Fundamentos da iodometria, reações, procedimento geral, usos

O iodometria É uma técnica de análise volumétrica que quantifica um agente oxidante por meio de uma avaliação ou titulação indireta com iodo. É uma das avaliações redox mais recorrentes na química analítica. Aqui a espécie de maior interesse não é adequadamente o iodo elementar, e₂, mas seus ânions yoduro, e^-, que são bons agentes redutores.

O i^- Na presença de agentes oxidantes fortes, eles reagem de maneira rápida, completa e quantitativa, o que causa uma quantidade elementar de iodo equivalente ao do agente oxidante ou analito em questão. Assim, valorizando ou titulando esse iodo com um título redox, geralmente tiossulfato de sódio, na₂S₂QUALQUER₃, A concentração do analito é determinada.

Ponto final de todas as avaliações ou graus iodométricos sem adição de amido. Fonte: LHCHEM via Wikipedia.

A imagem superior mostra o ponto final que deve ser observado em graus iodométricos. No entanto, é difícil estabelecer quando parar o grau. Isso ocorre porque a cor marrom se torna amarelada, e isso gradualmente se torna incolor. É por isso que o indicador de amido é usado para destacar ainda mais o ponto final.

A yodometria permite analisar algumas espécies oxidantes, como peróxidos de hidrogênio de gordura, hipoclorito de branqueamento comercial ou cátions de cobre em diferentes matrizes.

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Fundamentos

Ao contrário da iodimetria, a iodometria é baseada nas espécies I^-, menos sensível à desproporção ou sofrimento indesejável. O problema é que, embora seja um bom agente redutor, não há indicadores que facilitem os pontos finais com o iodeto. É por isso que o iodo elementar não é deixado de lado, mas continua sendo um ponto -chave na iodometria.

Yoduro é excessivo para garantir que reduz completamente o agente ou analito oxidante, originando o iodo elementar, que se dissolve na água quando reage com os yoduros do meio:

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Yo₂   +   Yo^-    → i₃^-

Isso origina a espécie Triyoduro, eu₃^-, que tinge a solução com uma cor marrom (veja a imagem). Esta espécie reage da mesma maneira que o i₂, Então, quando a cor é intitulada, ela desaparece, indicando o ponto final da titulação com NA₂S₂QUALQUER₃ (Direita da imagem).

Isso eu₃^- É intitulado reagindo dele como o eu₂, Portanto, é irrelevante qual das duas espécies está escrita na equação química; desde que as cargas sejam equilibradas. Geralmente, esse ponto geralmente é um motivo de confusão para quem estuda iodometria pela primeira vez.

Reações

A yodometria começa com a oxidação dos ânions de iodeto, representados pela seguinte equação química:

PARA_Boi + Yo^- → i₃^-

Para onde_Boi É a espécie oxidante ou o analito que se deseja quantificar. Sua concentração é, portanto, desconhecida. Então, o eu₂ Produzido é valorizado ou intitulado:

Yo₃^- + Titulant → Produto + I^-

As equações não são equilibradas porque só procuram mostrar as mudanças sofridas por iodo. A concentração de eu₃^- é equivalente ao_Boi, Então o último está sendo determinado indiretamente.

O titular deve ter uma concentração conhecida e reduzir quantitativamente para iodo (i₂ ouvi₃^-). O mais conhecido é o tiossulfato de sódio, na₂S₂QUALQUER₃, cuja reação de avaliação é:

2 s₂QUALQUER₃^2- + Yo₃^- → s₄QUALQUER₆^2- + 3 i^-

Observe que Yoduro reaparece e o ânion tetracionato também é formado, S₄QUALQUER₆^2-. No entanto, o NA₂S₂QUALQUER₃ Não é um padrão primário. Por esse motivo, deve ser padronizado anteriormente para avaliações volumétricas. Suas soluções são valorizadas usando Kio₃ e ki, que em um meio ácido reagem entre si:

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Io₃^- + 8 i^- + 6 h⁺ → 3 i₃^- + 3 h₂QUALQUER

Assim, a concentração de íons i₃^- é conhecido, então é intitulado NA₂S₂QUALQUER₃ Para padronizá -lo.

Procedimento geral

Cada analito determinado pela iodometria tem sua própria metodologia. No entanto, nesta seção, o procedimento será abordado em termos gerais para realizar esta técnica. As quantidades e volumes necessários dependerão da amostra, da disponibilidade de reagentes, dos cálculos estequiométricos ou de essência da maneira como o método se desenvolve.

Preparação de tiossulfato de sódio

Comercialmente esse sal está em sua forma penta -hidratada, na₂S₂QUALQUER₃· 5h₂QUALQUER. A água destilada com a qual suas soluções serão preparadas devem ser fervidas primeiro, para que os micróbios que possam oxidá -lo sejam eliminados.

Da mesma forma, um conservante como Na é adicionado₂Co₃, para que, ao estar em contato com o Libere Acid Medium Co₂, que desloca o ar e impede o oxigênio de interferir iodetos oxidantes.

Preparação do indicador de amido

Quanto mais diluída a concentração do amido, menos intenso será a cor azul escura resultante quando coordenado com o i₃^-. Por causa disso, uma pequena quantidade da mesma (cerca de 2 gramas) se dissolve em um volume de um litro de água destilada hirviente. A solução é agitada até que seja transparente.

Padronização do tiossulfato de sódio

Preparou o na₂S₂QUALQUER₃ prossegue para padronizá -lo. Uma certa quantidade de kio₃ Está localizado em um balão Erlenmeyer com água destilada e um excesso de Ki é adicionado. Este frasco é adicionado um volume em HCl 6 m e é imediatamente intitulado com a solução NA₂S₂QUALQUER₃.

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Grau yodométrico

Para padronizar o NA₂S₂QUALQUER₃, ou qualquer outro titular, o grau iodométrico é realizado. No caso do analito, em vez de adicionar HCl HCl é usado₂SW₄. Alguns analitos exigem tempo para oxidar o i^-. Nesse intervalo de tempo, o balão é coberto com papel alumínio ou deixe ficar no escuro para que a luz não induza reações indesejáveis.

Quando eu é intitulado₃^-, A solução marrom se tornará um ponto indicativo e amarelado para adicionar alguns mililitros do indicador de amido. Imediatamente, o complexo escuro-help de amido azul será formado. Se adicionado antes, a grande concentração de i₃^- degradaria o amido e o indicador não funcionaria.

O verdadeiro ponto final de uma titulação iodométrica mostra uma cor azul, embora mais leve, semelhante a esta solução de iodo-calmidon. Fonte: Voicu Dragoș [CC BY-S (https: // criativeCommons.Org/licenças/BY-SA/4.0)]

NA continua a ser adicionado₂S₂QUALQUER₃ Até que a cor azul escura seja esclarecida como a imagem acima. Apenas quando a solução se transforma de uma cor roxa clara, as paradas de grau e outras gotas de Na são adicionadas₂S₂QUALQUER₃ Para verificar o momento e o volume exatos em que a cor desaparece completamente.

Formulários

Os graus iodométricos são freqüentemente usados ​​para determinar os peróxidos de hidrogênio presentes em produtos gordurosos; os ânions hipocloritos de arquibancadas comerciais; oxigênio, ozônio, bromo, nitrito, yodatos, compostos de arsênico, perryodatos e teor de dióxido de enxofre em vinhos.

Referências

1. Dia, r., & Underwood, um. (1989). Química analítica quantitativa. (Quinta ed.). Pearson Prentice Hall.
2. Wikipedia. (2020). Iodometria. Recuperado de: em.Wikipedia.org
3. Professor s. D. Marrom. (2005). Preparação da solução padrão de tiossulfato de sódio e
4. Determinação de hipoclorito em um produto de alvejante comercial. Recuperado de: 1.você.Edu
5. Daniele Naviglio. (s.F.). Iodometria e iodimetria. Federica Web Learning. Recuperado de: Federica.Unino.Item
6. Barreiiro, l. & Navios, t. (2007). Materiais de aprendizado integrado de conteúdo e idioma (CLIL) em química e inglês: titulações iodométricas. Material do professor. Recuperado de: DIPOSIT.Ub.Edu