AULA 09

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– AULA PRÁTICA 09: DETERMINAÇÃO DO TEOR DE CLORO RESIDUAL EM ÁGUA DE 
ABASTECIMENTO 
 
 
9.1 – OBJETIVOS 
 
 Esta aula prática tem como objetivo geral, desenvolver habilidades e 
competências referentes à utilização da titulometria de oxi-redução enquanto 
técnica analítica. Como objetivos específicos podem ser destacados os pontos a 
seguir: 
- identificar as possíveis aplicações da titulometria de oxi-redução; 
- reconhecer uma reação de oxi-redução e suas peculiaridades; 
- distinguir os diferentes métodos de análise por titulometria de oxi-redução; 
- compreender as curvas de titulação de oxi-redução. 
 
9.2 – ABORDAGEM TEÓRICA 
 
9.2.1 – Titulometria de oxidação-redução 
 
 A titulometria de oxidação-redução é um tipo de análise titulométrica 
baseada em reações de transferência de elétrons entre a espécie titulante e a 
espécie titulada. 
 
a) Reações de oxidação-redução 
 
 O processo de perda de elétrons por uma espécie química é chamado de 
oxidação, enquanto que o processo de ganho de elétrons por uma espécie 
química recebe o nome de redução. O processo de oxidação se traduz num 
aumento do número de oxidação da espécie química envolvida e o processo de 
redução é acompanhado de uma diminuição do número de oxidação da espécie. 
Em uma reação de oxidação-redução, ambos os processos ocorrem 
simultaneamente e o número de elétrons ganhos pela espécie que sofre redução 
é igual ao número de elétrons perdidos pela espécie que sofre oxidação. 
 
EXEMPLO: 
 
 
 
 Um reagente que se reduz retirando elétrons de outra substância e 
provocando a oxidação desta é chamado de AGENTE OXIDANTE. Um reagente que 
se oxida, cedendo assim elétrons para outra substância e provocando a redução 
desta substância é chamado de AGENTE REDUTOR. 
 
b) Diferença de potencial e energia livre de Gibbs 
 
 A diferença de potencial eletroquímico (E) entre dois pontos é a medida do 
trabalho necessário para mover uma carga elétrica de um ponto a outro: 
qE 
Onde:  = trabalho (J), E = potencial (V) e q = carga elétrica (C). 
 
 A diferença de potencial eletroquímico (E) está então associada à energia 
(trabalho) necessária para que ocorra uma transferência de elétrons em uma 
reação química. Assim, o valor de E pode ser relacionado ao valor da energia livre 
de Gibbs para uma dada reação de oxidação-redução através da seguinte 
expressão: 
nF
G
E

 
Onde: 
 E = diferença de potencial eletroquímico (ou simplesmente potencial) (V); 
 G = variação da energia livre de Gibbs (J/mol); 
 n = número de elétrons trocados na reação; 
 F = constante de Faraday = 96 485 C/mol; 
 
Cu
2+
Zn
(0)
Cu
(0)
Zn
2++ +
+ 2 e- (redução)
 - 2 e- (oxidação)
c) Equação de Nernst 
 
 Para uma reação oxidação-redução do tipo: aA + bB cC + dD; a 
diferença de potencial eletroquímico (E) está relacionada as concentrações das 
espécies oxidantes e redutoras através da equação de Nernst: 
 
ba
dc
BA
DC
nF
RT
EE
][][
][][
ln
 
Onde: 
E° = diferença de potencial eletroquímico padrão (valor quando todas as 
concentrações dos participantes da reação são iguais a 1,0 mol/L) 
R = constante dos gases = 8,314 J/mol.K 
T = temperatura absoluta em kelvins 
n = número de elétrons 
F = constante de Faraday = 96 485 C/mol 
ln = logaritmo natural = 2,303 log 
 
d) Curvas de titulação redox 
 
 Uma curva de titulação em titulometria de oxi-redução é um gráfico que 
relaciona o potencial (E) da solução titulada ao volume de titulante adicionado ao 
titulado, conforme mostra a figura 01. 
 
 
 
 
Figura 01 – Curva de titulação de 
30 mL de uma solução de Fe2+ 
(analito) 0,100 M c/ uma solução 
de Ce4+ (titulante) 0,200 mol/L 
(em H2SO4 1,0 M) 
 
 
 
0
0,2
0,4
0,6
0,8
1
1,2
1,4
1,6
0 5 10 15 20 25 30
Volume de titulante (mL)
E
 (
V
)
VE
PE
REGIÃO DE EXCESSO DE REGIÃO DE EXCESSO DE 
ANALITOANALITO
REGIÃO DE EXCESSO REGIÃO DE EXCESSO 
DE TITULANTEDE TITULANTE
1,06 V
0
0,2
0,4
0,6
0,8
1
1,2
1,4
1,6
0 5 10 15 20 25 30
Volume de titulante (mL)
E
 (
V
)
VE
PE
REGIÃO DE EXCESSO DE REGIÃO DE EXCESSO DE 
ANALITOANALITO
REGIÃO DE EXCESSO REGIÃO DE EXCESSO 
DE TITULANTEDE TITULANTE
1,06 V
 
e) Identificação visual do ponto final de uma titulação redox 
 
 Existem três formas de se detectar visualmente o ponto final de uma 
titulação redox: 1) através de reagentes auto-indicadores, 2) através de 
indicadores específicos e 3) através de indicadores redox. 
 
 Reagentes auto-indicadores: titulantes tais como o íon permanganato, MnO4-, 
apresentam uma diferença significativa na cor entre suas formas oxidadas e 
reduzidas. Soluções de MnO4- possuem uma forte coloração violeta. A forma 
reduzida do íon MnO4-, em solução ácida é o íon manganoso, Mn2+, que é 
praticamente incolor. Devido a essa diferença marcante de coloração entre as 
formas oxidada e reduzida do titulante, um pequeno excesso do titulante tornará a 
solução titulada ligeiramente rósea e indicará o ponto final da titulação. 
 
 Indicadores específicos: algumas substâncias podem indicar a presença de uma 
espécie oxidada ou reduzida específica. Um exemplo é o amido que em presença 
do íon triiodeto, I3-, forma um complexo azul escuro e pode ser usado para 
sinalizar um excesso desses íons. Podemos também citar como exemplo de 
indicadores específicos o íon tiocianato SCN-, que forma um complexo vermelho 
intenso com o Fe3+. 
 
 Indicadores redox verdadeiros: estes indicadores são substâncias que mudam 
de coloração segundo o potencial eletroquímico da solução onde se encontram. 
Esses indicadores são substâncias cujas formas oxidadas e reduzidas apresentam 
uma nítida diferença de coloração. A semi-reação responsável pela mudança na 
coloração do indicador redox é uma reação do tipo: 
 
Inox + ne- Inred 
 cor 1 cor 2 
 
Sendo, Inox a forma oxidada do indicador e Inred a forma reduzida do indicador. A 
faixa de viragem do indicador (numa temperatura de 25 °C) em termos de 
potencial eletroquímico é dada pela seguinte expressão: 
 
n
EE oind
0592,0
 
 
 Pode-se citar como exemplos de indicadores redox verdadeiros a ferroína e 
a difenilamina. 
 
f) Principais titulantes usados em titulometria de oxi-redução 
 
 Agentes redutores: a maioria dos agentes redutores são pouco estáveis pois 
reagem com o oxigênio do ar. Por esse motivo, agentes redutores são raramente 
usados como titulantes. Na determinação de analitos oxidantes recorre-se com 
freqüência à titulação indireta. Os dois principais agentes redutores usados em 
titulometria redox são as soluções de Fe2+ e as soluções de tiossulfato de sódio. 
 
 Agentes oxidantes: Os agentes oxidantes mais usados em titulometria redox 
são: o permanganato de potássio (KMnO4), os íons Ce4+, o dicromato de potássio 
(K2Cr2O7), o iodo, o bromato de potássio (KBrO3), iodato de potássio (KIO3). A 
escolha do agente oxidante a ser usado como titulante dependerá dos seguintes 
fatores: força redutora do analito, velocidade da reação entre o oxidante e o 
analito, estabilidade do oxidante em solução, disponibilidade de um indicador 
satisfatório e custo. 
 
9.2.2 – Titulações iodométricas (iodometria) 
 
A técnica de titulação iodométrica utiliza o fato que os íons iodeto (I-) 
podem ser convertidos em iodo (I2) por ação de um analito oxidante: 
 
Semi-reação: 2I- + 2e- I2 
 
O iodo produzido pela oxidação do iodeto pode ser titulado utilizando-se uma 
solução padrão de tiossulfato de sódio (Na2S2O3) padrão como titulante. Os íons 
tiossulfato são oxidados pelo iodo a íons tetrationato (S4O62-): 
Reação: 2S2O32- + I2 2I- + S4O62- 
 
 As titulações iodométricas devem ser conduzidas em pH inferior a 8,0 pois 
em meio alcalino o iodo reage com os íons hidroxila, formando íons hipoiodito e 
íons iodeto. Os íons hipoiodito são instáveis e convertem-se em íons iodato. 
 Para determina-se o pontofinal de uma titulação iodométrica costuma-se 
empregar uma solução de amido como indicador. Em presença de iodo o amido 
produz um complexo de transferência de carga azul escuro. O amido é adicionado 
quando a titulação se aproxima do ponto de equivalência, o que é indicado pelo 
quase desaparecimento da coloração amarelada do iodo, a titulação é 
prosseguida até que a coloração azul do complexo amido-iodo desapareça. 
 As titulações iodométricas não devem ser confundidas com as titulações 
iodimétricas, nas quais utiliza-se uma solução de iodo (na realidade de íons 
triiodeto I3-) na titulação direta de analitos redutores. 
 
9.2.3 – Uso do cloro como agente de desinfecção 
 
 O cloro é um dos principais agentes de desinfecção utilizados no 
tratamento de água para abastecimento. Sua aplicação na água além de destruir 
ou desativar os microorganismos patogênicos é capaz de melhorar a qualidade da 
água devido à sua ação como agente oxidante. O cloro reage com os íons ferro, 
manganês, enxofre, amônia e substâncias orgânicas, reduzindo a cor e o odor da 
água. 
 Porém, o cloro pode agir de forma adversa, gerando compostos 
organoclorados tóxicos ou acentuando o gosto e o odor de fenóis e outras 
substâncias orgânicas. 
 Uma das vantagens do uso de cloro como agente de desinfecção é a 
possibilidade de se manter um teor de cloro residual capaz de eliminar possíveis 
contaminações posteriores ao tratamento. 
A cloração da água pode ser realizada por aplicação de cloro ou de íons 
hipoclorito. O cloro aplicado sob a forma de cloro molecular (Cl2) ou de íons 
hipoclorito (ClO-) podem igualmente se converter em ácido hipocloroso (HClO). As 
concentrações relativas de cloro molecular (Cl2), íons hipoclorito e ácido 
hipocloroso na água dependem do pH do meio. No pH da maioria das água 
predominam o ácido hipocloroso e o íon hipoclorito. 
 
Reações: Cl2 + H2O HCl + HClO 
 
 HClO + H2O H3O+ + ClO- 
 
 Exige-se na legislação que a água de abastecimento público possua um 
teor mínimo de cloro residual de 0,3 ppm. Recomenda-se, no entanto, que esse 
mínimo seja de 0,5 ppm. O teor de cloro residual de uma água potável não deve , 
igualmente, ultrapassar 3,0 ppm. 
 
9.2.4 – Determinação de cloro residual por iodometria 
 
 O teor de cloro residual de uma água pode ser determinado por iodometria. 
O processo de análise começa com a adição de iodeto de potássio à amostra de 
água analisada a qual é logo em seguida acidificada com ácido acético (não usar 
ácido clorídrico nem ácido sulfúrico). Os íons iodeto são oxidados pelos íons 
hipoclorito presentes na amostra, produzindo iodo e tornando a solução 
amarelada. 
 
Reação: ClO- + 2I- + 2H+ Cl- + I2 + H2O 
 
O iodo liberado nessa reação é titulado com uma solução padrão de tiossulfato de 
sódio, usando amido como indicador. Os íons tiossulfato (S2O32-) reduzem o iodo a 
iodeto e formam íons tetrationato (S4O62-). 
 
Reação: I2 + 2S2O32- 2I- + S4O62- 
 
 O ponto final de titulação é indicado pela mudança da coloração da 
solução titulada do azul para o incolor. 
 Através da estequiometria das reações envolvidas observamos que: 
 
22 IClOCl
nnn   (1) 
 
 O número de moles de cloro molecular é igual ao número de moles de íons 
hipoclorito presente em solução, que por sua vez é igual ao número de moles de 
iodo liberado pela reação de oxidação do íon iodeto I-. 
 Pela reação entre os íons tiossulfato e o iodo temos que: 
 
 2
322
2
OSI
nn
 (2) 
 
Combinando as equações (1) e (2) podemos escrever a seguinte relação 
entre a quantidade em matéria de Cl2 presente na amostra e a quantidade de 
matéria de S2O32- gasta na titulação do iodo: 
 2
322
2
OSCl
nn
 (3) 
 
Expressando essas quantidades de matéria em termos de concentrações e 
dos volumes da amostra e de titulante gasto, teremos a seguinte expressão: 
 
 2
32
2
322
2
OSOSamostraCl
VMVM (4) 
ou 
amostra
OSOS
Cl
V
VM
M



2
2
32
2
32
2 (5) 
 
Podemos transformar a concentração em quantidade de matéria de Cl2 
multiplicando o valor obtido pela massa molar do Cl2 e pelo fator de conversão de 
gramas em miligramas: 
 
amostra
ClOSOS
Cl
V
gmgMMVM
ppm




2
)/(1000
2
2
32
2
32
2 (6) 
 
Onde: 
2Cl
ppm = concentração de cloro residual em mg/L; 2
32OS
M = concentração em quantidade 
de matéria (mol/L) da solução de tiossulfato de sódio usada como titulante; 2
32OS
V = volume da 
solução de tiossulfato de sódio gasto na titulação (mL); 
2Cl
MM = massa molar do cloro (71 
g/mol); Vamostra = volume da amostra (mL); 
2Cl
M = concentração em quantidade de matéria de 
cloro na amostra; 2
32OS
n = número de moles de tiossulfato gastos na titulação; 
2I
n = número de 
moles de iodo liberado na oxidação do íon iodeto; 
2Cl
n = número de moles de cloro molecular 
presente na amostra. 
 
 A equação 6 permite calcular a concentração, em ppm, de Cl2 residual na 
água analisada. 
 
EXEMPLO: Adicionou-se iodeto de potássio (KI) a 200 mL de uma amostra de 
água de abastecimento, em seguida a amostra foi acidificada com ácido acético 
glacial e deixada em repouso durante 10 minutos. Em seguida adicionou-se 3 mL 
de solução de amido a 1 % como indicador e o iodo liberado pela reação do cloro 
residual com os íons iodeto foi titulado com uma solução padrão de tiossulfato de 
sódio 0,001 mol/L. Sabendo que foram gastos 5,0 mL da solução de tiossulfato 
para atingir-se o ponto final de titulação, calcule a concentração de cloro residual 
na amostra de água analisada. 
 
Dados: 
Vamostra = 200 mL 
2
32OS
M = 0,001 mol/L 
2
32OS
V = 5,0 mL 
2Cl
MM = 71 g/mol 
Solução: 
amostra
ClOSOS
Cl
V
gmgMMVM
ppm




2
)/(1000
2
2
32
2
32
2
 
)(2002
)/(1000)/(71)(0,5)/(001,0
2 mL
gmgmolgmLLmol
ppmCl


 
ppmCl2 = 0,89 mg/L de Cl2 
 
9.3 – PROCEDIMENTO PRÁTICO 
 
a) Transfira 100 mL da amostra para um erlenmeyer de 250 ml, adicione alguns 
cristais de KI, 0,5 mL de ácido acético concentrado e 0,5 mL de solução de 
amido à 1 %. Deixe repousar cerca de 10 min (tampe com vidro de relógio). 
 
b) Titule com solução de tiossulfato de sódio (Na2S2O3) 0,001 mol/L até que a 
coloração azul desapareça. Anote o volume de titulante gasto. 
 
c) Calcule a concentração de cloro residual usando a equação (6). 
 
 
9.4 – PÓS-LABORATÓRIO 
 
a) Faça uma pesquisa em livros de química analítica e relacione três substâncias 
que podem ser determinadas por iodometria além do cloro. 
 
b) Explique a diferença existente entre os termos iodometria e iodimetria. 
 
c) O amido pode ser considerado como um indicador redox verdadeiro. Explique 
sua resposta? 
 
d) Qual é a função do ácido acético na análise de cloro residual por iodometria ? 
 
9.5 – MATERIAIS E REAGENTES 
 
MATERIAIS REAGENTES 
- Erlenmeyer de 250 ml - cristais de iodeto de potássio P.A. 
- bureta de 25 ml, - solução de amido à 1 % 
- balão volumétrico de 200 ml - ácido acético glacial 
- vidro de relógio. - solução padrão de tiossulfato de sódio 
0,001 M, 
 
 
 
9.6 – BIBLIOGRAFIA 
 
1 - HARRIS, Daniel C. Análise química quantitativa. 5. ed. Rio de Janeiro: LTC, 
2001. 862 p. 
 
2 - SKOOG, D.H. et al. Fundamentos de Química Analítica. 8. ed. São Paulo: 
Thomson, 2006. 999 p. 
 
3 - BACCAN, Nivaldo et al. Química analítica quantitativa e elementar. 2. ed. rev. 
ampl. São Paulo: Edgard Blücher; Campinas 
 
4 – APHA, Standards Methods for Examination of Water and Wastewater. 19 th 
edition.