Relatório Análise 1

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Universidade Federal de Santa Maria
Centro de Ciências Naturais e Exatas
Departamento de Química
Disciplina de Análise Instrumental
Relatórios de Análise Instrumental
Adriana Gehm, Juliana Souza, Luana Floriano e Rayane Goularte
Paulo C. do Nascimento e Leandro Carvalho
Santa Maria, RS, Maio de 2012.
1) ESCOLHA DO FILTRO E OBTENÇÃO DA CURVA DE 
CALIBRAÇÃO PARA KMnO4
1.1) INTRODUÇÃO 
A colorimetria é um método analítico de espectrofotometria baseado nos princípios de 
absorção de radiação eletromagnética de comprimentos de onda na faixa do visível (400-800nm) 
pelas moléculas da amostra.
O instrumento utilizado nessa detecção é conhecido como fotocolorímetro ou fotômetro de 
filtro. Este aparelho é operado por filtros os quais transmitem faixas espectrais relativamente 
limitadas ao mesmo tempo em que retém as demais. O fotocolorímetro nos fornece a diferença da 
quantidade de luz irradiada e transmitida, sendo ela a luz absorvida pela amostra. 
Neste procedimento iremos construir a curva de calibração do KMnO4 que relaciona 
linearmente absorbância versus concentração e sua relação com o comprimento de onda do filtro 
escolhido.
1.2) PARTE EXPERIMENTAL
A primeira parte é a escolha do filtro para a obtenção da curva de calibração. Prepara-se 
uma solução de KMnO4 0,0002 M e mede-se a absorbância desta concentração em cada um dos 
filtros (420, 470, 530, 620, 660 nm). A cada leitura faz-se necessário o ajuste em 100% de 
transmitância em uma amostra de água (branco). 
Por base nos valores obtidos foi escolhido o filtro o qual registrou maior absorbância para a 
concentração utilizada do analito, o qual acarreta um maior contraste na medida e, 
conseqüentemente, uma medição mais precisa.
A segunda parte é a obtenção da curva e, para isto calcularam-se as concentrações limite 
correspondentes à região de menor erro (entre 15% e 65% de transmitância ou 0,2 e 0,8 de 
absorbância) utilizando a Lei de Beer. Através da fórmula M1V1 = M2V2, obtivemos os volumes de 
diluição do KMnO4 0,0006M para a preparação de 8 amostras com concentrações diferentes deste. 
Após possuirmos todas as amostras, medimos as transmitâncias de cada uma delas, alternando 
o branco (água), com o filtro escolhido.
1.3 ) PARTE EXPERIMENTAL
Os valores medidos para a solução KMnO4 0,0002 M para cada filtro são tabelados abaixo:
Rayane Goularte
Highlight
Tabela 1. Valores de transmitância e absorbância para cada filtro.
Para a confecção da curva analítica, foram preparadas as seguintes soluções a partir da 
solução estoque de KMnO4 0,0006 M:
Tabela 2. Volume de KMnO4 utilizado, concentração final, transmitância e absorbância para as oito soluções 
preparadas.
Filtro (nm) Transmitância Absorbância
420 84% 0,07
470 67% 0,17
530 42% 0,37
620 93% 0,03
660 94% 0,02
Solução
Volume (mL) de
KMnO4 0,0006 M
 
Concentração
 final
 T% A
1 8 9,7 x 10-5 69 0,16
2 12 1,44 x 10-4 56 0,25
3 16 1,92 x 10-4 45 0,34
4 20 2,4 x 10-4 37 0,43
5 24 2,88 x 10-4 29 0,54
6 28 3,36 x 10-4 24 0,63
7 32 3,84 x 10-4 20 0,69
8 36 4,32 x 10-4 16 0,79
Figura 1. Gráfico Absorbância versus Concentração.
1.4) RESULTADOS E DISCUSSÃO
A equação da reta encontrada foi y= 1885,6769x - 0,0193. Essa equação está relacionada 
com a lei de Beer, A=εbc, sendo que: y é a absorbância (A), x é a concentração (C) e o coeficiente 
angular (1885,6769) é o produto entre a absortividade molar (ε) e o caminho óptico (b). O coeficiente 
linear idealmente é igual a zero, mas na medição podem estar presentes ruídos e desvios que o 
afastam desse valor.
Através da confecção da curva analítica do KMnO4 , obteve-se o coeficiente de correlação 
para a reta no valor de r2= 0,9988.
Figura 2. Aparelho utilizado para determinação da curva de calibração.
Absorbância
0
0,1
0,2
0,3
0,4
0,5
0,6
0,7
0,8
0,9
0 2 4 6 8 10
Absorbância
1.4) CONCLUSÃO
 Constatou-se uma técnica satisfatória além de ser rápida, simples e de baixo custo, se comparado 
com técnicas com igual finalidade.
1.5) REFERÊNCIAS
Harris, Daniel C.; Análise Química Quantitativa, LTC, Rio de Janeiro, 2005.
OHLWEILER, O. A. Química Analítica Quantitativa. Rio de Janeiro: LTC; Brasília: INL, v. 3, 1974. 
2) DETERMINAÇÃO DE FERRO COM 1,10-FENANTROLINA
2.1) INTRODUÇÃO
A 1,10-fenantrolina é um reagente orgânico que atua como base de Lewis por ter dois nitrogênios,
cada um com um par de elétrons disponível para efetuar uma ligação covalente coordenada. É um 
ligante bidentado e, reage com o Fe(II) em uma estequiometria 1:3 formando um complexo colorido de 
cor laranja-avermelhado. Esta cor pode ser facilmente medida pelo colorímetro e relacionada à 
concentração de ferro(II) na amostra.
 A reação é:
2.2) PARTE EXPERIMENTAL
 A primeira etapa do experimento é a obtenção de uma curva de calibração. Para isso foi utilizada 
uma solução padrão de Ferro (II) 0,02mg/mL que foi diluída em cinco balões de 50mL utilizando os 
seguintes volumes: 0,0mL, 3,0mL, 5,0mL, 7,0mL, 9,0mL e 10,0mL. Através da fórmula M1V1 = M2V2 foi 
encontrada a concentração de cada uma delas.
Em todos os balões também foi adicionado 4 mL de 1,10-fenantrolina 0,25%, 2mL de acetato de 
sódio 2M (para que o pH das soluções se mantenha constante) e 2mL de cloridrato de hidroxilamina 5% 
(para garantir que todo o ferro presente na amostra esteja no estado de oxidação +2). Após aferidos os 
balões com água deionizada deixou-se as soluções em repouso durante 10 minutos.
N N
Fe
N
N
N
N
N
N
FeSO4 + 3
2+
SO4
2-
Reação do cloridrato de hidroxilamina 5%:
2 Fe+3 + 2 NH2OH + 2 OH
− → 2 Fe+2 + N2 + 4 H2O
 Realizou-se a escolha do melhor filtro de comprimento de onda, para isso medimos a 
transmitância e a absorbância do balão de número 3, com os cinco filtros disponíveis. 
 Em seguida, realizou-se a medida dos seis balões com o filtro escolhido, utilizando sempre o 
balão 1 como o branco da medida, obtendo a curva de calibração.
2.2.1) RESULTADOS – PRIMEIRA ETAPA
Tabela 1. Valores de concentração de volume de solução padrão de ferro para cada balão.
 Os valores de transmitância e absorbância medidos em cada filtro para a solução do balão 3:
Tabela 1. Valores de transmitância e absorbância para cada filtro de comprimento de onda.
Balão Concentração (mg/mL) Volumes de solução padrão de ferro 0,02mg/mL
1 0,0000 0,0 mL (branco)
2 0,0012 3,0 mL
3 0,0020 5,0 mL
4 0,0028 7,0 mL
5 0,0036 9,0 mL
6 0,0040 10,0 mL
Filtro (nm) Transmitância Absorbância
420 69% 0,16
470 47% 0,33
530 63% 0,20
620 100% 0,00
660 98% 0,01
Usando o filtro de 470nm, mediu-se a transmitância e a absorbância das demais soluções. Os 
valores medidos para as diversas concentrações e a curva analítica correspondente são encontrados 
abaixo:
Tabela 2. Valores de transmitância e absorbância para cada concentração em ppm de ferro (II) no λ=470nm.
Figura 1. Gráfico absorvância versus concentração em ppm de ferro(II)
A equação da reta é: y= 0,171x – 0,0129 , r2=0,999.
Absorbância
0
0,1
0,2
0,3
0,4
0,5
0,6
0,7
0,8
0 1 2 3 4 5 6 7
Absorbância
Concentração Transmitância Absorbância
0,0 ppm 100% 0,0
1,2 ppm 67% 0,174
2,0 ppm 47% 0,328
2,8 ppm 34% 0,468
3,6 ppm 25% 0,602
4,0 ppm 21% 0,677
A segunda etapa do experimento é a determinação de Ferro em uma amostra real do xarope 
Sulferrol (sulfato ferroso 50mg/mL), utilizando a curva de calibração obtida na primeira etapa. Para 
este fim a amostra deveria estar em uma concentraçãointermediária aos pontos de extremos do 
gráfico, ou seja, a concentração de Fe(II) deveria variar de 1,2 a 4,0 ppm.
Fez-se uma diluição para tal concentração estar entre os pontos extremos e deixou-se a 
amostra diluída em repouso por 10min. Logo depois, mediu-se a transmitância e absorvância da 
amostra.
Figura 2. Preparo das soluções para confeccionar a curva de calibração.
2.2.2) RESULTADOS – SEGUNDA ETAPA
Se 1mL do xarope contém 50mg de sulfato ferroso heptahidratado (FeSO4 . 7H2O), 1mL contém
10,038mg ou 10038ppm de Fe(II). Foi feita uma diluição de 5000 vezes, onde obtivemos 2,0076ppm de 
Fe(II), valor entre os extremos da concentração do gráfico. Juntamente com a última diluição (em balão de 
50mL), adicionou-se à solução 4mL de 1-10 fenantrolina 0,25%, 2mL de acetato de sódio e 2mL de 
cloridrato de hidroxilamina 5%.
Fez-se a medida da solução diluída e obteve-se a absorbância. Inseriu esse valor na equação da 
reta e obteve-se a concentração de ppm. Considerando que a amostra está 5000 vezes diluída, realizando o 
cálculo inverso chegamos a concentração de ferro na amostra de ppm, um resultado que equivale a % do 
indicado no rótulo, ou seja, % a menos de ferro(II) que a concentração informada. Isso pode ser devido a 
alguns fatores como a qualidade dos reagentes utilizados, a existência de interferentes na amostra e erros 
de diluição e na adição dos outros reagentes.
2.3) CONCLUSÃO
Através deste experimento foi possível confeccionar uma curva de calibração para a determinação 
de Fe(II) com 1-10-fenantrolina, através de um método espectrofotométrico utilizando o fato do complexo 
[Fe(phen)3]
2+ absorver em um comprimento de onda no espectro visível.
2.4) REFERÊNCIAS
Harris, Daniel C.; Análise Química Quantitativa, LTC, Rio de Janeiro, 2005.
Ohlweiler, O. A. Química Analítica Quantitativa. Rio de Janeiro: LTC; Brasília: INL, v. 3, 1974.
3) DETERMINAÇÃO DO pKa DE UM INDICADOR (AZUL DE 
BROMOTIMOL)
3.1) RESUMO
Neste trabalho pretendeu-se determinar o pKa do indicador azul de bromotimol, através de um método 
espectrofotométrico, realizando a leitura da absorbância em dois comprimentos de onda: absorbância 
máxima da forma ácida e absorbância máxima da forma alcalina. Após construiu-se a curva absorbância 
versus pH e verificou-se o ponto isosbéstico (o ponto onde os espectros de absorvância de duas espécies 
se cruzam), a partir deste determinou-se o pKa do indicador. 
3.2) INTRODUÇÃO
A espectrofotometria baseia-se na medida da intensidade de luz absorvida por uma amostra para 
determinar a concentração de um determinado analito na mesma. Os espectrofotômetros são aparelhos que 
fazem as medidas da luz que entra e que passa pela amostra. Estes podem fazer leituras de absorção nos 
espectros de luz visível e/ou ultravioleta, dependendo da lâmpada que utilizarmos.
Neste experimento utilizou-se um espectrofotômetro de feixe duplo, onde a luz passa alternadamente 
pela cubeta da amostra e do branco.
A variação de cor de indicador ácido-base em função do pH permite determinar o valor do seu pKa 
espectrofotometricamente.
No experimento há ocorrência do ponto isosbéstico, onde a concentração do indicador na forma ácida é 
igual à concentração do mesmo na forma básica. O aparecimento de pontos isosbésticos numa solução em 
que está ocorrendo uma reação química é uma evidência que existem somente dois componentes, com 
uma concentração total constante.
O pKa é a constante de dissociação de um equilíbrio ácido-base e quanto mais ácida é uma substância, 
menor será seu valor de pKa, segundo a Equação de Henderson-Hasselbalch.
Equação de Henderson-Hasselbalch: 
Para medirmos os pH precisos utilizou-se o pHmetro, que é um aparelho usado para medidas 
potenciométricas, onde mede-se a diferença de potencial entre o eletrodo de referência e o eletrodo de 
medida.
O indicador azul de bromotimol apresenta coloração amarela em meio ácido, azul em meio básico e 
verde em meio neutro. A estrutura do azul de bromotimol é apresentada na figura 1.
Figura 1: estrutura do azul de bromotimol
3.3) PARTE EXPERIMENTAL
 Inicialmente, preparou-se 10 soluções, conforme composição mostrada a seguir na tabela 1, a fim de 
medir o pH no pHmetro. O pHmetro foi calibrado com tampões de pH 4,00 e pH 7,00.
Solução Vol. de A.B. 
0,1%
Volume de 
NaOH 4M
Volume de 
HCl 4M
Volume de 
Na2HPO4
0,1M
Volume de 
NaH2PO4 
0,1M
1 1 mL - 12 gotas - -
2 1 mL - - - 5 mL
3 1 mL - - 1 mL 5 mL
4 1 mL - - 5 mL 10 mL
5 1 mL - - 5 mL 5 mL
6 1 mL - - 10 mL 5 mL
7 1 mL - - 5 mL 1 mL
8 1 mL - - 10 mL 1 mL
9 1 mL - - 5 mL -
10 1 mL 12 gotas - - -
Tabela 1 - Composição de 10 soluções medidas no pHmetro
Obteve-se o espectro de absorção entre 380 nm e 750 nm das soluções 1 (ácida) e 10 (básica). A partir 
desses espectros foram escolhidos dois comprimentos de onda onde a absorção das formas básica e ácida 
são máximas. Após mediu-se a absorbância de todas as soluções nos dois comprimentos de onda 
escolhidos anteriormente.
Solução PH A433,60 A616,80
1 0,99 0,7657 0
2 4,50 0,7948 0,0019
3 6,12 0,7607 0,1375
4 6,61 0,6242 0,3521
5 6,95 0,5139 0,5785
6 7,23 0,4501 0,8731
7 7,62 0,3009 1,1673
8 7,86 0,2341 1,3168
9 8,50 0,1481 1,5165
10 12,80 0,1988 1,6358
Tabela 2- Absorbâncias das 10 amostras nos comprimentos de onda 433,60 nm e 616,80 nm.
Pela análise dos espectros obtidos para as soluções 1 e 10, constatou-se que a absorção máxima para a 
forma ácida (amarela) ocorre em 433,60 nm, e para a forma básica (azul) ocorre a 616,80 nm. 
A partir dessa escolha, todas as soluções foram medidas nesses comprimentos de onda escolhidos. 
Cada solução teve uma absorbância em cada comprimento de onda (os valores de absorbância das 10 
soluções são listados na tabela2). Verificou-se o ponto isosbéstico em 503,20 nm e 0,2436 de A. Os dados 
obtidos foram cruzados em um gráfico de A x pH e estão representados no gráfico 1.
Gráfico 1
Para melhor visualização do ponto isosbéstico, aproximamos a região de encontro das duas 
curvas no gráfico 2.
Gráfico 2
-0.2
0.0
0.2
0.4
0.6
0.8
1.0
1.2
1.4
1.6
1.8
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10
Ab
so
rb
ân
ci
a
pH
Absorbância X pH
A433,60
A616,80
0.2
0.4
0.6
0.8
1.0
1.2
6.5 6.6 6.7 6.8 6.9 7.0 7.1 7.2 7.3 7.4 7.5
A
bs
or
bâ
nc
ia
pH
Absorbância X pH
A433,60
A616,80
A partir do ponto de encontro das duas curvas - ponto isosbéstico ou isoabsortivo -
encontramos o pH, o qual será o mesmo valor do pKa. O pka encontrado para o azul de bromotimol é 
de 6,95.
3.4) RESULTADOS E DISCUSSÃO
Com esse experimento espectrofotométrico, conseguimos estabelecer uma relação entre 
absorbância e pH de um indicador e verificou-se o pKa do azul de bromotimol com valor de 6,95; 
próximo do valor da literatura que é de 7,10; verificando-se um desvio de aproximadamente 2,11% do 
valor teórico. Esse desvio pode ser explicado por um erro de execução do método, como, por 
exemplo na preparação das soluções, também na medida dos pH, devido a oscilação dos valores 
revelados pelo pHmetro.
3.5) CONCLUSÃO
Este método foi eficiente para determinação do pka de um indicador, visto que o valor 
encontrado experimentalmente se parece muito com o valor da literatura.
3.6) REFERÊNCIAS
Harris, Daniel C.; Análise Química Quantitativa, LTC, Rio de Janeiro, 2005.
4) VERIFICAÇÃO DA LEI DE BEER
4.1) RESUMO
Neste experimento será realizada a verificação da lei de Beer-Bourguer-Lambert - mais conhecida como 
Lei de Beer - através de um método espectrofotométrico. 
Inicialmente obteve-se o espectro de absorção de uma solução de Cr(NO3)3.9H2O 0,03M, medindo em 
uma faixa de comprimento de ondaque variou de 400 até 800nm. A partir desse espectro determinaram-se 
os comprimentos de onda das regiões de máxima e mínima absorção e de porções ascendentes e 
descendentes do gráfico. 
A partir dos comprimentos de onda obtidos anteriormente foram medidas outras cinco soluções de nitrato 
de cromo (III), com as concentrações de 0,002M, 0,01M, 0,02M, 0,04M, 0,05M. Foram obtidos os gráficos 
Axc e as equações da reta referentes a cada concentração.
4.2) INTRODUÇÃO
Espectrometria é qualquer técnica que utiliza luz para medir concentrações de espécies químicas. 
No espectrofotômetro, uma luz monocromática, com energia radiante P0, atinge uma amostra de espessura 
b. A energia radiante do feixe que deixa a amostra é P. A amostra pode absorver parte da luz, portanto P ≤ 
P0 .
A intensidade com que a luz é absorvida pela amostra pode ser expressa pela transmitância 
(Equação 1) ou pela absorvância (Equação 2).
 (Equação 1) (Equação 2)
A Lei de Lambert-Beer ou Lei de Beer expressa a relação entre a absorvância e a concentração da 
espécie absorvente (Equação 3).
(Equação 3)
Para uma análise espectrofotométrica, geralmente escolhe-se o comprimento de onda onde ocorre 
a absorvância máxima, pois a curva nessa região apresenta formato achatado, o que causa uma pequena 
variação na medida de absorvância no caso de o monocromador estar ligeiramente deslocado. A Lei de 
Beer é seguida mais rigorosamente quando a absorvância é praticamente constante na região do 
comprimento de onda selecionado. Na região de absorvância máxima o equipamento apresenta maior 
sensibilidade.
Nesse experimento verificou-se a Lei de Beer para soluções de nitrato de cromo (III) de diferentes 
concentrações em quatro comprimentos de onda, cada um correspondendo a uma região diferente no 
espectro de absorção do Cr(NO3)3.
4.3) PARTE EXPERIMENTAL
Obteve-se o espectro de absorção de uma solução 0,03 M de Cr(NO3)3.9H2O medindo sua 
absorvância entre os comprimentos de onda de 400 nm e 800 nm. A partir deste espectro foram escolhidos 
quatro comprimentos de onda em diferentes regiões do espectro (uma região de máxima absorção, uma 
região de mínima absorção, uma porção ascendente e uma porção descendente do espectro).
Fez-se a leitura de absorvância das soluções de nitrato de cromo (III) de concentrações 0,002 M, 
0,01 M, 0,02 M, 0,04 M e 0,05 M para os quatro comprimentos de onda escolhidos.
As medidas foram realizadas em um espectrofotômetro Biospectro, modelo SP-220.
4.4) RESULTADOS E DISCUSSÃO
A seguir são mostrados os valores de absorvância obtidos e o gráfico correspondente na obtenção 
do espectro da solução 0,03 M de Cr(NO3)3.9H2O:
0P
P
T  T
P
P
A loglog 0 




CbA  
 
A partir desse espectro foram escolhidas quatro regiões: uma região de máxima absorção (580 nm); 
uma região de mínima absorção (700 nm); uma porção ascendente (530 nm); e uma porção descendente 
(630 nm).
As absorvâncias das demais soluções foram medidas nesses comprimentos de onda. Os dados 
obtidos, bem como as curvas analíticas correspondentes, são mostradas abaixo:
0
0.1
0.2
0.3
0.4
0.5
400 500 600 700
Ab
or
vâ
nc
ia
Comprimento de onda
λ (nm) A λ (nm) A
400 0,451 610 0,297
410 0,466 620 0,244
420 0,437 630 0,198
430 0,372 640 0,156
440 0,290 650 0,117
450 0,210 660 0,088
460 0,154 670 0,071
470 0,113 680 0,050
480 0,102 690 0,032
490 0,106 700 0,018
λ (nm) A λ (nm) A
500 0,126 710 0,011
510 0,153 720 0,008
520 0,196 730 0,005
530 0,240 740 0,003
540 0,295 750 0,000
550 0,335
560 0,370
570 0,387
580 0,387
590 0,369
600 0,338
 
y = 7.5101x + 0.0024
R² = 0.9908
0
0.1
0.2
0.3
0.4
0 0.02 0.04 0.06
Ab
so
rv
ân
ci
a
Concentração
Curva em 530nm
y = 12.608x - 0.0012
R² = 0.9995
0
0.2
0.4
0.6
0.8
0 0.02 0.04 0.06
Ab
so
râ
nc
ia
Concentração
Curva em 580 nm
Conc. 
(M)
530 nm 580 nm 630 nm 700 nm
0,002 0,011 0,023 0,011 0
0,01 0,072 0,122 0,062 0
0,02 0,157 0,251 0,129 0,008
0,03 0,240 0,387 0,153 0,018
0,04 0,318 0,499 0,250 0,019
0,05 0,358 0,627 0,313 0,023
Para cada comprimento de onda pode-se traçar uma reta que representa o comportamento previsto 
pela Lei de Beer para aquele comprimento de onda. Os coeficientes das retas são mostrados na tabela a 
seguir:
y = 6.173x - 0.0034
R² = 0.9839
0
0.1
0.2
0.3
0.4
0 0.02 0.04 0.06
Ab
so
rv
ân
ci
a
Concentração
Curva em 630 nm
y = 0.5367x - 0.0023
R² = 0.9387
-0.005
0
0.005
0.01
0.015
0.02
0.025
0.03
0 0.02 0.04 0.06
Ab
so
rv
ân
ci
a
Concentração
Curva em 700 nm
Comp. de 
onda (nm)
Coef. 
angular
Coef. linear Coef. de 
correlação
530 7,510 +0,002 0,990
580 12,60 -0,001 0,999
630 6,173 -0,003 0,983
700 0,536 -0,002 0,938
4.5) CONCLUSÃO
O espectro obtido para a solução 0,05 M de Cr(NO3)3 apresentou boa resolução, as curvas 
analíticas mostraram um desvio relativamente pequeno em relação à Lei de Beer, visto que seus 
coeficientes de correlação ficaram entre 0,93 e 0,99. Prováveis causas de erros acontecem na diluição das 
amostras, uma vez que o Cr(NO3)3 em solução apresenta uma coloração suave. Essa coloração fraca gera 
um contraste pequeno na medida de absorvância e faz com que os ruídos e erros, mesmo que pequenos, 
influenciem significativamente o valor medido.
4.6) REFERÊNCIAS
Harris, Daniel C.; Análise Química Quantitativa, LTC, Rio de Janeiro, 2005.
5) DETERMINAÇÃO DE K2Cr2O7 e KMnO4 DE UMA MISTURA POR 
ESPECTROFOTOMETRIA
5.1) INTRODUÇÃO 
 Qualquer técnica que utilize luz para medir concentrações de espéciesquímicas pode ser chamada de 
espectrofotometria. A determinação simultânea de dois constituintes (com curvas de absorção sobrepostas) 
pode ser realizada por espectrofotometria desde que ambos os sistemas corados não reajam entre si. Uma 
vez que cada centro atua independentemente frente a radiação, a Lei de Beer pode ser estendida a 
misturas de vários componentes. As absortividades são diferentes para cada espécie e as absorbâncias se 
adicionam.
5.2) PARTE EXPERIMENTAL
O dicromato de potássio(K2Cr2O7) não interfere na absorção do permanganato de potássio (KMnO4) no 
comprimento de onda de 560nm. Já no comprimento de onda de 430nm as absorbâncias se somam. 
Medindo a absorção da mistura nestes comprimentos de onda podemos descobrir as concentrações das 
espécies presentes.
5.2.1) PARTE 1
 Obtenção dos espectros de absorção das duas espécies químicas medidas separadamente, utilizando 
soluções de KMnO4 2*10
-4 M em H2SO4 0,5M e K2Cr2O7 1,2*10
-3 M em H2SO4 0,5M.
Figura 1: Curvas sobrepostas no espectro de absorção
5.2.2) PARTE 2
 Obtenção da curva de calibração para KMnO4 e K2Cr2O7, utilizando as soluções de KMnO4: 1*10
-4M, 2*10-
4M, 3*10-4M, 4*10-4M, 5*10-4M (em 560nm), e de K2Cr2O7 1*10
-3M, 2*10-3M, 3*10-3M, 4*10-3M, 5*10-3M (em 
430nm).
Figura 2: Soluções prontas para medir. Os balões 1 e 2 contém as soluções usadas para obter o 
espectro de absorção.
Curvas de calibração:
y = 1028.9x + 0.0089
R² = 0.9636
0
0.1
0.2
0.3
0.4
0.5
0.6
0.00E+00 1.00E-04 2.00E-04 3.00E-04 4.00E-04 5.00E-04 6.00E-04
Ab
so
vâ
nc
ia
Concentração (mol/L)
KMnO4 560 nm
y = 1.88x - 0.0037
R² = 0.982
-0.003
-0.002
-0.001
0
0.001
0.002
0.003
0.004
0.005
0.006
0.007
0.00E+00 1.00E-03 2.00E-03 3.00E-03 4.00E-03 5.00E-03 6.00E-03
A
bs
or
vâ
nc
ia
Concentração (mol/L)
K2Cr2O7 560nm
y = 67x + 0.0021
R² = 0.1406
-0.01
0
0.01
0.02
0.03
0.040.05
0.06
0.07
0.08
0.00E+00 1.00E-04 2.00E-04 3.00E-04 4.00E-04 5.00E-04 6.00E-04
Ab
so
vâ
nc
ia
Concentração (mol/L)
KMnO4 430nm
y = 408.78x - 0.0748
R² = 0.9984
0
0.5
1
1.5
2
2.5
0.00E+00 1.00E-03 2.00E-03 3.00E-03 4.00E-03 5.00E-03 6.00E-03
K2Cr2O7 430nm
Concentração (mol/L)
A
bs
or
vâ
nc
ia
5.2.3) PARTE 3
Análise da mistura:
Amostra 430nm 560nm
K2Cr2O71,2*10
-3M 0,4031 -0,0024
K2Cr2O7 1*10
-3M 0,3606 -0,002
K2Cr2O7 2*10
-3M 0,7329 0,00
K2Cr2O7 3*10
-3M 1,1191 0,0026
K2Cr2O7 4*10
-3M 1,5487 0,0034
K2Cr2O7 5*10
-3M 1,9966 0,0057
KMnO4 2*10
-4M -0,0023 0,1856
KMnO4 1*10
-4M 0,0032 0,1363
KMnO4 2*10
-4M -0,0023 0,1843
KMnO4 3*10
-4M 0,068 0,3332
KMnO4 4*10
-4M 0,0129 0,3826
KMnO4 5*10
-4M 0,0291 0,5516
Mistura 0,2776 0,0978
Tabela 1: Tabela comparativa das absorbâncias em diferentes concentrações e comprimentos 
de onda.
Cálculo de KMnO4e K2Cr2O7 na amostra:
Da Lei de Beer, temos: A�= �.b.C
Onde,
b=caminho óptico (1cm)
�=absortividade molar em determinado comprimento de onda
C= concentração da espécie.
Como as absorbâncias se somam: 
Amistura430nm = K2Cr2O7430nm .b .CK2Cr2O7 + KMnO4430nm . b .CKMnO4 (1)
Amistura560nm = K2Cr2O7560nm .b .CK2Cr2O7 + KMnO4560nm . b .CKMnO4 (2) 
A absortividade molar () pode ser obtida através da equação da reta:
Y=ax+b
A�= �.b.C
a/b=�
0,2776= 408,78.1.CK2Cr2O7 + 66,7.1.CKMnO4
0,0978= 1,88.1.CK2Cr2O7 + 1028,9.1.CKMnO4
CK2Cr2O7= (0,0978 – 1028,9.CKMnO4)/1,88
Substituindo (2) em (1):
0,2776=408,78.(0,0978-1028,9CKMnO4)/1,88 + 66,7.CKMnO4
CKMnO4= 9,4178*10
-5M
0,2776=408,78.CK2Cr2O7 + 66,7.9,4178*10
-5
CK2Cr2O7= 6,6373*10
-4M
5.4 ) RESULTADOS E DISCUSSÃO
O resultado encontrado para as concentrações é satisfatório, pois possui uma margem de erro de 
5,822% para o permanganato de potássio e de 10,627% para o dicromato de potássio, se comparado com 
os valores reais de concentração da mistura que são 1*10-4M de permanganato de potássio e 6*10-4M 
para o dicromato de potássio. Este erro pode ser explicado com base na curva de calibração para o 
permanganato em 430nm, onde a reta apresenta um R muito distante de 1. A região de 430nm é onde o 
permanganato sofre a influência do dicromato, dificultando a determinação da absorção do permanganato 
na mistura.
5.5) CONCLUSÃO
Ainda que a técnica apresente erro, ela é eficaz para determinar baixas concentrações de íons em 
solução. Há outras maneiraS de se calcular a concentração das espécies químicas na mistura que talvez 
apresentem um resultado experimental mais coerente com o teórico.
5.6) REFERÊNCIAS
Harris, Daniel C.; Análise Química Quantitativa,7ª edição, editora LTC, Rio de Janeiro, 2005.