Exercícios: Estequiometria e volumetria redox

Na determinação permanganimétrica de ferro dissolvido, o íon permanganato oxida quantitativamente o cátion ferro(II) em meio fortemente ácido gerado com excesso de ácido sulfúrico, reduzindo-se a íon manganês(II) e oxidando-se o ferro a íon ferro(III).

1. a) Balanceie pelo método do íon-elétron a equação iônica global correspondente a esse processo redox.
2. b) Se para titular uma amostra problema se consomem exatamente $12{,}50\,\mathrm{mL}$ de uma solução aquosa de permanganato de potássio $0{,}0200\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$, determine a quantidade de substância (em mols) de íons $\mathrm{Fe^{2+}}$ presentes na amostra analisada.

A titulação do ácido oxálico com permanganato de potássio requer um aquecimento controlado prévio do erlenmeyer a cerca de $60\,^\circ\mathrm{C}$ para acelerar a lenta cinética inicial antes que o íon $\mathrm{Mn^{2+}}$ gerado atue como autocatalisador. A reação balanceada é:

$2\,\mathrm{MnO_4^-} + 5\,\mathrm{H_2C_2O_4} + 6\,\mathrm{H^+} \rightarrow 2\,\mathrm{Mn^{2+}} + 10\,\mathrm{CO_2} + 8\,\mathrm{H_2O}$

Titulam-se $20{,}00\,\mathrm{mL}$ de uma solução padrão de $\mathrm{H_2C_2O_4}$ $0{,}0500\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ gastando $16{,}00\,\mathrm{mL}$ de solução de $\mathrm{KMnO_4}$. Calcule a concentração molar da solução de permanganato de potássio empregada.

Em análise química quantitativa realiza-se frequentemente um «ensaio em branco» para corrigir o volume de reagente consumido por impurezas dos solventes ou pela própria matriz.

Em uma iodometria com tiossulfato de sódio, segundo a reação:

$\mathrm{I_2} + 2\,\mathrm{S_2O_3^{2-}} \rightarrow 2\,\mathrm{I^-} + \mathrm{S_4O_6^{2-}}$

titula-se uma solução problema gastando $24{,}35\,\mathrm{mL}$ de $\mathrm{Na_2S_2O_3}$ $0{,}0100\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$. Um ensaio em branco com todos os reagentes, exceto o analito, requer $0{,}15\,\mathrm{mL}$ da mesma solução titulante.

1. a) Justifique a necessidade de subtrair o volume do branco do volume total medido.
2. b) Calcule a massa de iodo ($\mathrm{I_2}$) presente na amostra problema. Dado: $M(\mathrm{I}) = 126{,}9\,\mathrm{g\cdot mol^{-1}}$.

Dispõe-se de uma alíquota de $25{,}0\,\mathrm{mL}$ de uma solução aquosa que contém $\mathrm{Fe^{2+}}$, tratada com ácido sulfúrico em excesso. Titula-se por permanganometria com uma solução padrão de $\mathrm{KMnO_4}$ $0{,}0200\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$. No esquema experimental a seguir, observam-se as leituras inicial e final do menisco da solução na bureta, correspondentes a $3{,}10\,\mathrm{mL}$ e $18{,}10\,\mathrm{mL}$, respectivamente:

Considere a reação iônica balanceada:

$\mathrm{MnO_4^-} + 5\,\mathrm{Fe^{2+}} + 8\,\mathrm{H^+} \rightarrow \mathrm{Mn^{2+}} + 5\,\mathrm{Fe^{3+}} + 4\,\mathrm{H_2O}$

1. a) Determine a concentração molar de íons $\mathrm{Fe^{2+}}$ na solução analisada.
2. b) Justifique o critério experimental que define o ponto final nessa permanganometria e indique por que não se deve empregar ácido clorídrico em vez de ácido sulfúrico para acidular o meio.

Analisa-se o teor de hipoclorito de sódio ($\mathrm{NaClO}$) de um produto alvejante comercial por iodometria indireta. Uma amostra de $5{,}00\,\mathrm{mL}$ de alvejante é diluída a $250{,}0\,\mathrm{mL}$ com água destilada. Uma alíquota de $20{,}00\,\mathrm{mL}$ dessa solução diluída é acidificada com ácido acético e adiciona-se um excesso de iodeto de potássio, produzindo-se a reação quantitativa:

$\mathrm{ClO^-} + 2\,\mathrm{I^-} + 2\,\mathrm{H^+} \rightarrow \mathrm{I_2} + \mathrm{Cl^-} + \mathrm{H_2O}$

O iodo gerado é titulado com tiossulfato de sódio $0{,}0400\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$, sendo necessários $18{,}50\,\mathrm{mL}$ até a descoloração do complexo iodo-amido:

$\mathrm{I_2} + 2\,\mathrm{S_2O_3^{2-}} \rightarrow 2\,\mathrm{I^-} + \mathrm{S_4O_6^{2-}}$

1. a) Calcule os mols de hipoclorito de sódio na alíquota titulada.
2. b) Determine a concentração de hipoclorito de sódio na solução comercial original, em gramas por litro. Dados: massas molares atômicas em $\mathrm{g\cdot mol^{-1}}$: $\mathrm{Na} = 23{,}0$; $\mathrm{Cl} = 35{,}5$; $\mathrm{O} = 16{,}0$.

O peróxido de hidrogênio atua como redutor frente ao permanganato de potássio em meio ácido sulfúrico. Para determinar o teor de uma água oxigenada comercial cuja densidade é $1{,}015\,\mathrm{g\cdot mL^{-1}}$, tomam-se $2{,}00\,\mathrm{mL}$ da amostra e diluem-se em um balão volumétrico até $100{,}0\,\mathrm{mL}$. A seguir, titula-se uma alíquota de $20{,}00\,\mathrm{mL}$ dessa solução com $\mathrm{KMnO_4}$ $0{,}0150\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$, gastando-se $19{,}60\,\mathrm{mL}$ de titulante.

Reação: $2\,\mathrm{MnO_4^-} + 5\,\mathrm{H_2O_2} + 6\,\mathrm{H^+} \rightarrow 2\,\mathrm{Mn^{2+}} + 5\,\mathrm{O_2} + 8\,\mathrm{H_2O}$

1. a) Calcule a concentração molar de $\mathrm{H_2O_2}$ na água oxigenada comercial.
2. b) Determine a porcentagem em massa (% em peso) de $\mathrm{H_2O_2}$ nessa amostra comercial. Dados: massas molares atômicas em $\mathrm{g\cdot mol^{-1}}$: $\mathrm{H} = 1{,}0$; $\mathrm{O} = 16{,}0$.