- Fundamentos
- Reações
- Procedimento geral
- Preparação de tiossulfato de sódio
- Preparação do indicador de amido
- Padronização de tiossulfato de sódio
- Titulação iodométrica
- Formulários
- Referências
A iodometria é uma técnica que quantifica a análise volumétrica de um agente oxidante por titulação ou titulação indireta de iodo. É uma das titulações redox mais comuns em química analítica. Aqui, a espécie de maior interesse não é propriamente iodo elementar, I 2, mas seus ânions iodeto, I -, que são bons agentes redutores.
O I - na presença de agentes oxidantes fortes, reage rapidamente, completamente e quantitativamente, resultando em uma quantidade de iodo elementar equivalente à do agente oxidante ou analito em questão. Assim, titulando ou titulando este iodo com um titulante redox, comumente tiossulfato de sódio, Na 2 S 2 O 3, a concentração do analito é determinada.
Ponto final de todas as titulações iodométricas ou titulações sem adição de amido. Fonte: LHcheM via Wikipedia.
A imagem superior mostra o ponto final que se espera observar nas titulações iodométricas. No entanto, é difícil estabelecer quando parar a titulação. Isso ocorre porque a cor marrom está ficando amarelada, e aos poucos vai ficando sem cor. É por isso que o indicador de amido é usado, para destacar ainda mais este ponto final.
A iodometria torna possível analisar algumas espécies oxidantes, como peróxidos de hidrogênio de gorduras, hipoclorito de alvejantes comerciais ou cátions de cobre em diferentes matrizes.
Fundamentos
Ao contrário da iodimetria, a iodometria é baseada na espécie I -, menos sensível a desproporcionalmente ou a sofrer reações indesejáveis. O problema é que, embora seja um bom agente redutor, não há indicadores que forneçam pontos finais com o iodeto. É por isso que o iodo elementar não é deixado de fora, mas continua sendo um ponto chave na iodometria.
O iodeto é adicionado em excesso para garantir que reduza completamente o agente oxidante ou analito, originando o iodo elementar, que se dissolve na água quando reage com os iodetos do meio:
I 2 + I - → I 3 -
Isso dá origem à espécie triiodeto, I 3 -, que mancha a solução com uma cor marrom (veja a imagem). Esta espécie reage da mesma forma que I 2, de forma que na titulação a cor desaparece, indicando o ponto final da titulação com Na 2 S 2 O 3 (à direita da imagem).
Este I 3 - é intitulado reagindo da mesma forma que I 2, de modo que é irrelevante qual das duas espécies está escrita na equação química; contanto que as cargas estejam equilibradas. Geralmente, esse ponto é uma fonte de confusão para os alunos de iodometria pela primeira vez.
Reações
A iodometria começa com a oxidação dos ânions iodeto, representados pela seguinte equação química:
A OX + I - → I 3 -
Onde A OX é a espécie oxidante ou analito a ser quantificado. Sua concentração é, portanto, desconhecida. Em seguida, o I 2 produzido é avaliado ou intitulado:
I 3 - + Suporte → Produto + I -
As equações não são balanceadas porque buscam apenas mostrar as mudanças pelas quais o iodo sofre. A concentração de I 3 - é equivalente à de A OX, então esta última está sendo determinada indiretamente.
O titulante deve ter uma concentração conhecida e reduzir quantitativamente o iodo (I 2 ou I 3 -). O mais conhecido é o tiossulfato de sódio, Na 2 S 2 O 3, cuja reação de titulação é:
2 S 2 O 3 2– + I 3 - → S 4 O 6 2– + 3 I -
Observe que o iodeto reaparece e o ânion tetrationato, S 4 O 6 2–, também é formado. No entanto, Na 2 S 2 O 3 não é um padrão primário. Por esse motivo, deve ser padronizado antes das titulações volumétricas. Suas soluções são avaliadas usando KIO 3 e KI, que reagem um com o outro em um meio ácido:
IO 3 - + 8 I - + 6 H + → 3 I 3 - + 3 H 2 O
Assim, a concentração de íons I 3 - é conhecida, então é titulada com Na 2 S 2 O 3 para padronizá-la.
Procedimento geral
Cada analito determinado por iodometria tem sua própria metodologia. No entanto, esta seção abordará o procedimento em termos gerais para realizar esta técnica. As quantidades e volumes necessários dependerão da amostra, da disponibilidade de reagentes, dos cálculos estequiométricos ou essencialmente da forma como o método é realizado.
Preparação de tiossulfato de sódio
Comercialmente, esse sal está em sua forma pentahidratada, Na 2 S 2 O 3 · 5H 2 O. A água destilada com a qual suas soluções serão preparadas deve ser fervida primeiro, para que os micróbios que podem oxidá-la sejam eliminados.
Da mesma forma, acrescenta-se um conservante como o Na 2 CO 3, de modo que, em contato com o meio ácido, libere CO 2, que desloca o ar e evita que o oxigênio interfira pela oxidação dos iodetos.
Preparação do indicador de amido
Quanto mais diluída a concentração de amido, menos intensa será a cor azul escura resultante quando coordenada com o I 3 -. Por causa disso, uma pequena quantidade (cerca de 2 gramas) se dissolve em um volume de um litro de água destilada fervente. A solução é agitada até ficar límpida.
Padronização de tiossulfato de sódio
Uma vez que o Na 2 S 2 O 3 é preparado, ele é padronizado. Uma determinada quantidade de KIO 3 é colocada em um Erlenmeyer com água destilada e um excesso de KI é adicionado. Um volume de HCl 6 M é adicionado a este frasco, e é imediatamente titulado com a solução de Na 2 S 2 O 3.
Titulação iodométrica
Para padronizar o Na 2 S 2 O 3, ou qualquer outro titulante, a titulação iodométrica é realizada. No caso do analito, em vez de adicionar HCl, H 2 SO 4 é usado. Alguns analitos requerem tempo para oxidar I -. Nesse intervalo de tempo, o frasco é coberto com papel alumínio ou deixado no escuro para que a luz não induza reações indesejáveis.
Quando o I 3 - é titulado, a solução marrom gradualmente fica amarelada, ponto indicativo para adicionar alguns mililitros do indicador de amido. Imediatamente, o complexo de amido-iodo azul escuro se formará. Se adicionado anteriormente, a alta concentração de I 3 - degradaria o amido e o indicador não funcionaria.
O verdadeiro ponto final de uma titulação iodométrica mostra uma cor azul, embora mais clara, semelhante à desta solução de amido de iodo. Fonte: Voicu Dragoș
Continue adicionando Na 2 S 2 O 3 até que a cor azul escura clareie como na imagem acima. Apenas quando a solução fica com uma cor roxa clara, a titulação é interrompida e outras gotas de Na 2 S 2 O 3 são adicionadas para verificar o momento e o volume exatos em que a cor desaparece completamente.
Formulários
Titulações iodométricas são freqüentemente usadas para determinar os peróxidos de hidrogênio presentes em produtos gordurosos; ânions hipoclorito de alvejantes comerciais; oxigênio, ozônio, bromo, nitrito, iodatos, compostos de arsênio, periodatos e o conteúdo de dióxido de enxofre nos vinhos.
Referências
- Day, R., & Underwood, A. (1989). Quantitative Analytical Chemistry. (quinta edição). PEARSON Prentice Hall.
- Wikipedia. (2020). Iodometria. Recuperado de: en.wikipedia.org
- Professor SD Brown. (2005). Preparação da solução padrão de tiossulfato de sódio e
- Determinação de hipoclorito em um produto alvejante comercial. Recuperado de: 1.udel.edu
- Daniele Naviglio. (sf). Iodometria e Iodimetria. Federica Web Learning. Recuperado de: federica.unina.it
- Barreiro, L. & Navés, T. (2007). Conteúdo e Aprendizagem Integrada de Linguagem (CLIL) Materiais em Química e Inglês: Titulações Iodométricas. Material do professor. Recuperado de: diposit.ub.edu