INTRODUÇÃO
Muitos íons metálicos formam complexos estáveis, solúveis em água com um grande número de aminas terciárias contendo grupos carboxílicos. A formação destes complexos serve como base para a titulação complexométrica de uma variedade de íons metálicos. Apesar de existir um grande número de compostos usados na complexometria, à discussão teórica que se segue será limitada a complexos formados com o ácido etilenodiaminotetraacético (EDTA), um dos mais comuns.
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1. VARIAÇÃO DAS ESPÉCIES DE EDTA EM FUNÇÃO DO PH DA SOLUÇÃO AQUOSA O EDTA é um ácido fraco para o qual o pK 1 = 2,00; pK2 = 2,66; pK3 = 6,16 e pK4 = 10,26. Estes valores mostram claramente que os dois primeiros prótons são mais facilmente ionizáveis do que os outros dois restantes. Nesta discussão o EDTA será representado pelo símbolo H4Y, onde o “H4” refere-se aos quatro hidrogênios ionizáveis dos quatro grupos carboxílicos. Os quatro valores de pK dados acima, correspondem às dissociações:
Em solução aquosa o EDTA dissocia-se produzindo quatro espécies aniônicas; a fração de cada espécie de EDTA em função do pH é mostrada na figura:
Figura 1 – Composição de uma solução de EDTA em função do pH.
Através da figura 1 observa-se que somente para os valores de pH acima de 10 é que a maior parte do EDTA em solução existe na forma de espécie . Para valores de pH abaixo de 10, predominam as outras espécies protonadas . Nestes casos pode-se considerar que o íon H+ compete com o íon metálico pelo EDTA. Então, a tendência para formar o quelato metálico num determinado valor de pH não é discernível diretamente a partir do valor da constante de formação absoluta (Kabs) do quelato em questão.
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Onde, Kabs = constante de formação absoluta ou constante de estabilidade absoluta. Pode-se ver na figura 1 que, em pH 4 a espécie predominante em solução é e sua reação com um metal, por exemplo com o zinco, pode ser descrita pela
seguinte equação:
.
É evidente que à medida que o pH diminui, este equilíbrio, este equilíbrio se desloca no sentido de impedir a formação do quelato e é óbvio que deverá existir um valor de pH abaixo do qual a titulação do zinco com o EDTA não poderá ser realizada. O valor deste pH pode ser calculado e o cálculo envolve o valor da constante de estabilidade absoluta (Kabs), bem como os valores apropriados das constantes de dissociação do EDTA. A expressão que dá a fração de EDTA na forma de pode ser obtida através da equação que relaciona a relaciona a concentração total das espécies de EDTA não complexas, Ca, no equilíbrio:
Substituindo-se nesta equação as concentrações das várias espécies em termos das suas constantes de dissociação tem-se:
Onde, = é a fração de EDTA na forma .
O valor de pode ser calculado em qualquer Ph para qualquer ligante cujas constantes de dissociação sejam conhecidas. Para efeito de cálculo é possível efetuar algumas simplificações; por exemplo, quando se titula uma solução em pH muito alto é claro que o termo será desprezível. Como os valores de α se estendem sobre um intervalo muito amplo de
magnitude, na prática pode-se fazer um gráfico de . Tal gráfico para o EDTA é mostrado na figura 2 e foi traçado dos dados da Tab. 1 6
Figura 2 – Variação de –logα4 com o pH, para o EDTA
Substituindo-se o valor de na expressão da constante de estabilidade absoluta, dada por (V), tem-se:
Tabela 1 – Valores de α4 para EDTA
Onde, K’ é chamada de constante de estabilidade condicional. Ao contrário da
Kabs, K’ varia com o pH, pois está na dependência de que varia com que varia com o pH. A vantagem de se trabalhar com K’ em vez de K abs, está no fato de que K’ mostra
a tendência real para ocorrer a formação do quelato metálico num determinado valor de pH. Os valores de K’ são facilmente obtidos a partir d os valores de Kabs e de
Note-se que a medida que o pH diminui o também diminui, e consequentemente o valor de K’ diminui. Como é
a fração de EDTA na forma de
, em pH acima de 12, onde o EDTA está completamente dissociado, o valor de aproxima-se da unidade ( tende a zero), e daí K’ se aproxima de K abs.
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2. EFEITO DE TAMPÕES E AGENTES MASCARANTES Algumas substâncias presentes em solução podem formar complexos com os íons metálicos e com isso, competir com a reação básica da titulação. Estes complexantes são algumas vezes adicionados propositadamente para eliminar interferências sendo chamados de agentes mascarantes. Como exemplo temos níquel que forma um complexo de alta estabilidade com íons cianeto, enquanto que o chumbo não forma, portanto, o chumbo pode ser titulado com EDTA em presença de cianeto, sem sofrer interferência do níquel, ainda que as constantes de estabilidade (Kabs) dos íons considerados, com EDTA, sejam muito próximas: NiY2-
logKabs = 18,62
PbY2-
logKabs = 18,04
Durante a titulação de certos íons metálicos com EDTA, pode ser necessário adicionar, alé de agentes mascarantes e do tampão, um complexante auxiliar para impedir a precipitação do metal na forma de seu hidróxido. Geralmente este complexante auxiliar e um dos componentes do próprio tampão, colocado em excesso. Por exemplo na titulação de íons Zn2+ com EDTA, a solução é fortemente tamponda com solução de amônia e cloreto de amônio que, além de tamponar o meio, evita a precipitação do Zn(OH)2, através da formação de complexos amin-zinco. Os íons Zn2+ formam quatro complexos com a amônia: Eq. 10- Zn2+ + NH3
-> <-
Zn2(NH3)2+
K1 = 1,8 x 102
Eq. 11- Zn(NH3)2+ + NH3
-> <-
Zn2(NH3)2+2
K2 = 2,2 x 102
Eq. 12- Zn(NH3)2+2 + NH3
-> <-
Zn2(NH3)2+3
K2 = 2,5 x 102
Eq. 13- Zn(NH3)2+3 + NH3
-> <-
Zn2(NH3)2+4
K2 = 1,1 x 102
Chamando de CZn a concentração analítica de todas as espécies contendo o íon zinco, tem-se: Eq. 14- CZn = [Zn2+] + [Zn(NH3)2+] + [Zn(NH3)2+2] + [Zn(NH3)2+3] + [Zn(NH3)2+4] substituindo-se em termos das constantes de equilíbrio: 8
Eq. 15- CZn = [Zn2+]{1+K1[NH3] + K1K2[NH3]2 + K1K2K3[NH3]3 + K1K2K3K4[NH3]4} Chamando-se de β4 a fração de íons Zn2+ não complexados, Eq. 16- β4 = [Zn2+] / CZn :.
[Zn2+] = β4CZn
onde β4 está representando o inverso do termo entre chaves na equação 6 e pode ser calculado a partir dos valores das constantes de equilíbrio, K1, K2, K3, K4 e da concentração de NH3. Da reação dos íons Zn2+ com EDTA na presença de amônia, tem-se: Zn2+ + Y4- -> <- ZnY2Kabs = [ZnY2-] / [Zn2+][Y4-] substituindo-se o valor de [Zn2+] da eq. 16 e o valor de [Y4-] na equação 8: [Y4-] = α4Ca, tem-se: Eq.17- Kabs = [ZnY2-] / β4CZnα4Ca :. Eq.18- Kabsα4β4 = K’ = [ZnY2-] / CZnCa Considerando-se como exemplo o cálculo da constante de estabilidade condicional (K’), na titulação de zinco com EDTA nua solução contendo amõnia e
tamponada em pH 9. Para isso devem-se usar os valores de K1, K 2, K3, K4 para a reação de Zn2+ com amônia e ainda, o valor da constante de estabilidade absoluta (em tabela específica o Kabs para a reação de Zn2+ com EDTA é 3,2 x10 16 e o valor do α4 para pH 9 é 5,1 x10-2). Supondo-se também que a concentração de amônia livre no tampão é de 0,100 mol L-. β4 = 1 / 1+ 18,0
+ 396 + 9900 + 109x103 :. β4 = 8,3x10-6
Mas, da Eq.18 2-
= Kabsα4β4
2-
= (3,2x1016)x(5,1x10-2)x(8,3x10-6)
2-
= 1,4x1010
K’ZnY K’ZnY K’ZnY
2-
A partir deste valor de K’ZnY
pode-se construir a curva de titulação teórica de
50 mL de uma solução de íons Zn2+ 0,0010 mol L- com EDTA 0,0010 mol L- em pH 9.
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A figura 6.5 mostra duas curvas, obtidas para concentrações diferentes de amônia em solução.
Pode-se ver que o salto na inflexão da curva no ponto de equivalência é menor na presença da maior concentração de amônia. Isto mostra que durante a titulação devese evitar um quantidade muito grande de tampão, o que levaria a uma maior dificuldade na determinação do ponto final. Da forma mencionada, a outra razão para se empregar um agente complexante auxiliar é para mascarar o efeito de uma espécie interferente. Assim, tanto zinco quanto magnésio formam complexos estáveis com EDTA em pH 10 e podem ser titulados em soluções tamponadas neste pH. Se ambos estiverem presentes numa ttulção em que interessasse apenas o magnésio, o zinco e muitos outros metais pesados vão interferir. Porém, os metais pesados em geral formam complexos estáveis com cianeto (K4 ≈ 1020), de tal modo que a adição de cianeto de sódio ou de potássio à solução que está sendo titulada vai competir com a reação de complexação com o EDTA, fazendo com que os ions metálicos não reajam com o EDTA numa extensão significativa. Entretanto, o magnésio forma um complexo mioto fraco com cianeto e pode, então ser titulado sem interferências. Por exemplo no caso do zinco, as constantes de formaçãoes parciais dos complexos com cianeto são: K1 = 3x105; K2 = 1,3x105; K3 = 4,3x104; K4 = 13,5x103, donde, usando-se uma expressão similar à equação 15 e β4 ≈ 10-19 quando [CN-] = 0,100 mol L-1, calcula-se daí o valor da constante de estabilidade condicional K’, para o complexo ZnY2-, obtendo-se 1,1x10-3. Isto indica que a presença do cianeto efetivamente evita a formação do complexo de zinco com o EDTA. O desmacaramento numa etapa subsequente, a fim de que o zinco possa ser tmbém determinado, pode ser 10
efetuado pela adição de uma mistura formaldeído-ácido acético, causando a seguinte reação: Zn(CN)2-4 + 4H+ + 4HCOH -> <- Zn2+ + 4HOCH2CN O hidrato de cloral (Cl3CCHO) pode também ser usado em reações de desmascaramento. No caso de complexos com fluoereto, o íon metálico pode ser liberado mediante adição de um sal de borato: 4F- + BO-33 + 3H+ -> BF-4 + 3OHConsidere a seguir um exemplo de um cálculo envolvendo equilíbrio de complexos fundamentados no que foi estudado até agora: EXERCÍCIO Calcular a concentração de íons Zn2+ numa solução contendo Zn(NO3)2 1,0x10-3 mol L-1 e NH3 livre (não complexada) 0,030 mol L-1, num pH 9,0. Considerar os valores das constantes de formação parciais dos complexos de Zn - NH3 como sendo: log de K1 = 2,25; log de K2 = 2,34; log de K3 = 2,40; log de K4 = 2,04; pKa(NH+4) = 9,26.
Solução: [Zn2+] = β4CM; α1 = Ka / Ka + [H β4 = [Zn
+
], logo: α1 = 10-9,26 / 10-9,26 + 10-9,0 = 0,36;
2+
] / CZn2+;
β4 = 1 / 1+K1[NH3] + K1K2[NH3]2 + K1K2K3[NH3]3 + K1K2K3K4[NH3]4 β4
= 1 / [1+102,25(0,36x0,030)+102,25x102,34(0,36x0,030)2+102,25x102,34 x102,40
(0,36x0,030)3+102,25x102,34 x102,40x102,04 (0,36x0,030)4] β4 = 1 / 34,35 = 2,91x10-2; d
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3.
INDICADORES METALOCRÔMICOS
Os indicadores metalocrômicos, basicamente, são compostos orgânicos coloridos que formam quelatos com os íons metálicos. O quelato tem uma cor diferente daquela do indicador livre. Para se conseguir uma boa detecção do ponto final da titulação, deve-se evitar a adição de grandes quantidades do indicador. No processo, o indicador libera o íon metálico, que será complexado pelo EDTA num valor de pM mais próximo possível do ponto de equivalência. Tais indicadores têm comportamento um tanto complicado pelo fato de que a sua cor depende do pH da solução. Eles podem reagir com íons H+, assim como o fazem com o cátion, apresentando um comportamento análogo ao de um indicador ácido-base. O Negro de Eriocromo T e o Calcon são dois indicadores metalocrômicos típicos usados em laboratório. Suas estruturas são:
Na formação do quelato metálico, o Ério T liga-se ao metal pelos dois átomos de oxigênio dos grupos fenólicos que perdem os hidrogênios e pelo grupo azo. A molécula do Ério T é geralmente representada também de modo abreviado como um ácido triprótico, H3In. O pKa para a ionização do HIn2- formando In3- é de 11,6. A espécie In3- é de cor laranja-amarelada. O Ério T forma com os íons metálicos, complexos estáveis de estequiometria 1:1, de cor vermelho-vinho. Geralmente as titulações com EDTA, tendo o Ério T como indicador, são realizadas num intervalo de pH de 8 a 10, no qual predomina a forma azul o indicador, HIn2-. A reação que resulta na mudança de cor é descrita: H2In-
HIn2-
In3-
vermelho ← pH6-7 → azul ← pH11-12 → laranja
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Além destes dois indicadores, Ério T e Calcon, existem um número muito grande de outros compostos orgânicos recomendados para diferentes elementos ao serem titulados com EDTA ou complexantes similares.
A murexida em meio fortemente alcalino mostra uma cor violeta-azulada que muda para vermelho-violeta num pH abaixo de 9. Pela adição de íons cálcio à solução alcalina contendo a murexida forma-se uma cor salmão-rósea, devido à presença do complexo cálcio-murexida. Quando o EDTA é adicionado a uma solução alcalina contendo murexida, os íons de cálcio livres são complexados primeiro, a seguir, no ponto de equivalência, o cálcio é removido do complexo Ca-murexida ocasionando a mudança de cor: [Ca-murexida]+ + Y4Rosa
CaY2- + [murexida]violeta-azulado
Outros metalocrômicos de interesse analítico:
Calmagita
Berilon II
Glioxal bis-(2-hidroxianil)
Calcicromo
Naftil-azonia
Vermelho de eriocromo B
Zincon
Thoron
Arsenazo
Tiron
Violeta de pirocatecol
Vermelho de pirogalol
Alizarina S
Eriocromo cianina
Cromo azurol S
Hematoxilina
Alaranjado de xilenol 13
4. ESCOLHA DO TITULANTE
Titulação (ou Volumetria) é uma técnica comum de laboratório em análise química quantitativa, usado para determinar a concentração de um reagente conhecido. O método consiste em reagir completamente um volume conhecido de uma amostra com um volume determinado de um reagente de natureza e concentração conhecida (solução padrão). A substância de interesse em qualquer determinação recebe o nome de analito. A espécie química com concentração definida recebe o nome de titulante, que é, em geral, uma solução obtida a partir de um padrão primário, podendo ser um sal ou uma substância gerada na solução que se deseja valorar. A solução a ter sua concentração determinada recebe o nome de titulado. O objetivo da titulação é a determinação da concentração ou da massa da fórmula mínima do material químico titulado compondo um líquido puro ou uma solução. O material químico titulante, compondo um outro líquido ou solução é utilizado para atingir o objetivo acima, mediante uma reação química que apresente pelo menos uma mudança observável. Geralmente o titulante preenche a bureta, enquanto o outro encontra-se no erlenmeyer. A seguir adiciona-se sob agitação o titulante abrindose cuidadosamente a torneira da bureta. A reação química entre o titulante e o titulado permitirá a titulação. A cada adição do titulante, a reação consome parte do titulado. Se todo o titulado for consumido pela última adição do titulante, sem que sobre excesso de titulante atinge-se o ponto de equivalência. É muito fácil atingir o ponto de equivalência no simulador, porém não tão fácil no experimento com os reagentes químicos. Experimentalmente são aceitáveis aproximações que dependem da precisão da balança analítica utilizada no preparo das soluções, dos aparelhos volumétricos, e da estabilidade da temperatura no ambiente. Atinge-se resultado de melhor qualidade quando o valor das energias químicas de atração entre o componente do titulante e o do titulado que formam o produto da reação forem elevadas e quando as energias químicas de atração entre o titulante e o solvente e entre o titulado e o solvente não competirem para a reversão do produto nos reagentes. Além destes fatores, as impurezas dos materiais e do ambiente, partículas em suspensão no ar, evaporação dos líquidos, a estabilidade química dos componentes, a velocidade da reação e o desempenho técnico do operador também influem sobre a qualidade dos resultados.
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6. APLICAÇÃO NO CAMPO FARMACÊUTICO
A telassamia e a terapia por quelação No sistema circulatório humano, o oxigênio é transportado pela hemoglobina, uma proteína que contém ferro. A hemoglobina consiste em dois pares de subunidades, usualmente simbolizados pelas letras gregas α e β. A β-talassemia
é uma doença
genética, em que as subunidades β da hemoglobina não são sintetizadas
em quantidades
adequadas pelo organismo. Crianças acometidas por esta doença conseguem sobreviver somente por meio de freqüentes transfusões de hemácias normais. A maior dificuldades que este tratamento apresenta é que o paciente acumula em seu organismo de 4 a 8g de ferro por ano, provenientes da hemoglobina das células transfundidas. O organismo humano não dispõe de um mecanismo eficaz para eliminar estas grandes quantidades de ferro, e muitos pacientes morrem em torno dos 20 anos de idades, devido aos efeitos tóxicos desta sobrecarga do metal. Para facilitar a excreção de ferro, usa-se uma terapia intensiva por quelação. A substância que produz melhores efeitos e a desferrioxamina B, um poderoso quelante para o Fe³, produzido pelo microorganismo Streptomyces pilosus. A constante de formação para o complexo de Fe (III), chamado ferrioxamina B, é 10. Usada conjuntamente com o ácido ascórbico (vitamina C), um agente redutor que reduz o Fe³ à forma mais solúvel Fe² a desferrioxamina consegue retirar, por ano, vários gramas de ferro de um paciente em estado de sobrecarga. O complexo ferrioxamina é eliminado pela urina. Em pacientes com talassemia, a desferrioxamina reduz a incidência de doenças de coração e de fígado e consegue controlar favoravelmente o metabolismo de ferro. Nestas condições, 91% dos pacientes conseguem sobreviver sem complicações cardíacas após 15 anos de terapias por quelação. Infelizmente, o tratamento com altas doses de desferrioxamina pode causar distúrbios de crescimento em crianças. A desferrioxamina é um medicamento caro e deve ser administrado continuamente, por meio de injeções. A sua principal vantagem é não ser absorvida pelo intestino. Vários quelantes de ferro foram testados durantes mais de ativo que pudesse ser administrado aos pacientes por via oral. Entretanto, nenhum dos compostos 15
estudados mostrou ser tão eficiente, ou livre de efeitos colaterais, como a desferrioxamina. Em longo prazo, os transplantes de medula óssea ou a terapia genética podem ser um caminho para a cura definitiva desta doença.
Anticoagulante e contêineres O anticoagulante preferido para hemograma é um dos sais do EDTA. Têm sido usados o K2EDTA, o K3EDTA e o Na 2EDTA. O recomendado pelo International Committee (agora Counsil) (ICSH) é o K2EDTA, tanto em forma seca como em solução, em concentração final entre 1,5 e 2,2 mg/mL. A solução tem a vantagem de permitir uma mistura mais rápida e uma menor freqüência de coagulação indesejada; em tubos a vácuo, a parede é coberta pelo EDTA, e a mistura lenta não é problema. Ao usar-se o EDTA em solução, algumas determinações são afetadas pela diluição, principalmente se for coletado um volume escasso de sangue. O excesso de EDTA tem efeito prejudicial na morfologia dos eritrócitos em distensões coradas. O Na2EDTA é menos solúvel do que os sais potássicos; o K3EDTA causa desidratação dos eritrócitos e baixa o micro-hematócrito. Muitos laboratórios usam instrumentos de contagem de glóbulos com um dispositivo aspirador das amostras, que perfura as tampas de borracha e reduz a indesejável manipulação do sangue. Para usá-los, há necessidade de escolha de tubos com rolha de borracha apropriada, que não vaze pelo pertuito.
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CONCLUSÃO
A discussão que se seguiu foi limitada a complexos formados com o ácido etilenodiaminotetraacético (EDTA), um dos comuns complexantes mais empregados. Na complexação de íons metálicos com EDTA, a sua espécie ativa é o íon y-4, cuja concentração depende do pH. Pois, somente em solução nitidamente alcalina o EDTA se encontra presente predominantemente na forma de íon y-4, com o aumento da concentração de íon de hidrogênio, cai a concentração da espécie y-4 ou seja, a concentração do íon y-4 diminui com o decréscimo do pH. Além do titulante (EDTA), certas substâncias presentes em solução podem formar complexos com íons metálicos e, como consequência, competir com a reação básica da titulação. Se, na titulação de um ácido forte, o pH for plotado contra o volume de solução da base forte adicionada, há, no ponto de equivalência um ponto de inflexão da curva. Analogamente, na titulação pelo EDTA, de o pH (negativo do logarítmo decimal da concentração do íon metálico livre) for plotado contra o volume de solução de EDTA adicionado, há um ponto de inflexão no ponto de equivalência. Na titulação pelo EDTA usa-se um indicador sensível ao íon metálico para detectar as modificações do pH.
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REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA
BACCAN, N.; ANDRADE, J. C. de; GODINHO, O. E.S.; e BARONE, J.S. Química Analítica Quantitativa Elementar.
São Paulo: Edgard Blücher; Campinas:
Universidade de Estadual de Campinas, 1979.
BARBARA, J. B. Células Sanguíneas, Um Guia Prático. 4ª Ed. – Porto Alegre: Artmed, 2007.
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