TITRIMETRIA DE OXIDO-REDUÇÃO
             
            Titrimetrias que envolvem reações de transferências de elétrons entre agentes oxidantes (que os recebem) e agentes redutores (que os perdem), são utilizadas para a determinação de muitas substâncias.
            Tipos
             
              Permanganimetria
              Dicromatometria
              Iodometria
         
            Aplicação
            .Determinação de elementos capazes de exibir dois ou mais estados de oxidação
            (uso das Curvas de titulação, aplicação da Equação de Nernst).
            .Uso de soluções padrão de agentes oxidantes ou de agentes redutores que são conhecidos como métodos oxidimétricos e métodos redutimétricos.

            Alguns agentes oxidantes e redutores
            oxidantes : KMnO4, I2, K2Cr2O7, Ce(IV), Mn(II)
            redutores : Ti (III), SnCl2, V(II), Cr(II), Fe(II)

            O ponto final é identificado visualmente segundo vários métodos, conforme a reação envolvida.

            Se o reagente é corado, ele próprio pode atuar como indicador (KMnO4).
            Em certos casos são usados indicadores específicos (amido-coloração azul com iodo).
            São usados corantes que atuam de maneira irreversível (mudança de coloração) ex.alaranjado de metilo atua como indicador irreversível nas titulações com KBrO3.
            Os indicadores de oxi-redução são substâncias que se deixam oxidar ou reduzir reversivelmente com mudança de coloração, essa mudança se dá como conseqüência de variação de potencial dos sistemas envolvidos na reação de oxi-redução durante a titulação.

            Oxidação - definida como perda de elétrons, levando a um alto estado de oxidação
            Redução - definida como ganho de elétrons levando a um baixo estado de oxidação

            Na reação de oxi-redução usada na titrimetria é necessário que haja o balanceamento da equação

            Ox1    +   Red2  Red1 +  Ox2
            agente         agente
            oxidante      redutor

            Substância oxidante: Ma+ + ne-  M(a-n)+

            Substância redutora: Ma+  M(a+n)+ + ne-

            Se a forma oxidada do íon metálico é um complexo, ele se torna mais estável e a redução é dificultada, pois a tendência de ganhar elétrons é reduzida.

            Célula eletroquímica

            2 tipos

            1- Célula galvânica (voltaica) - a reação química ocorre espontaneamente para produzir energia elétrica

            Figura - Movimento de carga em uma célula galvânica
             
             Em qualquer dos casos:
            Os eletrodos onde ocorra oxidação serão sempre chamados ânodos. 
            Os eletrodos onde ocorra redução serão sempre chamados cátodos.
             
             
            2- Célula eletrolítica - a energia elétrica produzida é usada para forçar uma reação química não espontânea -
            Um  exemplo de célula eletrolítica  é o sistema
            Fe+2/Fe+3//Ce+4/Ce+3
            Que representa a transferência de um elétron do átomo de ferro para o átomo de cério em uma célula eletrolítica:

            ou seja, a reação:Fe+2 Fe+3 + e-
            logo seguida por:Ce+4 + e- Ce+3
             

             
             
               
            A reação só ocorre devido a tendência dos íons de transferir elétrons

            Lei de Faraday

            1 - As quantidades de substâncias liberadas nos eletrodos de uma célula são diretamente proporcionais à quantidade de eletricidade que passa através da solução.

            2 - As quantidades de diferentes substâncias são depositadas ou liberadas pela mesma quantidade de eletricidade  e são proporcionais aos seus equivalentes químicos.
             

            Potencial de eletrodo ( Eo) - tendência dos íons de doar ou receber elétrons

            Um voltímetro pode ser colocado entre dois eletrodos para medir a diferença de potencial

            A alta diferença de potencial mostra a grande tendência do Fe(II) e do Ce(IV) de transferir elétrons

            Meia reação (redução)
            Ce4+ + e- Ce3+      E1o = +1,44  (tabela)
            Fe3+ + e-  Fe2+       E2o= +0,77  (tabela)

            O potencial depende da concentração e o potencial padrão de referência foi calculado
            levando em consideração que a atividade para todas as espécias é igual a unidade

            Eletrodo normal de hidrogênio ou eletrodo de hidrogênio padrão

            2H+ + 2e-  H2
            o potencial padrão dessa semi-reação foi designado com o valor = 0,00
             
                   Tabela - Potenciais de redução padrões a 25oC

            Algumas conclusões sobre o potencial de eletrodo ( Eo)
             
             Quanto mais positivo o  Eo, maior a tendência da forma oxidada ser reduzida (forte agente oxidante)

            Quanto mais negativo o Eo , maior a tendência da forma reduzida ser oxidada (forte agente redutor)