VOLUMETRIA DE OXI-REDUÇÃO

INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA GOIANO CAMPUS RIO VERDE

                                   VOLUMETRIA DE OXI-REDUÇÃO

Curso: Engenharia de Alimentos

Disciplina: Química Geral e Analítica

Profª: Ana Carolina Ribeiro Aguiar

Alunas: Gracyelle Carmo, Josivania Silva, Tainara Gomes e Thaynara Cristinna.  

   

                                                   

                                                   

                                                     RIO VERDE – GO      

                                                             JUN/2017

    INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA GOIANO

                                                    CAMPUS RIO VERDE

                                      VOLUMETRIA DE OXI-REDUÇÃO

Alunas: Gracyelle Carmo; Josivania Silva; Tainara Gomes; Thaynara Cristinna.

Trabalho apresentado à Prof.ª Ana Carolina Ribeiro Aguiar como parte da avaliação da disciplina de Química Geral e Analítica do Curso de Engenharia de Alimentos.

                                                         RIO VERDE – GO

                                                                JUN/2017

1 INTRODUÇÃO

A Volumetria de Oxirredução é análise quantitativa volumétrica baseada na reação entre o titulante e o titulado, que é a óxido redução – transferência de elétrons (variação do número de oxidação das substâncias envolvidas).

2 REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO

São reações químicas que ocorrem com transferência de elétrons. Em todos os processos de oxirredução um dos agentes sofre oxidação e o outro sofre redução porque as duas reações são complementares e simultâneas. Uma substância que tem uma grande afinidade por elétrons é chamada agente oxidante ou oxidante. Um agente redutor, ou redutor, é uma espécie que doa facilmente um elétron para outra espécie. Um exemplo é a oxidação de íons ferro(II) por íons cério(IV). A reação é descrita pela equação:

Ce4++Fe2+   ↔   Ce3++Fe3+

Dizemos que o Fe2+ é oxidado pelo Ce4+; de forma similar, Ce4+ é reduzido por Fe2+.  

Podemos dividir essa reação de oxidação-redução em duas semi-equações que mostram qual espécie ganha elétrons e qual os perde. Por exemplo:

[pic 1]

3 CELAS GALVÂNICAS

Podemos estudar os equilíbrios de oxidação-redução convencionalmente medindo os potenciais de células eletroquímicas nas quais as duas semi-reações que compõem o equilíbrio sejam seus participantes. Uma célula eletrolítica consiste em dois condutores chamados eletrodos, cada um deles imerso em uma solução eletrolítica. Na maioria das células que serão de interesse para nós, as soluções nas quais os eletrodos estão imersos são diferentes e precisam ser mantidas separadas para evitar a reação direta entre os reagentes. O modo mais comum de evitar a mistura é pela inserção de uma ponte salina entre as soluções como mostrado na figura a seguir:

[pic 2]

As células galvânicas ou voltaicas armazenam energia elétrica. As baterias são geralmente feitas de várias dessas células conectadas em série para produzir voltagens mais elevadas que aquelas produzidas por uma única célula. Nessas células, as reações que ocorrem nos eletrodos tendem a prosseguir espontaneamente e produzem um fluxo de elétrons do ânodo para o cátodo através de um condutor externo.

4 POTENCIAIS PADRÕES DAS SEMI-REAÇÕES

A diferença de potencial que se desenvolve entre os eletrodos da célula é uma medida da tendência da reação em prosseguir a partir de um estado de não-equilíbrio para a condição de equilíbrio. O potencial da célula Ecel está relacionado à energia livre da reação ΔG por

[pic 3]

Se os reagentes e produtos estão em seus estados padrão, o potencial da célula resultante é chamado potencial padrão da célula. Essa última grandeza está relacionada à variação da energia livre padrão para a reação e, portanto, com a constante de equilíbrio por

[pic 4]

em que R é a constante dos gases e T, a temperatura absoluta.

[pic 5]

[pic 6]

[pic 7]

5 EQUAÇÃO DE NERNST E CÁLCULO DO POTENCIAL DA MEIA CELA  

O potencial de eletrodo que se estabelece quando um eletrodo inerte é imerso em uma solução que contém íons oxidantes e redutores é dado pela expressão

[pic 8]

em que

E0 = o potencial padrão de eletrodo, que é característico para cada semi-reação

R = a constante do gás ideal, 8,314 J K–1 mol–1 

T = temperatura, K

n = número de mols de elétrons que aparecem na semi-reação para o processo de eletrodo, da maneira como escrito

F = o faraday = 96.485 C (coulombs) por mol de elétrons

ln = logaritmo natural = 2,303 log

Se substituirmos as constantes pelos valores numéricos, convertermos para o logaritmo na base 10 e especificarmos a temperatura de 25 °C, teremos

[pic 9]

Exemplo:

[pic 10]

Não há termo para o zinco elementar incluso no termo logaritmo porque se trata de uma segunda fase pura (sólido). Assim, o potencial de eletrodo varia linearmente com o logaritmo do recíproco da concentração de íons zinco.

6 CURVAS DE TITULAÇÃO E POTENCIAL NO PONTO DE EQUIVALÊNCIA

Como a maioria dos indicadores redox responde a variações do potencial de eletrodo, geralmente o eixo vertical das curvas de titulação redox é o potencial do eletrodo, em vez da função logarítmica p que utilizamos para as curvas de titulação de formação de complexos e de neutralização. Existe uma relação logarítmica entre o potencial do eletrodo e a concentração do analito ou do titulante; como resultado, as curvas de titulação redox são similares, na aparência, àquelas de outros tipos de titulações nas quais uma função p é representada em gráficos como a ordenada.