1º Semestre Msc.: Marcos Rodrigues Facchini Cerqueira Profa.: Maria Auxiliadora Costa Matos

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1 1º Semestre 215 Msc.: Marcos Rodrigues Facchini Cerqueira Profa.: Maria Auxiliadora Costa Matos

2 A redução e a oxidação sempre ocorrem simultaneamente. REAÇÕES DE OXIREDUÇÃO As titulações redox, ou por oxiredução (volumetria de oxiredução), baseiam-se em reações de oxidação-redução (transferência de elétrons). Nestas reações existem os agentes oxidantes (com grande afinidade por e - ) e os agentes redutores (com grande tendência a doar e - ). Ce 4+ : agente oxidante (reduz) Fe 2+ : agente redutor (oxida) Ocorre a variação do número de oxidação das espécies envolvidas.

3 REAÇÕES DE OXIREDUÇÃO As reações de óxido-redução podem ser divididas em 2 semi-reações: (Redução da espécie Ox 1 ) (Oxidação da espécie Red 2 ) O número de átomos de cada elemento e a carga líquida de cada lado da equação precisa ser o mesmo. nº átomos (reagentes) = nº átomos (produto) nº e - (redução) = nº e - (oxidação)

4 REAÇÕES DE OXIREDUÇÃO Sistemas redox simples: são aqueles nos quais somente e - são trocados entre as formas oxidadas e reduzidas da substância. (s) (s) (x2) (x1) (s) (s)

5 REAÇÕES DE OXIREDUÇÃO Sistemas combinados redox e ácido-base: envolvem não só a troca de elétrons, mas também prótons (H + ) são transferidos, como em um sistema ácido-base. Oxidação de Fe 2+ com KMnO 4 em meio ácido MnO 4 +5 e 8 H + Mn H 2 O Fe 3+ + e (x1) (x5)

6 REAÇÕES DE OXIREDUÇÃO Sistemas combinados redox e ácido-base: envolvem não só a troca de elétrons, mas também prótons (H + ) são transferidos, como em um sistema ácido-base. Oxidação do Al (s) com NO 2 (nitrito) em meio básico Al (s) +4 OH Al(OH) e (x2) NO 2 +6 e + 5 H 2 O NH 3 +7 OH (x1) NO Al (s) + 5 H 2 O + OH NH Al(OH) 4 DICA: balancear em meio ácido e depois converter para meio básico

7 REAÇÕES DE OXIREDUÇÃO As reações de oxiredução podem ser realizadas de duas formas distintas fisicamente: 1: Colocando o oxidante e o redutor em contato direto, em um recipiente adequado. Redução de Ag (I) por reação direta com Cu metálico

8 REAÇÕES DE OXIREDUÇÃO 2: A reação é realizada em uma célula eletroquímica na qual os reagentes não estão em contato direto uns com os outros. Uma célula eletroquímica consiste em dois condutores elétricos (eletrodos) mergulhados em uma solução de eletrólitos, selecionada de forma adequada, separadas por uma ponte salina. Cátodo: eletrodo onde ocorre redução (agente oxidante) Ânodo: eletrodo onde ocorre oxidação (agente redutor)

9 REAÇÕES DE OXIREDUÇÃO Célula galvânica Célula eletrolítica

10 REAÇÕES DE OXIREDUÇÃO Para que uma corrente comece (transferência de e - ) em uma reação de oxirredução, é necessário: 1º que as duas soluções de eletrólitos estejam em contato, permitindo o movimento de íons entre elas 2º que uma reação de transferência de elétrons possa ocorrer em cada um dos eletrodos (ou entre as espécies constituintes da solução) Transferência de e - Desenvolvimento de uma d.d.p.

11 REAÇÕES DE OXIREDUÇÃO O potencial desenvolvido por uma reação de oxiredução está diretamente relacionado às atividades dos reagentes e dos produtos da reação da célula e indiretamente relacionado às concentrações molares. G = RT ln Q RT ln K, onde Q = quociente da reação e K = constante de equilíbrio g x = coeficiente de atividade Soluções diluídas: a x [X] Q = a Produtos a Reagentes = g Produtos [Produtos] g Reagentes [Reagentes] [Produtos]n mols [Reagentes] n mols (Fora do equilíbrio)

12 REAÇÕES DE OXIREDUÇÃO G nf = RT nf ln Q + RT nf ln K E = RT nf ln Q + RT nf ln K E = RT nf ln K (por definição) E E = potencial real da meia célula E = potencial padrão de meia célula (definido como o potencial de eletrodo quando as atividades dos reagentes e produtos são todas iguais a unidade). R = Constante universal dos gases (8,314 J R -1 mol -1 ) T = temperatura (em K) n = nº de elétrons envolvidos na reação da semi-célula F= Constante de Faraday (96485 C mol -1 ) = E RT nf ln Q Equação de Nernst

13 REAÇÕES DE OXIREDUÇÃO Quando T 25 C (298 K), a equação de Nernst pode ser simplificada RT F ln =,592 log Soluções diluídas: a x [X] E = E,592 n log [Produtos]n mols [Reagentes] n mols

14 REAÇÕES DE OXIREDUÇÃO O potencial padrão de eletrodo (E ) é uma constante física importante que fornece informações quantitativas relacionadas ao desenvolvimento da reação de uma meia-célula. As características mais importantes dessas constantes são as seguintes: 1: O potencial padrão de eletrodo é uma grandeza relativa, no sentido de que é o potencial de uma célula eletroquímica na qual o ânodo é o eletrodo padrão de hidrogênio, cujo potencial foi atribuído um valor de, V.

15 REAÇÕES DE OXIREDUÇÃO E = +,222V E = +,V 2 AgCl (s) + H 2(g) 2 Ag (s) + 2 Cl + 2H + E célula = E cátodo E ânodo Célula sem junção liquida para medição do potencial de redução de AgCl (s) em meio de HCl,2 mol L -1.

16 REAÇÕES DE OXIREDUÇÃO 2: O potencial padrão de eletrodo para uma semi-reação refere-se exclusivamente à reação de redução; isto é, é relativo ao potencial de redução. E célula = E cátodo E ânodo (H + H 2 )

17 REAÇÕES DE OXIREDUÇÃO 3: O potencial padrão de eletrodo mede a força relativa da tendência de guiar uma semi-reação de um estado no qual os reagentes e produtos têm atividade igual a um para um estado no qual os reagentes e produtos estão com suas atividades de equilíbrio em relação ao eletrodo padrão de hidrogênio. No equilíbrio: Q reação K equilíbrio

18 REAÇÕES DE OXIREDUÇÃO 4: O potencial padrão de eletrodo é independente do número de mols de reagentes e produtos mostrados na semi-reação balanceada. E = +,771 V E = +,771 V A equação de Nernst precisa ser consistente com a semi-reação da forma como ela está escrita (E célula também independe do número de mols) 5: O potencial padrão de eletrodo para uma semi-reação é dependente da temperatura.

19 REAÇÕES DE OXIREDUÇÃO 6: Um potencial de eletrodo positivo indica que a semi-reação em questão é espontânea em relação à semi-reação do eletrodo padrão de hidrogênio. Isto é, na semi-reação o oxidante é mais forte que o íon hidrogênio. Um sinal negativo indica exatamente o contrário. E = + 1,359 V E = +, V E = +,771 V (s) E = -,763 V

20 REAÇÕES DE OXIREDUÇÃO Escreva a equação de oxirredução e calcule o potencial termodinâmico de uma célula com a seguinte composição: (s) [Cu 2+ ] = [Ag + ] =,2 mol L -1 (s)

21 TITULAÇÕES DE OXIREDUÇÃO As reações devem ser rápidas, espontâneas e reversíveis, assim o sistema estará em equilíbrio durante todo o curso da titulação. Consequentemente, os potenciais de eletrodo para as duas semi-reações são sempre idênticos: E sistema = E agente oxidante E agente redutor No equilíbrio E sistema =

22 TITULAÇÕES DE OXIREDUÇÃO E sistema E célula Redução (E ind ) Eletrodo de hidrogênio Oxidação (E ref )

23 TITULAÇÕES DE OXIREDUÇÃO Sistemas redox simples: sem a participação de H + Semi-reações: E 1 E 2 Supondo E 1 < E 2 Ox 2 : agente oxidante Red 1 : agente redutor (titulante) (titulado)

24 TITULAÇÕES DE OXIREDUÇÃO 1ª ETAPA: antes do ponto de equivalência O potencial é calculado a partir da razão entre as concentrações dos componentes do par redox do titulado E sistema = E 1,592 log [Red 1] n 1 [Ox 1 ]

25 TITULAÇÕES DE OXIREDUÇÃO 2ª ETAPA: no ponto de equivalência Uma quantidade suficiente de Ox 2 (titulante) foi adicionada para reagir com todo Red 1 (titulado). Praticamente todo o Ox 2 (titulante) está na forma Red 2 (produto) e todo Red 1 (amostra) está na forma Ox 1 (produto). E sistema = E 1,592 log [Red 1] n 1 [Ox 1 ] (1) E sistema = E 2,592 log [Red 2] n 2 [Ox 2 ] (2)

26 TITULAÇÕES DE OXIREDUÇÃO Por definição, no ponto de equivalência temos: Reagentes Produtos n 1 x nº mols Red1 = n 2 x nº mols Ox2 n 1 x nº mols Ox1 = n 2 x nº mols Red2 n 1 x V 1 [Red 1 ] = n 2 x V 2 [Ox 2 ] n 1 x V 1 [Ox 1 ] = n 2 x V 2 [Red 2 ] n 1 V 1 = [Ox 2] n 2 V 2 [Red 1 ] Igualando (3) e (4), temos: n 1 V 1 = [Red 2] n 2 V 2 [Ox 1 ] (3) (4) [Ox 2 ] [Red 1 ] = [Red 2] [Ox 1 ] [Ox 2 ] [Red 2 ] = [Red 1] [Ox 1 ] (5)

27 TITULAÇÕES DE OXIREDUÇÃO Substituindo (5) em (1), temos: E sistema = E 1,592 n 1 log Red 1 Ox 1 = E 1,592 n 1 log Ox 2 Red 2 (6) Multiplicando-se a equação (2) por n 2 (número de e - da semi-reação 2) e a equação (6) por n 1 (número de e - da semi-reação 1): n 2 x E sistema = n 2 x E,592 2 n 2 log [Red 2] n 2 [Ox 2 ] n 1 x E sistema = n 1 x E 1 n 1,592 n 1 log Ox 2 Red 2 = n 1 x E 1 +,592 log Red 2 Ox 2

28 TITULAÇÕES DE OXIREDUÇÃO n 2 x E sistema = n 2 x E 2,592 log [Red 2] [Ox 2 ] n 1 x E sistema = n 1 x E 1 +,592 log [Red 2] [Ox 2 ] n 1 + n 2 E sistema = n 1 E 1 + n 2 E 2 E sistema = n 1E 1 + n 2 E 2 n 1 + n 2 Quando a relação (estequiometria) entre os reagentes for igual a relação (estequiometria) dos produtos, o potencial no ponto de equivalência será dado pela média ponderada dos E dos dois pares redox envolvidos.

29 TITULAÇÕES DE OXIREDUÇÃO 3ª ETAPA: após o ponto de equivalência O potencial é calculado a partir da razão entre as concentrações dos componentes do par redox do titulante. E sistema = E 2,592 log [Red 2] n 2 [Ox 2 ]

30 TITULAÇÕES DE OXIREDUÇÃO Sistemas combinados redox e ácido-base: reações com a participação de H + E 1 E 2 Supondo E 1 < E 2 (titulante) (titulado)

31 TITULAÇÕES DE OXIREDUÇÃO 1ª ETAPA: antes do ponto de equivalência O potencial é calculado a partir da razão entre as concentrações dos componentes do par redox do titulado E sistema = E 1,592 log [Red 1] n 1 [Ox 1 ]

32 TITULAÇÕES DE OXIREDUÇÃO 2ª ETAPA: no ponto de equivalência Uma quantidade suficiente de Ox 2 foi adicionada para reagir com todo Red 1. Praticamente todo o Ox 2 (titulante) está na forma Red 2 (produto) e todo Red 1 (amostra) está na forma Ox 1 (produto). E sistema = E 1,592 log [Red 1] n 1 [Ox 1 ] (1) E sistema = E 2,592 n 2 log [Red 2 ] Ox 2 [H + ] n (2)

33 TITULAÇÕES DE OXIREDUÇÃO Por definição, no ponto de equivalência temos: Reagentes Produtos n 1 x nº mols Red1 = n 2 x nº mols Ox2 n 1 x nº mols Ox1 = n 2 x nº mols Red2 n 1 x V 1 [Red 1 ] = n 2 x V 2 [Ox 2 ] n 1 x V 1 [Ox 1 ] = n 2 x V 2 [Red 2 ] n 1 V 1 = [Ox 2] n 2 V 2 [Red 1 ] Igualando (3) e (4), temos: n 1 V 1 = [Red 2] n 2 V 2 [Ox 1 ] (3) (4) [Ox 2 ] [Red 1 ] = [Red 2] [Ox 1 ] [Ox 2 ] [Red 2 ] = [Red 1] [Ox 1 ] (5)

34 TITULAÇÕES DE OXIREDUÇÃO Substituindo (5) em (1), temos: E sistema = E 1,592 n 1 log Red 1 Ox 1 = E 1,592 n 1 log Ox 2 Red 2 (6) Multiplicando-se a equação (2) por n 2 (número de e - da semi-reação 2) e a equação (6) por n 1 (número de e - da semi-reação 1): n 2 x E sistema = n 2 x E 2 n 2,592 n 2 log Red 2 Ox 2 [H + ] n n 1 x E sistema = n 1 x E 1 n 1,592 n 1 log Ox 2 Red 2 = n 1 x E 1 +,592 log Red 2 Ox 2

35 TITULAÇÕES DE OXIREDUÇÃO n 2 x E sistema = n 2 x E 2,592 log Red 2 Ox 2 [H + ] n = n 2 x E 2,592 log Red 2 Ox 2,592 log 1 [H + ] n n 1 x E sistema = n 1 x E 1 +,592 log [Red 2] [Ox 2 ] E sistema = n 1E 1 + n 2 E 2 n 1 + n 2,592 n 1 + n 2 1 log [H + ] n

36 TITULAÇÕES DE OXIREDUÇÃO 3ª ETAPA: após o ponto de equivalência O potencial é calculado a partir da razão entre as concentrações dos componentes do par redox do titulante E sistema = E 2,592 n 2 log [Red 2 ] Ox 2 [H + ] n

37 TITULAÇÕES DE OXIREDUÇÃO Exemplo 1: Titulação de 25, ml de uma solução,1 mol/l de FeSO 4 com uma solução de,1 mol/l de Ce 4+ em meio ácido. Considere a temperatura da titulação iguala a 25ºC. (V titulante = 5,; 12,5; 25, e 25,1 ml) Exemplo 2: Titulação de 1, ml de uma solução,1 mol/l de Fe 2+ com uma solução,2 mol/l de KMnO 4 em meio de ácido sulfúrico,5 mol/l. Considere a temperatura da titulação como sendo 25 C. (V titulante = 1,; 5,; 1, e 11, ml)

38 TITULAÇÕES DE OXIREDUÇÃO O eixo vertical das curvas de titulação redox é o potencial do eletrodo (E ind ), em vez da função logarítmica p que utilizamos para as curvas de titulação de formação de complexos e de neutralização. Porém, existe uma relação logarítmica entre o potencial do eletrodo e a concentração do analito ou do titulante (Equação de Nernst) e, 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. A maioria dos pontos finais em titulações de oxidação-redução baseia-se em variações bruscas do E sistema que ocorrem próximo ou no ponto de equivalência.

39 TITULAÇÕES DE OXIREDUÇÃO As curvas de titulação são simétricas quando os reagentes se combinam em uma razão 1:1. Caso contrário, elas são assimétricas. Maior a diferença entre o E titulante e E titulado Maior variação de potencial no P.E. Curvas para a titulação empregando Ce 4+,1 mol L - 1. Curva A: Titulação de 5, ml de Fe 2+,5 mol L -1. Curva B: Titulação de 5, ml de U 4+,25 mol L -1.

40 TITULAÇÕES DE OXIREDUÇÃO O Efeito de Variáveis em Curvas de Titulação Redox: Concentração do Reagente: Para uma titulação redox, o E sistema é, em geral, independente da diluição. Consequentemente, as curvas de titulação para as reações redox são em geral independentes das concentrações do analito e do reagente. Essa característica contrasta com o que é observado em outros tipos de curvas de titulação que temos tratado. Extensão da Reação A variação do potencial na região do ponto de equivalência de uma titulação redox torna-se maior à medida que a reação se torna mais completa. Uma maior variação do potencial do sistema está associada à uma reação que é mais completa. Nesse aspecto, então, as curvas de titulação redox são similares àquelas envolvendo outros tipos de reações. O efeito do potencial de eletrodo do titulante na extensão da reação. O potencial de eletrodo para o analito (E A ) é,2 V; iniciando com a curva A, os potenciais de eletrodo para o titulante (E T ) são 1,2; 1,;,8;,6 e,4 V, respectivamente. Ambos, analito e titulante, sofrem uma variação de um elétron.

41 TITULAÇÕES DE OXIREDUÇÃO Oxidação de As (III) com cério (IV) é uma reação termodinamicamente favorável, porém cineticamente desfavorável. Ce 4+ + e Ce 3+ H 3 AsO 4 + 2H + + 2e E = 1,3 V H 3 AsO 3 + H 2 O E = 1, V H 3 AsO 3 + 2Ce 4+ + H 2 O H 3 AsO 4 + 2Ce H + E =,3 V k eq = 1 28 Necessita de adição de um catalisador para que a titulação seja possível.

42 TITULAÇÕES DE OXIREDUÇÃO Cálculo da k eq para uma reação de oxiredução No equilíbrio: G = E = E =,592 n log k eq logk eq = n,592 E k eq = 1 n,592 E

43 TITULAÇÕES DE OXIREDUÇÃO Considerando as semi-reações: E 1 Supondo E 1 < E 2 E 2 E sistema = E cátodo E ânodo = E 2 E 1 n sistema k eq = 1,592 E sistema = 1 n 1 n 2 f (E cátodo E ânodo ), onde f = 1,592

44 TITULAÇÕES DE OXIREDUÇÃO Valores α para Espécies Redox Os coeficientes α que utilizamos para os equilíbrios ácido-base e de complexação também são úteis em equilíbrios redox. E = E RT nf ln [R] [O] em 25 C a [C] n E = E,592 n log [R] [O] [R] n (E E ) [O] = 1,592 = 1 nf(e E ), onde f = 1,592

45 TITULAÇÕES DE OXIREDUÇÃO α R = [R] R + [O] = [R] [O] [R] [O] + 1 α R = nf(e E) α O = 1 α R = nf(e E ) α R = 1 nfe 1 nfe + 1 nfe α O = 1 nfe 1 nfe + 1 nfe Relação válida para sistemas com estequiometria 1:1 Gráfico α para o sistema Fe 2+ Ce 4+

46 TITULAÇÕES DE OXIREDUÇÃO O diagrama de Latimer mostra os potenciais padrões de redução (E ), conectando vários diferentes estados de oxidação de um elemento. IO 3 + 6H + + 6e I + 3H 2 O E =? 1.98V IO 3 + 6H + + 5e 1 2 I 2(s) + 3H 2 O 1 2 I 2(s) + e I IO 3 + 6H + + 6e I + 3H 2 O ΔG 1 = 5F(1,21) ΔG 2 = 1F(,535) ΔG 3 = 6F(E 3 ) ΔG 1 + ΔG 2 = ΔG 3 5F 1,21 1F,535 = 6F(E 3 )

47 INDICAÇÃO DO PONTO FINAL 1º Método: Auto-indicação do ponto final: O reagente é fortemente corado podendo atuar como indicador. O ponto final é determinado pela mudança da coloração produzida pelo excesso de titulante no meio. 2º Método: Uso de indicadores específicos: Substâncias que reagem especificamente com uma das espécies participantes da reação. Ex.: Amido. I 3 + amido 3 I adsorvido (cor azul)

48 INDICAÇÃO DO PONTO FINAL 3º Método: Indicadores de oxi-redução: São substâncias que se deixam oxidar ou reduzir reversivelmente com mudança de coloração. São independentes da natureza química do analito e do titulante e dependem exclusivamente de variações do potencial que ocorrem durante a titulação. (Cor 1) (Cor 2) E ind = E ind,592 n log [IND red] IND oxi (Cor 1) (Cor 2) E ind = E ind,592 n log [IND red ] IND oxi [H + ] s

49 [IND red ] [IND oxi ] =,1 [IND red ] [IND oxi ] = 1 INDICAÇÃO DO PONTO FINAL Intervalo da zona de transição E ind = E ind ±,592 n (Sem participação de H + ) E ind = E ind ±,592 n,592 n log 1 [H + ] s (Com participação de H + )

50 INDICAÇÃO DO PONTO FINAL

51 Um artifício importante na aplicação de titulações redox é a realização de reações de pré-oxidação ou pré-redução. Consiste em se obter o analito, ou titulante, no estado de oxidação desejado através da adição de agentes oxidantes, ou redutores, mais fortes que os mesmos. Os agentes adicionados devem ser removidos antes do início da titulação. Pré-oxidação: oxidação antes da análise Peroxidissulfato (S 2 O 8 2, persulfato) é um forte oxidante que requer Ag + como catalisador. S 2 O Ag + SO SO 4 + Ag 2+ APLICAÇÕES Forte oxidantes O excesso de reagente pode ser destruído por fervura, após todo o analito já tenha sido oxidado: 2S 2 O H 2 O SO O 2 + H + A mistura S 2 O 8 2 e Ag + pode ser utilizada para oxidar Mn 2+ para MnO 4 e Ce 3+ para Ce 4+. Outros agentes de pré-oxidação geralmente empregados são: Ag 2+ e NaBiO 3 (bismutato de sódio).

52 Pré-redução: redução antes da análise APLICAÇÕES Cloreto de estanho (SnCl 2 ) pode ser usado como agente redutor para Fe. O excesso é então removido com um excesso de HgCl 2 : Sn HgCl 2 Sn 4+ + Hg 2 Cl 2 + 2Cl Outros agentes de pré-redução geralmente empregados são: CrCl 2, SO 2, H 2 S e Zn amalgamado. A grande maioria dos analitos é re-oxidado pelo oxigênio atmosférico. Para prevenir essa oxidação, a analito reduzido pode ser coletado em uma solução ácida de Fe 3+. Fe 3+ é reduzido a Fe 2+ que é estável em solução ácida. O Fe 2+ é então titulado e o elemento é quantificado indiretamente.

53 APLICAÇÕES Permanganometria Este nome é dado ao conjunto de técnicas titulométricas empregando o íon permanganato como agente oxidante, tendo como reação fundamental, três processos REDOX clássicos:

54 APLICAÇÕES As soluções aquosas de KMnO 4 não são completamente estáveis, porque o íon MnO 4 - tende a oxidar a água. MnO 4 + 4H + + 3e MnO 2 + H 2 O E = +1,7V O 2 + 4H + + 4e H 2 O E = +1,23V 4MnO 4 + 2H 2 O 4MnO 2 + 4H + + 3O 2 (reação lenta) E = +,47V Esta reação é catalisada pela luz, na presença de Mn 2+ e MnO 2. O MnO 2 aparece em soluções recém preparadas, devido a presença de compostos orgânicos na água. Uma alternativa muito boa é filtrar a solução para eliminar o MnO 2, o que assegura maior estabilidade, mantendo-se a solução em frasco protegido da luz. Solução requer padronização constante

55 APLICAÇÕES A detecção do ponto final em titulações permanganométricas é feita por meio do próprio agente oxidante, intensamente colorido de púrpura. O meio ácido que condiciona a reação de redução do permanganato, deve também ser cuidadosamente escolhido. O uso de HCl resulta em formação de Cl 2 ou OCl -, pela ação do oxidante permanganato em meio ácido. Diagrama para as diferentes espécies de Mn.

56 APLICAÇÕES Iodimetria e Iodometria Entende-se por iodimetria o conjunto de técnicas titulométricas empregando o iodo como agente oxidante em titulações diretas. Iodometria 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. Ox + 2I Red + I 2 I 2 + S 2 O 3 2 I 2 + I I 3 2I + S 4 O 6 2 Detecção do P.E. com amido (desaparecimento da cor azul) O ajuste de ph na iodometria é necessário, pois o tiossulfato pode ser oxidado a sulfato em meio fortemente alcalino. Além disso, a concentração elevada da hidroxila acelera a hidrólise do iodo. O iodo é um componente volátil, devendo, portanto ser acrescentado ao erlenmeyer somente no momento da titulação.

57 APLICAÇÕES Algumas outras aplicações de titulação redox -Fe(CN) 6 4- / Fe(CN) 6 3- (redutor do permanganato em meio fortemente alcalino) -Iodato em meio ácido (a análise de índices, tais como de insaturação em compostos orgânicos, especialmente de óleos) -Bromato em meio ácido (determinação de hidrazina, N 2 H 4, um redutor que tem importantes aplicações tecnológicas) -Hipoclorito de cálcio (análise de amônia) -Persulfato de potássio em meio ácido -Peróxido de hidrogênio em meio ácido -Ácido perclórico -Água de cloro e água de bromo como reagentes pré-oxidantes -Fe(II) -Tiossulfato de sódio -Oxalato de sódio -Entre outros