Alguma química do Iodo

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Universidade Federal de Santa Catarina 
Departamento de Química 
Química Geral Experimental – QMC 5120 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ALGUMA QUÍMICA DO IODO 
 
 
 
 
 
 
 
Data do experimento: 03/11/2015 
 
Bruna Inácio Trajano –15100062 – 
Dagwin Wachholz Júnior – 15100065 – 
 
 
 
 
 
 
 
Florianópolis, 10 de novembro de 2015 
 
 
 
Introdução 
A eletrólise de um sal em solução aquosa é de extrema importância, uma vez que há 
decomposição e produção de certos metais bem como gases bastante importantes para a 
indústria em geral. A eletrólise da água pura produz pela oxidação, que acontece no ânodo, 
oxigênio gasoso, bem como hidrogênio gasoso pela reação de redução no cátodo. As reações 
que acontecem nesse caso estão demonstradas a seguir: 
2 H2O (l) → O2 (g) + 4 H
+
(aq) + 4e
-
 (Semirreação de oxidação) 
4 H2O (l) + 4e
-
 → 2 H2(g) + 2 OH
-
(aq) (Semirreação de redução) 
No caso da eletrólise de um sal como por exemplo o iodeto de potássio deve-se levar em 
conta a oxidação e a redução dos seus íons, avaliando a preferência de uma ou de outra reação 
ocorrer. As duas reações teóricas seriam: 
2 I
- (aq) → I2 (aq) + 2e
-
 (Semirreação de oxidação) 
2 K
+ 
(aq) + 2e
-
 → 2 K (s) (Semirreação de redução) 
Sabe-se nesse caso que as reações que verdadeiramente ocorrerão devido aos seu potencias de 
redução, serão a redução da água e a oxidação do íon iodeto (I-). Sendo assim, haverá a 
formação de gás hidrogênio no cátodo e formação de iodo molecular no ânodo pela reação 
global abaixo: 
4 H2O (l) + 4e
-
 → 2 H2 (g) + 2 OH
- 
(aq) (Semirreação de redução) 
4 I
- (aq) → 2 I2 (aq) + 4e
-
 (Semirreação de oxidação) 
4 H2O (l) + 4 I
- (aq) → 2 H2(g) + 2 I2 (aq) + 2 OH
- 
(aq) 
 
 
 
 
 
 
 
 
Objetivos 
Avaliar a eletrólise aquosa do iodeto de potássio demonstrando os produtos formados em cada 
eletrodo, bem como determinar qualitativamente a presença de iodo no sal de cozinha 
comercial. 
 
 
Materiais e reagentes 
Tubo em U, eletrodos de grafite, agitador magnético, cápsula de evaporação, béquer, tubo de 
ensaio, solução de iodeto de potássio 5%, solução de FeCl3 (1,0 mol.L
-1
), fenolftaleína, sal de 
cozinha, etanol, hexano. 
 
 
Resultados e Discussões 
Parte A. Eletrólise de uma solução de iodeto de potássio 
No cátodo houve desprendimento de um gás e a adição de fenolftaleína resultou numa 
coloração rosada, caracterizando um pH básico. Logo, neste eletrodo deve ter ocorrido a 
semirreação de redução número 4 e o gás deve ser o H2. Após 2mL da solução catódica serem 
retirados, colocados num tubo de ensaio e gotas de FeCl3 1,0 M serem adicionadas, a alteração 
ocorrida foi a presença da cor marrom. 
No ânodo surgiu uma coloração castanha e adição de amido resultou numa coloração azul 
escura, caracterizando a presença de iodo (I2). Logo, neste eletrodo deve ter ocorrido a 
semirreação de oxidação número 1. Após 2mL da solução anódica serem retirados, colocados 
num tubo de ensaio e gotas de FeCl3 1,0 M serem adicionadas, a alteração ocorrida foi, 
novamente, a presença da cor marrom. 
 
Sabendo que haviam íons K
+
 e I
- 
na solução oriundos da dissociação de KI em água, 
ocorreram as seguintes semirreações (simplificadas) na célula, no cátodo e no ânodo, 
respectivamente: 
2 H
+
 (aq) + 2e
-
 → H2 (g) 
2 I
-
 (aq) → I2 (l) + 2e
-
 
 
A primeira semirreação é especialmente importante. Ela deriva da ionização da água da 
solução. Logo, o consumo de H
+ 
para a formação de H2 deixa o meio com excesso de íons 
OH
-
, que são responsáveis por deixar o meio básico. Por isto, a adição de fenolftaleína e 
consequente coloração rosada indicam que o meio está, de fato, básico. A reação catódica que 
ilustra o processo é a seguinte: 
2 H3O
+ 
(aq)+ 2e
-
 → 2 H2O (l) + H2 (g) 
No ânodo, por sua vez, o iodo produzido vai reagindo com os íons iodeto já presentes na 
solução e forma I3
- 
segundo o seguinte equilíbrio: I2 (l) + I
-
 (aq) ⇌ I3
- 
(aq). 
É fácil verificar a distribuição destas substâncias no tubo: enquanto o iodeto e o tri-iodeto são 
solúveis em água por serem polares, o iodo é apolar (apesar de polarizável por ser uma 
molécula consideravelmente grande, mas é apolar e seria solúvel em hexano, por exemplo) e, 
por ser mais denso, tende a ir para o fundo do tubo, onde apresenta coloração mais escura. A 
adição de CCl4, também apolar, deslocaria o equilíbrio no sentido da formação dos reagentes. 
Somando as duas semirreações do começo, a equação de dissociação do KI e a ionização da 
água tem-se a seguinte reação global: 
2 KI (aq) + 2 H2O (l) → I2 (l) + H2 (g) + 2K
+
 (aq) + 2OH
-
 (aq) 
Além disso, uma amostra da solução catódica pode reagir com o cloreto férrico, como mostra 
a reação a seguir. 
2 Fe
3⁺ (aq) + 2I⁻ (aq) → 2Fe2⁺ (aq) + I2 (l) 
A reação resulta na formação de iodo, justificando a cor marrom percebida. 
Também percebeu-se uma fronteira de cor no fundo do tubo. Sabe-se que o iodo reage com o 
meio alcalino segundo a seguinte reação. 
I2 (l) + 6 OH
-
 (aq) → I- (aq) + IO3
-
 (aq) + 3 H2O (l) 
A hipótese é que, quando o I2 se aproxima da fronteira, isto é, tenta passar para o meio do 
cátodo, que está básico, reage com os íons OH
- 
e forma produtos incolores. Por isto, a cor 
castanha não é percebida no cátodo: o iodo que está próximo da fronteira é rapidamente 
reagido com o meio básico e, por formar produtos incolores, ocorre uma barreira de cor. 
 
Parte B. Iodeto de potássio em sal de cozinha iodado 
Sabe-se que KI foi extraído do sal de cozinha e dissolvido em água. Por se tratar de uma 
substância com ligações iônicas, haverá a dissociação de KI na água, isto é, haverão íons K
+
 e 
I
-
 em meio aquoso. Ao gotejar FeCl3, a seguinte reação ocorre: 
2 I
-
 (aq) + 2 FeCl3 (aq) → I2 (l) + 2 Fe
2+
 (aq) + 6 Cl
- 
(aq) 
O iodo foi oxidado (de fato, seu nox foi de -1 para 0, representando uma perda de elétrons), 
então pode-se afirmar que o FeCl3 foi um agente oxidante. 
Em relação à eletronegatividade e o caráter iônico do KI e do NaCl, tem-se os seguintes 
valores de eletronegatividade: 
Elemento Eletronegatividade 
Na 0,93 
Cl 3,16 
K 0,82 
I 2,66 
 
Então, usa-se a fórmula a seguir para verificar o caráter iônico de cada composto. 
 
Em que Δx é a diferença das eletronegatividades do composto. 
A partir da fórmula, obtém-se que o caráter iônico do KI é 57% e o do NaCl é 71%. Ou seja, 
será necessário um solvente mais polar para dissociar o NaCl do que para dissociar o KI. 
Como o etanol é moderadamente polar, é o suficiente para realizar a dissociação do KI (mas 
não do NaCl). 
Após a adição de hexano e posterior agitação, houve a extração do iodo pelo hexano: como o 
iodo (I2) é uma substância predominantemente apolar, a tendência é que se solubilize por 
substâncias também apolares, e por isto, entre a água e o hexano, este último - que é apolar - o 
extrai e solubiliza. Qualitativamente, o que ocorre é que o hexano com iodo fica violeta 
enquanto a água com iodo fica alaranjada, e é possível ver a transição. 
A conclusão do último momento do experimento é que havia I2 diluído em hexano. Mas ora, 
este iodo era I
- 
antes de reagir com o FeCl3, e era nesta forma (de iodeto) que estava quando 
foi extraído do sal de cozinha. Logo, pode-se afirmar que há iodeto no sal de cozinha. 
 
 
Parte C. Questões 9 e 10 
9) 
 
Em uma solução aquosa eletrolisada de cloreto de prata, haverão íons Cl
-
, Ag
+
, H
+
 e OH
-
. Por 
convenção, no ânodo ocorre a reaçãode oxidação, ou seja, a semirreação anódica: 
4 OH
- 
(aq)
 → O2 (g) + 2 H2O (l) + 4e
- 
E no cátodo, ocorre a seguinte semirreação catódica, de redução:
 
4 Ag
+
 (aq) + 4e
-
 → 4 Ag (s) 
Sendo assim, esta célula eletrolítica tem a equação global: 
 4 Ag
+ 
(aq) + 4 OH
-
 (aq) → 4 Ag (s) + O2 (g) + 2H2O (l) 
 
10) Sejam as seguintes semirreações: 
Semirreação Eored E
o
oxi 
O2 (g) + 2 H2O + 4e
-
 → 4OH- (aq) + 0,40 V - 0,40 V 
2 H
+
 (aq) + 2e
-
 → H2 (g) 0 V 0 V 
Cl2 (g) + 2e
-
 → 2 Cl- (aq) + 1,36 V - 1,36 V 
Na
+
 (aq) + e
-
 → Na (s) -2,71 V + 2,71 V 
 
No caso do NaCl fundido, as únicas reações que acontecerão serão as duas últimas, sendo que 
a de oxidação será a do cloro (E = - 1,36 V) e a de redução será a do sódio (E = - 2,71 V). 
Porém, quando se está em meio aquoso, também é necessário levar as duas primeiras 
semirreações em conta. 
Analisando os potenciais de oxidação, observa-se que o menor deles é o do cloro, ou seja, o 
que mais tem tendência a se oxidar é o cloro, e portanto haverá tal oxidação formando Cl2. 
Aplicando a mesma lógica para os potenciais de redução, o sódio seria o elemento que se 
reduz. Porém, isto não ocorre: os íons Na
+
 reagem com os OH
-
 para formar NaOH. Quem 
reduz então é o H
+
, formando o gás H2. 
Logo, a eletrólise em meio aquoso de fato gerará produtos diferentes, pois irá gerar H2, Cl2 e 
NaOH. 
 
Conclusão 
É extremamente interessante estudar experimentos relacionados a um átomo específico. 
Assim, é possível entender suas propriedades, sua importância e suas aplicações. 
Principalmente o iodo, um átomo consideravelmente popular. 
Nesta experiência, foram analisadas propriedades do iodo como a formação de I2 através de 
eletrólise, sua capacidade de formar determinados íons, sua polaridade, sua capacidade de 
reagir com o amido e também sua presença no sal de cozinha comum, além de outros 
aspectos. 
 
Referências 
WOLFRAMALPHA. Iodine. Disponível em: 
<http://www.wolframalpha.com/input/?i=iodine>. Acesso em: 08 nov. 2015. 
WOLFRAMALPHA. Sodium. Disponível em: 
<http://www.wolframalpha.com/input/?i=sodium>. Acesso em: 08 nov. 2015. 
WOLFRAMALPHA. Chlorine. Disponível em: 
<http://www.wolframalpha.com/input/?i=chlorine>. Acesso em: 08 nov. 2015. 
WOLFRAMALPHA. Potassium. Disponível em: 
<http://www.wolframalpha.com/input/?i=K>. Acesso em: 08 nov. 2015. 
MUNDO EDUCAÇÃO. Eletrólise do Cloreto de Sódio. Disponível em: 
<http://www.mundoeducacao.com/quimica/eletrolise-cloreto-sodio.htm>. Acesso em: 09 nov. 
2015. 
BRASIL ESCOLA. Eletrólise do Cloreto de Potássio. Disponível em: 
<http://educador.brasilescola.com/estrategias-ensino/eletrolise-iodeto-potassio.htm>. Acesso 
em: 08 nov. 2015. 
LIGAÇÕES QUÍMICAS I. Módulo II: A visão “clássica” da ligação covalente. Disponível 
em: <http://200.156.70.12/sme/cursos/EQU/EQ20/modulo1/aula0/aula03/04.html>. Acesso 
em: 09 nov. 2015. 
Roteiro do experimento em sala - Alguma química do iodo - QMC5120. 
ATKINS, P. W.; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o 
meio ambiente. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2012.