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UNIVERSIDADE DE SÃO PAULO Faculdade de Filosofia, Ciências e Letras de Ribeirão Preto Departamento de Química Relatório Experimental: ESPECTROFOTOMETRIA DE ABSORÇÃO MOLECULAR Docente: Profa. Maria Eugênia Queiroz Nassur Discentes: Carolina Santos Juliana Magalhães Patrícia Tostes Nº do grupo: 2 Ribeirão Preto, 24 de abril de 2015. 1- INTRODUÇÃO 1.1) Fundamentação teórica Espectrometria de Absorção Molecular Medidas de absorção baseadas em radiação ultravioleta e visível encontram vasta aplicação para identificação e determinação de uma miríade de espécies inorgânicas e orgânicas. Os métodos de absorção molecular talvez sejam os mais amplamente usados dentre todas as técnicas de análise quantitativa em laboratórios químicos e clínicos em todo o mundo. A espectroscopia de absorção molecular está baseada na medida da transmitância T ou absorbância A de soluções contidas em células transparentes tendo um caminho óptico de b cm. De forma comum, a concentração c de um analito absorvente está relacionada linearmente à absorbância, conforme representado pela equação: A=−logT=log Po ∕ P=∊b c (eq.1) A equação acima, por sua vez, descreve a Lei de Beer. Limitações Reais da Lei de Beer A lei de Beer é bem-sucedida ao descrever o comportamento da absorção de meios contendo concentrações de analito relativamente baixas; neste sentido, é uma lei limite. Em algumas concentrações (usualmente ˃ 0,01M), a distância média entre as moléculas responsáveis pela absorção diminui a ponto de cada molécula afetar a distribuição de carga de suas vizinhas. Essa interação, por sua vez, pode alterar a capacidade das moléculas de absorver um determinado comprimento de onda da radiação. Como a extensão da interação depende da concentração, a ocorrência desse fenômeno causa um desvio da relação linear entre absorbância e concentração. Desvios Químicos Aparentes Desvios aparentes da lei de Beer surgem quando um analito se dissocia, se associa ou reage com um solvente para dar um produto que tem um espectro de absorção diferente do analito. Um exemplo comum desse comportamento é encontrado em soluções aquosas de indicadores ácido-base. 1.2) Objetivo O experimento em si, teve como principais objetivos, a determinação do comprimento de onda de máxima absorção no visível empregando diferentes espectrofotômetros (comprimento de onda fixo e arranjo de diodos); a construção da curva analítica para as determinações quantitativas; a determinação da concentração de ferro presente na amostra desconhecidas, além do aprendizado e discussão geral da técnica de espectrofotometria. 2- PARTE EXPERIMENTAL 2.1) Materiais, aparelhos e reagentes utilizados Nome Quantidade Detalhe Balão volumétrico 10 Volume = 100 mL Balão volumétrico 3 Volume = 250 mL Béquer 3 Volume = 100 mL Proveta 1 Volume = 25 mL Pipeta volumétrica 5 Volumes = 1, 2, 3, 5 e 10 mL Pipeta graduada 2 Volumes = 5 e 10 mL Micropipeta 1 Volume = 100 µL-1000 µL Pipeta de pasteur 2 - Funil 1 - Papel indicador de pH 1 - Sol. de Hidroquinona - 1% (m/v) Sol. Tampão Ácido cítrico/Citrato de sódio - pH=3,5 Sol. orto-fenantrolina - 0,25% (m/v), em solução hidroalcóolica ( 90:10 v/v) Padrão de ferro - (0,04 mg Fe/mL), diluído em tampão Comprimido de sulfato ferroso 10 Cubeta de vidro 2 2.2) Procedimentos Preparo da amostra Inicialmente, pesou-se 10 comprimidos de sulfato ferroso e calculou-se a massa média de uma unidade, que foi de aproximadamente 0,3472 g. Pesou-se então, a massa de sulfato ferroso correspondente à massa média de um comprimido. Adicionou-se 10 mL de solução tampão e agitou-se. Transferiu-se quantitativamente a solução para um balão volumétrico de 100 mL e completou-se o volume com água deionizada. Não se realizou em triplicata por falta de tempo, devido alguns imprevistos no começo do experimento. Em seguida, transferiu-se 500 uL da solução preparada para um novo balão de 250 mL , ao qual foi adicionado também 25 mL de solução tampão, 5,0 mL de solução aquosa de hidroquinona 1% (m/v) e 7,0 mL de solução hidroalcoólica de o-fenantrolina 0,25% (m/v). O restante do volume foi completado com água deionizada. A solução resultante apresentou pH~4,0, após a verificação. Esses procedimentos foram realizados em triplicata. Branco de referência A solução utilizada como branco de referência foi preparada utilizando-se 10 mL de solução tampão, 2,0 mL de solução aquosa de hidroquinona 1% (m/v) e 3,0 mL de solução hidroalcoólica de o-fenantrolina 0,25% (m/v), completando-se o volume com água deionizada. Verificou-se que o pH resultante foi de aproximadamente 4. Curva Analítica Pipetou-se respectivamente os volumes 1,00, 2,00, 3,00, 5,00, 8,00 e 10,00 mL da solução padrão de ferro (0,04 mg de Fe/mL) em balões volumétricos de 100 mL, que foram previamente identificados como A, B, C, D, E e F. Logo após, adicionou-se 9,00, 8,00, 7,00, 5,00 e 2,00 mL de solução tampão nos 5 primeiros balões, exceto no F. Em seguida colocou-se em todos os balões 2,0 mL de solução aquosa de hidroquinona 1% (m/v) e 3,0 mL de solução hidroalcoólica de o-fenantrolina 0,25% (m/v) e completou-se o volume com água deionizada. Verificou-se pH de aproximadamente 4. Leitura da Absorbância Após deixar todas as soluções em repouso por cerca de 10 minutos, determinou- se o λmáx do sulfato ferroso, por meio do espectro VIS de absorbância versus (em diferentes comprimentos de onda), utilizando o espectrofotômetro com detector de arranjo de diodos, no qual se deu em 510 nm. Por fim, mediu-se a absorbância, no espectrofotômetro de comprimento de onda fixo, de cada amostra no λmáx. 2.3) Discussão de alguns detalhes técnicos e/ou características da instrumentação usada O Espectrofotômetro é um aparelho muito utilizado em laboratórios para medir e comparar a quantidade de luz absorvida por uma determinada solução. Por conseguinte é usado para medir, identificar e determinar a concentração de substâncias, que podem absorver energia radiante, em um solvente. Segundo a literatura, a base da espectrofotometria consiste em passar um feixe de luz através da amostra e fazer a medição da intensidade da luz que atinge o detector. O aparelho em questão compara quantitativamente a fração de luz que passa através de uma solução de referência e uma solução de teste. Esse aparelho foi criado, em 1940 por Arnold O. Beckman, sendo que atualmente possui uma gama de aplicações e está presente em várias áreas, tais como em química, biologia molecular, física e bioquímica. Figura 1: Espectrofotômetro. Figura 2: Representação esquemática do interior de um espectrofotômetro com detector de arranjo de diodos 3- RESULTADOS 3.1) Tabelas e gráficos com os dados obtidos Tabela 1: Valores de absorbância obtidos para a acurva analítica Amostra Absorbância A 0,083 B 0,179 C 0,231 D 0,358 E 0,699 F 0,746 Tabela 2: Valores de absorbância obtidos para as amostras em triplicata Amostra Absorbância 1 Absorbância 2 Absorbância 3 1 0,196 0,202 0,216 2 0,204 0,196 0,199 3 0,198 0,204 0,202 Figura 3: Embalagem do comprimido. Figura 4: Determinação do λ máximo pelo detector de arranjo de diodos. Figura 5: Curva analítica Absorbância versus concentração de Fe. 3.2) Cálculos Cálculo da concentração molar do Fe (o – fenantrolina)32+ Reação de complexação do Fe2+: Fe2+ + 3o – phenH+ ↔ [Fe(o-phen)3]2+ + 3H+ Conforme a reação acima, 1 mol de Fe forma 1 mol do complexo, logo: nFe2+ = n[Fe(o-phen)3]2+ Com isso, calcula-se a concentração molar do complexo através da concentração de padrão dividido pela massa molecular do Fe (56 g/mol). Concentração amostra A = 4×10-4 g/L C= 4×10 −4 g L−1 56 gmol−1 =7,14×10−6mol / L Concentração amostra B = 8×10-4 g/L C=8×10 −4 g L−156 gmol−1 =1,43×10−5mol /L Concentração amostra C = 1,2×10-3 g/L C=1,2×10 −3g L−1 56 gmol−1 =2,14×10−5mol / L Concentração amostra D = 2,0×10-3 g/L C=2,0×10 −3g L−1 56 gmol−1 =3,57×10−5mol / L Concentração amostra E = 3,2×10-3 g/L C=3,2×10 −3g L−1 56 gmol−1 =5,71×10−5mol /L Concentração amostra F = 4×10-3 g/L C= 4×10 −3 g L−1 56 gmol−1 =7,14×10−5mol /L Cálculo da absortividade molar Pela Lei de Beer A = ɛbc Onde b = 1 cm ε= A bc ε1= 0,083 1×7,14×10−6 =11624,65cm−1mo l−1L ε2= 0,179 1×1,43×10−5 =12517,48 cm−1mo l−1 L ε3= 0,231 1×2,14×10−5 =10794,39cm−1mo l−1L ε4= 0,358 1×3,57×10−5 =10028,01cm−1mol−1L ε5= 0,699 1×5,71×10−5 =12241,68cm−1mol−1 L ε6= 0,746 1×7,14×10−5 =10448,18cm−1mol−1L Logo, a absortividade molar média será: ε=11624,65+12517,48+10794,39+10028,01+12241,68+10448,18 6 ε=11275,73 cm−1mol−1L Cálculo da concentração de Fe mg/mL em cada amostra Através da curva analítica, obteve-se uma equação da reta: y=194,11 x+0,00738 Onde x é a concentração de Fe, e y a absorção. A partir desta equação é possível calcular a massa de Fe no comprimido através das absorbâncias obtidas na tabela 2. A=194,11 [Fe ]+0,00738 [Fe ]= A−0,073 1,9411 Amostra 1: [Fe ]1= 0,196−0,00738 194,11 =9,72×10−4mg /mL [Fe ]2= 0,202−0,00738 194,11 =1,003×10−3mg /mL [Fe ]3= 0,216−0,00738 194,11 =1,07×10−3mg /mL [Fe ]=9,72×10 −4+1,003×10−3+1,07×10−3 3 =1,015×10−3mg /mL σ=5,0×10−5 Portanto a concentração de Fe na amostra 1 é 1,015×10-3 ± 5,0×10-5mg/mL. Amostra 2: [Fe ]1= 0,204−0,00738 194,11 =1,01×10−3mg /mL [Fe ]2= 0,196−0,00738 194,11 =9,72×10−4mg /mL [Fe ]3= 0,199−0,00738 194,11 =9,87×10−4mg /mL [Fe ]=1,01×10 −3+9,72×10−4+9,87×10−4 3 =9,9×10−4mg /mL σ=1,91×10−5 Portanto a concentração de Fe na amostra 2 é 9,9×10-4 ± 1,91×10-5 mg/mL. Amostra 3: [Fe ]1= 0,198−0,00738 194,11 =9,82×10−4mg /mL [Fe ]2= 0,204−0,00738 194,11 =1,01×10−3mg /mL [Fe ]3= 0,202−0,00738 194,11 =1,0×10−3mg /mL [Fe ]=9,82×10 −4+1,01×10−3+1,0×10−3 3 =9,97×10−4mg /mL σ=1,42×10−5 Portanto a concentração de Fe na amostra 3 é 9,97×10-4 ± 1,42×10-5 mg/mL. Cálculo da massa de Fe no comprimido Considerando o procedimento, onde a massa média de um comprimido tem 0,3472g, a qual foi diluída em 100 mL, e após foi utilizada 0,5mL dessa solução para cada amostra temos que a massa do composto sulfato ferroso em cada amostra é: m= 347,2×0,5 100 =1,736mg Amostra 1: mFe=1,015×10−3×250=0,2537mg m= 0,2537×347,2 1,736 =50,74mg Logo na amostra 1, a massa de Fe é 50,74 mg por comprimido. Amostra 2: mFe=9,9×10−4×250=0,2475mg m= 0,2475×347,2 1,736 =49,5mg Logo na amostra 1, a massa de Fe é 49,5 mg por comprimido. Amostra 3: mFe=9,97×10−4×250=0,2492mg m= 0,2492×347,2 1,736 =49,84mg Logo na amostra 1, a massa de Fe é 49,84 mg por comprimido. A massa média de Fe por comprimido será: m=50,74+49,5+49,84 3 =50,03mg /comprimido σ=0,64 Portanto a massa média de Fe por comprimido é 50,03 ± 0,64 mg. Considerando que no rótulo da embalagem do comprimido, é descrito que há 50 mg de Fe elementar, calcula-se o erro absoluto e relativo percentual: E=50,03−50,00=0,03 ER%=0,03 50 ×100=0,06% 4- DISCUSSÃO DOS RESULTADOS 4.1) Discutir os diferentes sistemas de detecção, de comprimento de onda fixo e arranjo de diodos (DAD): diferença no funcionamento, vantagens e desvantagens. Em se tratando do sistema de detecção por arranjo de diodos, sabe-se que o mesmo consiste em uma série de detectores fotodiodo posicionado lado a lado em um cristal de silício, de modo que cada comprimento de onda difratado pela grade atinge um ponto deste arranjo, e consequentemente um detector. Deste modo, a absorbância em todos os comprimentos de onda é determinada de modo simultâneo. De maneira mais detalhada, no espectrofotômetro de arranjo de diodos, diferente dos demais, a rede de difração é colocada entre a amostra e o detector e não entre a fonte de radiação e a amostra. Assim sendo, neste sistema a radiação policromática incide sobre a amostra e é, então, dispersa em um monocromador fixo em diferentes comprimentos de onda que são monitorados simultaneamente pelos diodos do arranjo. Esta configuração com monocromador fixo traz algumas vantagens, possibilitando ao espectrofotômetro PDA ("Photodiode Array") tanto adquirir um espectro sem distorções e em poucos mili segundos como medir os comprimentos de onda com alta repetibilidade, pois o tempo de varredura não é determinado pelo movimento da rede de difração e a repetibilidade é limitada apenas pela geometria do detector, respectivamente. Entretanto, um espectrofotômetro PDA pode estar mais sujeito aos problemas provenientes tanto da radiação espúria, que não pode ser eliminada por meio de filtros, como das estabilidades da fonte e/ou do detector, que não podem ser facilmente compensadas com um sistema de duplo feixe, como feito nos espectrofotômetros convencionais. Por outro lado, os problemas associados à incidência de radiação policromática sobre a amostra, tais como aquecimento e fotodegradação, podem ser minimizados com o uso de obturador e/ou filtros apropriados. 4.2) O que ocorreria se as leituras de absorvância das soluções fossem realizadas em comprimento de onda diferente do λmáx. Sabe-se que a Lei de Beer está sujeita a vários desvios. Sendo assim, nesse experimento em questão, as leituras de absorvância se deram no comprimento do λmáx.= 510nm. Isso se dá com o intuito de minimizar os desvios da Lei de Beer. 4.3) Discutir o procedimento de determinação de Fe no comprimido. Sabe-se que o experimento em questão faz o uso da absorção do analito para determinação de Fe no comprimido. Considerando que determinados analitos não permitem a visualização da absorção na região objetivada, como nesse caso, por exemplo, do ferro, fez-se necessário a redução do Fe3+¿¿ para F e2+¿¿. Assim, o Fe2+ reage com o-fenantrolina, formando o complexo [Fe(o-phen)3]2+ que é absorvido na região visível. 4.4) Apreciação sobre os resultados Em se tratando da absortividade molar (ɛ), obteve-se um valor médio de 11275,73 cm-1mol-1L (aproximadamente 1,13×104), o que condiz com a literatura, que fala que a absortividade molar do complexo é de aproximadamente 1,1×104 cm-1 mol-1 L. Ao analisar a curva analítica (figura 5) nota –se que a mesma obteve um comportamento linear onde foi possível obter um coeficiente angular de 0,9868, e uma equação da reta y = 194x +0,00738. Com isso foi possível calcular a massa de Fe molecular no comprimido que foi 50,03 ± 0,64 mg. Ao comparar o resultado obtido com o valor de referência no rótulo da embalagem do comprimido (figura 3), observa-se que em um comprimido possui 50 mg de Fe molecular, e o valor obtido experimentalmente foi em média de 50,03 mg, o que levou a um erro relativo percentual de 0,06 %, sendo assim um resultado satisfatório. 5- CONCLUSÃO A partir da realização do experimento, conclui-se que foram obtidos resultados satisfatórios e que os objetivos foram alcançados. Conseguiu-se determinar o comprimento de onda onde há máxima absorção no visível utilizando espectrofotômetros diferentes (comprimento de onda fixo e arranjo de diodos) e assim, analisar e comparar os dois métodos. A curva analítica foi obtida satisfatoriamente e a mesma contribuiu para as determinações quantitativas, onde foi possível calcular a massa de Fe no comprimido o qual apresentou-se satisfatório. Também foi possível calcular a absortividade molar do complexo utilizando a equação da Lei de Beer, a qual apresentou-se semelhante ao da literatura. Além disso o experimento propiciou aos alunos o conhecimento sobre as duas técnicas, bem como suas funcionalidades e fundamentos teóricos. Em síntese conclui-se que o método foi de suma importância para a disciplina, e que este é considerado uma das ferramentasmais amplas para a determinação de espécies moleculares em solução. 6- REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA
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