UNIVERSIDADE DO ESTADO DE SANTA CATARINA CENTRO DE CIÊNCIAS TECNOLÓGICAS – CCT DEPARTAMENTO DE QUÍMICA – DQMC Disciplina: Química Geral Experimental – QEX0002
Prática 13 – Alguma Química Redox do Iodo
1. Introdução
Os halogênios ocorrem na forma combinada por toda a crosta terrestre em abundância entre 0,08% (flúor) e 0,001% (iodo). Íons fluoreto são comumente encontrados na forma de sais pouco solúveis em água, decantados no fundo de rios e lagos como CaF2. Já cloretos e brometos concentram-se ainda em
grande parte nos oceanos, devido à lixiviação natural dos continentes.
Embora a concentração de íons iodeto seja pequena na água do mar, estes íons são seletivamente absorvidos por determinadas espécies de algas marinhas e ali permanecem armazenados. Compostos de iodo tais como iodatos e periodatos ocorrem em grande concentração na crosta terrestre, mas especificamente no Chile.
O iodo foi descoberto na França em 1811 como um subproduto do tratamento de algas marinhas pelo ácido sulfúrico pelo químico francês Bernard Courtois. Em temperatura ambiente, o iodo encontra-se no estado sólido (cor púrpuro-negra) sob a forma de I2. É classificado com um não-metal e também o
menos reativo de todos os halogênios devido sua baixa eletronegatividade. Apesar de fundir em temperaturas um pouco acima de 100 oC, à 70 oC o iodo sublima, devido as suas fracas interações intermoleculares, liberando vapores violáceos bastante característicos e extremamente irritante as vias aéreas. Devido à relativa fraca energia de ligação da molécula de I2, esta pode ser facilmente quebrada
(fato semelhante aos demais halogênios). O iodo é capaz de se combinar quimicamente com todos os elementos da tabela periódica com exceção dos gases nobres.
O íon iodeto (I-) é o mais reativo dos halogenetos e se oxida facilmente a iodo molecular (I2). A
molécula de iodo é pouco solúvel em água por ser apolar, porém é muito solúvel em solventes não polares tais como o clorofórmio, benzeno, hexano e em álcoois de cadeia curta originando uma solução violeta. Na presença de soluções aquosas que já contenham íons iodeto, o iodo molecular se torna solúvel e um solução marrom escura se forma devido à formação de espécies I3-(aq) (íons triiodeto) de acordo com o
equilíbrio descrito abaixo.
Um teste muito sensível e comum para detectar a presença de iodo livre em solução é a formação de um complexo com moléculas de amido (Figura 1). Quando este halogênio se aloja dentro de uma espiral formada pela amilose (cadeia polimérica de açúcares), um processo eletrônico de transferência de carga ocorre, gerando uma coloração escura intensa.
Figura 1. Formação da cadeia polimérica de amido (esquerda). Estrutura proposta para o complexo de coloração azul-escuro amido-iodo (direita).
Na medicina o iodo é usado como antisséptico e desinfetante (tintura de iodo). O isótopo 131I, com meia-vida de oito dias, é utilizado no tratamento do câncer de tireoide. A deficiência de iodo no organismo causa o bócio (supercrescimento da glândula tireóide). Para combater esta doença, sais de iodo tais como NaI e KI ou ainda iodatos (IO3-) são acrescentados em pequenas quantidades ao sal de cozinha
(NaCl) sendo os limites aceitáveis previstos por lei (Portaria MS 218 24/03/1999 Art. 6º, VIII) entre 40 e 100 mg kg-1. Tanto em fotografia como em exames de raios X, sais de iodo (que são fotossensíveis) são largamente empregados na preparação de filmes e chapas fotográficas. Na agricultura sais de iodo são dispersos nas nuvens para gerar chuva artificial.
Industrialmente, uma maneira economicamente viável de se obter halogênios em sua forma elementar do tipo X2 (onde X pode ser F, Cl, Br ou I) é através da eletrólise ígnea de seus respectivos sais
fundidos. Por definição, eletrólise é um processo físico-químico que induz uma reação química não espontânea (ΔG > 0) ocorrer através da passagem de uma corrente elétrica em um sistema eletrolítico. A Figura 2 a seguir ilustra o processo da eletrólise ígnea do NaCl puro (fundido à ~ 800 oC):
Figura 2. Esquerda: Desenho esquemático da eletrólise ígnea do NaCl. Direita: Resumo dos processos eletroquímicos que ocorrem em uma célula eletrolítica.
Para o caso da eletrólise ígnea do NaCl(l) as seguintes semi-reações de oxidação e redução, e
No caso típico de eletrólise da água, a oxidação, que tem seu lugar no ânodo (+), produz oxigênio gasoso (O2) enquanto a redução, no cátodo (-), produz hidrogênio gasoso (H2). As reações
abaixo resumem este processo:
Entretanto, ao efetuarmos uma eletrólise sobre uma solução salina (NaCl em água, por exemplo), as reações químicas que podem ocorrer no cátodo e no ânodo podem levar à oxidação ou redução da própria água bem como dos íons geramos pelo sal dissolvido, se estes íons forem mais facilmente oxidados ou reduzidos do que a própria água.
Nesta prática iremos eletrolisar uma solução aquosa de iodeto de potássio e identificar os produtos que se formam em cada um dos eletrodos. Considerando a existência das espécies I-(aq), K
+ (aq) e
H2O(l) e, com base nos potenciais redox padrão (Eo) destas espécies, poderá se fazer uma predição de qual
espécie irá se formar em cada eletrodo.
2. Objetivos
Montar um aparato de eletrólise em meio aquoso e eletrolisar uma solução aquosa de iodeto de potássio, identificando os produtos deste processo. Em um segundo momento, verificar qualitativamente a presença de iodo em uma amostra de sal de cozinha.
3. Pré-laboratório
a) Defina eletrólise, eletrodo, cátodo, ânodo e eletrólito.
b) Em que consiste, mas especificamente, o termo “eletrólise ígnea”? c) O que você entende por “célula eletrolítica”?
d) Como diferenciar um processo eletrolítico de uma pilha?
e) Como se chamam os terminais positivo e negativo em uma eletrólise? f) Defina potencial padrão de um eletrodo.
g) Como podemos inferir se um dado processo eletroquímico será espontâneo ou não?
h) Com base na tabela de potenciais padrão (em anexo) escreva todas as semi-reações de oxidação e redução passíveis de ocorrência durante a eletrólise do KI(aq).
4. Materiais e Métodos
4.1 Materiais e reagentes
1 fonte CC (12 V/1,5 A) 1 tubo em “U”, Ø ~15 mm 1 par de eletrodos de grafite 4 tubos de ensaio
2 pipetas graduadas de 5 ou 10 mL 1 Pera de sucção
Almofariz c/ pistilo 1 béquer de 100 mL
Placa de aquecimento c/ agitação Barra magnética
2 tubos de ensaio 1 rola p/ tubo de ensaio
Cápsula de porcelana Iodo sólido (I2)
KI 5% em água Amido 3% em água (suspensão)
Fenolftaleína (solução) FeCl3 1,0 mol L-1
Amostra de sal de cozinha Etanol
Hexano Água destilada
4.2 Procedimento Experimental
Parte 1 – Eletrólise da solução aquosa de KI
Fixe o tubo em “U” com o auxílio de uma garra adequada em um suporte universal e adicione a solução de iodeto de potássio no tubo. Conecte os eletrodos de grafite a cada um dos terminais elétricos disponíveis e mergulhe-os na solução até que pelo menos ¾ dos eletrodos estejam imersos. Acione a fonte e deixe o processo correr por pelo menos 10 minutos desligando então a energia.
Colete 2 mL da solução próxima ao eletrodo onde houve liberação de produtos gasosos e adicione duas gotas de fenolftaleína (anote o resultado observado). Colete mais 2 mL desta solução e adicione gotas de FeCl3(aq) 1,0 mol L-1 (anote o resultado observado). Do lado oposto do tubo, colete
2 mL de solução eletrolisada e transfira para um tubo de ensaio adicionando algumas gotas da suspensão de amido (anote o resultado observado).
Parte 2 – Determinação qualitativa da presença de Iodo no sal de cozinha
Conforme exposto na introdução desta prática, o sal de cozinha contém, por legislação federal entre 40 e 100 mg de iodeto e/ou iodatos por kg de produto para que este seja considerado próprio para consumo humano.
Qualitativamente o iodeto pode ser determinado oxidando-o a iodo molecular e extraindo-o em hexano. Para tal, pulverize 10 g de sal de cozinha e transfira para um béquer de 100 mL. Adicione 10 mL de etanol e mantenha a mistura sob agitação magnética por pelo menos 30 minutos. O etanol deverá
dissolver e extrair o KI, permanecendo o NaCl na fase sólida. Decante o líquido em uma cápsula de porcelana para evaporação do etanol aquecendo a amostra cuidadosamente para evitar respingos e consequente perda de material.
Feito isto, adicione 5 mL de água destilada, aqueça a mistura e transfira-a para um tubo de ensaio. Junte 10 gotas de FeCl3(aq) 1 mol L-1 e agite. Adicione 1 mL de hexano e agite vigorosamente por
1 minuto. Observe e anote a cor da fase orgânica. Para efeitos de comparação, em um tubo de ensaio separado, adicione 2 mL de hexano e um ou dois cristais de Iodo molecular. Agite, observe e compare com o tubo da reação anterior (anote seus resultados).
5. Resultados e Questionário
Parte 1 – Eletrólise da solução aquosa de KI.
Com base na tabela de semi-reações de oxidação e redução fornecida em anexo, escreva todas as possibilidades de reatividade para o cátodo e ânodo:
Eletrodo positivo (ânodo)
Semi-reações de oxidação Valor de Eo (V)
Eletrodo negativo (cátodo)
Semi-reações de redução Valor de Eo (V)
Observações e resultados experimentais
No cátodo houve desprendimento de um gás e a adição de fenolftaleína na solução eletrolisada neste eletrodo resultou em uma coloração ________________________________, caracterizando um pH ___________________________. Desta forma, neste eletrodo deve ter ocorrido a semi-reação de _______________________________ e o gás desprendido é, provavelmente, o ____________________________________.
No ânodo surgiu uma coloração castanha que na presença de algumas gotas da suspensão de amido resultou em uma coloração ________________________________, caracterizando a presença de _______________________________. Logo, neste eletrodo deve ter ocorrido a semi-reação de _________________________________. À solução eletrolisada foi acrescentado gotas de cloreto férrico e a alteração percebida foi _________________________________ devido a formação do _____________________________________.
Questionário:
a) Baseado na Figura 2 (esquerda) da parte introdutória, desenhe um esquema representando o processo de eletrólise efetuado nesta prática.
b) A reação química global de uma cela eletrolítica é chamada reação da cela a qual é resultante da soma das reações ocorridas no cátodo e no ânodo. O número de elétrons recebidos por uma espécie deve ser idêntico a número de elétrons doados pela outra. Com base nisso escreva as semi-reações de oxidação e redução ocorridas bem como a reação global devidamente balanceadas para o processo observado. c) Dadas as espécies I2, I3- e I- indique quais são solúveis em água e quais são solúveis em hexano.
d) À medida que o iodo vai se formando no ânodo, este reage prontamente os íons iodeto formando um complexo castanho escuro (íon triiodeto). Escreva o equilíbrio químico que descreve o processo.
e) Considerando o item anterior, qual o efeito da adição de CCl4, mais denso, sobre este equilíbrio? Parta
das observações feitas sobre a cor das duas camadas para explicar o efeito.
f) A solução ao redor do cátodo se torna ácida ou básica? Escreva a equação para a semi-reação catódica. Uma amostra desta solução poderá reagir com uma solução de cloreto férrico? Escreva a equação desta reação.
g) Quando o iodo molecular (I2) reage com uma solução alcalina, sofre auto-oxidação-redução
produzindo como produtos íons iodeto, iodato e água, todos incolores. Partindo do que se sabe acerca dos produtos formados junto a cada eletrodo, de uma explicação plausível para a existência da nítida fronteira de cor observada no fundo do tubo em “U”. Escreva a equação que descreve esta reação química.
Parte 2 – Determinação qualitativa da presença de Iodo no sal de cozinha.
Questionário:
a) Escreva a reação química entre o KI e o cloreto férrico. b) O íon Fe3+ atuou como agente oxidante ou redutor?
c) Considerando os valores de eletronegatividade bem como a porcentagem de caráter iônico, justifique a razão pela qual o iodeto de potássio é mais solúvel no etanol se comparado ao cloreto de sódio.
