Determinação de Fe

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DA BAHIA
DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS DA VIDA
CURSO DE GRADUAÇÃO EM FARMÁCIA
DISCIPLINA: ANÁLISE INSTRUMENTAL DE FÁRMACOS 
DOCENTE: ANDRÉ TELES
 
 
ANDRESA GRACIELE DA SILVA BRAGA
CARINE PAIXÃO SILVA
LAÍSE CAROLINE SOARES 
MARLANE MARNA SANTOS E SANTOS
 
 
 
 
 II RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA: DETERMINAÇÃO DE FERRO EM MEDICAMENTO POR ESPECTROFOTOMETRIA VIS.
SALVADOR
2018
Introdução
Os Métodos Espectrométricos normalmente são baseados na Espectroscopia Atômica e molecular. A Espectroscopia é a ciência que estuda as interações que ocorrem nos métodos analíticos entre a matéria e a radiação eletromagnética, além de determinar a quantidade dessas substâncias coloridas que operam nas regiões do ultravioleta e visível do espectro eletromagnético. Algumas propriedades da radiação eletromagnética são descritas pelos modelos clássicos, na qual as características predominantes são o comprimento de onda, a frequência, a velocidade e amplitude, além de não ter a necessidade de suporte para sua transmissão passando pelo vácuo (HOLLER, 2009).
Então, em resumo, a radiação eletromagnética é representada em dois campos: o elétrico e magnético, que sofrem alterações sinoidais (curva que descreve uma oscilação repetitiva suave, sendo esta uma onda contínua) entre si e em direção da propagação, segundo Maxwell (HOLLER, 2009).
Entretanto a Espectrometria de Absorção Molecular no ultravioleta-visível normalmente é fundada nas medidas encontradas nas concentrações do analito que absorve a radiação, determinando quantitativamente a transmitância ou a absorbância de uma determinada solução. Com isso a solução deve sempre estar em uma célula transparente, pois em experimentos laboratoriais, constatou-se que, quando a energia se propaga em recipientes transparente, a velocidade é maior do que no vácuo, contudo, isso depende da concentração dos átomos encontrados no analito (HOLLER, 2009).
Pode ocorrer perda dos feixes de luz que são propagados através das reflexões ou até mesmo da absorção, na parede do vidro, através de poeiras. Para solucionar esse problema, é utilizado uma célula idêntica contendo apenas o solvente, no qual o potencial do feixe que atravessa o analito é compensado com o feixe que atravessa essa célula, que é denominado como “solução branco” ou “solução padrão” (HOLLER, 2009).
A Amplitude com que o líquido é absorvido é geralmente maior em algumas cores. A cor aparente da solução é sempre o complemento da cor absorvida, assim, uma solução que absorve na região violeta, no comprimento de onda entre 400 a 465 nm, parecerá verde-amarelo. A importância das soluções coloridas consiste na absortividade das soluções onde pode haver a quantificação (EWING,1914).
O Espectrofotômetro apresenta uma fonte luminosa contínua, (por exemplo, uma lâmpada de tungstênio) da qual emite radiação; um monocromador para seleção de uma faixa estreita de comprimentos de onda que atingem a solução contendo o analito; um compartimento para posicionamento da amostra e um dispositivo para detecção da medida da intensidade de radiação. Essa estrutura do Espectrofotômetro está amplamente relacionada com a capacidade de absorver fótons, que passam do seu estado fundamental para um estado mais excitado (KAMOGAWA, 2008).
Neste método, como foi mencionado anteriormente, pode ser determinado quantitativamente em espécies a absorbância (a grandeza é definida pela absortividade molar) ou a transmitância (potência do feixe na qual radiação incidente absorvendo moléculas contidas em uma região com um caminho óptico), cuja concentração de um analito está relacionada linearmente com a absorbância observada; além da magnitude depender do comprimento de onda e da radiação que está sendo incidente no monocromador. Esse contexto define a Lei de Lambert-Beer (KAMOGAWA, 2008).
A = - log T = E b c
A escolha da região espectral deve envolver erros previstos, que serão minimizados pela calibração. Poucos são os trabalhos encontrados na literatura que discutem a questão da escolha da região espectral, mesmo sendo tão importante no momento do experimento, porém no momento da escolha, o procedimento pode se basear em critérios com o objetivo para a avaliação do melhor conjunto de canais espectrais da espécie manipulada (OLIVEIRA, 2003).
Neste método foi utilizado a calibração que é realizada obtendo-se o sinal de resposta (absorbância). Uma curva de calibração é preparada colocando os dados em forma de gráfico ou ajustando-os por meio de uma equação matemática adequada, como a relação linear. A principal importância é o sinal de resposta obtido para a amostra é usado para prever a concentração desconhecida do analito. Portanto, o analista precisa tentar traçar “a melhor” linha reta entre os pontos. A análise desta fornece um meio para a obtenção de forma objetiva e também para especificar as incertezas (SKOOG, 2006).
O ferro é o metal mais conhecido e utilizado pela humanidade desde os tempos mais antigos, o ferro possui números de oxidação mais comuns Fe2+, conhecido como íon ferroso. Nos organismos vivos, o ferro possui uma grande importância, a qual é devida ao transporte de oxigênio pela hemoglobina. Ele é absorvido pelos seres vivos na forma de sais contidos na água e por alimentos e medicamentos, sendo que a sua deficiência causa doenças, como a anemia (MEDEIROS, 2004 e MARTINS, 2006). Alguns medicamentos que contém ferro são suplementos vitamínicos e/ou minerais, indicados como auxiliadores nas anemias por carência e em dietas restritivas e inadequadas.
Quando o composto não possui cor suficiente para ser distinguível de outras substâncias é necessária a ocorrência de uma reação química com um reagente seletivo, para formação de um complexo intensamente colorido. A determinação de ferro pode ser feita por espectrofotometria no Ultravioleta/Visível (UV/Visível), sendo portanto neste método está envolvido um ligante ou complexante para o ferro (de seletividade para um de seus números de oxidação) formando um complexo de coloração com alta capacidade de absorver a radiação incidida (alta absortividade molar) (SKOOG, 2002).
A o-fenantrolina reage com o Fe (II) em meio ácido, formando um complexo de cor vermelho-alaranjado, conforme a reação abaixo:
Por fim, a importância do método de Espectrofotometria visível e ultravioleta na determinação de ferro em medicamentos está na determinação da quantidade de substância ativa no medicamento, verificando se os fabricantes estão cumprindo os requisitos propostos pela Agência Nacional de Vigilância Sanitária (ANVISA) e pela Farmacopéia Brasileira no que se refere ao Controle de Qualidade Físico-Químico (SILVA, 2018).
OBJETIVOS
Traçar a curva analítica de calibração;
Determinar a concentração de Ferro em uma amostra de medicamento (sulfato ferroso) por espectrofotometria na região do visível;
MATERIAIS E MÉTODOS
Solução estoque de Fe (II) 100 mg/L;
Solução de H2SO4 4mol/L;
Solução de citrato de sódio 25% (m/v);
Solução de hidroxilamina 10% (m/v);
Solução de 1,10–fenantrolina 0,3% (m/v);
Espectrofotômetro;
Balões volumétricos de capacidades até 100mL.
Béquer capacidade 50 ou 100mL;
Bureta de 50,00mL;
Suporte com garra;
Pipetas de Pasteur;
Água destilada.
PROCEDIMENTO
Ajuste do pH:
Transferir 5,0 mL da solução estoque de ferro (100 mg/L) para um béquer de 50 mL, acrescentando gotas do citrato de sódio 25% (m/v) com a pipeta de pasteur até que o pH fique em torno de 4 (para medir o pH use as fitas indicadoras). 
Anotar o volume (V) de citrato utilizado neste ajuste para também adicioná-lo na etapa de preparação dos padrões e da amostra. 
Preparo dos Padrões
Tomar 5 balões de 100 mL e enumerá-los conforme a Tabela 1. Com uma bureta de 25 mL, colocar em cada um deles o volume correspondente da solução estoque de ferro (soluções de 0,75; 1,5; 3,0 e 4,5 mg/L).
Acrescentar 1,0 mL de hidroxilamina (10%), o volume (V) do citrato de sódio e 2,0 mL de 1,10-fenantrolina 0,3%. Após 15 min, complete-os comágua. 
Preparo da amostra
Tomar uma alíquota de 3,00 mL da amostra do medicamento, colocar em um balão de 100 mL.
Acrescentar 0,2 mL de ácido sulfúrico 4 mol/L e seguir o mesmo procedimento do preparo dos padrões (adição de hidroxilamina, citrato e fenantrolina).
Preparo do Branco
Adicionar 0,2 mL de ácido sulfúrico 4 mol/L em um béquer e seguir o mesmo procedimento do preparo dos padrões (adição de hidroxilamina, citrato e fenantrolina).
Medidas Espectrofotométricas
Medir as absorbâncias (A) e as transmitâncias (%T) dos padrões e amostras, com o par de cubetas selecionado, no comprimento de onda de 510 nm. Usar uma das cubetas com o branco (B), para fazer os ajustes das medidas espectrofotométricas, e a outra para os padrões (P) e amostra. 
RESULTADOS E DISCUSSÕES
Ajuste do pH:
A primeira etapa consistiu em determinar um volume de citrato de sódio a 25% adequado para o ajude de pH dos padrões utilizados para a curva de calibração; e para a amostra utilizada na determinação do ferro. Para isso, transferiu-se 5,0mL da solução estoque de ferro a 100mg/L para um béquer. Para medir o pH, seria necessário adicionar gotas de citrato de sódio a 25% (m/v), verificando, a cada gota, o valor do pH através das fitas indicadoras. Após 2 gotas, foi atingido o valor desejável de pH em cerca de 4.
Utilizando-se a convenção de que 1mL é, geralmente, equivalente a 20 gotas, é possível estimar que foi utilizado 0,1mL de citrato de sódio para ajuste do pH.
Parâmetros que influenciam o complexo ferro - 1,10 – fenantrolina.
Como o ajuste do pH faz-se necessário devido à influência que este exerce na formação do complexo que dá coloração à solução, é válido fazer uma breve discussão sobre o ferro-1,10-fenantrolina.
A capacidade de absorção de muitos complexos de metais de transição se deve a um processo de transferência de carga, no qual um dos componentes deve atuar como doador de elétron e o outro como receptor. A absorção relaciona-se com a transição de um elétron doador para um orbital de maior energia do receptor. Assim, o estado excitado é produto de uma espécie de oxirredução interna como é o caso do íon complexo formado entre o ferro (II) e o ligante 1-10-fenantrolina (ortofenantrolina), o [Fe(fen)3] 2+ (NASCIMENTO, 2010). 
O Ferro(II) reage com a fenantrolina para formar um complexo de cor vermelho-alaranjado [Fe(o-phen)3] 2+, cujo comprimento de onda de máxima absorção é 510 nm. A intensidade da cor é independente da acidez no intervalo de pH de 3 a 12 e é estável por longos períodos.  onde a absorção se relaciona com a transição de um elétron no complexo de ferro (II) com fenantrolina, o ligante é o aceptor e íon metálico o doador. (NASCIMENTO, 2010) 
Para a formação do complexo da reação colorimétrica:
(a) Seletividade da reação. 
(b) Proporcionalidade entre a cor e a concentração: É desejável que o sistema siga a lei de Beer. 
(c) Estabilidade da cor: A cor produzida deve ser suficientemente estável para permitir a obtenção de uma leitura adequada.
(d) Reprodutibilidade: O processo colorimétrico deve ter resultados reprodutíveis em condições experimentais específicas.
(e) Limpidez da solução: A solução deve ser isenta de precipitado sempre que se faz comparação com um padrão límpido. 
(f) Alta sensibilidade: É desejável quando se trata da determinação de quantidades diminutas, que a reação colorimétrica seja altamente sensível. 
Os fatores que influenciam na formação do complexo fenantrolina depem do pH, o qual influencia diretamente o equilíbrio ácido/base dos complexos (FLYNN, 1984). Na prática realizada foi preparada uma solução que continha o ferro, na qual foi reduzido a íon ferroso com ácido e hidroxilamina e, posteriormente é tratada com fenantrolina, a pH de aproximadamente 4. Para cada três moléculas de fenantrolina, ocorre a relação com um íon ferroso, resultando em um complexo vermelho – alaranjado (APHA-AWWA, 1998). Estudos sistemáticos têm mostrado que o efeito da adição de eletrólitos sobre os equilíbrios é independente da natureza química do eletrólito, mas que depende de uma propriedade da solução denominada força iônica (SKOOG et al, 2008). A força iônica é uma medida da concentração total de íons em solução. A adição de um sal inerte aumenta a solubilidade de um composto iônico (ATKINS, 2006). Então um complexo apresenta uma boa estabilidade na faixa de pH entre 2 e 9. Porém, recomenda-se que o complexo seja formado em meio ácido, evitando assim a precipitação de hidróxido de ferro. O pH da reação é importante uma vez que, em valores de pH muito baixos, a espécie desprotonada da o-fenantrolina pode não estar presente na concentração necessária para a formação quantitativa do complexo com o Fe (II) (COLTRO et al, 2014).
Preparo dos Padrões:
Foram utilizados 5 balões volumétricos de 100mL, numerados de 1 a 4, com as concentrações de 0,75; 1,5; 3,0 e 4,5 mg/L. Para determinar o volume da solução estoque de ferro a 100mg/L, foi utilizada a seguinte fórmula:
C1V1 = C2V2
Foram obtidos os seguintes valores:
Tabela 1. – Relação de concentração e volume dos padrões preparados
	Concentração (mg/L)
	Volume (mL)
	0,75mg/L
	0,75mL
	1,5mg/L
	1,5mL
	3,0mg/L
	3,0mL
	4,5mg/L
	4,5mL
Logo, no padrão 1, com a concentração de 0,75 mg/L, foram adicionadas 0,75mL; no padrão 2, com concentração de 1,5 mg/L, foi adicionada 1,5mL; no padrão 3, com concentração de 3,0 mg/L, foram adicionadas 3,0mL, e, por fim, no padrão 4, com concentração de 4,5 mg/L, foram adicionadas 4,5mL. Esses volumes foram adicionados a partir de uma bureta que continha a solução estoque de ferro a 100mg/L.
Em seguida, adicionou-se, a cada padrão, por meio de pipetas de Pasteur, 1,0mL de hidroxilamina a 10% (m/v), logo em seguida, o volume do citrato de sódio a 25% (m/v), que foi de 0,1mL, e, por fim, 2,0mL de 1,10-fenantrolina a 0,3% (m/v), alcançando a coloração avermelhada. Esperou-se 5 minutos, e, logo após o término do tempo, avolumou-se cada padrão com água destilada.
Preparo da Amostra
Para o preparo da amostra, adicionou-se em um balão volumétrico de 100mL uma alíquota de 3,00mL da amostra que continha o medicamento de sulfato ferroso. Acrescentou-se 0,2mL de ácido sulfúrico a 4 mol/; 2,0mL de 1,10-fenantrolina a 0,3% (m/v); 1,0mL de hidroxilamina a 10% (m/v) e 0,1mL de citrato de sódio a 25% (m/v), avolumando-se com água.
Preparo do Branco
Para o preparo do branco, que deve conter todas as substâncias exceto o analito, foram adicionados, em um béquer de 50,0mL, 0,2mL de ácido sulfúrico a 4 mol/; 2,0mL de 1,10-fenantrolina a 0,3% (m/v); 1,0mL de hidroxilamina a 10% (m/v) e 0,1mL de citrato de sódio a 25% (m/v), avolumando-se com água.
Medidas Espectrofotométricas 
O comprimento de onda selecionado para a medida dos padrões foi de 510nm, que é o comprimento de onda com maior absorção para a fenantrolina. Após fazer a leitura do branco, prosseguiu-se com a leitura dos padrões, e, por fim, da amostra preparada; esta última em triplicata. Para o cálculo das transmitâncias a partir das absorbâncias, foi utilizada a seguinte fórmula:
A = - logT
T = 10-A
Foram obtidos os seguintes valores, respectivamente, para os padrões preparados e para as amostras:
Tabela .2 – Absorbância dos padrões preparados.
	Padrões
	Absorbância
	Transmitância (%)
	1
	0,116
	76,5%
	2
	0,213
	61,2%
	3
	0,401
	39,7%
	4
	0,627
	23,6%
Tabela 3 – Absorbâncias da amostra preparada
	Amostra (nº de leituras)
	Absorbância
	Transmitância (%)
	1ª leitura
	0,414
	38,54%
	2ª leitura
	0,416
	38,37%
	3ª leitura
	0,417
	38,28%
Com esses valores, prosseguiu-se para a construção da curva de calibração e para o cálculo do fator de correção.
Curva de Calibração
A curva de calibração é um gráfico que demonstra como a absorbância depende das concentrações. (HARRIS, 2009). Uma curva de calibração é preparada colocando os dados em forma de gráfico ou ajustando-os por meio deuma equação matemática adequada, como a relação linear. O sinal obtido na amostra é utilizado para a determinação da concentração. Logo, quanto “melhor” a reta, maior a chance de a concentração determinada estar correta. (SKOOG, 2006). Correlacionando os valores de absorbância dos padrões obtidos na seção 4.5 com as concentrações dos padrões preparados, foi possível construir a curva de calibração:
Tabela 4 – Valores de absorbância e concentração dos padrões.
	Padrões
	Absorbância
	Concentração (mg/L)
	1
	0,116
	0,75 mg
	2
	0,213
	1,5 mg
	3
	0,401
	3,0 mg
	4
	0,627
	4,5 mg
Com esses valores, foi possível construir a curva de calibração:
Fig. 1. Curva de Calibração dos Padrões contendo Ferro.
Com a equação que o gráfico fornece, é possível determinar a concentração desconhecida na amostra, que será demonstrada na seção 4.3., observando-se que o y equivale a absorbância e o x equivale a concentração.
O coeficiente angular, representado por R2, também é importante, pois, a partir dele, pode-se determinar o coeficiente de absortividade molar na Lei de Beer. Quanto mais próximo de 1, maior é a chance de as soluções terem sido preparadas de maneira correta e maior é a linearidade da reta, sendo importante tentar construir retas com o coeficiente angular 0,99. (MARTINS, 2016). Como o valor de R² dessa curva foi de 0,998; dentro do aceitável, com três pontos lineares, é possível que as soluções estejam com concentrações corretas.
Cálculo da Concentração de Ferro pela Equação da Reta
Para determinar a concentração de Ferro na amostra de concentração desconhecida, utilizou-se de uma propriedade estatística denominada Regressão Linear, que determina o valor esperado de uma variável y com os valores de outra variável, como x, estimando assim um valor esperado para a concentração. (PEREIRA, 2013).
Para isso, foi necessário construir a reta da curva de calibração, aonde é desejável que a reta se aproxime o máximo possível dos pontos de absorbância e concentração da amostra utilizada. Com a equação obtida, é possível calcular a concentração, assumindo y equivalente à absorbância da amostra e x, equivalente à concentração. Logo:
Y = 0,01354x + 0,0092
Substituindo o Y pelos os valores de absorbância da amostra obtidos em triplicata na tabela 3, obteve-se os seguintes valores de concentração:
Tabela 5 – Absorbâncias e Concentrações da Amostra Preparada
	Amostra (nº de leituras)
	Absorbância
	Transmitância (%)
	Concentração (mg/L)
	1ª leitura
	0,414
	38,54%
	2,99 mg/L
	2ª leitura
	0,416
	38,37%
	3,00 mg/L
	3ª leitura
	0,417
	38,28%
	3,01 mg/L
A partir desses valores, foi possível, então, prosseguir com o tratamento estatístico dos dados.
Vantagens e Desvantagens de Curva de Calibração
A principal vantagem da curva de calibração é a facilidade com que é feita, e o conjunto de técnicas e princípios instrumentais que permitem ser aplicados com a sua construção, além da própria possibilidade de determinação de uma concentração desconhecida (TONEGURRI, 2017).
As desvantagens da curva de calibração se relacionam com o tempo a ser consumido para sua realização dependendo dos níveis de concentração, e a influência de alguns fatores relacionados à faixas pequenas de concentração para produzir uma cor lida pelo espectrofotômetro, sensibilidade a erros experimentais, que produzam absorbâncias diferentes do original, e sensibilidade a interferências, devido a presença do analito, sem possibilidade de correção ao ocorrerem. ((TONEGURRI, 2017).
Determinação da Concentração de Fe na Amostra pela Curva de Calibração
O fator de calibração, utilizado nas calibrações com um único ponto, é utilizado para calcular a concentração desconhecida de uma amostra a partir dos valores de concentração e absorbância de um padrão. Nesse método, assume-se que a reação obedece a lei de Lambert-Beer (BASQUES, 2016), que o coeficiente linear é igual a zero (uma vez que o fator de calibração assume o valor do coeficiente angular) e que há proporcionalidade entre a concentração do analito e as variações do sinal. Assim, o fator de calibração obtido com os valores do padrão selecionado será multiplicado pela absorbância da amostra. (TONEGURRI, 2017).
A fórmula utilizada para o cálculo do fator de calibração foi a seguinte:
Fator de Calibração (Fc) = 
Para o cálculo do fator de calibração, foi selecionado o padrão 4, de concentração equivalente a 4,5 mg e de absorbância equivalente a 0,627. 
Fc = 
Fc = 7,17
Para determinar a concentração de Fe na amostra, adaptou-se a fórmula para:
Fc = 
Com valor do fator de calibração e a média das absorbâncias, obteve-se o valor da Ca:
7,17 = 
Ca = 7,17 x 0,416
Ca = 2,98mg
Vantagens e Desvantagens do Fator de Calibração
Não foram encontradas vantagens sobre a utilização do fator de calibração, talvez justamente por utilizar somente um ponto e depender de suposições que podem estar incorretas. A exemplo, para cada padrão preparado, houve um valor de fator de calibração diferente, resultado em diferentes valores obtidos para as concentrações de ferro na amostra. Dentre as desvantagens, se incluem as influências exercidas pelas flutuações no sinal, ausência de linearidade e interferências na matriz. (TONEGURRI, 2017).
TRATAMENTO ESTATÍSTICO
Para fazer a análise estatística, foi necessário determinar a média das concentrações, o desvio padrão absoluto, além do coeficiente de variação e intervalo de confiança. Este último foi calculado com 95% a 2 graus de liberdade. Obtiveram-se os seguintes resultados: 
Média: 3,00197 mg/L
Desvio Padrão Absoluto: = 0,01128
Coeficiente de Variação: = 0,01128 / 3,00197 x 100 = 0,37%
Intervalo de Confiança = = 0,02800
Escala de Confiança: 3,03 --- 3,00 ---- 2,97
* = média e variação para mais e para menos. 
CONCLUSÃO
Segundo a Farmacopeia Brasileira (2010), um comprimido deve conter, no máximo, 110% e, no mínimo, 90% da quantidade descrita na bula. Entretanto, como não é conhecida a concentração do medicamento nos comprimidos utilizados no preparo da amostra contendo o sulfato ferroso, não é possível fazer uma comparação. A análise da curva de calibração demonstra R2= 0,998, número próximo de 1, e apenas um ponto, ligeiramente, fora da reta, o que possibilita que as concentrações estão próximas do valor esperado. 
Segundo os dados estatísticos, a média de concentrações em mg/L foi de 3,00 mg/L. O valor do desvio padrão indica que a concentração da amostra durante as análises não variou de maneira discrepante. O coeficiente de variação, que pode ser desejável se obter menor ou igual a 25%, segundo o cálculo, foi de 0,37%. É possível estimar que a variação foi mínima, entretanto, isso depende da ordem de grandeza das variáveis e, para afirmar que o coeficiente de variação ou o desvio padrão foram baixos ou altos, seria necessário comparação com outros valores. (SHIMAKURA, 2012).
São possíveis os erros de interferência da matriz durante a construção do gráfico ou de interferência na leitura da amostra, assim como erros durante o preparo da solução, durante a pipetagem ou visualização do menisco.
REFERÊNCIAS
EWING, Galen W. Métodos instrumentais de análise química. Editora Edgard Blucher LTDA, volume 2º, São paulo, 1914.
HOLLER, F. James.Principios de Analise instrumental. Editora Bookman, 6º edição, Porto Alegre, 2009
KAMOGAWA, Marcos Y., GOMES, Marcos S., TREVISAN, Lilian C., NÓBREGA, Joaquim A. USO DE SCANNER EM ESPECTROFOTOMETRIA DE ABSORÇÃO MOLECULAR: APLICAÇÃO EM EXPERIMENTO DIDÁTICO ENFOCANDO A DETERMINAÇÃO DE ÁCIDO ASCÓRBICO. Quim. Nova, Vol. 31, No. 6, 1577-1581, 2008. Disponível em: http://www.producao.usp.br/bitstream/handle/BDPI/4817/art_KAMOGAWA_Uso_de_scanner_em_espectrofotometria_de_absorcao_2008.pdf?sequence=1&isAllowed=y
MARTINS, Lúcia. 2016. Curva de Calibração. Material Didático de Banco de Dados da Docente da Disciplina Processos Bioquímicos do Instituto Federal de Santa Catarina. Disponívelem: https://docente.ifsc.edu.br/lucia.martins/MaterialDidatico/Processos%20bioquimicos/07Curva%20de%20calibra%C3%A7%C3%A3o.pptx.
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OLIVEIRA, Flávia C.C., SOUZA, Antônio T. P. C de, DIAS, José A., RUBIM, Joel C. A ESCOLHA DA FAIXA ESPECTRAL NO USO COMBINADO DE MÉTODOS ESPECTROSCÓPICOS E QUIMIOMÉTRICOS. Quim. Nova, Vol. 27, No. 2, 218-225, 2004. Disponível em: http://www.scielo.br/pdf/%0D/qn/v27n2/19265.pdf
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ROCHA, Fábio R. P., TEIXEIRA, Leonardo S. G. ESTRATÉGIAS PARA AUMENTO DE SENSIBILIDADE EM ESPECTROFOTOMETRIA UV-VIS. Quim. Nova, Vol. 27, No. 5, 807-812, 2004. Disponível em: http://www.scielo.br/pdf/%0D/qn/v27n5/a21v27n5.pdf
SHIMAKURA, Silvia. 2012. Coeficiente de Variação. Bioestatística, Universidade Federal do Paraná. Disponível e: http://leg.ufpr.br/~shimakur/CE055/node26.html
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TONEGUTTI, Cláudio Antônio. 2017. Calibração em Química Analítica: Uma Breve Revisão. Universidade Federal do Paraná. Disponível em: http://www.quimica.ufpr.br/tonegutti/Artigos/Calibracao.pdf