O que é uma titulação redox? Qual a diferença entre iodometria e iodimetria?

Passo 1

Você perguntou duas coisas: (1) o que é uma titulação redox e (2) qual a diferença entre iodometria e iodimetria.
Informações do enunciado: não há dados numéricos, só perguntas conceituais. Vou explicar passo a passo, com definições, reações típicas, exemplos calculados simples e dicas para a prova.

Passo 2

O que é uma titulação redox — definição e princípio físico-químico.
Uma titulação redox é um tipo de titulação onde a reação entre titulante e analito envolve transferência de elétrons (oxidação e redução). Em toda reação redox existem duas meias-reações: uma de oxidação (perda de elétrons) e outra de redução (ganho de elétrons). A titulação mede a quantidade de espécie química pela estequiometria da reação redox até o ponto de equivalência (quando a quantidade de elétrons fornecida pelo redutor é igual à quantidade requerida pelo oxidante).
Escrevendo de forma genérica as meias-reações:
\text{Ox} + n_e\;e^- \longrightarrow \text{Red}
onde \text{Ox} é a forma oxidada, \text{Red} a forma reduzida, e n_e é o número de elétrons transferidos.
Regra prática para cálculo de concentrações na prova: iguale o número de mols de elétrons trocados. Em forma utilitária:
C_1 V_1 n_1 = C_2 V_2 n_2
onde C é concentração, V volume e n é o número de elétrons na meia-reação correspondente (ou coeficiente estequiométrico relativo usado na comparação). Essa fórmula é muito usada para achar concentrações ou volumes na titulação redox.

Passo 3

Como se detecta o ponto de equivalência numa titulação redox (indicadores).
  • Alguns titulantes são autocorantes e indicam o ponto sozinho (ex.: permanganato \mathrm{KMnO_4} — o excesso dá cor rosa).
  • Outras vezes usa-se indicador redox (ex.: ferroína) ou métodos instrumentais (potenciometria).
  • No caso de iodometria/iodimetria o indicador clássico é o amido (fórmula operacional: forma complexo azul com \mathrm{I_2}). Importante: o amido forma coloração azul com \mathrm{I_2} em baixas concentrações; adiciona-se o amido só perto do ponto final para evitar problemas.

Passo 4

O que é iodometria — definição, reações características e quando se usa.
Iodometria é uma titulação redox indireta onde o analito (normalmente um agente oxidante) oxida o íon iodeto \mathrm{I^-} a iodo molecular \mathrm{I_2}; o iodo formado é, então, titulado com uma solução padrão de tiossulfato \mathrm{S_2O_3^{2-}}. Em resumo: analito oxida \mathrm{I^-} → gera \mathrm{I_2}; titulação final com \mathrm{S_2O_3^{2-}}.
Exemplo com \mathrm{Cu^{2+}} (peguei essa equação como exemplo clássico): primeiro ocorre, em meio adequado,
\mathrm{2Cu^{2+}} + 4\mathrm{I^-} \longrightarrow 2\mathrm{CuI(s)} + \mathrm{I_2}
o \mathrm{I_2} produzido é titulado com tiossulfato:
\mathrm{I_2} + 2\mathrm{S_2O_3^{2-}} \longrightarrow 2\mathrm{I^-} + \mathrm{S_4O_6^{2-}}
Características práticas da iodometria:
  • É usada quando o analito é um oxidante (ele gera \mathrm{I_2} a partir de \mathrm{I^-}).
  • É muito comum porque o tiossulfato é uma solução padrão estável e a reação com \mathrm{I_2} é rápida e bem definida.
  • Indicador: amido (cor azul com \mathrm{I_2}); adiciona-se próximo ao ponto final.

Passo 5

O que é iodimetria — definição, reações características e quando se usa.
Iodimetria é a titulação direta em que o titulante é uma solução de iodo \mathrm{I_2} (ou equivalente gerado) e o analito é um agente redutor que será oxidado pelo iodo. Em termos simples: adiciona-se \mathrm{I_2} até que todo o redutor seja consumido. A reação básica da parte \mathrm{I_2} é:
\mathrm{I_2} + 2e^- \longrightarrow 2\mathrm{I^-}
Exemplo típico: titulação de ácido ascórbico (vitamina C, agente redutor) com \mathrm{I_2}. Após a oxidação do analito, o excesso de \mathrm{I_2} dá a coloração que pode ser detectada (com amido para sensibilidade). Observações práticas: soluções de \mathrm{I_2} não são tão estáveis, por isso muitas vezes padroniza-se a solução de iodo contra tiossulfato antes da titulação — ou faz-se titulação indireta (back-titration) usando tiossulfato.

Passo 6

Resumo prático e comparação direta (para fixar na prova).
  • Quem é o analito?
    • Iodometria: analito é um agente oxidante (ele gera \mathrm{I_2} a partir de \mathrm{I^-}).
    • Iodimetria: analito é um agente redutor (ele é titulado diretamente por \mathrm{I_2}).
  • Quem é o titulante?
    • Iodometria: titulante prático é \mathrm{S_2O_3^{2-}} (tiossulfato), porque \mathrm{I_2} é gerado e titulado.
    • Iodimetria: titulante é \mathrm{I_2} (solução de iodo).
  • Mecanismo:
    • Iodometria = geração indirecta de \mathrm{I_2} (analyte oxida \mathrm{I^-}) → titulação com \mathrm{S_2O_3^{2-}}.
    • Iodimetria = adição direta de \mathrm{I_2} que oxida o analito redutor.
  • Indicador comum: amido (formação do complexo azul com \mathrm{I_2}).
  • Quando escolher:
    • Se o analito é oxidante: use iodometria.
    • Se o analito é redutor: use iodimetria.

Passo 7

Exemplo numérico simples e didático (mostra como aplicar a ideia na prova).
Suponha: amostra de 25,00 mL contém \mathrm{Cu^{2+}} e, após reação com \mathrm{I^-}, o \mathrm{I_2} formado é titulado com 15{,}00\\ \mathrm{mL} de solução de \mathrm{S_2O_3^{2-}} de concentração 0{,}100\\ \mathrm{mol\;L^{-1}}. Calcule a concentração de \mathrm{Cu^{2+}} na amostra.
Passos:
  1. Calcule os mols de tiossulfato usados:
n_{\mathrm{S_2O_3^{2-}}} = C \cdot V = 0{,}100\\ \mathrm{mol\;L^{-1}} \times 0{,}01500\\ \mathrm{L} = 1{,}50\times10^{-3}\\ \mathrm{mol}.
  1. Pela reação de titulação, \mathrm{I_2} + 2\mathrm{S_2O_3^{2-}} \to \dots, cada mol de \mathrm{I_2} consome 2 mol de \mathrm{S_2O_3^{2-}}. Então:
n_{\mathrm{I_2}} = \frac{n_{\mathrm{S_2O_3^{2-}}}}{2} = \frac{1{,}50\times10^{-3}}{2} = 7{,}50\times10^{-4}\\ \mathrm{mol}.
  1. Na reação com \mathrm{Cu^{2+}} usada antes, vimos que 1 mol de \mathrm{I_2} corresponde a 2 mol de \mathrm{Cu^{2+}}:
n_{\mathrm{Cu^{2+}}} = 2 \, n_{\mathrm{I_2}} = 2 \times 7{,}50\times10^{-4} = 1{,}50\times10^{-3}\\ \mathrm{mol}.
  1. Concentração em mol·L^{-1} na amostra de 25{,}00\\ \mathrm{mL} ( 0{,}02500\\ \mathrm{L}):
C_{\mathrm{Cu^{2+}}} = \frac{n_{\mathrm{Cu^{2+}}}}{V} = \frac{1{,}50\times10^{-3}}{0{,}02500} = 0{,}060\\ \mathrm{mol\;L^{-1}}.
Interpretação: é exatamente o tipo de conta que aparece na prova: traduzir volumes e concentrações em mols, usar a estequiometria redox e achar a concentração.

Passo 8

Dicas rápidas para a prova (pequenas manobras que salvam tempo e evitam erros)
  • Memorize: iodometria = analito oxidante → forma \mathrm{I_2} → titula-se com \mathrm{S_2O_3^{2-}}. Iodimetria = analito redutor → titula-se com \mathrm{I_2} diretamente.
  • Sempre escreva as meias-reações e faça a balança de elétrons; use a fórmula C_1V_1 n_1 = C_2V_2 n_2.
  • Adicione amido somente no final (senão o complexo azul fica muito forte e pode retardar a reação).
  • Tenha atenção a meios ácidos ou básicos exigidos: alguns reagentes só atuam bem em meio ácido; leia o enunciado.
  • Se a solução de \mathrm{I_2} aparece como titulante no enunciado, pense em iodimetria; se aparece \mathrm{S_2O_3^{2-}} titulado e \mathrm{I^-} gerado, pense em iodometria.

Resposta

Titulação redox: uma titulação em que a reação entre titulante e analito envolve transferência de elétrons (oxidação/redução); o ponto de equivalência é atingido quando os elétrons fornecidos por um lado igualam os eletrônicos demandados pelo outro, e usa-se a estequiometria redox para calcular concentrações.
Diferença entre iodometria e iodimetria: iodometria é o método em que o analito (oxidante) oxida \mathrm{I^-} a \mathrm{I_2} e o \mathrm{I_2} formado é titulado com \mathrm{S_2O_3^{2-}}; iodimetria é a titulação direta em que \mathrm{I_2} é o titulante que oxida o analito (redução do analito).

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