Na titulação iodométrica do hipoclorito de sódio com tiossulfato de sódio partese do KI e não de uma solução padrão de iodo. Explique com base nas reações que acontecem até o ponto de viragem.
Passo 1
O enunciado pede que eu explique por que, na titulação iodométrica do hipoclorito de sódio (NaOCl) com tiossulfato de sódio, parte-se de iodeto de potássio (KI) em vez de usar diretamente uma solução padrão de iodo. Devo explicar isso com base nas reações que ocorrem desde a adição do KI até o ponto de viragem da titulação.
Informações relevantes dadas ou implícitas: contém o ânion
; usa‑se
e depois titula‑se com
(tiossulfato, cujo ânion é
); existe um “ponto de viragem” detectado com indicador (amido). A tarefa é seguir as reações e explicar por que começar com
é a escolha correta.
Informações relevantes dadas ou implícitas:
Passo 2
Primeira reação importante: o hipoclorito oxida iodeto a iodo em meio ácido. Escrevemos e balanceamos a reação redox. A equação global mais usada é
Explanação didática:
- Aqui
(estado de oxidação ) é oxidado a (estado 0): cada perde um elétron; dois juntos fornecem os dois elétrons necessários. -
no tem estado de oxidação e é reduzido a (estado ), ganhando dois elétrons. - Para balancear carga e átomos aparece
(meio levemente ácido). Essa equação mostra que um mol de consome dois mols de para gerar um mol de .
Passo 3
Formação do triiodeto (estabilização do iodo em presença de excesso de iodeto). Em presença de excesso de
o iodo molecular se complexa:
Explanação:
-
(triiodeto) é solúvel e estabiliza o iodo na solução; a cor típica é castanho‑amarelada (dependendo da concentração). - Esse equilíbrio é útil experimentalmente porque evita perda de iodo por volatilização e mantém o iodo “preso” na solução até ser titulado. Por isso adiciona‑se excesso controlado de
.
Passo 4
Reação de titulação: o tiossulfato reduz o iodo de volta a iodeto. A equação da titulação é
Explanação didática:
- Cada molécula de
aceita dois elétrons (um por íon I), e cada ânion doa um elétron efetivo no conjunto, por isso são necessários dois ânions por . - O produto
é tetrationato, que é estável na solução. - Em termos práticos: a quantidade de
gasta dá a quantidade de formada, e essa veio diretamente do .
Passo 5
Relacionando as duas etapas (produção de iodo e titulação do iodo) obtemos a estequiometria global. Cancela‑se
e
intermediários: combinar as equações dos Passos 2 e 4 dá a equação global
Explanação e consequência estequiométrica:
- Da equação global vê‑se que cada mol de
consome exatamente dois mols de . - Logo, para calcular a concentração de
a partir do volume e concentração de usado, usa‑se a relação
Passo 6
Ponto de viragem e indicador: papel do amido. Procedimento prático e físico‑químico do ponto de viragem:
- Enquanto houver
(ou ) na solução forma‑se um complexo azul‑preto com amido. Esse é o sinal visível. - Durante a titulação, o tiossulfato reduz gradualmente o iodo: a cor vai clareando. Perto do fim adiciona‑se amido (ou adiciona‑se só no final para evitar complexos muito estáveis).
- O ponto final é a desaparecimento súbito da cor azul‑preto (quando todo o iodo foi reduzido a
); esse é o sinal que a reação global foi completada.
Passo 7
Por que usar
em vez de uma solução padrão de
? Resumo dos motivos químicos e práticos:
- Geração in situ e estequiometria garantida: adicionar
faz com que o agente oxidante ( ) gere exatamente uma quantidade de proporcional ao seu próprio teor, segundo a equação do Passo 2. Assim a quantidade de iodo formada reflete diretamente a quantidade de hipoclorito na amostra. - Estabilidade e volatilidade do iodo:
puro é mais volátil e pode perder‑se por evaporação; preparar e padronizar uma solução de é mais trabalhoso e menos robusto. Gerar no frasco, em presença de excesso de (formando ), estabiliza o iodo na solução. - Evitar reações secundárias e perdas: se se tentasse adicionar
padrão a uma solução com , poderiam ocorrer reações complexas (p.ex. oxidação adicional a iodatos, dependente do pH), ou dificuldades na medição imediata. Ao partir de em excesso, o sistema promove uma geração controlada e quantitativa de iodo. - Praticidade analítica: usar
permite controlar o meio (leve acidificação, excesso de ), estabilizar o iodo como e ter um ponto final muito nítido com amido — tudo isso torna a titulação mais precisa e reprodutível em rotinas de laboratório.
Passo 8
Recapitulando, passo a passo prático (para você lembrar na prova/na bancada):
- Adiciona‑se
à amostra contendo e acidifica‑se levemente; oxida a (Passo 2). - O
pode aparecer como em presença de excesso de (Passo 3), mantendo‑o em solução. - Titula‑se com
; o tiossulfato reduz o de volta a (Passo 4). - O ponto final é a perda da cor azul do complexo
–amido (Passo 6). - Estequiometria útil para cálculos:
corresponde a (Passo 5).
Resposta
Porque o
oxida quantitativamente o
do
a
(equação
), o iodo formado é então reduzido pelo tiossulfato (
); assim cada mol de
consome dois mols de
. Usar
gera
in situ de forma estequiométrica e estável (formando
em excesso de
), evitando volatilização, reações secundárias e a necessidade de uma solução padrão de iodo instável; o ponto final é observado pela perda do complexo azul
–amido.