Relatorio de Permangametria

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DETERMINAÇÃO DA CONCENTRAÇÃO DE Fe (II) EM MEDICAMENTOS 
POR PERMANGANIMETRIA 
RESUMO 
O experimento realizado consistiu em uma análise quantitativa de ferro (II) em 
medicamento antianêmico, através de uma titulação de óxido-redução. A volumetria de 
oxirredução está baseada em reações de oxirredução, sendo aplicada em determinações 
de substâncias, capazes de exibirem dois ou mais estados de valência. Um dos métodos 
mias utilizados em titulações de oxidação-redução é a permanganimetria, que é uma 
técnica que se baseia nas reações de oxidação pelo íon permanganato, que é um forte 
agente oxidante. Este experimento teve por objetivos a determinação da concentração de 
Fe (II) em antianêmicos utilizando para tal a técnica da permanganimetria. Dessa forma, 
pipetou-se 10 mL de xarope antianêmico a base de sulfato ferroso (FeSO4 125 mg L
-1
) 
e, transferiu-se para um balão volumétrico de 250 mL completando o volume restante 
com água destilada. Em seguida, retirou-se uma alíquota de 1,00 (±0,05) mL da 
amostra, transferiu-se para um erlenmeyer e adicionou-se 50 mL de solução de ácido 
sulfúrico 2,5 mol L
-1
. Para em seguida titular essa alíquota com solução padrão de 
permanganato de potássio 0,02 mol L
-1
 até atingir a coloração rósea, realizando este 
procedimento em triplicata. O valor obtido de concentração de FeSO4 no xarope 
antianêmico foi de 3,3521 (±0,0464) mg mL
-1
. O resultado encontrado foi inferior ao 
descrito na bula do medicamento, 125,0 mg mL
-1
. A não padronização do permanganato 
de potássio e a sua decomposição quando exposto à luz são possíveis causas desta 
diferença. 
 
RESULTADOS E DISCUSSÕES 
Uma titulação redox está baseada em uma reação de oxirredução entre o analito 
e o agente titulante utilizado (HARRIS et al., 2012). Nesse tipo de reação há a 
transferência de elétrons de um reagente para outro, em que se tem um agente redutor e 
um agente oxidante. Um agente redutor é um doador de elétrons, enquanto um agente 
oxidante é um receptor de elétrons (SKOOG et al., 2007). 
Para a determinação da concentração de íons Fe (II) em medicamentos 
antianêmicos, preparou-se uma solução de 250 mL de xarope antianêmico a base de 
sulfato ferroso (FeSO4 125 mg L
-1
), para tal utilizou-se 10 mL do xarope. Retirou-se 
uma alíquota de 50 mL de solução de xarope, transferiu-se para um erlenmeyer e 
adicionou-se 50 mL de H2SO4 2,5 mol L
-1
, sendo titulada posteriormente com KMnO4 
0,02 mol L
-1
. Realizando-se este procedimento em triplicata. 
 Em geral a grande aplicação analítica do íon MnO4
-
 é em meio fortemente ácido, 
em que, o ácido preferencialmente usado é o H2SO4 porque o íon SO4
2-
 não sofre 
influência do MnO4
-
. Nas determinações de Fe
2+
 não se pode usar HCl e nem o HNO3, 
porque o Cl
-
 é parcialmente oxidado a Cl2, reação (1), e o Fe
2+
 é parcialmente oxidado 
pelo NO3
-
, reação (2). No primeiro caso temos um erro para mais e no segundo caso um 
erro para menos na titulação (BACCAN, 2001). 
Fe
2+
(aq) + Cl
-
(aq) FeCl2(aq) (1) 
Fe
2+
(aq) + 2HNO3(aq) Fe
3+
(aq) + 2NO2(g) + 2H2O(l) (2) 
Do mesmo modo como nas titulações ácido-base, este método precisa de uma 
indicação para o ponto final da titulação. Dessa maneira, indicadores e eletrodos são 
normalmente utilizados para tal finalidade em uma titulação redox. Um indicador redox 
é uma substância que ao passar de seu estado oxidado para seu estado reduzido muda de 
coloração. Para este experimento, o KMnO4 foi utilizado como um reagente auto-
indicador, pois uma propriedade útil de uma solução de permanganato de potássio é sua 
cor púrpura intensa, que é suficiente para servir de indicador para a maioria das 
titulações (SKOOG et al., 2007). Consequentemente, um pequeno excesso do titulante 
permanganato de potássio, que ocorre imediatamente após o ponto de equivalência, 
produz uma cor rosa na solução titulada que sinaliza o final da titulação. O problema 
com os reagentes auto-indicadores é que ocorre sempre excesso de agente oxidante no 
ponto final (VOGEL et al., 2012). Portando, durante a titulação o KmnO4 reage com o 
Fe(II) da amostra segundo a reação (3), resultando em uma substância incolor. Contudo, 
quando é adicionado KmnO4 em excesso, a coloração passa a ser rosa clara, devido a 
falta de Fe(II) para reagir e assim se obtém o ponto final. O fato da perda de coloração 
novamente, se deve ao fato do permanganato reagir com outras substâncias. 
5 Fe
2+
(aq) + MnO4
-
(aq) + 8H
+
(aq) 5 Fe
3+
(aq) + Mn
2+
(aq) + 4H2O(l) (3) 
Nessa reação, o Fe (II) está sofrendo oxidação, segundo a reação (4), ou seja, 
recebe um elétron, enquanto o MnO4
-
 doa esse elétron, sofrendo assim redução, segundo 
a reação (5). 
Fe
2+
 + e
-
 Fe
3+
 Eº= +0,77 (4) 
MnO4
-
(aq) + 8H
+
(aq) + 5e
-
 Mn
2+
(aq) + 4H2O(l) Eº = 1,51 V (5) 
Os volumes gastos para a titulação das triplicatas estão reunidos na Tabela 1, 
juntamente com a concentração de íons Fe (II). A concentração de íons Fe (II) foram 
determinados através de equações matemáticas (6) e (7), em que tem-se que o número 
de mols de Fe (II) (nFe(II)) seja igual ao número de mols do MnO
4-
 (nMnO4-) no ponto de 
equilíbrio. Pela estequiometria da reação (3) temos que o número de mols de Fe (II) é 
cinco vezes o número de mols de MnO4
-
. Como o número de mols de uma substância 
pode ser encontrado através da multiplicação entre seu volume e sua concentração, 
podemos substituir essa relação em (6) e obteremos (7). 
NFe(II) = 5nMnO4- (6) 
MFe(II) x VFe(II) = 5 x MMnO4- x VMnO4- (7) 
Resolvendo para a primeira alíquota temos que, 
MFe(II) x 50,0 mL = 5 x [0,02 mol L
-1
 x 11,20 mL] 
MFe(II) = 0,0224 mol L
-1
 
Para as outras duas alíquotas os cálculos foram análogos ao demonstrado. 
 
Tabela1: Volume de KmnO4 gasto nas titulações da amostra de xarope, juntamente 
com as concentrações de FeSO4 e Fe(II) determinada na amostra do referido 
medicamento. 
Replicatas 
Volume 
gasto de 
KmnO4 
(±0,05 mL) 
Concentração de 
FeSO4 (mol L
-1
) 
Concentração 
de FeSO4 (mg 
mL
-1
) 
Concentração 
de Fe(II) (mg 
mL
-1
) 
1 11,20 0,0224 3,4027 1,2510 
2 10,90 0,0218 3,3116 1,2175 
3 11,00 0,0220 3,3420 1,2287 
Média - 0,0221 3,3521 1,2324 
Desvio Padrão - ± 0,0003 ± 0,0464 ± 0,0170 
 
Para a determinação da média das concentrações e o desvio padrão, fez-se uso das 
equações matemáticas (8) e (9). 
 ̅ ∑
( ) 
 
 
 
 
 
 
 ( ) 
 √
∑ [ ( ̅ ) ( ) ]
 
 
 
 
 = 
√
( ) ( ) ( ) 
 
 
 = 0,0003 mol L
-1
 (9) 
Passando a concentração média mol L
-1
 para concentração média em mg mL
-1
, 
fez-se uso da seguinte relação (10), exemplificada para a primeira alíquota. E para a 
determinação da média e do desvio padrão, realizou-se o mesmo processo matemático 
realizado anteriormente, por meio de (8) e (9). 
1 mol de FeSO4 151908 mg
 
 0,0224 x 10
-3
mol mL
-1
 de FeSO4 x (mg mL
-1
) (10) 
Para a determinação de íons Fe (II) faz-se a relação entre a massa de Fe presente 
em um mol de FeSO4 e relaciona-se com a massa de Fe (II) presente na massa de 
FeSO4 determinada, (11), demonstrada para a primeira alíquota. E para a resolução da 
média e do desvio padrão, realizou-se o mesmo processo matemático realizado 
anteriormente, por meio de (8) e (9). 
151,908 g mol
-1
 de FeSO4 55,850 g mol
-1de Fe 
 3,4027 mg mL
-1
 de FeSO4 x (mg mL
-1
) de Fe (11) 
 A concentração de FeSO4 determinada na amostra do medicamento antianêmico 
foi de 3,3521 (± 0,0464) mg mL
-1
, cujo teor de Fe(II) apresentado foi de 1,2324 (± 
0,0170) mg mL
-1
. O resultado encontrado foi inferior ao descrito na bula do 
medicamento, 125,0 mg mL
-1
, que deveria apresentar uma concentração de Fe(II) de 
45,9571 mg mL
-1
. A não padronização do permanganato de potássio e a sua 
decomposição quando exposto à luz são possíveis causas desta diferença. Essa 
diferença também pode ser explicada, devido ao MnO4
-
 ser reduzido a MnO2. E 
também, porque o KMnO4 não pode ser considerado um padrão primário, pois é 
instável em virtude da reação (12), que é acelerada na presença de MnO2, Mn
2+
, calor, 
luz, ácidos e bases, afetando significativamente os resultados. Muitas vezes, esta 
substância se apresenta contaminada com MnO2, o qual, tem a propriedade de catalisar 
a reação entre os íons MnO4
-
 e as substâncias redutoras presentes na água destilada na 
preparação da solução padrão (BACCAN et al., 2001). Além disso, a água destilada 
geralmente contém impurezas orgânicas suficientes para reduzir algum MnO4
-
 recém 
reduzido a MnO2 (HARRIS, 2005). 
4 MnO4
-
 + 2 H2O 4 MnO2(s) + 3 O2 + 4 OH
- 
(12) 
Além disso, o retorno à coloração da solução inicial (xarope diluído em água 
destilada), mesmo após a solução atingir o tom rosa, que é propiciado pela adição do 
permanganato de potássio titulado, ocorre rapidamente e, caso o operador não tenha 
total atenção no experimento pode perder o ponto de viragem, ocasionado assim em 
erros nos resultados finais. O retorno da coloração inicial pode ser explicada pela 
insuficiência de acidez, que influência diretamente na permaganametria, pois esta 
precisa ser realizada em meio fortemente ácido, por erro operacional ou, ainda, pela 
instabilidade do reagente (xarope antianêmico) que tem o ferro oxidado pelo próprio ar. 
 
CONCLUSÕES 
Com esse experimento foi possível obter a concentração de Fe (II) em 
medicamento antianêmico pelo método da permanganimetria. O titulante utilizado, 
permanganato de potássio, não reagiu totalmente devido sua instabilidade e menor grau 
de pureza em comparação com o esperado. Assim, percebeu-se a discrepância entre o 
valor esperado e o valor obtido. 
 Também pode ser observado que, após a titulação a solução volta a ser incolor, 
visto que, o pH da amostra pode não estar suficientemente ácido, ou pela instabilidade 
do xarope, que em contato com o ar, acarretando em uma oxidação prévia do ferro. 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
HARRIS, D. C. Análise Química Quantitativa. 6ª edição, Rio de Janeiro: LTC-Livros 
Técnicos e Científicos, 2005. 876 p. 
 
SKOOG, D. A.; WEST, D. M; HOLLER, F. J.; CROUCH, S. R. Fundamentos de 
química analitica. 8
a
 Edição, São Paulo: Thomson, 2007. 999 p. 
 
BACCAN, N.; ANDRADE, J.C.; GODINHO, O.E.S.; BARONE, J.S. Química 
Analítica Elementar. 2ª edição, Campinas: Edgar Blücher, 2001. 308 p. 
 
VOGEL, A. Química Analítica Quantitativa. 6ª Edição, Rio de Janeiro: LTC, 2012. 
462 p.