Determinando teor de Fe(III) por iodometria

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INSTITUTO FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO 
 ENGENHARIA METALÚRGICA 
 
 
 
 
ALEXANDRA MOSCON 
BRUNO LINS 
IGOR SANTINI 
JEAN JORGE 
 
 
 
 
 DETERMINANDO TEOR DE Fe (III) POR IODOMETRIA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
VITÓRIA 
 2019 
 
 
 
 
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ALEXANDRA MOSCON 
BRUNO LINS 
IGOR SANTINI 
JEAN JORGE 
 
 
 
 
 DETERMINANDO TEOR DE Fe (III) POR IODOMETRIA 
 
 
 
 
 
Relatório apresentado à disciplina de Química 
Geral e Experimental II do Curso de Graduação 
em Engenharia Metalúrgica do Instituto Federal 
do Espírito Santo - IFES, como requisito para 
avaliação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
VITÓRIA 
 2019 
 
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SUMÁRIO 
 
1 - INTRODUÇÃO...................................................................................................... 4 
2 - OBJETIVO............................................................................................................ 5 
3 - MATERIAIS E REAGENTES................................................................................ 5 
4- METODOLOGIA.................................................................................................... 5 
5– ANÁLISES DOS RESULTADOS.......................................................................... 6 
6- CONCLUSÃO....................................................................................................... 9 
7- REFERÊNCIAS..................................................................................................... 10 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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1 – INTRODUÇÃO 
 
Os métodos volumétricos que envolvem a oxidação de íons iodeto (iodometria) ou a 
redução de iodo (iodimetria), são baseados na semi-reação: 
I2 + 2e- => 2I- E° = 0,535 volt 
 As substâncias que possuem potenciais de redução menores que o do sistema 
I2/I- são oxidados pelo iodo, e podem ser titulados com uma solução padrão desta 
substância (Iodimetria). Por outro lado, os íons iodeto exercem uma ação redutora 
sobre sistemas fortemente oxidantes, com a formação de quantidade equivalente de 
iodo. O iodo liberado é então titulado com uma solução padrão de tiossulfato de 
sódio (iodometria) (BACCAN, et al. p.247). 
 Dois métodos iodométricos são frequentemente utilizados, método direto e o 
método indireto. O método direto faz uso de uma solução padrão de iodo (I2), 
preparada mediante dissolução do iodo em solução aquosa de iodeto de potássio 
(KI). Neste método, o iodo é usado diretamente na titulação como oxidante. O 
método indireto consiste na dosagem de espécies oxidante pela adição de um 
excesso de iodeto (I-). O iodeto é oxidado a iodo e posteriormente este é titulado 
com uma solução padrão de tiossulfato de sódio (Na2S2O3). O indicador usado na 
iodometria é uma suspensão de amido que em presença de iodo adquire uma 
coloração azul intensa. Na realidade esta cor é devida à adsorção de íons triiodeto 
(I3
-) pelas macromoléculas do amido. 
 
 Com isso, ao se adicionar iodeto de potássio (KI) à solução, poderemos dosar o 
iodo liberado com solução padronizada de tiossulfato de sódio (Na2S2O7), usando 
goma de amido como indicador (VOGEL, et al. p. 314-316). Uma aplicação 
importante do método iodométrico é a determinação do conteúdo ácido de soluções. 
 
 IO- + 5I- => 3I2 + 3H2O (2) 
 
 A reação processa-se muito rapidamente e é quantitativa. Se um excesso de 
iodato e iodeto de potássio é adicionado a uma solução diluída de ácido clorídrico ou 
qualquer outro acido forte, os íons hidrogênio produzem uma quantidade equivalente 
de iodo, que pode ser titulada com tiossulfato. Este método é adequado na titulação 
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de muitas soluções diluídas de ácidos fortes, porque uma brusca mudança de cor é 
obtida no ponto final (BACCAN, et al. p.248). 
O hipoclorito de sódio é caracterizado por ser um líquido de cor amarelo pálida 
esverdeada com odor de cloro, sendo susceptível à luz e degrada-se gradualmente. 
Deve ser acondicionado em recipiente opaco.(FARMACOPÉIA BRASILEIRA, p. 
1138) 
 
2 – OBJETIVO 
 
Determinar a massa de Fe3+ contida numa amostra de sulfato ferroso 
heptahidratado. 
 
3 – MATERIAIS E REAGENTES 
Bastão de vidro FeSO4•7H2O (s) 
Balança analítica HCl concentrado (12,0 mol/L) 
Erlenmeyer Solução de tiossulfato de sódio 0,10 
mol/L 
Béquer KI (s) 
Provetas Solução de amido 1% (m/m) 
 
4 – METODOLOGIA 
Foi detectado o peso, em uma balança analítica, 5 g de uma amostra de sulfato 
ferroso. Após isso, foi adicionado em um Erlenmeyer e dissolvido em 100 mL de 
água destilada, sendo aditado 10 mL de HCl concentrado 12,0 mol/L. Foi feito a 
pesagem de 3 g de KI na balança analítica, sendo transportado para o Erlenmeyer. 
A solução ficou em repouso por 10 minutos, sem iluminação, após ser 
vigorosamente agitada, adquirindo tonalidade azul escuro. Realizou-se o processo 
de titulação do iodo liberado com uma solução de tiossulfato de sódio de 
concentração 0,10 mol/l. Usando solução de amido 1% (m/m) como indicador, foi 
acrescentado aproximadamente 5 gotas na solução anterior, sendo destacado a 
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viragem da tonalidade azul escuro para marrom. Todos os procedimentos anteriores 
foram repetidos mais uma vez. 
 
5 – ANÁLISES DOS RESULTADOS 
Amostra de sulfato ferroso heptahidratado (FeSO4·7H2O) de 5,004 g foi dissolvida 
em 100 mL de água destilada. Em seguida, 10 mL de HCl concentrado foi 
adicionado à solução com a finalidade de oxidar o sulfato ferroso e acidificar o meio. 
Esse processo liberou gás e sua tonalidade, esverdeada. 
 FeSO4+ HCl → FeCl + HSO4 
Após ocorrer a liberação do gás, foi adicionada uma solução de KI de 3,0245 g e 
assim a coloração passou de esverdeada para marrom e foi possível obter a 
seguinte reação: 
 FeCl + KI + HSO4 →KCl + Fe + I + HSO4 
Em uma reação de deslocamento: 
 2 Fe³⁺ + 2 I ⇌ 2 Fe²⁺ + I2 
 
Na sequência, o iodo liberado foi titulado com uma solução de tiossulfato de sódio 
0,10 mol/L e usando 5 gotas de amido 1% (m/m) como indicador. Na reação de 
titulação: 
 I2 + 2 SO2O3 ⇌ 2 I + S4O6 
O volume de tiossulfato utilizado foi de 52,38 mL. 
Estimando o teor de Fe³⁺ e Fe²⁺ para o experimento: 
Número de mols do Ferro(III) = 0,10 mol/L x 0,05238 L = 5,238 x 10-3 mols 
Teremos que a massa de Fe3+ realizando o cálculo abaixo: 
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1 mol de Fe³⁺ ____ 56 g 
5,238 x 10-3 mol de Fe³⁺ ____ X g 
X = 0,29 g de Fe³⁺ 
Logo o teor de Fe³⁺ será de 5,79% . 
Como o ferro é responsável por 20,1% da massa do sulfato ferroso heptahidratado é 
possível encontrar que o teor de ferro (II) na amostra é: 
 Teor de Fe²⁺ = 20,1% - 5,79% = 14,31% 
O procedimento foi realizado duas vezes e foi feita a média entre eles. 
Para o cálculo do ∆E0 para reações de oxirredução: 
S4O6+ 2e
- ⇌ S2O3
- E
0 = - 0,08 V 
I2 + 2 e
- ⇌ 2I- E0= 0,535 V 
e a reação global é: 
2S2O3 
2- + I2⇌ S4O6
2-+ 2I- ∆E0 =0,455 V 
Cálculo do ∆E0 para as seguintes reações: 
2MnO4
- + 16H+ + 10 e- ⇌ 2Mn2+ + 8H2O E
0 = 1,51 V 
10I-⇌ 5I2+ 10e
- E0= -0,535 V 
e a reação global é: 
2MnO4
- + 16H+ + 10I- ⇌ 5I2+ 2Mn
2+ + 8H2O ∆E
0= 0,975 V 
Para concentrações dez vezes menores que a padrão (1 mol/L) deve-se usar: 
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 onde n=10; T=298 K; R=8,314 J; F=96500 C. Com 
Q1 = [S4O6 
2-] x[I-]2 div [S2O3 
2- ] x [I2]
2 
Q2 = [Mn 2+]2 x [I2]
5 div [H+]16 x [MnO4 
-]2 x [I-]10 
Para Q1: E = E0 e para Q2: E ≈ 0,851V 
Temos abaixo ainda mais dois exemplos de reações de oxirredução: 
a) Dicromatometria: titulação empregando dicromato (Cr2O7
2-): 
Cr2O7
2- + 14H+ + 6e- ⇌ 2Cr3+ + 7H2O E
0 = 1,33V 
Fe2+ ⇌ Fe3+ + e- E0 = -0,77V 
Semi-reação de redução: 
Cr2O7
2- + 14H+ + 6e- ⇌ 2Cr3+ + 7H2O E
0 = 1,33V 
Semi- reação de oxidação: 
(Fe2+ ⇌ Fe3+ + e- E0 = -0,77V ) X6 
Cr2O7
2- + 14H+ + 6e- ⇌ 2Cr3+ + 7H2O + 6 Fe
3+ 
Agente Oxidante: Cr2O7
2- 
Agente Redutor: Fe3+ 
b) Permanganimetria 
O permanganato é um forte agente oxidante e o agente redutor mais empregado 
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como padrão é o oxalato de sódio (Na2C2O4). 
Semi-reação de redução: 
(MnO4 + 8H
+ + 5e- ⇌ Mn2+ + 4H2O) x 2 
Semi-reação de oxidação: 
(H2C2O4 ⇌ 2H
+ + 2CO2 + 2e-) x 5 
Então: 
2MnO4 + 16H
+ + 10e- ⇌ 2Mn2+ + 8H2O 
5H2C2O4 ⇌ 10H
+ + 10CO2 + 10e- 
2MnO4 + 16H
+ +5H2C2O4 ⇌ 2Mn
2+ + 8H2O +10H
+ + 10CO2 
 
6 - CONCLUSÃO 
 
Com o término do experimento, analisando as etapas ocorridas, foi possível concluir 
que, o método da iodometria é indicado para processos de determinação. Devido a 
ser um método indireto de titulação, que leva em consideração os íons de iodo em 
excesso, foi possível demonstrar essa característica na quantificação de Fe3+ nas 
amostras de sulfato ferroso. 
 
 
 
 
 
 
 
 
10 
 
 
 
7 - REFERÊNCIAS 
 
BRADY, James E. & HUMISTON, Gerard E. (1986) Química Geral, 2-ed, vol.2. 
Traduzido por: Cristina Maria Pereira dos Santos; Roberto de Barros Faria. Rio de 
Janeiro: Livros Técnicos e Científicos, 662p. 
 
BACCAN, et al. Química Analítica Quantitativa Elementar. 3.ed. São Paulo: Edgard 
Bluncher e Instituto Mauá de Tecnologia, 2001. p. 234;235;247 – 252. 
 
FARMACOPÉIA Brasileira. 4.ed. São Paulo: Atheneu, 2002. p. 530; 1123; 1138.