Determinação de Fe(II) em medicamentos por permanganimetria

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE SÃO JOÃO DEL-REI 
CAMPUS ALTO PARAOPEBA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
DETERMINAÇÃO DA CONCENTRAÇÃO DE Fe(II) EM MEDICAMENTOS POR 
PERMANGANIMETRIA 
 
 
 
 
 
Relatório apresentado como parte das 
exigências da disciplina Química Analítica, 
sob responsabilidade da prof.ª Ana Maria de 
Oliveira. 
 
 
 
Arthur Soares Silva de Oliveira 
Deysiane Silva Martins 
Letícia Ferreira de Oliveira 
Matheus Dias de Carvalho 
 
 
 
 
 
 
Ouro Branco – MG 
Novembro/2015 
 
DETERMINAÇÃO DA CONCENTRAÇÃO DE Fe(II) EM MEDICAMENTOS POR 
PERMANGANIMETRIA 
 
RESUMO 
 O seguinte experimento foi realizado com o objetivo de determinar a concentração de 
Fe(II) em antianêmicos por permanganimetria. Inicialmente foi pipetado 5,0 mL de xarope 
antianêmico com concentração de sulfato ferroso heptaidratado igual a 125 mg mL
-1
, 
transferido para um balão volumétrico de 250 mL e completado com água destilada. Foram 
então retiradas três alíquotas de 25 mL da amostra, transferidas para um erlenmeyer de 250 
mL e adicionado 50 mL de solução de ácido sulfúrico a 2,5 mol L
-1
, o que configurou uma 
coloração inicial amarelo-clara para a solução do titulado. Essas três amostras foram tituladas 
com solução padrão de permanganato de potássio 0,02 mol L
-1
 até o aparecimento da 
coloração violeta-clara no titulado. O volume de permanganato de potássio utilizado na 
titulação da solução ácida contendo xarope antianêmico em cada replicata foi de 2,90 mL, 
2,70 mL e 2,90 mL. Foi então determinada a concentração de Fe
2+
 e a concentração de 
FeSO4.7H2O para cada amostra de xarope antianêmico titulada. Os valores encontrados para 
as concentrações de Fe
2+
 foram 0,58 mol L
-1
, 0,54 mol L
-1
 e 0,58 mol L
-1
. Os valores obtidos 
para as concentrações de FeSO4.7H2O foram, respectivamente, 160,66 g L
-1
, 149,66 g L
-1
 e 
160,66 g L
-1
. Com o objetivo de obter um único valor de concentração e que simbolize com 
maior precisão o experimento estudado, realizou-se a média aritmética das concentrações de 
FeSO4.7H2O, o qual foi de . Então foi concluído que a concentração 
obtida experimentalmente se contrastou com aquela determinada no rótulo do medicamento 
antianêmico. O valor verdadeiro era de 125 mg mL
-1
 de FeSO4.7H2O e o resultado obtido foi 
de 156,97 mg mL-1 de sulfato ferroso heptaidratado. Desta maneira, foi possível 
perceber que houve certa discordância entre o valor experimental e o valor apresentado no 
rótulo do antianêmico. 
1. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
No experimento realizado foi utilizada da volumetria de óxido-redução, mais 
especificamente da técnica de permanganimetria, em que se determinou a concentração de 
íons ferro (II) em um medicamento antianêmico à base de sulfato ferroso empregando uma 
solução padrão de permanganato de potássio como titulante. 
2 
 
Inicialmente pipetou-se 5,0 mL de xarope antianêmico da marca Anemifer com 
concentração de sulfato ferroso heptaidratado igual a 125 mg mL
-1
. Esse volume foi 
transferido para um balão volumétrico com capacidade de 250 mL, o qual foi avolumado com 
água destilada. Em seguida foram retiradas 3 alíquotas de 25 mL da solução preparada, sendo 
que cada alíquota foi transferida para um erlenmeyer de 250 mL. Em cada erlenmeyer foi 
adicionada uma solução de 50 mL de ácido sulfúrico a 2,5 mol L
-1
, o que configurou uma 
coloração inicial amarelo-clara para a solução do titulado. Posteriormente foram realizadas 3 
titulações, em que se utilizou uma solução padrão de permanganato de potássio 0,02 mol L
-1
 
como titulante até o aparecimento da coloração violeta-clara nas amostras do titulado. Os 
resultados obtidos foram dispostos na Tabela 1. 
Tabela 1: Volume de solução de permanganato de potássio utilizado na titulação da 
solução ácida contendo xarope antianêmico em cada replicata 
Titulação 
Volume da solução padrão de 
permanganato de potássio (mL) 
1 2,90 
2 2,70 
3 2,90 
 
Em uma reação de oxidação-redução, os elétrons são transferidos de um reagente para 
o outro (SKOOG et al., 2007). Esta perda ou ganho de elétrons, formalmente, é indicada pela 
variação do número de oxidação das várias espécies envolvidas na reação considerada. De 
acordo com a titulação realizada, ocorreu uma transferência direta de elétrons, em razão que 
as espécies reagentes estavam em contato direto uma com a outra (BACCAN et al., 2001). As 
duas semiequações que mostram qual espécie ganhou elétrons e qual os perdeu estão descritas 
pelas equações 1 e 2. 
 
 
 
 
Para o fornecimento da equação iônica líquida balanceada da reação global que ocorreu 
durante o processo de titulação, multiplicou-se a equação 2 por um fator de 5 para que ao ter sido 
somada com a semi-reação da equação determinasse a equação global representada pela equação 
3. 
 
 
3 
 
Como já era de conhecimento, o íon MnO4
-
, provindo da solução padrão de 
permanganato de potássio titulante, agiu como um agente oxidante forte, em que retirou 
elétrons dos íons Fe
2+
 alterando o número de oxidação do manganês de +7 para +2 no Mn
2+
. 
Já o Fe
3+
, oriundo do medicamento antianêmico, consequentemente, se comportou como uma 
substância redutora, na qual forneceu elétrons ao manganês do MnO4
-
. O número de oxidação 
do ferro aumentou de +2 para 3+ (BACCAN et al., 2001). 
Dentre as várias substâncias que poderiam estar envolvidas em reações redox, a 
tendência em se reduzir ou oxidar varia bastante e é medida por uma grandeza física 
denominada Potencial Padrão de Eletrodo (E
0
). Generalizando, entre duas semi-reações, 
aquela que possuir menor potencial de redução força a outra a receber elétrons (BACCAN et 
al., 2001). Deste modo, analisou-se os potenciais padrão de eletrodo das semi-reações 
representadas pela equação 1 e 2, e concluiu-se que como a semi-reação de redução do íon 
ferro Fe
3+
 possuía um menor valor de E
0
, a semi-reação do íon permanganato foi forçada a 
acontecer no sentido de receber elétrons, ou seja, em que o manganês reduzia seu próprio 
número de oxidação. Esse resultado foi esperado, em razão de que o íon MnO4
- 
agiu como um 
agente oxidante forte. Importante ressaltar também que como o valor de E
0 
das semi-reações 
representadas pela equação 1 e 2 foram maiores que zero, as reações de óxido-redução 
aconteceram espontaneamente, ou seja, foram termodinamicamente permitidas (BACCAN et 
al., 2001). 
O ácido sulfúrico adicionado a solução de xarope antianêmico utilizada como titulado 
serviu para o acondicionamento apropriado do meio da reação, dado que a reação redox em 
meio ácido reduziu os íons MnO4
-
 a Mn
2+
 (BACCAN et al., 2001). O processo foi 
representado pela equação 1. 
 O H2SO4 foi considerado um dos reagentes mais apropriados para acidificar o meio, 
em virtude de o íon sulfato não ter sofrido a ação do permanganato (SKOOG et al., 2007). 
Nessas condições, a própria solução de permanganato de potássio titulante agiu como um 
reagente auto-indicativo do ponto final da titulação realizada. Em razão de que o produto 
formado Mn
2+
 apresentou-se incolor, um ligeiro excesso de íon MnO4
-
 (coloração violeta-
escura) após o ponto de equivalência provocou uma mudança rápida e perceptível na cor da 
soluçãotitulada de incolor para violeta clara, o que simbolizou o ponto final da titulação 
redox empregada (SKOOG et al., 2007). O ponto final dado pelo excesso de permanganato 
em solução ácida não foi permanente, porque o excesso de íons permanganato reagiu 
lentamente com os íons manganês(II) presentes em concentração relativamente elevada no 
4 
 
ponto final (SKOOG et al., 2007). Assim, a coloração violeta-clara foi se enfraquecendo 
gradualmente até a solução do titulado ter voltado a ser incolor. 
 
 Pela análise dessas características tornou-se dispensável a utilização de indicadores 
para essa titulação, o que se esperou a vantagem de um menor erro em relação ao excesso de 
titulante gasto após o ponto de equivalência, já que nesse caso não foi preciso adicionar um 
excesso significativo de solução padrão de permanganato de potássio para que fosse atingida a 
faixa de viragem de um suposto indicador (SKOOG et al., 2007). Logo após o ponto de 
equivalência, onde houve a formação do produto Mn
2+
 incolor, apenas um ligeiro excesso de 
íon MnO4
-
 já foi suficiente para alterar a cor do titulado e finalizar a titulação. 
 
Caso o experimento tivesse sido realizado em meio alcalino haveria sido formada uma 
reação indesejada (4), na qual formaria dióxido de manganês, um sólido marrom, o que 
impossibilitaria a aplicação do método de permanganimetria para essa prática, dado que não 
ocorreu a formação de Mn
2+
 e a reação em meio ácido facilitou a oxidação da substância em 
análise (BACCAN et al., 2001). 
 
 
Conforme se adicionava titulante ocorriam reações óxido-redução em proporção de 5 
átomos de Fe
2+
 para 1 átomo de MnO4
-
, como pode ser verificado pela estequiometria da 
reação global apresentada pela equação 3. No ponto de equivalência o número de mols de 
Fe
2+
 era igual a cinco vezes o número de mols de MnO4
-
 (5). 
 
A equação 5 foi reescrita em função de molaridade e volume (6). Deste modo, foi 
possível quantificar a concentração de Fe
2+
 presente na amostra do titulado utilizando a 
molaridade e os volumes gastos da solução de permanganato de potássio em cada titulação e o 
volume de 25 mL da solução diluída de antianêmico utilizada no titulado. O cálculo realizado 
para a primeira titulação que utilizou 2,90 mL de solução padrão de permanganato de potássio 
foi exemplificado abaixo. 
 
 
 
 
 
 
 
5 
 
 
 
 Para que fosse possível aferir a concentração encontrada experimentalmente com 
aquela determinada no rótulo do medicamento foi necessário multiplicar todas as 
concentrações calculadas por um fator de diluição. Foi notório que 5,0 mL de xarope 
antianêmico foi diluído em água destilada até o volume de 250 mL e que desta solução foi 
pipetado 25 mL para a realização da titulação. Sabe-se que a alíquota de 25 mL pipetada 
possui a mesma concentração que a solução de 250 mL contida no balão volumétrico, desta 
forma foi apontado um fator de diluição igual a 50. Então, todas as concentrações obtidas 
foram multiplicadas por 50 e, além disso, para a determinação da concentração de 
FeSO4.7H2O na amostra de antianêmico, as concentrações foram convertidas de mol L
-1
 para 
g L
-1
, ao se ter multiplicado o valor de cada concentração pela massa molecular (MM) do 
composto que é 277 g mol
-1
. O cálculo para a amostra 1 está representado abaixo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 O mesmo cálculo foi realizado para as outras amostras tituladas e os resultados foram 
dispostos na Tabela 2. 
Tabela 2: Concentração de Fe
2+
 e concentração de FeSO4.7H2O calculados para cada amostra 
de xarope antianêmico titulada 
Titulação Concentração Fe
2+
 (mol L
-1
) 
Concentração FeSO4.7H2O (g 
L
-1
) 
1 0,58 160,66 
2 0,54 149,58 
3 0,58 160,66 
 
 Com o objetivo de obter um único valor de concentração e que simbolize com maior 
precisão o experimento estudado, realizou-se a média aritmética (6) das concentrações de 
FeSO4.7H2O dispostas na Tabela 2, além de se ter calculado o respectivo desvio padrão 
conforme a equação 7. 
 
 
 
 
 
 
 
6 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Baseado nessas informações inferiu-se que o valor médio das concentrações de 
FeSO4.7H2O foi de . Conclui-se assim que o valor obtido é 
significativamente preciso, devido ao desvio entre as concentrações das amostras ter sido 
pequeno, correspondendo a apenas 4,1% do valor médio. Foi possível inferir que a 
concentração, obtida experimentalmente, de sulfato ferroso heptaidratado contida no 
medicamento foi de 156,97 mg mL-1. 
 A exatidão é a proximidade de um valor medido em relação ao valor verdadeiro ou 
aceito (SKOOG et al., 2007). Assim, a concentração obtida experimentalmente foi contrastada 
com aquela determinada no rótulo do medicamento antianêmico. O valor considerado como 
verdadeiro era de 125 mg mL
-1
 de FeSO4.7H2O em vista que o resultado obtido empiricamente 
foi de 156,97 mg mL (± 6,40) de sulfato ferroso heptaidratado. Desta maneira, foi possível concluir 
que houve certa discordância entre o valor experimental e o valor apresentado no rótulo do 
antianêmico. 
 Possíveis fontes de erros que podem ter interferido o resultado final da prática 
envolvem desde erros experimentais e o fenômeno de propagação de erros até das próprias 
características da técnica de permanganimetria empregada. O KMnO4 é um oxidante forte de 
cor violeta intensa (HARRIS, 2005). Assim o permanganato de potássio pode ter oxidado 
outras substâncias presentes na amostra do titulado (além do Fe
2+
), o que pode ter gastando 
um volume maior de titulante para o aparecimento do ponto final da titulação. As amostras 
foram titulado com uma solução de permanganato de potássio 0,02 mol L
-1
 até o aparecimento 
de uma coloração rósea persistente por 30 segundos. Entretanto, como o ponto final da 
titulação não era permanente, um significativo excesso de titulante pode ter sido adicionado e 
interferido a determinação da concentração de íons Fe
2+
. Outra desvantagem é a da 
molaridade da solução de permanganato de potássio ter sido suspeita e afetado os cálculos 
empregados, em razão de uma das desvantagens da permanganimetria é o fato de o 
permanganato de potássio não ser um padrão primário. A amostra de permanganato pode estar 
contaminada com pequena quantidade de MnO2, que catalisa a reação entre os íons MnO
4-
 e 
7 
 
as substâncias redutoras presentes na água destilada usada na preparação da solução padrão 
(BACCAN et al., 2001). 
 
2. CONCLUSÃO 
Na prática realizada foi utilizada a técnica de permanganimetria, a qual viabilizou a 
determinação da concentração de íons ferro (II) em um xarope antianêmico à base de sulfato 
ferroso. O valorconsiderado como verdadeiro - aquele presente no rótulo do medicamento - 
era de 125 mg mL
-1
 de FeSO4.7H2O e o resultado obtido empiricamente foi de 156,97 (± 
6,40) mg mL
-1
 de sulfato ferroso heptaidratado. Ao se ter contrastado a concentração 
determinada experimentalmente com o valor teórico, conclui-se que o resultado não foi exato, 
em razão da discordância entre os dois valores comparados. 
 É importante ressaltar que fontes de erros, tanto experimentais e até das próprias 
características da técnica empregada, quanto em relação ao fenômeno de propagação de erros 
podem ter interferido no valor final de concentração de FeSO4.7H2O obtida. A fim de 
diminuir os erros obtidos, poderia ter sido empregada um teste “em branco”, em razão de que 
a exatidão do ponto final depende muito do “branco”, em que se corrige eventuais falhas de 
percepção do ponto final. Conclui-se assim a importância dos métodos analíticos que se 
baseiam em reações de oxidação-redução para quantificar e aferir concentrações de 
determinadas substâncias. 
 
3. REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA 
BACCAN, N.; ANDRADE, J.C.; GODINHO, O.E.S.; BARONE, J.S. Química Analítica 
Quantitativa Elementar. 3. ed. São Paulo: Edgard Blücher, 2001. 308 p. 
HARRIS, D.C. Análise Química Quantitativa. 6. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2005. 876 p. 
SKOOG, D. A.; WEST, D. M.; HOLLER, F. J.; CROUCH, S. R. Fundamentos de Química 
Analítica. 8. ed. São Paulo: Thomson Learning, 2007. 999 p.