relatório volumetria de oxirredução

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INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA SUL-RIO-GRANDENSE – CAMPUS PELOTAS
COORDENADORIA DO CURSO TÉCNICO INTEGRADO EM QUÍMICA
DISCIPLINA DE ANÁLISE QUÍMICA QUANTITATIVA
VOLUMETRIA DE OXIRREDUÇÃO
RAPHAELA NEVES E ROBERTA VENZKE
QUI 6V
Prof°Dr° JANDER MONKS
PELOTAS, MARÇO DE2016
Objetivos
– Prática N° 1: 
Preparar e padronizar KMnO40,1N.
– Prática N° 2: 
Determinar o teor de H2O2 na água oxigenada 10 volumes.
– Prática N° 3: 
Determinar oxigênio consumido.
– Prática N° 4:
Determinar a pureza do FeSO4 . 7H2Op.a.
– Prática N° 5:
Preparar e padronizar Na2S2O3 0,1N.
– Prática N° 6:
Determinar o cloro ativo na água sanitária.
Revisão bibliográfica
Volumetria oxidação-redução
Quando numa reação química ocorre transferência de elétrons, a ela dá-se o nome de reação de oxidação-redução, reação de oxido-redução ou simplesmente de reação redox.
O processo de oxidação e redução
O processo de oxidação envolve a perda de elétrons por parte de uma substancia, enquanto que a redução envolve um ganho de elétrons para a espécie química em consideração. Esta perda ou ganho de elétrons, formalmente, é indicada pela variação do número de oxidação das várias espécies envolvidas na reação considerada.
Para melhor esclarecimento, considerem-se os processos abaixo:
Zn0 + Cu2+		 Zn2+ + Cu0
O número de oxidação do zinco variou de 0 para +2.
O número de oxidação do íon cobre variou de +2 para 0.
Este é o caso em que íons “simples” estão envolvidos.
Cr2O72- + 14H+ + 6Fe2+		2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O 
O número de oxidação do crômio variou de +6 para +3.
O número de oxidação do íon ferro variou de +2 para +3.
Este é o caso em que ocorre a variação do número de oxidação de um átomo em agrupamentos iônicos (refere-se ao Cr no Cr2O72-).
C + O2 → CO2
O número de oxidação do carbono variou de 0 para +4.
O número de oxidação de oxigênio variou de 0 para -2.
Neste caso estão envolvidas substâncias moleculares, solidas e gasosas.
Em qualquer reação de óxido-redução, o número de elétrons perdidos pela espécie química que sofre oxidação deve ser sempre igual ao número de elétrons ganhos pela espécie que sofre redução, de modo a se manter a neutralidade de carga do meio. A relação entre a quantidade de matéria das substancias reduzidas e oxidada é fixada pelo balanceamento da reação.
As semi-reações
Pode-se separa uma reação redox em dois componentes, os quais são denominados de semi-reações. Este é um modo muito conveniente de indicar claramente qual espécie ganha elétrons e qual espécie perde elétrons. Quando “somadas” as semi-reações, os elétrons nelas simbolizados devem ser cancelados.
Para exemplificar, considere-se a reação que ocorre quando o zinco metálico é imerso em uma solução que contém íons Cu2+.
Zn0 + Cu2+		Zn2+ + Cu0 (1)
As semi-reações, convencionalmente escritas na forma de redução, a serem consideradas no caso seriam:
Zn2+ + 2e-		Zn0 (2)
Cu2+ + 2e-		Cu0 (3)
A “soma” da Eq. (2), “invertida”, com a Eq.(3) fornece diretamente a Eq. (1), onde a neutralidade de cargas é observada. Par se escrever corretamente as semi-reações, de modo a descrever um processo químico termodinamicamente permitido, é necessário ter-se conhecimento da tendência das várias substancias em ganhar ou perder elétrons.
Os reagentes oxidantes possuem uma forte afinidade por elétrons e podem fazer com que outras substâncias sejam oxidadas, retirando delas os elétrons que necessitam para se reduzir. Por outro lado, os agentes redutores facilmente cedem elétrons ás espécies oxidantes, reduzindo-as. 
Como regra geral, pode-se escrever:
Agentes oxidantes
Reduzem-se;
Retiram elétrons das substâncias redutoras;
Têm seus números de oxidação diminuídos na reação.
Agentes redutores
Oxidam-se
Fornecem elétrons ás substâncias oxidantes;
Têm seus números de oxidação aumentados na reação. 
Pilhas ou células galvânicas 
As reações redox podem ocorrer pela transferência direta de elétrons do doador (agente redutor) para o aceitador (agente oxidante), pelo contato intimo das duas espécies, ou pela transferência dos elétrons por meio de um condutor metálico externo, sem que as duas espécies reagentes entrem em contato. Este último fato revela um aspecto único destas reações de oxidação-redução.
Para exemplificar, consideram-se os dois casos abaixo:
Transferência direta de elétrons
Ao ser mergulhado numa solução contendo íons Hg2+, uma lâmina de cobre torna-se “prateada” pela deposição de mercúrio em sua superfície. A reação é indicada por:
Hg2+ + Cu0	 Hg0 + Cu2+
Tanto neste caso como naquele em que o zinco metálico reduz os íons Cu2+, os íons (agentes oxidantes) migram até a placa metálica (agente redutor) onde, na sua superfície, são reduzidos e depositados na forma metálica.
Transferência indireta de elétrons
Considere-se, dentre tantas outras, a reação
Zn0 + Cu2+		Cu0 + Zn2+
Pode-se construir um sistema onde as semi-reações envolvidas no processo ocorram sem que as espécies reagentes estejam em contato direto. Este sistema é chamado de Pilha ou Célula Galvânica.
Potenciais formais
Os potenciais padrões são calculados levando-se em conta os efeitos daatividade e com todos os íons presentes em forma simples; na realidade são valores ideais, ou limites, e raramente se observam em medições potenciométricas. Na prática, as soluções podem ser bastante concentradas e conter, muitas vezes, outros eletrólitos; nestas condições, as atividades das espécies pertinentes são muito menores que as concentrações e por isso, o uso destas concentrações nos cálculos pode levar a resultados pouco confiáveis. Além disso, a espécie ativa presente pode ser diferente daquela a que se aplica o potencial padrão ideal. Por estas razões, propôs-se a adoção de “potenciais formais” para suplementar os potenciais padrões. O potencial formal é o potencial observado experimentalmente numa solução com um mol da substancia oxidada e um mol da substancia reduzida, juntamente com outras substancias bem determinadas, e concentrações bem determinadas. Observa-se que os potenciais formais variam apreciavelmente, por exemplo, com a natureza e com a concentração do ácido que estiver presente. O potencial formal incorpora, num só valor, os efeitos provocados pela variação dos coeficientes de atividade com a força iônica, pela dissociação ácido-base, pela complexação, pelos potenciais de junção liquida etc., e tem por isto tudo um valor prático real. Os potenciais formais não têm significado teórico dos potenciais padrões, mas podem ser observados em medições potenciométricas reais. Nas soluções diluídas, usualmente obedecem, com boa aproximação, á equação de Nernst na forma:
E= Eθ + 0,0591 log [Ox] a 25°C 
 N [Red]
Onde Eθ é o potencial formal e corresponde ao valor de E nas concentrações unitárias do oxidante e do redutor, e as grandezas entre colchetes são as concentrações molares. É útil determinar e tabelar Eθ com quantidades equivalentes de diversos oxidantes, e dos respectivos redutores conjugados, em diversas concentrações de diferentes ácidos. Quando se estiver operando com soluções cuja composição seja idêntica ou semelhante a daquela em que o potencial formal foi determinado, as conclusões deduzidas dos potenciais formais são mais confiáveis do que as deduzidas dos potenciais padrões. 
Detecção do ponto final nas titulações de oxidação-redução
-Indicadores internos de oxidação-redução. Os indicadores ácido-base empregam-se para assinalar a variação brusca de pH durante as titulações ácido-base. Analogamente, um indicador de oxidação-redução deveria assinalar a brusca variação do potencial de oxidação na vizinhança do ponto de equivalência numa titulação de oxidação-redução. O indicador de oxidação-redução ideal seria um que tivesse o potencial de oxidação situado entre o do titulado e do titulante, e que exibisse uma viragem de cor nítida e facilmente perceptível. 
Umindicador de oxidação-redução é um composto que tem cores diferentes nas formas oxidada e reduzida:
Inox + ne		InRed
A oxidação e a redução devem ser reversíveis. Num potencial E a razão entres as concentrações das duas formas é dada pela equação de Nernst.
Uma solução de defenilbenzidina em ácido sulfúrico concentrado tem ação semelhante a da difenilamina. A desvantagem da difenilamina e da defenilbenzidina é a sua pequena solubilidade em água. Esta desvantagem é contornada pela adoção do defenilsulfato de bário, ou de sódio, solúvel, que se usa em solução aquosa 0,2%. O potencial redox é um tanto mais elevado, e a forma oxidada tem uma cor violeta-avermelhada, parecida com a do permanganato de potássio, mas a cor desaparece lentamente quando a solução fica em repouso; a presença de ácido fosfórico (V) é desejável, para baixar o potencial redox do sistema.
Este método tem o inconveniente da presença de um excesso de agente oxidante no ponto final. Em trabalhos de maior exatidão, é conveniente determinar, e levar em conta, o ensaio em branco do indicador; ou então, efetuar a padronização e a determinação em condições experimentais semelhantes, com o que o erro experimental é consideravelmente reduzido.
-Reagentes auto-indicadores. É o caso bem exemplificado pelo permanganato de potássio, de que uma só gota atribui coloração rosa visível a diversas centenas de mililitros de solução, mesmo na presença de íons levemente corados, como o ferro (III). As cores de soluções de sulfato de cério (IV) e de iodo também são empregadas para a sinalização dos pontos finais, mas a mudança de cor não é tão acentuada como com o permanganato de potássio; nestes casos, porém, indicadores internos sensíveis (1,10-fenantrolina-íon ferro(II) ou ácido N-fenilantranilico, e amido respectivamente) podem ser usados.
-Métodos potenciométricos. Este é um procedimento que depende da medida da f.e.m. entre um eletrodo de referencia e um eletrodo indicador(redox), no decorrer da titulação; faz-se, portanto, uma titulação potenciométrica. 
Oxidações com o permanganato de potássio
 Este valioso e potente agente oxidante foi introduzido pela primeira vez na análise titrimétrica por F. Margueritte, para a titulação de ferro (II). Em soluções ácidas, a redução pode ser representada pela seguinte equação:
MnO4- + 8H+ 			 Mn2+ + 4H2O
O potencial padrão em solução ácida, Eᶿ, foi determinado como 1,51V; então o íon permanganato, em solução ácida, é um agente oxidante forte.
O ácido sulfúrico é o mais apropriado, pois não tem ação sobre o permanganato, em solução diluída. Com o ácido clorídrico há a possibilidade de a reação:
2MnO4- + 10Cl- + 16H+ = 2Mn2+ + 5Cl2 + 8H2O
Ocorrer e parte do permanganato podem ser consumidos na formação de cloro. Esta reação é especialmente capaz de se dar com sais de ferro, a menos que se adotem precauções especiais. Com um pequeno excesso de ácido livre, com uma solução muito diluída, com a temperatura baixa e com sa pode ser minimizado. Existem titulações, no entanto, como as do óxido de arsênio (III), do antimônio (III) e do peróxido de hidrogênio, que podem ser feitas na presença do ácido clorídrico. 
Na analise de minérios de ferro, a solubilização é frequentemente feita em ácido clorídrico concentrado; o ferro (III) é reduzido e o ferro (II) é então determinado na solução resultante. Para fazer a determinação é conveniente atitulação lenta acompanhada de agitação constante, o perigo provocado por esta caudicionarcerca de 25mL de solução de Zimmermann e Reinhard (algumas vezes denominada solução preventiva). O sulfato de manganês (II) reduz o potencial do par MnO4- - Mn(II) e faz com que seja um agente oxidante mais fraco; reduz-se assim a tendência de o íon permanganato oxidar o íon cloreto. Afirma-se também que outra função do sulfato de manganês (II)é a de proporcionar uma concentração adequada de íons Mn2+ para reagir com qualquer excesso localizado de íon permanganato. Possivelmente forma-se o Mn (III) na redução dos íons permanganato a manganês (II); oMn (II), e também o ácido ortofosfórico, exercem um efeito depressor sobre o potencial do par Mn (III) – Mn (II), de modo que o Mn (III) é reduzido pelo íon Fe2+ e não pelo íons cloreto. O ácido fosfórico (V) diminui, por complexação, o potencial da redução do sistema Fe (III) – Fe (II) e, assim, tende a aumentar o poder redutor do íon Fe2+. Nestas condições, o íon permanganato oxida rapidamente o ferro (II) e reage lentamente com o íon cloreto.
Na titulação de soluções incolores, ou levemente coradas, é desnecessário o uso de um indicador, pois bastam 0,01 mL de permanganato de potássio 0,02 M para atribuir uma cor rosa-pálida a 100 mL de água. É possível realçar a cor em soluções diluídas, se assim quiser, pela adição de um indicador redox pouco antes do ponto final da reação; em geral não há necessidade, mas a adição é vantajosa quando se usam soluções mais diluídas de permanganato.
O permanganato de potássio também pode ser usado em soluções fortemente alcalinas. Neste caso ocorrem duas reações parciais consecutivas:
A reação relativamente rápida.
MnO4- + é 		 MnO42-
A reação relativamente lenta,
MnO42- + 2H2O + 2 é 		 MnO2 + 4OH-
O ponto padrão Eᶿ da reação (1) é 0,56V, e o da reação (2) é 0,60V. Mediante um controle apropriado das condições experimentais, a reação (1) é a que ocorre quase exclusivamente. Em soluções alcalinas moderadas, o permanganato é reduzido quantitativamente a dióxido de manganês. 
O permanganato de potássio não é um padrão primário. É difícil conseguir a substância perfeitamente pura e completamente isenta de dióxido de manganês. Além disso, a água destilada comum contém, possivelmente, substâncias redutoras que reagirão com o permanganato de potássio para formar dióxido de manganês. A presença do dióxido é muito perniciosa, pois catalisa a autodecomposição da solução de permanganato em repouso.
4 MnO4- + 2 H2O = 4MnO2 + 3O2 + 4OH-
O permanganato é intrinsecamente instável na presença de íons manganês (II):
2 MnO4- + 3Mn2+ + 2 H2O = 5 MnO2 + 4H+
Esta reação é lenta em solução ácida, mas muito rápida em solução neutra. Por estas razões, é raro fazer-se uma solução de permanganato de potássio pela dissolução em água de quantidade pesada do solido purificado. É mais usual aquecer até a fervura uma solução recém-preparada, mantê-la num banho de vapor por uma hora aproximadamente e depois filtrar a solução através de um meio filtrante não-redutor, como lã de vidro purificada, ou cadinho de filtração de vidro sinterizado. Ou então, deixa-se a solução em repouso, durante 2 a 3 dias, na temperatura ambiente, antes da filtração. As soluções ácidas e alcalinas são menos estáveis que as neutras. As soluções de permanganato devem ser protegidas contra a exposição desnecessária a luz; recomenda-se a estocagem num frasco de vidro escuro. A luz difusa do dia não provoca decomposição apreciável, mas a luz do sol direta decompõe lentamente as soluções, mesmo as mais puras.
 As soluções de permanganato de potássio podem ser padronizadas mediante o oxido de arsênio (III) ou oxalato de sódio como padrões primários. Os padrões secundários incluem o ferro metálico e o sulfato de ferro (II) etilenodiamônio, FeSO4, C2H4(NH3)2SO4,4H2O.
Oxidações com dicromato de potássio
O dicromato de potássio não é um agente oxidante tão poderoso quanto o permanganato de potássio, mas tem muitas vantagens sobre este reagente. Pode ser obtido puro, é estável até o seu ponto de fusão e, por isso, é um padrão primário excelente. Pode-se preparar solução de concentração exatamente conhecida pela pesagem do sal sexo e puro e dissolução no volume apropriado de água. Além disto, as soluções aquosas são indefinidamente estáveis, se forem adequadamente protegidas contra a evaporação. O dicromato de potássio só é usado em solução ácida e se reduz rapidamente, na temperatura ambiente, ao sal de cromo (III) verde. Não é reduzido pelo ácido clorídrico frio, desde que a concentração do ácido não exceda a 1ou 2 M . As soluções de dicromato são reduzidas com menos facilidade por matéria orgânica que as de permanganato, e também são estáveis em relação a luz. O dicromato de potássio é, por isso, especialmente valioso na determinação do ferro em minérios de ferro: o minério é usualmente dissolvido em ácido clorídrico, o ferro (III) é reduzido a ferro (II) e a solução é então titulada por solução padrão de dicromato. 
Cr2O72- + 6Fe2+ + 14H+ = 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O
Em solução ácida, a redução do dicromato de potássio pode ser representada por:
Cr2O72- + 14H+ = 6 é 			2Cr3+ + 7H2O
A coloração verde, devida aos íons Cr3+ que se formam pela redução do dicromato de potássio, impossibilita a percepção do ponto final da titulação pelo dicromato mediante a simples inspeção visual da solução; por isso, é preciso adotar um indicador redox que proporcione mudança de cor forte e segura. Este procedimento tornou obsoleto o método do indicador externo que, no passado, era amplamente empregado. Os indicadores apropriados para o emprego em titulações com o dicromato incluem o ácido N-fenilantranílico e o defenilaminossulfonato de sódio; este ultimo deve ser usado em presença de ácido fosfórico (V). 
Oxidações com solução de sulfato de cério (IV)
O sulfato de cério (IV) é um poderoso agente oxidante; o seu potencial de redução, em ácido sulfúrico 0,5-4,0 M, a 25°C, é 1,43 ± 0,05 V. pode ser usado somente em soluções ácidas, sendo mais apropriada a concentração 0,5M ou mais; a medida que a solução é neutralizada, precipitam-se o hidróxido de cério (IV) ou sais básicos. A solução tem cor amarela intensas e em soluções quentes, que não sejam muito diluídas, o ponto final pode ser percebido sem indicador; este procedimento, no entanto, exige uma correção de ensaio em branco, e por isso é preferível aduzir um indicador apropriado. As vantagens do sulfato de cério (IV) como agente padrão de oxidação são:
As soluções de sulfato de cério (IV) são notavelmente estáveis durante longos intervalos de tempo. Não precisam de proteção contra a luz e podem até ser fervidas durante um pequeno intervalo de tempo, sem que ocorra apreciável modificação da concentração. A estabilidade das soluções com ácido sulfúrico cobre uma faixa larga, de 10 a 40 ml de ácido sulfúrico concentrado por litro. É evidente, portanto, que uma solução ácida de sulfato de cério (IV) supera a solução de permanganato no que se refere a estabilidade.
O sulfato de cério (IV) pode ser empregado na determinação de agentes redutores em presença de concentrações elevadas de ácido clorídrico.
As soluções de cério (IV), em concentração 0,1M, não tem coloração tão intensa que impeça a observação do menisco em buretas e em outros aparelhos de titrimetria.
Admita-se que na reação dos sais de cério (IV) em solução ácida, com agentes redutores, ocorra a transformação simples.
Ce4+ + e 		 Ce3+
Com o permanganato formam-se diversos produtos de redução conforme as condições experimentais. As soluções de sulfato de cério (IV) em ácido sulfúrico diluído são estáveis até as temperaturas de ebulição. As soluções do sal em ácido clorídrico são instáveis em virtude da redução, pelo ácido, a cério (III), com a libertação simultânea do cloro:
2 Ce4+ + 2Cl- = 2 Ce3+ + Cl2
Esta reação é rápida na temperatura de ebulição e por isso não se pode usar o ácido clorídrico em oxidações que exijam a ebulição com excesso de sulfato de cério (IV) em solução ácida; nestas oxidações deve ser usado o ácido sulfúrico. No entanto, a titulação direta com sulfato de cério (IV) em meio de ácido clorídrico diluído, por exemplo, do ferro (II), pode ser exatamente feita na temperatura ambiente; a este respeito, o sulfato de cério (IV) é superior ao permanganato de potássio. A presença de ácido fluorídrico é danosa, pois o íon fluoreto forma complexo estável com o Ce (IV) e descora a solução amarela.
As medições dos potenciais formais mostram que o potencial redox do sistema Ce(IV)-Ce(III) depende muito da natureza e da concentração do ácido presente. Assim, então registrados os seguintes valores, nos ácidos mencionados, cada qual 1M: H2SO4, 1,44 V; HNO3, 1,61 V; HClO4, 1,70 V; em solução de ácido perclórico 8M o valor é 1,87 V.
As soluções de sulfato de cério (IV) podem ser preparadas pela diluição de sulfato de cério (IV), ou de sulfato de amônio e cério (IV), mais solúvel, em ácido sulfúrico diluído (0,5 a 1,0 M). o nitrato de amônio e cério (IV), de grau analítico, pode ser comprado e uma solução deste sal em ácido sulfúrico 1M pode ser usada, em muitos procedimentos que envolvem soluções de cério (IV); em alguns casos, no entanto, a presença do íons nitrato é indesejável. O íon nitrato pode ser removido por evaporação do reagente solido com ácido sulfúrico concentrado, ou então pode-se precipitar uma solução do nitrato por amônia aquosa, e o hidróxido de cério (IV) resultante pode ser filtrado e dissolvido em ácido sulfúrico.
Os indicadores internos apropriados para o uso com soluções de sulfato de cério (IV) incluem o ácido N-fenilantranílico, a ferroína e a 5,6-dimetilferroína.
Processos de oxidação e redução que envolve o iodo: titulações iodométricas
O método direto de titulação iodométrica( chamado algumas vezes de iodimetria) consiste na titulação por uma solução padrão de iodo. O método indireto de titulação iodométrica trata da titulação do iodo libertado numa reação química. O potencial padrão de redução do sistema reversível.
I2 (sólido) + 2e 		 2I-
É 0,5345 V. esta equação se refere a uma solução aquosa saturada, na presença de iodo solido; esta reação de eletrodo ocorrerá, por exemplo, no final da titulação de iodeto por um agente oxidante como o permanganato de potássio, quando a concentração do íon iodeto esta relativamente baixa. No inicio da titulação, ou na maioria das titulações iodométricas, quando está presente um excesso de íons iodeto, forma-se o íon triiodeto, pois o iodo PE facilmente solúvel em solução de iodeto.
O iodo ou o íon triiodeto é, portanto, um agente muito mais fraco que o permanganato de potássio, que o dicromato de potássio e que o sulfato de cério (IV). Na maioria das titulações diretas com o iodo usa-se uma solução de iodo em iodeto de potássio, e a espécie reativa é, portanto, o íon triiodeto.
Os agentes redutores fortes, como o cloreto de estanho (II), o ácido sulfuroso, o sulfeto de hidrogênio e o tiossulfato de sódio, reagem completa e rapidamente com o iodo mesmo em solução ácida. Com agentes redutores um tanto mais fracos, como por exemplo o arsênio (III) ou o antimônio (III), a reação completa só ocorre quando a solução estiver neutra, ou fracamente ácida.
Se um agente oxidante forte for trato em solução neutra, ou em solução ácida, por um grande excesso de íon iodeto, este íon atua como agente redutor e o oxidante serão reduzido quantitativamente. Nestes casos, liberta-se uma quantidade equivalente de iodo, que é então titulada por uma solução padrão de agente redutor, usualmente pelo tiossulfato de sódio.
O potencial padrão de redução do sistema iodo-iodeto é independente do pH da solução, desde que este pH seja menor que cerca de 8; em valores mais elevados, o iodo reage com os íons hidróxido para formar iodeto e o hipoiodeto, muito instável, que se transforma rapidamente em iodato e iodeto, por uma reação auto-redox:
I2 + 2OH- = I- + IO- + H2O
3 IO- = 2 I- + IO3-
Muitos ânions, fracamente oxidantes, são completamente reduzidos pelos íons iodeto se os seus potenciais de redução forem substancialmente elevados pela presença, na solução, de uma grande quantidade de ácido.
Pelo controle apropriado do pH da solução é possível, em alguns casos, titular a forma reduzida de uma substancia pelo iodo e a forma oxidada, depois da adição de iodeto, pelo tiossulfato de sódio.
Duas importantes fontes de erro nas titulações que envolvem o iodo são: a perda de iodo em virtude da sua apreciável volatilidade; e a oxidação do iodeto em soluções ácidas pelo oxigênio do ar.
Na presença de excesso de iodeto, a volatilidade diminui acentuadamenteem virtude da formação do íon triiodeto; na temperatura ambiente, a perda de iodo por volatilização de uma solução com pelo menos 4% de iodeto de potássio é desprezível, desde que a titulação não se prolongue indevidamente. As titulações devem ser feitas a fria, em erlenmeyers e não em becheres abertos. Se a solução tiver que ficar em repouso, deverá ser guardada em frasco com rolha de vidro. A oxidação atmosférica do iodeto é desprezível, em solução neutra na ausência de catalisadores, mas a taxa de oxidação cresce rapidamente com a diminuição do pH. A reação é catalisada por certos íons metálicos de carga elétrica variável, pelo íon nitrito e também pela luz intensa. Por isto, as titulações não devem ser feitas sob luz solar direta, e as soluções com o iodeto devem ser estocadas em frasco de vidro âmbar. Além do mais, a oxidação do íon iodeto pelo ar pode ser induzida pela reação entre o iodeto e o agente oxidante, especialmente quando a reação principal for lenta.
A solução padrão é preparada pela dissolução de uma quantidade pesada de iodato de potássio puro numa solução com ligeiro excesso de iodeto de potássio puro, diluindo-se depois até um volume definido. Esta solução tem dois empregos importantes. O primeiro, como fonte de quantidade conhecida de iodo em titulações; neste papel, deve ser adicionada a uma solução fortemente ácida; não pode ser usada num meio neutro ou com acidez baixa.
O segundo emprego é na determinação iodométrica do teor ácido de soluções ou na padronização de soluções de ácidos fortes. É evidente, pela equação anterior, que a quantidade de iodo libertada é equivalente ao conteúdo de ácido da solução. Assim, se 25 mL de uma solução de ácido forte aproximadamente 0,1 M forem tratados por ligeiro excesso de iodato de potássio e por um ligeiro excesso de solução de iodeto de potássio, e se o iodo libertado for titulado por solução padrão de tiossulfato de sódio 0,1 M, com indicador de amido, a concentração do ácido pode ser calculada com facilidade. 
Detecção do ponto final
Uma solução de iodo em iodeto aquoso tem uma coloração intensa entre amarela e castanha. Uma gota de solução de iodo 0,05 M atribui uma cor amarela clara perceptível a 100 mL de água, de modo que em soluções incolores o iodo pode operar como auto-indicador. O ensaio fica muito mais sensível pelo uso de uma solução indicadora de amido. O amido reage com o iodo na presença de iodeto e forma um complexo com cor azul intensa, que é visível em concentrações muito baixas de iodo. A sensibilidade da reação corada é tal que a cor azul é visível quando a concentração do iodo é 2x10-5 M e a concentração do iodeto é maior que 4x10-4M, a 20°C. A sensibilidade diminui com a elevação de temperatura da solução; assim, a 50°C, é cerca de 10 vezes menos sensível que a 25°C. A sensibilidade diminui pela adição de solventes, como o etanol; não a formação de cor em soluções com 50% de etanol ou mais.
O indicador não pode ser usado em meios muito ácidos em virtude da hidrolise do amido.
Os amidos podem ser separados em dois componentes principais, a amilose e a amilopextina, que existem em diferentes proporções em diversas plantas. A amilose, que PE um composto de cadeia linear e é abundante no amido da batata, da uma cor azul com o iodo e a sua cadeia assume uma forma espiralada. A amilopectina, que tem uma estrutura com cadeia ramificada, forma um produto púrpura-vermelho, provavelmente por adsorção.
O grande mérito do amido está no seu baixo custo. Tem as seguintes desvantagens: insolubilidade em água fria; instabilidade das suspensões em água; formação de um complexo com o iodo insolúvel em água, cuja formação impede a adição do indicador nos estágios iniciais da titulação; e o “desvio” do ponto final, que algumas vezes é acentuado quando as soluções forem diluídas. 
A maioria das desvantagens do amido como indicador estão ausentes quando se usa o amidoglicolato de sódio. Este é um pó branco, anigroscópico, facilmente solúvel em água quente, onde forma solução levemente opalescente, estável durante vários meses; não forma complexo com o iodo insolúvel em água e por isso o indicador pode ser aduzido em qualquer etapa da titulação. Com excesso de iodo a cor da solução com 1mL do indicador é verde; a medida que a concentração do iodo diminui, a cor vira para o azul, que se torna intenso exatamente antes de o ponto final ser atingido. O ponto final é muito nítido e reprodutível e não há “desvio” em solução diluída.
Oxidação com o iodato de potássio
O iodato de potássio é um agente oxidante poderoso, mas o curso da reação depende das condições em que é empregado. A reação entre o iodato de potássio e agentes redutores como o íons iodeto, ou o óxido de arsênio (III) em soluções de acidez moderada, cessa no estagio em que o iodato esta reduzido a iodo:
IO3- + 5I- + 6H+ = 3I2 + 3H20
2 IO3- + 5H3AsO3 + 2 H+ = I2 + 5H3AsO4 + H20
Já indicamos que a primeira destas duas reações é muito útil para gerar quantidades conhecidas de iodo, e também serve de base para um método de padronização de soluções de ácidos.
Com um redutor mais poderoso, como por exemplo, o cloreto de titânio (III), o iodato é reduzido a iodeto:
IO3- + 6Ti3+ + 6H+ = I- + 6Ti4+ + 3H20
Em soluções mais fortemente ácidas a redução vai até o monocloreto de iodo, e é nestas condições que é usada com maior frequência.
IO3- + 6H+ + Cl- + 4e 			ICl + 3H20
Na solução de ácido clorídrico, o monocloreto de iodo forma um íons complexo estável com o íons cloreto:
ICl + Cl -		 ICl2-
A oxidação do íon iodato, num meio clorídrico concentrado, ocorre em diversos estágios:
IO3-+ 6H+ + 6e 		 I- + 3H20
IO3- + 5I- + 6H+ = 3I2 +3H20
IO3- + 2I2 + 6H+ = 5I+ + 3H20
No estagio inicial da reação há libertação de iodo livre, a medida que se acrescenta mais titulante, a oxidação avança até o monocloreto de iodo, e a cor castanha da solução desaparece gradualmente.
A reação é usada para a determinação de muitos agentes redutores: a acidez ótima para uma reação razoavelmente rápida varia de redutor para redutor no intervalo 2,5-9 M para o ácido clorídrico; em muitos casos a concentração do ácido não é critica, mas para o Sb(III) é 2,5-3,5 M.
Nestas condições, o amido não pode ser usado como indicador, pois não há a formação da cor azul característica do complexo do amido com o iodo em concentrações elevadas de ácido. No procedimento original, adicionava-se a solução titulada alguns poucos mililitros de um solvente imiscível, num frasco com rolha de vidro. O ponto final é assinalado pelo desaparecimento do ultimo traço da cor violeta do iodo no solvente; o monocloreto de iodo não é extraído e atribui uma cor amarela-pálida á fase aquosa. O ponto final da extração é muito nítido. A principal desvantagem é a inconveniência da agitação vigorosa com o solvente extrator, num frasco arrolhado, depois de cada adição do reagente nas vizinhanças do ponto final.
Um indicador reversível moderadamente satisfatório é a p-etoxicrisoidina. É usado em solução a 0,1% em etanol e a viragem de cor é do vermelho para o alaranjado; imediatamente antes do ponto fina a cor é púrpura vermelha. O indicador é aduzido depois de a cor do iodo principiar a esmaecer. Para cada partida nova de indicador é necessário fazer um ensaio em branco. 
Oxidações com o bromato de potássio
O bromato de potássio é um poderoso agente oxidante que se reduz sem dificuldade ao brometo:
BrO3- + 6H+ + 6e 		Br- + 3H2O
A massa molecular relativa é 167,00 e uma solução 0,02M contém 3,34 g/l de bromato de potássio. No final da titulação aparece o bromo livre:
BrO3- + 5Br- + 6H+ = 3Br2 + 3H2O
A presença de bromo livre, ou seja,o ponto final, pode ser percebida pela sua coloração amarela, mas é mais conveniente usar indicadores como o metilorange, o vermelho de metila, o negro de naftaleno 12B, o vermelho de xilidina e a fuscina. Estes indicadores, em solução ácida, exibem a respectiva coloração, que é destruída do indicador é, muitas vezes, ligeiramente prematura; nas vizinhanças do ponto final é usualmente necessárioadicionar uma quantidade extra do indicador. A quantidade de solução de brometoconsumida pelo indicador é muito pequena e se pode desprezas o ensaio “em branco” com soluções 0,02M. As titulações diretas com solução de bromato, na presença de corantes indicadores irreversíveis, é feita, usualmente, em solução de ácido clorídrico, cuja concentração deve ser pelo menos 1,5 a 2 M. No final da titulação pode haver o aparecimento de um pouco de cloro em virtude da reação:
10Cl- + 2BrO3- + 12H+ = 5Cl2 + Br2 + 6H2O
Esta reação descora imediatamente o indicador.
As titulações devem ser feitas lentamente, de modo que a alteração do indicador, que é uma reação demorada, possa ser observada sem dificuldade. Se houver necessidade de se efetuarem as determinações com rapidez, é preciso conhecer aproximadamente o volume da solução de bromato que será consumido, pois com um corante indicador, irreversível não há um meio simples de perceber quando o ponto final esta se aproximando. Com os indicadores muito corados, a cor esmaece nas vizinhanças do ponto final e se pode acrescentar outra gota do indicador. No ponto final o indicador é destruído irreversivelmente e a solução fica incolor ou quase sem cor. Se o esmaecimento da cor do indicador for confundido com o ponto de equivalência, acrescenta-se a solução uma gota a mais do indicador. Esta gota adicional ira corar a solução, se o ponto final ainda não tiver sido atingido, e houver apenas o esmaecimento do indicador; porem, se o ponto final já tiver sido atingido, a gota adicional do indicador será destruída pelo ligeiro excesso de bromato presente na solução.
Muita substancia não podem ser oxidadas diretamente com o bromato de potássio, mas reagem quantitativamente com o excesso de bromo. Conseguem-se facilmente soluções ácidas de romo, com a concentração exatamente conhecida, a partir de uma solução padrão de bromato de potássio mediante a adição de ácido e de excesso de brometo.
O bromato de potássio é fácil de conseguir em estado de grande pureza; o produto tem um teor de analise de pelo menos 99,9%. A substancia pode ser dessecada a 120-150°C, é a anidra e se mantém indefinidamente em solução aquosa. Por isso, pode ser empregada como padrão primário. A sua única desvantagem esta em ser relativamente pequeno o valor de um sexto d sua massa molecular relativa.
Materiais e Métodos
– Prática N° 1: Preparo e padronização de KMnO40,1N.
-Materiais:
Reagentes: 
KMnO4p.a.;
Na2C2O4;
Água destilada.
Vidrarias:
Equipamento para filtração a vácuo com cadinho G4;
Fraco âmbar;
Balança;
Espátula;
Béquer de 1000mL, 250mL e 50mL;
Tripé;
Tela de amianto;
Haste;
Garra;
Bureta de 50mL;
Erlenmeyer de 250mL;
Funil.
-Métodos:
Pesou-se 3,16g de KMnO4p.a. dentro de um béquer de 1000mL e foi completado com água para diluição;
Aqueceu-se a solução à 90° C por 30 minutos e após esfriar, foi colocado em um frasco âmbar por 72h em um local escuro;
Após esse tempo, foi filtrado a vácuo e colocado em um novo frasco âmbar;
Pesou-se 0,3137g de Na2C2O4 dentro de um erlenmeyer e foi diluído com 50mL de água;
Prendeu-se a garra na haste;
Acondicionou-se a bureta com um pouco de KMnO4e após descarte, foi prendida à garra e zerou-se a bureta;
Com a bureta presa à garra, o erlenmeyer foi colocado no fogo e quando começou a ferver, foi colocado abaixo da bureta e começou-se a titulação, gota a gota;
Fechou-se a torneira da bureta no momento que ocorreu a mudança de cor do incolor para o lilás e anotou-se o volume gasto de KMnO4 da bureta.
– Prática N° 2: Determinação do teor de H2O2 na água oxigenada 10 volumes.
-Materiais:
Reagentes: 
H2O2 10 volumes;
KMnO40,1N;
H2SO4;
Água destilada.
Vidrarias:
Pipeta volumétrica de 5mL, 10mL e 15mL;
Balão volumétrico de 100mL;
Erlenmeyer de 250mL;
Bureta de 25mL;
Proveta de 100mL;
Haste;
Garra;
Bastão de vidro;
Pera.
-Métodos:
Pipetou-se 5mL do H2O2para o balão volumétrico e preencheu-se até o gargalo com água destilada;
Transferiu-se 10mL do balão para o erlenmeyer;
Preparou-se uma solução de H2SO4 1:8 e dessa solução foram transferidos 15mL para o erlenmeyer;
Prendeu-se a garra na haste;
Acondicionou-se a bureta com um pouco de KMnO4e após descarte, foi prendida à garra e zerou-se a bureta;
Com a bureta presa à garra, o erlenmeyer foi colocado abaixo da bureta e começou-se a titulação, gota a gota;
Fechou-se a torneira da bureta no momento que ocorreu a mudança de cor do incolor para o lilás e anotou-se o volume gasto de KMnO4 da bureta.
– Prática N° 3: Determinação de Oxigênio Consumido.
-Materiais:
Reagentes: 
Água bruta;
KMnO4N/80;
H2SO4 1:3;
Ácido oxálico N/80;
Água destilada.
Vidrarias:
Pipeta volumétrica de 5mL, 10mL e 100mL;
Erlenmeyer de 250mL;
Bureta de 25mL;
Balão volumétrico de 200mL e 250mL;
Balança;
Espátula;
Tripé;
Tela de amianto;
Béquer de 50mL;
Bastão de vidro.
-Métodos:
Pipetou-se 25mL de KMnO4 0,1N para um balão de 200mL e foi preenchido com água destilada;
Pesou-se 0,1969g de H2C2O4 e transferiu-se para um balão de 250mL que foi preenchido com água destilada;
Transferiu-se 100mL da água bruta para o erlenmeyer, onde foi adicionado 10mL do KMnO4 N/80 e 5mL de H2SO4 1:3;
Prendeu-se a garra na haste;
Acondicionou-se a bureta com um pouco de KMnO4e após descarte, foi prendida à garra e zerou-se a bureta;
Foi colocado o erlenmeyer para ferver e depois de esfriar, foi adicionado 10mL de H2C2O4 N/80
Com a bureta presa à garra, o erlenmeyer foi colocado abaixo da bureta e começou-se a titulação, gota a gota;
Fechou-se a torneira da bureta no momento que ocorreu a mudança de cor do incolor para o lilás e anotou-se o volume gasto de KMnO4 da bureta.
3.4 – Prática N° 4: Determinação da pureza do FeSO4 . 7H2O
-Materiais:
Reagentes: 
K2Cr2O7 0,1N;
FeSO4 . 7H2O;
Difenilamina;
H3PO4p.a.;
H2SO4 1:8;
HClp.a.;
Água destilada.
Vidrarias:
Balão volumétrico de 200mL e 1000mL;
Bureta de 25mL;
Pipeta volumétrica de 5mL e 10mL;
Pipeta graduada de 1mL;
Erlenmeyer de 200mL;
Bastão de vidro;
Balança;
Espátula;
Haste;
Garra;
Béquer de 50mL e 250mL.
-Métodos:
Pesou-se 5,5604g de FeSO4.7H2O, diluiu-se em água destilada e transferiu-se para o balão de 200mL, sendo completado até o gargalo com água destilada;
Transferiu-se 10mL da amostra do balão para o erlenmeyer, 200mL de H2O, 0,5mL do indicador, 10mL de H2SO4 1:8 e 5mL de H3PO4p.a.;
Prendeu-se a garra na haste;
Acondicionou-se a bureta com um pouco de K2Cr2O7e após descarte, foi prendida à garra e zerou-se a bureta;
Com a bureta presa à garra, o erlenmeyer foi colocado abaixo da bureta e começou-se a titulação, gota a gota;
Fechou-se a torneira da bureta no momento que ocorreu a mudança de cor do incolor para o roxo azulado e anotou-se o volume gasto de K2Cr2O7 da bureta.
3.5 – Prática N° 5: Preparo e padronização do Na2S2O3 0,1N
-Materiais:
Reagentes: 
Na2S2O3;
K2Cr2O7;
Água destilada;
Amido 0,2%;
KI;
HClp.a.
Vidrarias:
Balão volumétrico de 1000mL;
Erlenmeyer de 250mL;
Bureta de 50mL;
Balança;
Espátula;
Pipeta graduada de 1mL e 8mL;
Garra;
Haste;
Bastão de vidro;
Béquer de 50mL e 250mL.
-Métodos:
Pesou-se 24,8275g de Na2S2O3, diluiu-se em água destilada e transferiu-se para o balão de 1000mL, sendo completado até o gargalo com água destilada;
Pesou-se 0,2354g de K2Cr2O7e 2,0322g de KI, foi diluído e transferiu-se para o erlenmeyer, junto com 8mL de HCl e 50mL de água destilada;
Fechou-se o erlenmeyer e foi colocado 10 minutos no escuro;
Prendeu-se a garra na haste;
Acondicionou-se a bureta com um pouco de Na2S2O3e após descarte, foi prendida à garra e zerou-se a bureta;
Com a bureta presa à garra, o erlenmeyer (depois dos 10 minutos) foi colocado abaixo da bureta e começou-se a titulação, gota a gota, cuidando para quando o volume chegar aos 30mL, adicionar 1mL de amido 0,2%;
Fechou-se a torneira da bureta no momento que ocorreu a mudança de cor do azul marinho para o verde mar e anotou-se o volume gasto de Na2S2O3 da bureta.
3.6 – Prática N° 6: Determinaçãode cloro ativo na água sanitária
-Materiais:
Reagentes: 
Na2S2O30,1N;
H2SO4 1:8;
Água sanitária;
KI;
Amido 0,02%;
Água destilada.
Vidrarias:
Balão volumétrico de 100mL;
Pipeta volumétrica de 5mL e 10mL;
Balança;
Espátula;
Pipeta graduada de 1mL;
Bureta de 25mL;
Haste;
Garra;
Erlenmeyer de 250mL;
Béquer de 50mL e 250mL.
-Métodos:
Transferiu-se 10mL de água sanitária para o balão de 100mL, onde foi completado até o gargalo com água destilada;
Pipetou-se 10mL da amostra do balão para o erlenmeyer, junto com 5mL de H2SO4 1:8 e 2,5052g de KI;
Fechou-se o erlenmeyer e foi colocado 10 minutos no escuro;
Prendeu-se a garra na haste;
Acondicionou-se a bureta com um pouco de Na2S2O3e após descarte, foi prendida à garra e zerou-se a bureta;
Com a bureta presa à garra, o erlenmeyer (depois dos 10 minutos) foi colocado abaixo da bureta e começou-se a titulação, gota a gota, cuidando para quando o volume chegar aos 30mL, adicionar 1mL de amido 0,2%;
Fechou-se a torneira da bureta no momento que ocorreu a mudança de cor do marrom para o incolore anotou-se o volume gasto de Na2S2O3 da bureta.
Resultados e Discussão
4.1 – Prática N° 1:Preparo e padronização de KMnO4 0,1N.
N = m/ E.V
0,1 = m / (158/5x1 . 1)
m = 3,16g
Cálculo de Na2C2O4p.a. para se gastar entre 40 e 50mL de KMnO4 0,1N:
N = M . x
0,1 = M .5
M = 0,02 mol/L
EKMnO4 = MM/5x1		ENa2C2O4 = MM/1x2
40mL 0,02mol/L
0,02mL – 1000mL
	x – 40mL
	x = 8.10-4 mol KMnO4
2MnO4 - 5Na2C2O4
mol – 5 . 134
8.10-4- x
x = 0,268g
50mL 0,02mol/L
0,02mL – 1000mL
	x – 50mL
	x = 1.10-3 mol KMnO4
2MnO4 - 5Na2C2O4
mol – 5 . 134
1.10-3- x
x = 0,335g
2MnO4 - 5Na2C2O4
2 mol – 5 . 134g
 x – 0,3137g
x = 0,000936417 mol – 43,4mL
		 x – 1000mL
			x = 0,021576428 mol/L
Fc = 0,021576428 / 0,02 = 1,078821429
Média da turma = 1,062910715
4.2 – Prática N° 2: Determinação do teor de H2O2 na água oxigenada 10 volumes.
10 vol	 3g/100mL
0,1N 0,02M
Fc.0,02 mol – 1000mL
	 x – 9mL
	 x = 0,000191322 mol KMnO4
2 MnO4-+ 5H2O2
2 mol – 5 . 34g
0,000191322 – y
y = 0,01626237g – 10mL
		x – 100mL
		x = 0,1626237 – 5mLH2O2
				y – 100mLH2O2
				y = 3,252474%
10 vol – 3g
x – 3,252474
x = 10,84158 vol
4.3 – Prática N° 3: Determinação de oxigênio consumido
EH2C2O4 .2H2O = MM/ nox . n° elementos = 126/1x2
Preparos:
KMnO4N/80
Ni.Vi = Nf.Vf
0,1 . Vi = 1/80 . 200
Vi = 25mL
H2C2O4 N/80
N = m / E.V
1/80 = m / (126/1x2 . 0,25)
m = 0,1969g
n° EqO2 = n° EqKMnO4
m / EO2 = N.V
mO2/ 32/2x2 = 1/80 . Fc .VgastomL
mO2– 100mL
x – 1000mL
x = 5,73966mg/L O2			ou	mO2/8 = 1/80 . Fc .Vgasto
						mO2 = 5,73966Fc . Vgasto
4.4 – Prática N° 4:Determinar a pureza do FeSO4.7H2O
Preparo 1L, 0,1N K2Cr2O7
N = m / E.V
0,1 = m / (298/3x2 .1)
m = 4,97g
Preparo 200mL; 0,1N FeSO4.7H2O
0,1 = m / (278/1x1 . 0,1)
m = 5,56g
Preparo do Indicador difenilamina
0,7g difenilamina + 30mL H2O + 60mL H2SO4 + 11mL HClp.a.
K2Cr2O7 + 6FeSO4
N = M. x
0,1 = M.6
X = 0,01667mol/L K2Cr2O7 – 1000mL
			 x – 10,5mL 
			x = 0,000175035mol
K2Cr2O7 + 6FeSO4
1 mol – 6 x 278g
0,000175035 – x
x = 0,29195838g – 10mL
		x – 200Ml			x = 5,8391676g
5,5604g – 100%
5,8391676g – x	x = 105,01%
4.5 – Prática N° 5:Preparo e padronização do Na2S2O3 0,1N
Preparo de 1L, 0,1N
Na2S2O3.5H2O
P.M. = 248,19g/mol
0,1 = m / (248,19/0,5x2 . 1)
m = 24,819g
ENa2S2O3 = 248,19/0,5x2 = 248,19g
EK2Cr2O7 = MM/3x2
Cálculo da mK2Cr2O7p.a. para gastar entre 40-50mL Na2S2O3 0,1N
K2Cr2O7- 6 Na2S2O3
 298g – 6 mol
	x – 4.10-3 mol
x = 0,1987g
40mL, 0,1N
n = 1
40mL;0,1M
0,1mol – 1000mL
	x – 40mL
	x = 4.10-3 mol
50mL;0,1N
0,1mol – 1000mL
	x – 50mL
	x = 5.10-3 mol
298g – 6mol
x – 5.10-3 mol
x = 0,2483g
Cálculos:
298g – 6mol
0,2354g – x
x = 0,0047395973 – 48,2mL
		y – 1000mL
		y = 0,0983318945mol/L
Fc = 0,0983318945 / 0,1 = 0,9833
Média da turma = 0,9643
4.6 – Prática N° 6: Determinação de cloro ativo na água sanitária
2 – 2,5% p/p Cl2
Na2S2O30,1N, como E = MM/NOX . n° elem. = MM/0,5x2 	N=M
Fc.0,1mol – 1000mL
	x – 2,7mL		x = 0,000260361mol Na2S2O3
1 mol Cl2 – 2mol Na2S2O3
	71g – 2 mol
	x – 0,000260361mol
x = 0,009242815 – 10mL balão
		y – 100mL balão
		y = 0,092428155 – 10mL alvejante
				z – 100mL alvejante
				z = 0,92428155% Cl2
Conclusão
5.1 - Prática N° 1: Preparo e padronização do KMnO40,1N
Foi possível preparar e padronizar oKMnO4,com fator de 1,0629.
5.2 - Prática N° 2: Determinação do teor de H2O2 na água oxigenada 10 volumes
Foi possível determinar o teor de H2O2 na água oxigenada, sendo de 3,2525% de H2O2.
5.3 - Prática N° 3: Determinação de oxigênio consumido
Foi possível determinar o oxigênio consumido, sendo de5,7397mg/L O2.
5.4 – Prática N° 4: Determinar a pureza do FeSO4.7H2Op.a.
Foi possível determinar a pureza do FeSO4.7H2O, sendo de 105,01%.
5.5 – Prática N° 5: Preparo e padronização do Na2S2O30,1N
Foi possível preparar e padronizar o Na2S2O3 com fator de 0,9643.
5.6 – Prática N° 6: Determinação de cloro ativo na água sanitária
Foi possível determinar o cloro ativo presente na água sanitária, sendo de 0,9243% Cl2.
Referências
BACCAN, Nivaldo. Química analítica quantitativa elementar. 3° ed. São Paulo: Edgard Blücher – Instituto Mauá de Tecnologia, 2004.