5º relatório - PRÁTICA Nº 05 TITULOMETRIA DE ÓXIDO-REDUÇÃO PDF

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PRÁTICA Nº 05
TITULOMETRIA DE ÓXIDO-REDUÇÃO
analítica experimental II
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UNIVERSIDADE ESTADUAL DA PARAÍBA CENTRO DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIA – CAMPUS DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INDUSTRIAL DOCENTE: MÁRCIA IZABEL C. FRANÇA DISCENTE: RENATA BARBOSA GUIMARÃES

PRÁTICA Nº 05 TITULOMETRIA DE ÓXIDO-REDUÇÃO.

02.05.2019 CAMPINA GRANDE – PB

I

1.

INTRODUÇÃO

Muitos são os insumos de laboratórios e industriais, bem como produtos industrializados em processos ou acabados que necessitam serem avaliados através de técnicas laboratoriais (análises) rotineiras. Assim, o controle de qualidade, torna-se inevitável. É grande o número de métodos de Análises Volumétricos baseados em reações onde ocorre transferência de elétrons, tais reações são chamadas de Oxidação-Redução ou Reação de Redox. Um exemplo se dá na indústria de galvanoplastia onde as soluções precisam se encontrar em certas concentrações para que o processo óxido-redutor ocorra com eficiência. 2.

OBJETIVO Determinar Fe2+ com Permanganato de Potássio por oxidimetria. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA

3.

A volumetria de Óxido-Redução é o m étodo de análise química quantitativo, baseado no volume de uma solução padrão de um agente oxidante ou de um agente redutor, onde ocorre transferência de elétrons das espécies envolvidas na reação considerada e também mudança do potencial do sistema (oxi-red). Em qualquer reação de Óxido-Redução, o número de elétrons perdidos pela espécie química que sofre oxidação deve ser sempre igual ao número de elétrons ganhos pela espécie que sofre redução de modo a se manter a neutralidade de cargas. Os métodos de volumetria de óxido-redução recebem nomes específicos, dependendo da substância utilizada para as determinações: Permanganometria, quando utiliza-se o permanganato como titulante, reduzindo-o de Mn7+ a Mn2+; Iodometria, quando as reações envolvem a redução do iodo, solução padrão de I2; Dicromatometria: Solução padrão de K2Cr2O7. 

Permanganometria

A permanganometria, que faz uso de permanganato de potássio como reagente titulante, é o mais importante dos métodos titulométricos de oxi-redução. O KMnO4 é um poderoso agente oxidante. As soluções de KMnO4 possuem coloração violeta intensa e, na maioria das titulações, o ponto final podes ser assimilado pela coloração do íon permanganato de cor rósea , então ele próprio funciona como sinalizador, sendo no caso um auto-indicador. A titulação de padronização do permanganato deve ser conduzida sob ação da temperatura, aquecendo-se o agente redutor e o meio ácido mas sem deixar acumular o oxidante. Um aspecto muito importante, considerando-se soluções de permanganato em meio ácido, é sobre a estabilidade deste íon, que tende a oxidar a água. O meio ácido que condiciona a reação de redução do permanganato, deve também ser cuidadosamente escolhido. O permanganato não é padrão primário e suas soluções têm estabilidade limitada, o íon MnO4tende a oxidar a água. O padrão primário utilizado para a sua padronização é o oxalato de sódio e a reação envolvida nesta padronização é:

2−¿+8 H 2 O 2−¿ ↔ 10 C O 2+ 2 Mn¿ + ¿+5 C2 O 4¿ ¿ −¿+16 H ¿ 2 Mn O 4 • Em soluções ácidas (pH < 2), o produto da redução é o íon Manganês II. • Em condição adequada o íon permanganato pode ser reduzido a Manganês III.

• Em soluções levemente ácidas (5 < pH < 9), neutra ou fracamente alcalina, o íon MnO 4- é comumente reduzido a dióxido de manganês (MnO2).

• Em solução alcalina não demasiadamente fraca (pH > 12), a redução do íon permanganato se processa em duas etapas, com a formação sucessivamente de íon manganato e dióxido de manganês.

As várias maneiras como o KMnO 4 é capaz de atuar como agente oxidante, servem de base para distintos métodos permangamétricos.

• Em meio ácido com redução a Mn+2; • Em presença de íons fluoreto ou difosfato, com redução a Mn+3; • Em meio aproximadamente neutro com redução a MnO2; •

Em meio alcalino, com redução MnO4-.

 Iodometria Na análise volumétrica, os métodos iodimétricos envolvem a redução do iodo (I 2, I3−) enquanto aqueles que envolvem oxidação do íon iodeto (I−) são denominados métodos iodométricos. Estas titulações são geralmente realizadas em meio, levemente alcalino (pH=8) ou fracamente ácido. O iodo (I2) tem uma baixa solubilidade em água, mas o complexo (I3-) é bastante solúvel. Assim, soluções de iodo são preparadas dissolvendo I2 em uma solução concentrada de iodeto de potássio: I2(s) + I−(aq) → I3−(aq) A formação de I3 não altera nem produz erros no método porque os potenciais padrões de eletrodo das semi-reações são praticamente os mesmos. O ponto final na iodimetria, onde o titulante é o I 3- e o analito é um agente redutor, é detectado quando um pequeno excesso de titulante (I 3−) é complexado pela cadeia de amido usado como indicador, com aparecimento da cor azul do complexo.

 Dicromatometria As soluções de dicromato são reduzidas com menos facilidade por matéria orgânica que as de permanganato, e também são estáveis em relação à luz. O dicromato de potássio é, por isso, especialmente valioso na determinação do ferro em minérios de ferro: o minério é usualmente dissolvido em ácido clorídrico, o ferro (III) é reduzido a ferro (II) e a solução é então titulada por solução padrão de dicromato. Em solução ácida, a redução do dicromato pode ser representada por: Cr2O7-2 + 14 H+ + e- → 2Cr+3 + 7H2O

A coloração verde, devida aos íons Cr+3 que se formam pela redução do dicromato de potássio, impossibilita a percepção do ponto final da titulação pelo dicromato mediante a simples inspeção visual da solução, por este motivo é preciso adaptar um indicador redox que proporcione mudança de cor forte e segura. Os indicadores apropriados para o emprego em titulações com o dicromato incluem o ácido N-fenilantranílico e o difenilaminossulfonato de sódio.

4.

METODOLOGIA

 1ª Parte – Preparação e padronização da solução de Permanganato de Potássio 0,025N.

1. 2. 3. 4.

Calculou-se a massa de KMnO4 para preparar 250 mL de solução de KMnO4 0,025N. Pesou-se 0,2108 g de KMnO4. Transferiu-se para um Becker de 400 mL e foi dissolvido em 250 mL de água destilada. Cobriu-se com um vidro de relógio, sendo aquecido até a ebulição moderadamente durante 30 minutos. 5. Deixou-se esfriar a temperatura ambiente, colocando-o em cima de uma pia com água para acelerar o resfriamento. 

2ª Parte – Preparação da solução padrão de Na2C2O4.

1.

Pesou-se 0,4203 g de Na2C2O4, foi dissolvido com uma porção de água destilada e transferido para um balão de 250 mL. 2. Completou-se o volume do balão com água destilada até o traço do balão e homogeneizou-se. 

1. 2. 3. 4. 5. 6. 7.

3ª Parte – Padronização da solução de KMnO4 frente a solução padrão de Na2C2O4.

Pipetou-se 25 mL da solução de Na2C2O4 sendo transferido para um erlenmeyer de 250 mL. Feito em duplicata. Adicionou-se 10 mL de H2SO4 diluído 1:8. Sendo aquecido entre 80° e 90°C. Colocou-se na bureta a solução de KMnO4 e aferiu-se (pelo menisco superior). Anotando o volume de KMnO4 gasto. Procedeu-se igualmente com a duplicata, tentando obter valores próximos. Aplicando o princípio de equivalência, calculou-se a normalidade da solução de KMnO 4 que foi padronizada.  4ª Parte – Preparação de 100 mL de solução de KMnO4 0,025 N a partir da solução de KMnO4 padronizada,

1.

Com base na normalidade da solução de KMnO 4 padronizada, calculou-se o volume desta solução que foi tomado para preparar 100 mL de solução de KMnO 4 0,025 N. Tratou-se de uma diluição. 

1.

5ª Parte – Determinação do Ferro II com KMnO4 0,025 N.

Preparou-se a amostra a analisar, pesando 1,0000 g de Fe(NH 4)2(SO4)2 . 6H2O (sulfato ferroso amoniacal hexa-hidratado). 2. Dissolveu-se a amostra pesada em um pouco de água destilada sendo transferido para um balão de 100 mL. Adicionou-se um pouco (aproximadamente 20 mL) de solução de H 2SO4 1:8 até tornar a

solução límpida, agitou-se e foi completado até o traço do balão com água destilada e homogeneizado. 3. Pipetou-se uma alíquota de 25 mL da amostra e transferiu-se para um erlenmeyer de 250 mL. Feito em duplicata. 4. Foi adicionado 10 mL de H2SO4 diluído 1:8. 5. Colocou-se na bureta a solução titulante de KMnO4 0,025 N (observando o menisco superior). 6. Titulou-se a alíquota até o aparecimento da primeira coloração rosa persistente. 7. Anotando o volume de KMnO4 gasto. 8. Procedeu-se da mesma forma com a alíquota duplicata, tentando obter volumes iguais nas alíquotas tituladas. 9. Calculou-se a normalidade pelo princípio da equivalência. 10. Calculou-se a molaridade de Fe:

M=

N ∆

11. Calculou-se a concentração comum de Fe: C Fe =

MFe × MMFe

12. Calculou-se o ppm de Fe: ppmFe=C Fe ×1000

mg g

13. Calculou-se a massa de Fe: mFe=N T × V T ×eq Fe

14. Calculou-se a porcentagem (%) de Fe: mFe ×100 % %Fe= m Fe( NH 4 ) 2 (SO 4 ) 2.6 H 2 O 15. Calculou-se o erro relativo proporcional em relação as grandezas calculadas:

5.

RESULTADOS E DISCUSSÃO A existência de potenciais favoráveis não é a única condição para se ter uma titulação redox adequada, pois as reações oxi-redução são frequentemente lentas. De modo geral é indispensável no sucesso da titulação e na maioria das vezes há necessidade do aumento de velocidade através de aquecimento ou presença de catalisador, na prática foi feito o uso do aquecimento. Adiciona H2SO4 nos erlenmeyer pois a permanganometria em meio ácido é a mais importante técnica permanganométrica baseando-se na redução do permanganato a íon manganês em meio ácido. Neste caso utilizou-se o ácido sulfúrico, sendo este o reagente mais apropriado para acidificar a solução, pois o íon sulfato não sofre a ação do permanganato. Ele também reduz todo o Fe3+ que possa ser gerado na volumetria em Fe2+, garantido que na amostra todo o ferro seja obtido na reação com o permanganato padronizado. No processo clássico de McBride, a solução do oxalato de sódio em ácido sulfúrico diluído é titulada lentamente a uma temperatura entre 80º e 90º, pois é necessário que a temperatura após a titulação seja maior que 60º para minimizar a decomposição de ácido oxálico.

Por meio de todo o processo e cessar de dúvidas sobre o procedimento, feito os cálculos, obtevese os seguintes dados da determinação do ferro: 

Para padronizar o KMnO4:

Vmédio 17,8 Ml 

N 0,0351 eq/L

Para a determinação do Ferro:

Vméd de KMnO4 25 mL

•

N

M

CFe

ppmFe

mFe

%FE

0,025 eq/L

0,025 mol/L

1,396 g/L

1396,2 ppm

0,0349 g

3,49%

Tabela de erros:

%%%ErroCFe

%Erro M

%Erro ppm

,97 %

,97 %

,95 %

6.

V para padronizar a 0,025 N 71,2 mL

%ErromFee

%Erro%Fe

,97 %

,97 %

CONCLUSÃO Foi possível determinar o Fe2+ com Permanganato de Potássio por oxidimetria, obtendo os seguintes valores experimentais: Vméd de KMnO4 25 mL

7.

M

CFe

ppmFe

mFe

%FE

0,025 eq/L

0,025 mol/L

1,396 g/L

1396,2 ppm

0,0349 g

3,49%

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS     

8.

N

titulometria de óxido-redução – disponível em: https://quimicauepg.files.wordpress.com/2014/06/determinac3a7c3a3o-perc3b3xido.pdf - acessado em: 03 mai de 2019; Permanganometria - Acessado em: 2019-05-03 - Disponível em: http://www.ufjf.br/nupis/files/2014/03/aula-7Redox.pdf; Gabriela – volumetria de óxido-redução -disponível em: https://www.ebah.com.br/content/ABAAABvUkAK/volumetriaoxi-dicromatometria - acessado em: 03 mai de 2019; Volumetria de Oxi-Redução: Permanganometria – disponível em: https://www.ebah.com.br/content/ABAAAfNT4AL/permanganometria - acessado em: 03 mai de 2019; Apostila de Química Analítica Quantitativa – UEPB.

ANEXO



O volume médio gasto de KMnO4 nesta oximetria foi de:

25 mL + 25 mL 2 Vm=25 mL Vm=



A concentração normal do Ferro através da fórmula do Princípio da Equivalência foi de:

0,025

eq × 25 mL=Nt × 25 mL L Nt=0,025



A molaridade do Ferro na alíquota titulada:

M= 0,025 M=

eq L mol L

A concentração comum de Ferro na alíquota titulada:

CFe = CFe=0,025

mol g × 55,85 mol L

CFe=1,396

g L



N ∆

1

M =0,025



eq L

MFe × MMFe

ppm de Ferro na alíquota titulada:

ppmFe=CFe× 1000 g mg ppmFe=1,396 × 1000 L g mg =1396,2 ppm ppmFe=1396,2 L 

A massa de Ferro na alíquota titulada:

mFe=N T × V T ×eq Fe m Fe =0,025

g eq × 0,025 L×55,85 eq L

mFe=0,0349 g 

A porcentagem (%) de Ferro na alíquota:

mg g

%Fe=

%Fe=

mFe ×100 % m Fe( NH 4 ) 2 (SO 4 ) 2.6 H 2 O 0,0349 g ×100 % 1,0000 g

%Fe=3,49 % 

O erro relativo proporcional em relação as grandezas calculadas:

a) Erro da concentração comum:

¿ × 100 % 1,424 %E=¿

¿ 1,396−1,424 ∨

%E=1,97 % b) Erro da concentração molar:

¿ ×100 % 0,0255 %E=¿

¿ 0,025− 0,0255∨

%E=1,97 % c) Erro do ppm:

1396,2−1424 ∨ ¿ × 100 % 1424 %E=¿

%E=¿ 1,95% d) Erro da m Fe :

%E=

|0,0349−0,0356| 0,0356

×100 %

%E=1,97 % e) Erro da %Fe-:

¿ 3,49−3,56 ∨ ¿ ×100 % 3,56 %E=¿ %E=1,97 %...