7º Ap QA Aula Prática PERMANGANIMETRIA (KMnO4)

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CURSO DE LICENCIATURA EM QUÍMICA 
PROF: FREDERICO S. FORTUNATO 
QUÍMICA ANALÍTICA II 
1) PERMANGANIMETRIA 
A permanganimetria ou permanganometria baseia-se no uso do permanganato de potássio como reagente titulante. O permanganato de 
potássio é um poderoso agente oxidante e as suas soluções são violeta intenso e na maioria das titulações o ponto final é assinalado pela 
coloração do íon permanganato. As soluções não são completamente estáveis, pois tendem oxidar a água felizmente a velocidade da reação 
é extremamente lenta mas são catalisadas por luz, ácidos, bases, íon manganês II e dióxido de manganês. 
Conforme as condições em que é utilizado o permanganato pode ser reduzido a manganês de número de oxidação +2, +3, +4 e +6. 
Em meio acido (0,1N ou mais em ácido mineral) o produto da reação é o manganês II. Todavia, a utilização de íons fluoreto ou difosfato leva 
á manganês III. Em soluções levemente ácidas (pH > 4), neutras ou fracamente alcalinas o íon permanganato é reduzido a dióxido de 
manganês. E finalmente em meio alcalino não demasiadamente fraco podemos reduzir o manganês a manganato. 
Como a técnica mais importante na permanganimetria é a titulação em meio ácido devemos ter em conta a reação entre os íons 
permanganato em o ácido utilizado. O ácido sulfúrico é o mais apropriado e o ácido perclórico também pode ser utilizado. O ácido nítrico é 
um agente oxidante é não deve ser usado enquanto o ácido clorídrico somente em [Cl
-
] < 1 M em algumas titulações. 
O permanganato de potássio (158,03 g.mol
-1
) não é um padrão primário e as soluções devem ser padronizadas com o auxílio de óxido de 
arsênio (III) ou o oxalato de sódio. 
As soluções-padrão devem ser protegidas da luz, em frascos de rolha esmerilhada livres de graxa ou dióxido de manganês. As soluções ácidas ou 
alcalinas são mais estáveis do que as neutras. 
 
2) PADRONIZAÇÃO DO KMnO4 0,1 N (0,02 M) 
2.1 PROCEDIMENTO 
Medir exatamente 20 ml de uma solução a 0,1 N de oxalato de sódio ou 0,1 N de ácido oxálico (H2C2O4 . 2H2O) e transferir para um erlenmeyer. 
Juntar 5 ml de H2SO4 5N e 20 ml de água destilada. Adicionar 90% de permanganato de potássio, proveniente do cálculo teórico, ao erlenmeyer 
contendo a solução de oxalato de sódio ou ácido oxálico. Aquecer a mistura em banho-maria entre 60 
0
C a 70 
0
C até o desaparecimento da cor 
violácea do permanganato de potássio. Reiniciar a titulação, rapidamente, com o erlenmeyer ainda aquecida até o aparecimento de cor róseo 
persistente. Calcular a molaridade, o fator de correção do KMnO4. 
2.2 DOSAGEM DE H2O2 COM SOLUÇÃO-PADRÃO DE KMnO4 0,1 N (0,02M) 
O peróxido de hidrogênio é usualmente encontrado na forma de uma solução aquosa contendo cerca de 6%, 12% e 30% que são respectivamente 
20, 40 e 100 volumes. 
A reação que representa a titulação é dada por: 
O8H5O2Mn6HO5H2MnO 22
2
224 

 
As soluções de peróxido de hidrogênio não são estáveis e por isto costuma-se adicionar certas substâncias orgânicas tais como acetanilida, uréia e 
ácido úrico para a sua estabilização. Destas substâncias apenas a uréia não consome permanganato. 
 
2 
 
Durante a titulação é aconselhável usar uma concentração de ácido relativamente alta e uma velocidade de adição do titulante razoavelmente lenta. 
Para soluções levemente coloridas ou titulações com permanganato diluído é recomendável o uso da ferroína como indicador. Um ponto final 
evanescente indica a presença de substâncias orgânicas ou de agentes redutores e é então recomendável usar o método iodimétrico. 
2.3) PROCEDIMENTO 
Medir com pipeta de 10 ml H2O2 a 10 volumes. Passar para balão aferido de 100 ml, completar e homogeneizar o volume. Tomar uma alíquota de 
10 ml desta solução e passar para erlenmeyer. Adicionar 10 ml de H2SO4 2 N. Titular pela solução 0,1 N KMnO4 até que uma gota em excesso não 
descore durante 1 minuto. Calcular o volume e a porcentagem (m/v) de H2O2 na amostra. 
3 Iodometria 
A iodometria baseia-se na reação: 
V 0,5355E 2I2eI 02 
 
Entretanto as soluções devido à baixa solubilidade do iodo em água (0,335 g/l a 25ºC) as soluções são feitas em presença de iodeto, e o iodo se 
combina com o iodeto formando o íon triiodeto. 
 V0,536E 3I2eI
7,68x10K III
0
3
2
32




 
Como se vê o potencial do sistema iodo-iodeto é muito pouco afetado pela formação do triiodeto. O iodo é ainda um oxidante moderado capaz de 
oxidar de forma quantitativa substância fortemente redutoras e pode ser oxidado por substâncias fortemente oxidantes. 
Nas titulações iodométricas temos dois métodos que são utilizados: o método direto que consiste em titular uma espécie fortemente redutora com 
uma solução padrão de iodo (o método direto é denominado iodimetria) e o método indireto onde trata-se a espécie oxidante com excesso de iodeto 
de potássio e o iodo liberado é titulado com uma solução padrão de tiossulfato de sódio (denominado iodometria). 
Fato importante a ser considerado são as causas de erros na iodometria. As principais são: a perda de iodo por volatilização que é notadamente 
diminuída pela adição de iodeto de potássio. a oxidação de iodeto pelo ar todavia a reação é bem lenta e não existe necessidade de exclusão do ar e 
finalmente a hidrólise do iodo que podem originar íon iodeto e ácido hipoiodoso e por isso o pH das soluções a serem tituladas não deve ser superior 
a 9 e alguns casos maior que 7. 
3.1 Padronização de uma solução de Na2S2O3 aproximadamente 0,1 N com solução-padrão de K2Cr2O7 0,1 N 
Procedimento 
Pipetar 20 ml de solução-padrão de K2Cr2O7 0,1N, ou pesar a massa correspondente a 20 ml da solução-padrão, e colocar em balão de 500 ml de 
rolha esmerilhada. Juntar cerca de 300 ml de água destilada. Adicionar em seguida 5 ml de ácido clorídrico concentrado. Juntar 2g KI ou 10 ml de 
iodeto de potássio SR. Titular com tiossulfato de sódio até coloração amarelo pálido. Adicionar 1 ml de suspensão de amido e continue a titulação até 
o desaparecimento da coloração azul. Calcular a molaridade, o fator de correção e dar a equação da reação. 
3.2 Dosagem de uma solução I2 com uma solução-padrão de Na2S2O3 0,1 N 
Procedimento 
Pipetar 25 ml de uma solução I2 aproximadamente 0,1 N. Passar a solução de I2 para o erlenmeyer e completar a 100 ml com água destilada. Verter 
da bureta a solução Na2S2O3 0,1 N até a coloração amarela claro. Adicionar 2 ml de amido e gotejar então da bureta a solução de Na2S2O3 até 
desaparecimento de coloração azul. Calcular a molaridade. o fator de correção e dar a equação da reação.