 –</p><p>Universidade de Zurique). Nesta teoria considera-</p><p>se a valência primária e a valência secundárias.</p><p> A maior parte dos elementos possuem dois tipos de</p><p>valência:</p><p> a) Valência primária (número de oxidação);</p><p> b) Valência secundária (número de coordenação);</p><p> 1) Todo elemento tende a satisfazer tanto suas valências</p><p>primárias quanto as valências secundárias;</p><p> 2) A valência secundária apresenta direções fixas no</p><p>espaço.</p><p>Werner deduziu que no CoCl3.6NH3 os três cloros atuam</p><p>como tendo valências primárias e as seis moléculas de</p><p>amônia com valência secundária. Em termos atuais, os</p><p>três cloros são iônicos, ou seja, íons cloretos, por isso</p><p>precipitam como AgCl; os seis ligantes NH3 formam</p><p>ligações coordenadas com o íon Co3+, originando o íon</p><p>complexo [Co(NH3)6]3+:</p><p>Ligação coordenada</p><p>• A teoria de Werner diz que as ligações coordenadas são formadas entre os</p><p>ligantes e o íon metálico central do complexo, isto é, o ligante doa um par de</p><p>elétrons ao íon metálico.</p><p>• Compostos</p><p>de coordenação podem ser formados facilmente com os metais</p><p>de transição, pois estes possuem orbitais d disponíveis que podem</p><p>acomodar os pares de elétrons doados pelos ligantes.</p><p>• O número de ligações coordenadas formadas depende, sobretudo, do</p><p>número de orbitais vazios de energia adequada. A regra do número</p><p>atômico efetivo (NAE) diz que quando se forma um complexo, há</p><p>adição de ligantes até que o número de elétrons do átomo metálico central</p><p>mais o número de elétrons cedidos pelos ligantes seja igual ao número de</p><p>elétrons do gás nobre seguinte.</p><p>Exemplo: K4[Fe(CN)6], hexacianoferrato(II) de</p><p>potássio: Um átomo de ferro possui 26 elétrons, de</p><p>modo que o íons central Fe2+ possui 24 elétrons, o gás</p><p>nobre seguinte, ao ferro, é o criptônio, com 36 elétrons; a</p><p>adição de seis pares de elétrons dos seis ligantes CN-</p><p>eleva o número atômico efetivo do Fe2+, no complexo</p><p>[Fe(CN)6]4-, temos 24 + (6 x 2) = 36.</p><p>Compostos de Coordenação ou Complexos</p><p>Metálicos são compostos formados através de</p><p>interações ácido base de Lewis.</p><p>Os Íons Metálicos são ácidos de Lewis (espécies</p><p>receptoras de pares elétrons).</p><p>Os Ligantes são bases de Lewis (espécies</p><p>doadoras de pares de elétrons).</p><p>Número de coordenação (NC): o número de</p><p>ligantes ligados ao metal.</p><p>EDTA (ácido</p><p>etilenodiaminotetracético)</p><p>Ácido etilenodiaminotetracético (EDTA)</p><p> O EDTA (HO2CCH2)2NCH2CH2N(CH2-CO2-H)2 é um</p><p>poderoso agentes complexante e é facilmente obtido</p><p>comercialmente. A estrutura espacial do ânion com</p><p>6 átomo doadores de elétrons, permite satisfazer o</p><p>número de coordenação de seis, freqüentemente,</p><p>encontrado nos íons metálicos e formar na quelação</p><p>anéis de 5 átomos que são mais estáveis e</p><p>apresentam pouco tensão.</p><p> A complexometria de EDTA geralmente faz uso de</p><p>uma solução de</p><p>dihidrogenoetilenodiaminotetracético (H2Y2-) di</p><p>sódico</p><p>Complexometria com EDTA</p><p> As reações entre H2Y-2 e os íons metálicos sempre</p><p>reagem na proporção de (1:1) independente da carga do</p><p>cátion. Em qualquer dos casos, 1 mol H2Y-2 reage com</p><p>um íon-grama de Mn+ formando uma molécula grama</p><p>de MY (4-n)- e dois íons-gramas de H+:</p><p> M+2 + H2Y-2 MY-2 + 2H+</p><p> M+3 + H2Y-2 MY- + 2H+</p><p> M+4 + H2Y-2 MY + 2H+</p><p> Ou seja, a expressão geral pode ser escrita como:</p><p> Mn+ + H2Y-2 MY(4-n)- + 2H+</p><p>Constante de formação do complexo EDTA</p><p> Considerando a reação global de formação de</p><p>complexos :</p><p> Mn+ + H2Y-2 MY(4-n)- + 2H+, podemos</p><p>escrever a expressão da constante de</p><p>formação como:</p><p>Constante de formação de complexo EDTA em</p><p>função do cátion</p><p>Estrutura de um</p><p>complexo</p><p>metal/EDTA. Note</p><p>que o EDTA se</p><p>comporta como um</p><p>ligante hexadentado</p><p>em que seis átomos</p><p>doadores estão</p><p>envolvidos nas</p><p>ligações com o cátion</p><p>metálico bivalentes</p><p>Reações de EDTA</p><p> Efeito do pH : para evitar a competição entre o íon</p><p>hidrogeniônico e os cátions, as titulações com EDTA</p><p>são geralmente realizadas em condições alcalinas,</p><p>principalmente quando o complexo cátion e EDTA</p><p>não é muito estável.</p><p> Podemos considerar o seguinte equilíbrio:</p><p>oA dissociação do complexo é controlada pelo pH</p><p>da solução. Quanto mais estável for o complexo,</p><p>menor o pH no qual a titulação de íon metálico</p><p>pode ser feita. Em geral estes são estáveis em meio</p><p>alcalino ou fracamente ácido.</p><p>oComplexos de EDTA com Ca+2 e Mg+2 são estáveis</p><p>em pH 8-10. Complexos de EDTA com Fe+2 e Al+3</p><p>são estáveis a pH 4 -6.</p><p>Reações de EDTA</p><p>Constante de Formação Efetiva</p><p>Equilíbrios de formação Equilíbrios de formação Isolando as</p><p>concentrações:</p><p>Isolando as</p><p>concentrações:</p><p>Constante de Formação Efetiva</p><p>Cr – concentração não complexada</p><p> Efetivamente a parte de EDTA não complexada com</p><p>o metal existe sob as várias formas. A concentração</p><p>total do EDTA livre pode ser definida como:</p><p>Constante de Formação Efetiva</p><p> A constante de formação efetiva (k´MY) pode ser e escrita da</p><p>seguinte forma:</p><p> Com a expressão da constante efetiva de formação é possível</p><p>calcular a quantidade de metal que será complexada por EDTA em</p><p>uma titulação em um determinado pH. Observe que 1/ α é a fração</p><p>de EDTA não complexada que corresponde a Y-4, assim em pH 12</p><p>este valor aproxima-se de 1 e nestas condições K`MY=KMY. Em</p><p>valores de pH mais ácidos α torna-se maior e o valor de K`MY</p><p>diminui.</p><p>pH e formação de complexos estáveis de EDTA</p><p>Titulações Complexométricas</p><p> A titulação complexométricas são utilizadas em uma gama de</p><p>aplicações com a função de permitir quantificar o teor de íons</p><p>metálicos em solução.</p><p> A titulação com EDTA é a aplicação mais importante para</p><p>quantificar íons metálicos em água ou em solos.</p><p> Na titulação com EDTA este é o titulante e o titulado é a solução</p><p>de íon metálico. O indicador utilizado é um indicador metálico</p><p>(metalocrômicos), e detecta a mudança da concentração do</p><p>íon metálico.</p><p> O indicador reage com o cátion e forma quelatos coloridos com</p><p>cor diferente da cor do indicador, no ponto de equivalência a cor</p><p>muda bruscamente uma vez que todo metal foi complexado no</p><p>EDTA, aparecendo a cor do indicador. Na titulação de cálcio e</p><p>magnésio usa-se como o indicador o negro de eriocromo (pH 10)</p><p>que passa de rosa para azul.</p><p>Indicadores</p><p> Os indicadores são seletivos para alguns cátion, ou seja</p><p>devem reagir com o indicador formando complexos</p><p>estáveis e coloridos, porém menos estável que quando o</p><p>cátion reage com o EDTA.</p><p> No ponto de equivalência todo metal antes complexado</p><p>pelo indicador é complexado pelo EDTA, ocorrendo um</p><p>alteração da cor que corresponde à cor do indicador livre,</p><p>ou seja, sem metal quelados.</p><p> Nas titulações Ca+2, usa-se o calcon e nas Ca+2 e Mg+2</p><p>usa-se o negro de eriocromo, o calcon é seletivo ao cálcio,</p><p>enquanto o negro de eriocromo pode complexar cálcio e</p><p>magnésio. A cor da solução de indicador depende: da sua</p><p>concentração, da concentração do metal e do pH.</p><p>Efeito do pH e do pM sobre a cor do</p><p>indicador</p><p>Titulações com EDTA</p><p> As titulações com EDTA não são seletivas, assim</p><p>as condições utilizadas na titulação é o que torna a</p><p>metodologia seletiva, a escolha do indicador e do</p><p>pH torna a ligação entre o EDTA e o íon metálica</p><p>mais seletiva, a titulação do EDTA com solução de</p><p>concentração conhecida do íon metálico é</p><p>utilizada para determinar o teor do íons de</p><p>interesse.</p><p>Indicadores para titulações com EDTA</p><p> Os indicadores são compostos orgânicos que formam</p><p>quelatos com íons metálicos em um faixa de pM</p><p>característico de um cátion em particular e do corante.</p><p> Indicadores metalocrômicos – são compostos cuja cor</p><p>muda quando eles se ligam a um íon metálico.</p><p> • Para um indicador ser utilizável, é necessário que a</p><p>estabilidade do complexo metal-indicador seja menor</p><p>que a estabilidade do complexo metal-EDTA. Caso isso</p><p>não ocorra, o EDTA não conseguirá deslocar o metal do</p><p>complexo com o indicador.</p><p> • Se um metal não se dissocia livremente de um</p><p>indicador diz-se que o metal bloqueou o indicador. O</p><p>negro de eriocromo T é bloqueado pelo Cu2+, Ni2+, Co2+,</p><p>Fe3+ e Al3+.</p><p>•A curva de titulação é um gráfico de pM versus o volume de EDTA</p><p>adicionado, e o cálculo divide-se em quatro etapas distintas.</p><p>•1ª Etapa: Antes do início da titulação: O pM é dado pela concentração</p><p>inicial do metal livre.</p><p>•2ª Etapa: Antes de atingir o ponto de equivalência: Nesta região há um</p><p>excesso de Mn+ em solução após o EDTA ter sido consumido. A</p><p>concentração do íon metálico livre é igual à concentração do excesso de</p><p>metal que não reagiu. O metal provindo da dissociação do complexo é</p><p>desprezível.</p><p>•3ª Etapa: No ponto de equivalência: Há exatamente a mesma quantidade</p><p>de EDTA e de metal em solução. Pode-se tratar a solução como se tivesse</p><p>sido preparada pela dissociação do complexo puro.</p><p>•4ª Etapa: Após o ponto de equivalência: Nesta etapa há um excesso de</p><p>EDTA e praticamente todo o íon metálico está na forma complexada. A</p><p>concentração do íon metálico livre se dá pelo deslocamento do equilíbrio.</p><p>Curvas de Titulação de Complexação</p><p>Aplicações da Titulação de Complexação</p><p>Quinhentos miligramas de uma rocha carbonatada</p><p>foram tratados em</p><p>HCl à quente, e após a solubilização dos constituintes o material foi</p><p>filtrado, recebido em balão volumétrico de 500 ml e o volume completado</p><p>com água destilada. Dez mililitros dessa solução foram titulados com</p><p>solução de EDTA 0,01 M em presença de solução tampão pH 10,0, KCN</p><p>e trietanolamina e consumiram 10,0 mililitros da citada solução quelante.</p><p>Outros 10,0 mililitros da citada solução foram titulados a pH 12,5, em</p><p>presença de KCN e trietanolamina e consumiu 5,0 ml da solução de</p><p>EDTA 0,01 M. Qual a porcentagem de CaO e MgO da rocha</p><p>carbonatada?</p><p>Dados: Ca = 40; Mg = 24; O = 16.</p><p>Titulações de Óxido-Redução</p><p>Permangonometria, Dicromatometria,</p><p>Iodometria</p><p>Reações de Óxido-redução</p><p> As reações de oxido-redução são aquelas que se processam quando</p><p>ocorre transferência de elétrons de um reagente para o outro. A</p><p>redução ocorre quando um reagente ganha elétrons e vai para um</p><p>estado de oxidação mais negativo. E a oxidação ocorre quando um</p><p>reagente perde elétrons elevando sua oxidação para um estado mais</p><p>positivo. A reação de oxido-redução é obtida pela soma das meia</p><p>reação de redução e da meia reação de oxidação. O reagente que</p><p>perde elétrons é chamado de agente redutor e o reagente que</p><p>ganha elétrons é chamado de agente oxidante.</p><p> No exemplo abaixo estão expressas as duas meias reações</p><p>envolvidas no processo de uma reação de oxido redução.</p><p>Cuo Cu2+ + 2 e- (oxidação)</p><p>2 Ag+ + 2 e- 2 Ag0 (redução)</p><p>Cu0 + 2 Ag+ Cu2+ + 2 Ag0 (reação de oxido-</p><p>redução)</p><p> Oxidação</p><p> Na+ Na+ + e-</p><p> 2 Cl- Cl2 + 2e-</p><p> 2OH + Cl ClO + OH- +2e</p><p> Redução</p><p> Ca2+ +2e Ca</p><p> H 2O2 + 2e 2 (OH-)</p><p> 3 H2O + SO3-2 + 6e- S-2 + 6 OH-</p><p>Reações de Oxido-redução</p><p>Ex. 1</p><p>Ex. 2</p><p>Agente de redução/oxidação</p><p> Agente redutor – é o elemento que</p><p>sofre a oxidação (perde elétrons), o</p><p>seu número de nox aumenta, pois é</p><p>oxidado.</p><p> Agente oxidante – é o elemento que</p><p>sofre a redução o seu número de</p><p>nox diminui (ganha elétrons), é o</p><p>agente redutor.</p><p>Balanceamento de reações redox</p><p> ATRIBUA NOX A TODOS OS ÁTOMOS</p><p> VERIFIQUE QUAL GANHA E QUAL PERDE ELÉTRONS</p><p> IQUALE OS ELÉTRONS DO REDUTOR E DO OXIDANTE</p><p> ADICIONE COEFICIENTE ESTEQUIOMÉTRICOS NOS</p><p>ÁTOMOS QUE PERDERAM E GANHARAM ELÉTRONS.</p><p> BALANCEI TODOS OS OUTRO, DEIXE O E H PARA O</p><p>FINAL</p><p> BALANCEI A CARGA PARA FICAR A MESMA DE AMBOS</p><p>OS LADOS DA EQUAÇÃO ADICIONANDO H+(MEIO</p><p>ÁCIDO) OU OH- (MEIO ALCALINO)</p><p> BALANCEIO O ÍON O ADICIONANDO ÁGUA, VEJA SE OS</p><p>ÁTOMOS DE H ESTÃO BALANCEADOS.</p><p>Balanceamento de reações redox</p><p> MnO2 + KClO3 + KOH K2MnO4 + KCl +H2O</p><p> Comece atribuindo o número de nox de cada elemento (alguns elementos tem nox</p><p>fixo assim oxigênio é (-2), hidrogênio é (+1), metais alcalinos (+1), metais alcalinos</p><p>terrosos (+2), elementos simples tem carga igual a zero, .a soma dos nox de todos os</p><p>elementos que compões a molécula é igual a carga do composto, se o composto é</p><p>neutro então a soma deve ser igual a zero.</p><p> MnO2 – Mn será +4</p><p> KClO3 – Cl será +5</p><p> K2MnO4 – Mn será +6</p><p> KCl – Cl será -1</p><p> Assim observe o Mn oxida e o Cl reduz, ou seja cada átomo de Cl ganhou 6e- , sendo</p><p>que cada átomo de Mn deve perder 2e-, assim se multiplicarmos o Mn por 3</p><p>teremos 3 átomos e 3x2e-= 6e- que o Mn irá fornecer para a redução do Cl. Ou seja a</p><p>estequiometria da reação é de 3MnO2: 1KClO3, está estequiometria da reação não</p><p>deve ser mudada.</p><p> Agora deve-se prosseguir o balanceamento para que o número de átomos seja igual</p><p>de ambos os lados da equação, desta forma o balanceamento da equação fica:</p><p> 3 MnO2 + KClO3 + 6KOH 3 K2MnO4 + KCl + 3 H2O</p><p>Potencial de eletrodo</p><p> As reações de oxido-redução podem ser expressas em</p><p>relação ao seu potencial, ou seja, conforme a</p><p>capacidade do reagente (no estado sólido ou líquido)</p><p>sofrer uma oxidação ou uma redução. O potencial de</p><p>uma meia reação não pode ser medido isoladamente,</p><p>mas pode ser determinado em relação a um potencial</p><p>eletrodo padrão de hidrogênio, outros eletrodos</p><p>como os de prata-cloreto ou eletrodo de calomelano</p><p>podem ser utilizados quando o potencial de eletrodo</p><p>de hidrogênio não pode ser utilizado.</p><p>Potencial de eletrodo padrão</p><p>Cr2O7 + 14H++6e 2Cr+3 + 7 H2O Eo= 1,33V</p><p>MnO4-+8H+ + 5e Mn+2 + 4 H2O Eo= 1,51 V</p><p>Potencial das reações</p><p> O potencial de uma reação de oxido redução pode ser obtido somando os potenciais</p><p>das semi-reações envolvidas, no sistema.</p><p>O2/Fe+2 as meias reações de redução envolvidas são:</p><p>O2(g) + 4H+ + 4e- 2H2O (l) Eo= 1,230 V</p><p>Fe+2 + 2e- Fe(s) Eo = -0,440 V</p><p> Como o oxigênio é o melhor oxidante o ferro deve ser oxidado pelo oxigênio e o</p><p>valor do Eo deve inverter o sinal.</p><p>Fe0 (s) Fe+2 + 2e- E0= 0,440 V</p><p> Somando as duas semi-reações temos a reação global da oxido-redução. Não se deve</p><p>esquecer que as reações de oxido-redução devem ser balanceadas e que o índice</p><p>estequiométrico não altera o valor do potencial. Desta forma temos:</p><p>O2(g) + 4H+ + 4e- 2H2O (l) Eo= 1,230 V</p><p>2 Fe0 2 Fe+2 + 4e- E0= 0,440 V</p><p>(observe que as reações foram balanceadas pois o número de elétrons doados pelo</p><p>oxidante deve ser o mesmo número de elétrons que o redutor recebe).</p><p>Somando as duas semi-reações temos:</p><p>O2 + 4H+ + 2 Fe0 2 H20 + 2Fe2+ E0 = 1,670 V</p><p>Volumetria de Óxido-redução</p><p> Volumetria de oxido-redução ou titulação de óxido-</p><p>redução são métodos analíticos cujo princípio da</p><p>metodologia está ligado à detecção do ponto de</p><p>equivalência no momento da reação no qual todos os</p><p>elétrons foram transferidas entre o redutor e o</p><p>oxidante. Este momento da reação pode ser medido</p><p>tanto pelo potencial da reação ou por uma alteração</p><p>de cor do indicador da reação de óxido-redução,</p><p>determinando o ponto de equivalência é possível</p><p>utilizar o cálculo volumétrico para determinar a</p><p>quantidade de um analito de interesse que participa</p><p>das reações de oxido-redução.</p><p>Aplicações</p><p> Alguns métodos como o que estima a DQO (demanda</p><p>química de oxigênio) de água, o que determina o teor de</p><p>carbono orgânico nos solos, os que determinam o teor de</p><p>hipoclorito em detergentes clorados, teor de Fe2+ em</p><p>medicamento e alimentos, o teor de vitamina C são</p><p>exemplos de aplicações da titulometria de óxido-redução.</p><p>Podemos resumir os métodos de titulometria redox</p><p>conforme o titulante utilizado, assim denomina-se de</p><p>permangonometria os métodos que utilizam o</p><p>permanganato (KMnO4) como titulante, em</p><p>dicromatometria quanto usa-se o dicromato (K2Cr2O7) e</p><p>em iodometria quando usa-se o iodo (I2) como titulante.</p><p>Equação de Nerst</p><p> A concentração dos reagentes oxidados e reduzidos pode ser</p><p>relacionada com o potencial de uma meia-célula através da Equação de</p><p>Nerst dada abaixo:</p><p>Curva de titulação</p><p> Considere que uma reação de oxido redução ocorre</p><p>entre ferro e o césio e que o processo é realizado</p><p>através de adição de uma volume de Ce+4 0,1 M em</p><p>100 mL de Fe+2 0,1 M por um processo de</p><p>titulométrico, calcule o potencial no ponto de</p><p>equivalência e a concentração de Fe+2 e Ce +4 neste</p><p>ponto.</p><p> Dados : Fe3+ + e- ⇌ Fe2+ E°= 0,700 V ; Ce4+ + e- ⇌</p><p>Ce3+ E°= 1,46 V</p><p> A reação ocorre entre Ce+4 e Fe+2, ou seja, ambos são</p><p>reagentes na reação global.</p><p>Fe+2 ⇌ Fe3+ + e- Eo= -,0,7</p><p>Ce4+ + e- ⇌ Ce3+ E°= 1,46 V</p><p>Fe2+ + Ce4+ ⇌ Fe3+ + Ce3+ E= (-0,7) + (1,46) = 0,76</p><p>Ponto de Equilíbrio</p><p> No ponto de equilíbrio o número de mol do Fe2+ =</p><p>número de mol Ce4+</p><p> Molaridade Ce</p><p>4+. Vg Ce</p><p>4+ = Molaridade Fe</p><p>2+ . V titulado Fe</p><p>2+</p><p> Molaridade Fe</p><p>2+= 0,1 mol.L-1</p><p> V titulado Fe</p><p>2+ = 0,1 L</p><p> 0,1 . Vg Ce</p><p>4+= 0,1x 0,1</p><p> Vg Ce</p><p>4+= 0,1 L ou 100 mL , ou seja quando adicionar 100</p><p>mL de Ce+4 nos 100 mL de Fe+2 0,1 mol.L-1 a reação está</p><p>no ponto de equivalência. Desta forma a concentração de</p><p>Ce4+ =0,1 mol.L-1 e de Fe2+ = 0,1 mol.L-1.</p><p> Para calcular o valor de E da reação de óxido-redução</p><p>deve-se utilizar a equação de Nerst.</p><p> E cátodo= E0</p><p>Ce</p><p>4+ - 0,0592 log( (Ce 3+)/(Ce 2+)) ... 1,46 -</p><p>0,0592 log( (Ce 3+)/(Ce 4+))</p><p> E ânodo= E0</p><p>Fe</p><p>2+ - 0,0592 log ( Fe 2+)/(Fe 3+)) .... 0,7 -</p><p>0,0592 log ( Fe 2+)/(Fe</p><p>3+))</p><p> Somando tudo:</p><p>2E = 1,46 +0,7 -0,0592 log ((Fe2+) (Ce3+)) / ((Fe3+)</p><p>(Ce4+))</p><p> Como no ponto de equivalência as concentrações são</p><p>igual log 1=0 o valor de E fica igual a:</p><p> 2E= 0,70 + 1,46 onde E= 1,08V.</p><p>Curva Titulométrica</p><p> No gráfico abaixo está representada a curva de</p><p>titulação obtida titulando 100 mL de Fe 2+ 0,1 mol.L-1</p><p>com Ce4+.</p><p>Ponto de</p><p>Equivalência</p><p>Indicadores de reações de óxido-redução</p><p> Como verificamos o valor de E= 1,08V no ponto de</p><p>equivalência e conhecendo estes valores podemos</p><p>escolher o melhor indicador para utilizar na titulação.</p><p> Os indicadores de óxido-redução marcam a mudança</p><p>brusca de potencial de oxidação na vizinhança do ponto</p><p>de equivalência em uma titulação de óxido-redução. Um</p><p>indicador ideal deve variar sua cor nitidamente na região</p><p>de potencial determinada no ponto de equivalência da</p><p>titulação.</p><p> Os indicadores de óxido redução são substâncias que</p><p>realizam reações de óxido-redução reversíveis e seu</p><p>potencial não deve mudar com a concentração das</p><p>formas reduzidas e oxidadas.</p><p>Indicadores</p><p> Um dos melhores indicadores de reações de óxido-</p><p>redução é o complexo 1-10 fenantrolina-ferro (II),</p><p>estes indicador quando combinado com o ferro (II)</p><p>está no estado reduzido e apresenta cor vermelha</p><p>intensa, porém em presença de oxidantes fortes o íon</p><p>ferro é oxidado para Fe (III) e nestas condições a cor</p><p>do composto é azul pálida. O potencial redox padrão</p><p>é de 1,14V e em condições ácidas é de 1,06V. Na</p><p>Tabela 2, estão indicadores algumas sustâncias que</p><p>atuam como indicadores a mudança da cor e o</p><p>potencial formal em meio ácido.</p><p>Fonte: Vogel, 2002.</p><p>Permangonometria</p><p> Baseada no uso do permanganato de potássio como titulante,</p><p>devido ao seu alto poder de oxidação. As soluções aquosas de</p><p>KMnO4 não são completamente estáveis,porque o íon MnO4- tende</p><p>a oxidar a água.</p><p>MnO4- + 4H+ + 3 e- MnO2 + 2 H2O Eº = 1,70 V</p><p>O2 + 4 H+ + 4 e- 2 H2O Eº = 1,23 V</p><p> Reação favorecida:</p><p>4MnO4- +2H2O 4MnO2 + 4H+ + 3O2 (reação lenta)</p><p> Devido a estas características é necessário ter alguns cuidados com</p><p>as soluções aquosas de KMnO4:</p><p>a) Preparo especial</p><p>b) Filtração para remoção do dióxido de manganês em cadinho de</p><p>vidro sinterizado</p><p>c) Estocagem em frasco escuro</p><p>d) Repradronização periódica.</p><p>Permangonometria</p><p> 2KMnO4(aq) + 8H2SO4(aq) + 5Na2C2O4(aq)</p><p>5Na2SO4(aq) + K2SO4(aq) + 2MnSO4(aq) + 10CO2(g)</p><p>+ 8H2O(l)</p><p> 2 MnO4-(aq) + 3 Mn+2(aq) + 2 H2O(l) 5</p><p>MnO2(aq) + 2H+(aq)</p><p> O H2SO4 é o reagente apropriado para acidificar a</p><p>solução porque o íon sulfato não sofre a ação de</p><p>permanganato.</p><p>Permangonometria</p><p> Permangonometria: cálculos volumétricos</p><p>Um técnico preparou uma solução de KMnO4 e a</p><p>padronizou com 0,1550 g de Na2C2O4 (MM = 134 g/mol).</p><p>Na padronização foram gastos 26,5 mL do titulante. Em</p><p>seguida, o técnico dissolveu 0,179 g de um medicamente</p><p>para anemia, contendo Fe(II) e o titulou com uma</p><p>solução padronizada, gastando 17,82 mL. Calcule a % de</p><p>Fe (MM = 56 g/mol) no medicamento.</p><p>DADOS: 2 MnO4</p><p>- + 5 H2C2O4 + 6 H+ → 2 Mn2+ + 10 CO2</p><p>+ 8 H2O</p><p>1 MnO4</p><p>- + 5 Fe2+ + 8 H+ → Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H2O</p><p>R= 48,82% (anote a resolução)</p><p>Iodometria</p><p> I2 + 2e 2I- E= 0,52</p><p> Direto : a solução de iodo é oxidante.</p><p> Indireto: utiliza-se o iodeto de potássio como redutor, após a tiulação direta é</p><p>realizada entre o iodo liberado e o tiossulfato.</p><p> Indicador utilizado é o amido.</p><p>Exemplo:</p><p>Um estudante dissolveu 0,092 g de KIO3 (MM = 214 g/mol) diretamente em</p><p>um erlenmeyer com 50 mL de água. Em seguida, o estudante adicionou 1,0 g de</p><p>KI e 10 mL de H2SO4 1:8 e titulou a solução com Na2S2O3 recém preparada,</p><p>utilizando suspensão de amido como indicador. Sabendo que foram gastos 25,5</p><p>mL de titulante para obter a viragem, qual foi a concentração molar de</p><p>tiossulfato encontrado pelo estudante?</p><p> DADOS: IO3– + 5 I– + 6 H+ ⇌ 3 I2 + 3 H2O ;</p><p> DADOS: I2 + 2 (S2O3)-2– ⇌ 2 I- + (S4O6)-2 ;</p><p>Curva de Titulação</p><p> O processo de titulação ocorre com alteração no valor o</p><p>potencial da reação de oxidação á medida que o titulante</p><p>é adicionado na amostra, assim antes do ponto de</p><p>equivalência tem-se um potencial que aumenta</p><p>lentamente até que a reação alcance o ponto de</p><p>equivalência e sobe bruscamente após este momento da</p><p>reação. Como observamos é possível determinar o valor</p><p>do potencial da reação no ponto de equivalência, bem</p><p>como antes e após este momento. Estes cálculos</p><p>permitem determinar as curvas de titulação que são</p><p>gráficos onde o valor do potencial da reação é</p><p>relacionado com o volume adicionado do titulante.</p>