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DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ANALÍTICA
GRADUAÇÃO EM QUÍMICA INDUSTRIAL - BACHARELADO
PROFESSOR FÁBIO GRANDIS LEPRI
REBECCA BAPTISTA ALVES DE OLIVEIRA
 
MEDIDA DO ESPECTRO DE ABSORÇÃO DO COMPLEXO Fe-FENANTROLINA
Niterói - RJ
Outubro de 2024
1.Introdução
O termo espectrofotometria refere-se a todo método que utiliza a interação entre matéria e luz para a determinação das propriedades qualitativas e quantitativas de compostos químicos[1]. Esta técnica consiste na passagem de luz branca em uma solução de uma espécie química que apresenta uma determinada coloração. Como a luz branca é constituída por diversas cores com comprimentos de ondas distintos, ao atravessar a solução a ser analisada, ocorre a absorção da cor complementar a cor da solução pela espécie química presente na mesma. Considerado um método laboratorial, a espectrofotometria é bastante usada para a determinação de concentrações de soluções através de um espectrofotômetro, um aparelho que permite fazer análises qualitativas e quantitativas de amostras no espectro visível.
Figura 1 : Representação de um espectrofotômetro. Disponível em https://www.sinergiacientifica.com.br/espectrofotometro-para-que-serve-como-funciona-quais-sao-seus-componentes/
Um espectrofotômetro é composto por diferentes componentes fundamentais para o seu funcionamento, sendo eles:
Fonte de Luz: é composta por uma lâmpada normalmente de tungstênio, deutério ou ou ou xenônio;
Monocromador: responsável por determinar o comprimento de onda que se tem interesse para a análise. Possui uma fenda de entrada, um elemento de dispersão de radiação e uma fenda de saída. O componente de dispersão normalmente é dado por um prisma ou uma rede de difração
 Cubeta: é o recipiente que armazena a amostra que será analisada. As cubetas podem ser de quartzo, vidro e acrílico. As cubetas de vidro e acrílico são usadas quando se trabalha na região do espectro visível (comprimento de onda entre 400 e 700nm). Para a região do ultravioleta (comprimento de onda entre 100 e 400nm), deve-se usar as cubetas de quartzo, que são transparentes à radiação.
 Detector: é um dispositivo que detecta a fração de luz que passou pela amostra e transfere para o visor e/ou para o computador acoplado ao aparelho.
A faixa de radiações com diferentes energias (frequências) e comprimentos de ondas atribui-se o nome de espectro eletromagnético.[1] A luz visível (VIS) se estabelece entre os comprimentos de onda de 380 a 780 nm.
Figura 2. Regiões do espectro eletromagnético[2]
Como pode-se observar na figura 2 , há uma relação inversamente proporcional entre o comprimento de onda (λ) e a frequência (ν), o que nos leva a seguinte equação: 
λ = c/ v [2]
A radiação eletromagnética é representada por um campo elétrico e outro magnético, que apresentam oscilações senoidais em fase um com o outro na direção de propagação.[5] Essa forma de energia apresenta propriedades como comprimento de onda (λ), frequência (ν), velocidade (c) e amplitude (A), e é propagada pelo espaço com velocidade superior a um milhão de vezes mais rápida que o som. Esse tipo de radiação apresenta uma dualidade partícula-onda e é composta por partículas energéticas denominadas fótons. No momento em que um fóton atinge a matéria, ele é destruído e sua energia (E) é absorvida por ela. Pode-se dizer que a energia de um fóton é proporcional a frequência de radiação e pode ser representada pela equação abaixo (constante de Planck (h) = 6,626 x 10-34 J.s):
E = h.(v) = h.(c/ λ) [2]
Figura 3. Representação de um campo eletromagnético.[4]
Figura 4. Representação da radiação eletromagnética no campo elétrico.[2]
Em decorrência da absorção da energia pela matéria, átomos ou moléculas passam de seus estados fundamentais para estados excitados. Esse processo é quantizado, onde a radiação eletromagnética absorvida tem energia igual à diferença de energia dos estados fundamentais e excitados. As transições eletrônicas ocorrem quando elétrons no estado fundamental presentes em orbitais ocupados de maior energia (HOMO) transitam para orbitais não ocupados de menor energia (LUMO) em decorrência da absorção de um fóton. 
Figura 5. Representação do processo de excitação eletrônica[1]
Em maioria, os orbitais ocupados de menor energia são orbitais σ que originam as ligações σ, enquanto os de energia um pouco maior são orbitais π. Orbitais não ocupados ou antiligantes (σ* e π*) são os que apresentam maior energia.
Figura 6. Demonstração de transições eletrônicas em diferentes níveis de energia[1]
Através do processo de excitação obtêm-se dados sobre o analito medindo-se a quantidade de radiação eletromagnética absorvida decorrente desse processo. Na espectroscopia de absorção, a absorbância (A) de uma solução está relacionada com a transmitância de forma logarítmica como na equação abaixo.
A= -logT.
A transmitância é dada como a fração da luz original que passa pela amostra. Considerando um feixe de radiação com potência inicial P0, que ao atravessar uma solução contendo uma espécie, absorve fótons. Com isso tem-se que a potência radiante diminui ao nível P. 
T=P/P0
Substituindo rearranjando as duas equações citadas temos:
A= logP0/P
Com isso temos que se nenhuma luz é absorvida (P = P0 ), A será igual a zero. Se 90 % da luz é absorvida, 10 % será transmitida e P = P0 /10.
Figura 7. Representação de um feixe de radiação atravessando uma solução absorvente[2]
A Lei de Absorção, também conhecida como Lei de Lambert-Beer, diz que a grandeza da atenuação depende quantitativamente da concentração das moléculas absorventes (C) e da extensão do caminho (b) sobre o qual ocorre a absorção[2] e é representada pela equação a seguir.
A= εbC
Sendo a letra gregra ε (epsilon) a grandeza que representa a absortividade molar descrita em L mol-1cm-1.
O espectro de absorção pode ser demonstrado como uma função absorbância (A) versus comprimento de onda (λ). A princípio, quanto maior comprimento de onda (λ) para um analito, maior será a sua absorbância, e por consequência, uma menor quantidade de luz irá atravessar. O pico de absorção relaciona-se com o valor máximo de comprimento de onda (λmax) computado, que demonstra a faixa de comprimento de onda onde a cor do analito foi mais absorvida. Como a absorbância se relaciona proporcionalmente com a concentração da solução, pode-se inferir que o comprimento máximo de onda pode ser relacionado com a concentração do analito.
Figura 8. Representação do espectro ultravioleta do ácido benzóico em ciclohexano[1]
2. Objetivos
 A realização desta prática tem por objetivo mensurar o espectro de absorção do complexo ferro(II)-ortofenantrolina e detectar o comprimento de onda para a determinação espectrofotométrica do ferro.
3. Materiais e métodos
Os materiais utilizados para o experimento foram:
· Balão volumétrico;
· Becker;
· Pipeta graduada;
· Pera de borracha;
· Espectrofotômetro.
Reagentes:
· Solução padrão de ferro II (10ppm ou 10mg/L);
· Solução de hidroquinona (10g/L);
· Solução de ortofenantrolina (1g/L);
· Solução de acetato de sódio (100g/L);
· Água destilada.
4. Procedimento Experimental 
Em dois balões volumétricos de 100 mL, adicionou-se em um dos balões 25,00 mL da solução padrão de ferro, e 25mL de água destilada no outro para o branco. Em seguida, foi colocado 2,0 mL da solução de hidroquinona, 5,0 mL da solução de ortofenantrolina e 8,0 mL da solução de acetato de sódio em cada um dos balões. Esperou-se 15 min e diluiu-se para 100mL com água destilada. Feito isso, foi recolhido uma amostra em uma cubeta para a análise do espectro de absorção utilizando um espectrofotômetro. Por fim, recolheu-se os dados do espectro de absorção com intervalos de absorbância de 400 a 600 nm, usando o branco como referência. 
5. Resultados e discussão
Ao início do experimento, adicionamos hidroquinona a solução de padrão de ferro II, com o intuito da mesma atuar como agente redutor impedindo a oxidação do Fe²⁺ a Fe³⁺. Isso permite que a solução padrão seja estabilizada para reagir com a ortofenantrolina.Essa reação é demonstrada pela seguinte equação:
Figura 9. Reação de oxirredução do Fe²⁺ com hidroquinona. Fonte autoral.
A reação da ortofenantrolina com Fe²⁺ tem como produto o complexo [Fe(o-fen)₃]⁺² , que apresenta coloração alaranjada. Como consequência desse aspecto colorido, ocorre-se o processo de absorção do espectro visível na solução. A equação a seguir mostra o processo de formação desse complexo.
Figura 10. Reação de formação do complexo [Fe(o-fen)₃]⁺². Fonte autoral.
Ao realizar a análise dos dados obtidos da faixa espectral estabelecida, observou-se que o comprimento máximo de onda medido foi de 510 nm com absorbância de 0,445, valor este confirmado pela literatura.
Tabela 1. Valores obtidos de comprimento de onda e absorbância.
Através dos dados obtidos durante o experimento, foi possível elaborar o gráfico do espectro de absorção do complexo estudado, onde pode-se observar o comprimento de onda máximo com sua absorbância. Nele é possível identificar claramente o pico de absorção, confirmando o valor encontrado para o λ máximo.
Gráfico 1. Representação do espectro UV-VIS do complexo [Fe(o-fen)₃]⁺².
5.1 Cálculo da absortividade molar (ε)
Utilizando a relação de Lambert - Beer comentada anteriormente, é possível descobrir o valor da absortividade molar da solução de complexo [Fe(o-fen)₃]⁺². 
 Cálculo da concentração da solução de [Fe(o-fen)₃]⁺² em mol/L.
C1*V1 =C2*V2
C2 = (C1*V1)/V2
C2 = (10mg/L*25,00mL)/100mL
C= 2,5 mg/L 
MM Fe⁺² = 55,845 g/mol
1 mol = 55,845 g
X = 0,0025 g
 X = 4,477 * 10⁻⁵ mols
M =4,477 * 10⁻⁵ mol/L = C
Cálculo de ε :
ε₅₁₀ = A/b*C
A = 0,445
b ≃1,0 cm
C = 4,477 * 10⁻⁵ mol/L
ε₅₁₀ = 0,445 /1 * 4,477 * 10⁻⁵ 
ε₅₁₀ = 9,94* 10³ L/mol⁻¹cm⁻¹
Na literatura, a absortividade molar (ε) do íon complexo ferro(II)-ortofenantrolina, é de 1,1*10⁴ L/mol⁻¹cm⁻¹. Sabendo disso, temos um erro de aproximadamente 9,64% que pode ser explicado pela incerteza na medida da cubeta ou por erros sistemáticos no processo de preparação da amostra que afetaram diretamente a concentração do analito.
6. Conclusão 
No experimento, foi medida a absorbância da amostra de Fe²⁺, representada pelo complexo [Fe(o-fen)₃]²⁺, e obteve-se como resultado o valor de 0,445, correspondendo ao comprimento de onda máximo de 510 nm. Esse resultado indica, de forma qualitativa, que se trata de uma amostra de Fe²⁺ complexada com o ligante ortofenantrolina, já que a literatura aponta que o λmax do [Fe(o-fen)₃]²⁺ é aproximadamente 510 nm.
Em conclusão, o experimento realizado demonstrou com sucesso a formação do complexo [Fe(o-fen)₃]²⁺. O cálculo da absortividade molar resultou em um valor próximo ao esperado, apresentando um erro aceitável de 9,64% abaixo do valor descrito na literatura. O erro obtido pode ser atribuído a fatores experimentais, como incertezas na medição da cubeta como também a erros sistemáticos no preparo de soluções. Esses resultados reforçam a importância das técnicas espectrofotométricas na identificação e quantificação de compostos químicos, além de evidenciar a eficácia do método utilizado na análise do complexo ferro-ortofenantrolina.
7. Referências 
1. Espectroscopia no ultravioleta, Disponivel em : 
2. ELISANGELA DE ANDRADE PASSOS, Espectrofotometria de absorção molecular na regiao do UV-VIS - Aula 2
3. J. M. G. MARTINHO, Técnicas Experimentais, Espectroscopia de Absorção no Ultravioleta e Visível.
4. Fundamentos da Espectrometria Disponivel em 
5. SKOOG, HOLLER, NIEMAN, Princípios de Análise Instrumental, 6ª Edição, Editora Bookman, São Paulo-SP, 2009.
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