ApostilaCQFQII-2011

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UNIVERSIDADE DE UBERABA 
 
FARMÁCIA  
 
 
QUÍMICA ANALÍTICA INSTRUMENTAL 
 
 
PROF. MSc. NATAL JUNIO PIRES 
 
 
 
 
 
 
 
 
5ª. Edição ‐ Revista e Ampliada 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ALUNO: __________________________________________ RA: _______________ 
 
ANO/SEMESTRE: 2008/1 
 
UBERABA ‐ MG 
 
 
 
Ciências Tecnológicas IV – Análise Instrumental – Prof. Natal Junio Pires 
 
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EXPERIMENTO 1 
 
Obtenção do espectro de absorção do ácido o‐salicílico com Fe3+ para determinação de ácido o‐acetilsalicílico 
(AAS) 
 
  O  ácido  acetil‐o‐salicílico pode  ser  seletivamente determinado  em  formulações  farmacêuticas  fazendo‐se  a 
complexação de seu produto de hidrólise, ácido o‐salicílico, com Fe3+. Outros constituintes de analgésicos tais como 
paracetamol, cafeína e fenacetina não reagem e, portanto, não apresentam interferência. 
O
OH
O
H3C
O
Hidrólise
ácida
OH
OH
O CH3
O
HO+
Ácido o-acetilsalicílico
M = 180 g/mol
Ácido Salicílico
OH
OH
O
+ Fe3+
O
OH
O
H
Fe3+
3
3
Ácido Salicílico ou 
ácido 2-hidróxibenzóico
M = 138 g/mol
Complexo Violeta
M = 469,9 g/mol
 
 
  A  estratégia  de  transformar  um  composto  que  se  apresenta  incolor  em  solução  em  uma  substância  que 
absorve no visível é muito comum no campo de análises. Para prever aproximadamente o comprimento de onda 
de máxima absorção para o composto acima podemos utilizar a  tabela de cores complementares  representada a 
seguir: 
Tabela 1 – Cores da luz visível 
Comprimento de onda de máxima absorção (nm) Cor absorvida Cor observada 
380‐420  Violeta  Verde‐amarelo 
420‐440  Violeta‐azul  Amarelo 
440‐470  Azul  Laranja 
470‐500  Azul‐verde  Vermelho 
500‐520  Verde  Púrpura 
520‐550  Amarelo‐verde  Violeta 
550‐580  Amarelo  Violeta‐azul 
580‐620  Laranja  Azul 
620‐680  Vermelho  Azul‐verde 
680‐780  Púrpura  Verde 
 
Ciências Tecnológicas IV – Análise Instrumental – Prof. Natal Junio Pires 
 
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Preparo das soluções padrão 
Preparação do branco de referência   transferir para um balão volumétrico de 50,0 mL uma alíquota de 20,00 mL 
de  solução  de H2SO4  diluído1. A  seguir  adicione  2,00 mL  de  solução  0,6 mol/L  de  FeCl3  em H2SO4  1,3 mol/L. 
Completar o volume do balão com água deionizada.  
 
Preparação da solução de Fe(Sal)3    transferir para um balão volumétrico de 50,0 mL uma alíquota de 20,00 mL 
de solução de H2SO4 diluído. A seguir adicione 2,00 mL de solução 0,6 mol/L de FeCl3 em H2SO4 1,3 mol/L, seguido 
de 1,00 mL da solução de salicilato de sódio 4,6 g/L. Completar o volume do balão com água deionizada. 
 
Obtenção do espectro de absorção do complexo Fe(Sal)3  
  Utilizar primeiramente a solução em branco e fazer as medidas de absorbância para o branco na faixa de 400 a 
685  nm  em  intervalos  de  15  nm.  Para  isto  enche‐se  uma  cubeta  com  esta  solução  e  procede‐se  às  leituras  de 
absorbância para  cada  comprimento de onda  conforme  explicado pelo professor. Depois de  realizadas  todas as 
leituras, repetir o processo para a solução de Fe(Sal)3 preparada anteriormente. Registre os valores de absorbância 
na tabela a seguir e obtenha o gráfico de absorbância em função do comprimento onda (nm).  
Tabela 2 – Medidas de absorbância para o branco e Complexo na análise de AAS. 
λ (nm)  Abs Branco  Abs Complexo  λ (nm)  Abs Branco  Abs Complexo 
400      550     
415      565     
430      580     
445      595     
460      610     
475      625     
490      640     
505      655     
520      670     
535      685     
 
Questões 
1) Qual a finalidade de se obter o comprimento de onda de máxima absorção numa análise de um fármaco? 
2) Pesquise  pelo menos  5  nomes  comerciais  de medicamentos  que  contenham  ácido  acetilsalicílico  em  sua 
formulação. 
3) Qual tipo de reação (nome) o ácido acetilsalicílico pode sofrer ao decorrer do tempo que resultará na perda do 
padrão de qualidade desta matéria‐prima? 
 
 
1 H2SO4 dil.: 15 mL de H2SO4 conc + H2O deionizada q.s.p. 1 L 
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EXPERIMENTO 2 
 
DETERMINAÇÃO DO TEOR DE ÁCIDO O‐ACETILSALICÍLICO (AAS) EM UMA AMOSTRA ATRAVÉS DA 
TÉCNICA DE ESPECTROFOTOMETRIA NO UV/VISÍVEL 
 
  O  controle de qualidade é uma das etapas mais  importantes dentro de uma  indústria  farmacêutica. É esta 
etapa que irá garantir a qualidade do produto que será liberado para consumo.  
  Uma das matérias‐primas mais conhecidas na indústria farmacêutica é o ácido acetilsalicílico, que é utilizado 
como principio ativo na formulação de vários de medicamentos, sendo a aspirina® o mais conhecido deles. O AAS 
foi desenvolvido na Alemanha há mais de cem anos por Felix Hoffmann, um pesquisador das  indústrias Bayer. 
Este  fármaco de estrutura  relativamente  simples atua no corpo humano como um poderoso analgésico  (alivia a 
dor),  antipirético  (reduz  a  febre)  e  antiinflamatório. Tem  sido  empregado  também  na prevenção de problemas 
cardiovasculares, devido à sua ação vasodilatadora. Neste experimento iremos realizar a determinação de AAS em 
uma formulação farmacêutica, através da sua hidrólise em meio básico, conforme esquema abaixo: 
O
OH
O
O CH3
+ 3 OH‐
O
O‐
O‐
OH3C
O‐
+ 2 H2O+
O
O‐
O‐
+ Fe3+
O
O
O
Fe
3
3‐
Complexo Violeta
Amarelo Pálido
Ácido Acetilsalicílico
Calor
Diânion Salicilato
Incolor
Diânion Salicilato
Incolor
ânion acetato
 
Procedimento 
 
Parte 1:  Preparando os padrões 
Solução de Fe3+ 0,025 mol/L. 
1. Adicione 6,8 g de FeCl3.6H2O em um béquer de 250 mL contendo 100 mL de água deionizada. Adicione 3 mL de  
HCl e 12,0 g de KCl.  
2. Dissolva e dilua com água em um balão volumétrico de 1 L. Complete com água destilada até a marca. 
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Solução padrão de salicilato a partir de ácido acetilsalicílico. 
1.  Em uma balança semi‐analítica, pese uma massa de 400 mg de ácido de acetilsalicílico P.A. e transfira‐a para um 
erlenmeyer de 125 mL.   Acrescente 10 mL de uma solução de NaOH 1 mol/L, e aqueça até a fervura. Deixar em 
ebulição por 5 minutos, tomando cuidado para não perder material. Resfrie a solução. 
2.  Transfira  quantitativamente  a  solução para um  balão  volumétrico de  250 mL,  e dilua  com  água destilada  à 
marca. 
3.  Pipete uma alíquota de 0,5 mL desta solução padrão para um balão volumétrico de 50,0 mL. Dilua à marca com 
uma solução de Fe(III) 0,02 mol/L. Esta é a solução A.  
4.  Prepare soluções semelhantes  transferindo alíquotas de 1,0; 1,5 e 2,0 mL do padrão de aspirina para 4 balões 
volumétricos de 50,0 mL, e complete‐os com solução de Fe(III) 0,02 mol/L até a marca.  Etiquete estes com as letras 
ʺB, C e D, respectivamente. 
 
Parte II: Preparo da solução amostra a partir de um tablete de aspirina. 
1.  Pese  500  mg  de  aspirina  (amostra)  (fornecida  pelo  professor)  em  um  frasco  de  erlenmeyer  de  125  mL. 
Acrescente 10,0 mL de uma solução de NaOH 1 mol/L ao frasco, e aqueça até à ebulição. Deixar em ebulição por 5 
minutos, tomando cuidado para não perder material. Resfrie‐a. 
2.  Transfira quantitativamente a solução para um balão volumétrico de 250 mL, e dilua com água destilada até a 
marca. 
3.  Pipete uma alíquota de 1,0 mL desta solução para um balão volumétrico de 50 mL.  Dilua até a marca com uma 
solução de Fe(III) 0,02 mol/L.  Esta é a solução amostra. 
 
Medidas 
 Zere o espectrofotômetro com uma solução de Fe3+. Apertar o botão calibra. 
 Meça a absorbância de cada uma das soluções, tomando os cuidados necessários (limpeza, ambiente, etc.). 
 
Tabela 1 – Resultados de absorbância versus concentração para construção de curva analítica de calibração. 
Solução  Concentração (mg/L)  Absorbância 
Branco  0,00  0,000 
A  16,00   
B  32,00   
C  48,00   
D  64,00   
Amostra     
   
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Questões 
1) Traçar o gráfico da  curva analítica,  colocando os valores de absorbância  em ordenadas  e as  correspondentes 
concentrações  de  complexo  (mol  L‐1  ou  g  L‐1)  nas  abscissas.  Estimar  a  partir  do  coeficiente  angular  da  reta  a 
absortividade molar do complexo (εcomplexo).  
 
2) Calcular o teor de ácido acetilsalicílico na amostra analisada expressando o resultado em % m/m. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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EXPERIMENTO 3 
 
DETERMINAÇÃO DO TEOR DE PARACETAMOL (ACETAMINOFENO) EM UMA AMOSTRA ATRAVÉS 
DA TÉCNICA DE ESPECTROFOTOMETRIA NO UV 
 
  Paracetamol é um analgésico‐antipirético pertencente à classe dos derivados do p‐aminofenol, introduzido no 
século  passado  como  resultado  de  pesquisas  destinadas  a  substitutos  para  acetanilida.  Embora  possuam 
propriedades  analgésico‐antipiréticas,  a  fenacetina  e  a  acetanilida  dão  origem  à metemoglobina  (hemoglobina 
incapaz de  transportar oxigênio), devido  à  formação de um precursor da  anilina. Tanto  a  acetanilida quanto  a 
fenacetina  são metabolizadas  a  paracetamol,  a  substância  ativa. Outros  fármacos dessa  classe  são  a  anidoxina, 
butacetina, etoxazena, fenacetinol, parapropanol e parsalmida. 
  O  paracetamol  é  obtido  por  acetilação do  p‐aminofenol  com  ácido  acético  glacial  e  anidrido  acético. Esse 
fármaco se apresenta como um pó branco, inodoro e ligeiramente hidrossolúvel e as suas atividades analgésicas e 
antipiréticas são similares às da acetanilida e  fenacetina, da qual é metabólito. O paracetamol não  tem atividade 
antiinflamatória, mas ainda assim é provavelmente o antipiréticoanalgésico de  segunda escolha,  sobretudo para 
pacientes alérgicos ao ácido acetilsalicílico ou que sofram de úlceras pépticas. 
  Neste experimento iremos determinar o teor de paracetamol em uma amostra. A determinação deste fármaco 
será realizada na região do ultravioleta  (UV), mais especificamente em 244 nm, comprimento de onda no qual o 
paracetamol  apresenta  a maior  absortividade molar.  Isto  decorre  do  fato  de  que  este  composto  é  incolor,  não 
apresentando assim absorção na região do visível. 
O
N
HO
H
Paracetamol (Acetaminofeno)
C8H9NO2
Massa molar: 151,16 g/mol
 
Figura 1 – Fórmula estrutural do paracetamol 
 
  As  leituras  de  absorbância  deverão  ser  realizadas  no  comprimento  de  onda  (λmáx  =  244  nm).  Neste 
experimento  será  realizada  a  leitura  de  absorbância  de  uma  solução  padrão  de  paracetamol  (solução  cuja 
concentração  é  “exatamente”  conhecida),  solução  amostra  (concentração  desconhecida),  além  de  uma  solução 
branco. 
 
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Parte Experimental 
Preparo do branco   nesta determinação usar água destilada como branco. 
Preparo da solução padrão   pesar com exatidão 0,0120 g de paracetamol e dissolva este em 1 mL de metanol em 
um  balão  volumétrico  de  1 L. Complete  o mesmo  com  água  destilada  até  a marca. Reserve  esta  solução  para 
medida de absorbância. 
 
Preparo da amostra   Dissolva cerca de 0,1200 g da amostra, cuidadosamente pesados em 10 mL de metanol em 
um balão volumétrico de 500 mL e dilua com água até a marca. Transfira 5,00 mL desta solução para um balão 
volumétrico de 100,0 mL e dilua com água até a marca. Reserve esta solução para se fazer a medida de absorbância. 
 
Realização das medidas   Medir a absorbância no comprimento de onda λmáx = 244 nm (comprimento de máxima 
absorção para o paracetamol), utilizando uma cubeta com caminho óptico de 1 cm, zerando o espectrofotômetro 
com o branco (H2O). 
Tabela 1 – Resultados experimentais dos valores de absorbância. 
  Absorbância 
Padrão   
 
Amostra   
 
 
Tratamento dos dados   Calcule a quantidade em mg de paracetamol  (C8H9NO2) na amostra   na amostra pela 
fórmula        ⎟
⎟
⎠
⎞
⎜
⎜
⎝
⎛
p
d
A
AC10 , na qual C é a concentração da solução padrão em μg por mL, e Ad e Ap as absorbâncias 
das soluções amostra e padrão, respectivamente. Em seguida calcule o teor (%) de paracetamol na amostra. 
 
Teor de paracetamol encontrado: _________%. 
 
Questões  
1) Por que a determinação do paracetamol não pode ser realizada no visível? 
2) O paracetamol pode sofrer hidrólise? Justifique com equações químicas. 
3) Uma das  recomendações para conservação do paracetamol é que ele seja acondicionado em  frascos opacos 
(evita exposição do medicamento à  luz). Pesquise sobre a  finalidade de se armazenar medicamentos em  frascos 
desta natureza. 
4) Deduza a expressão geral fornecida para o cálculo da massa de paracetamol na amostra. 
 
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EXPERIMENTO 4 
DETERMINAÇÃO DE FERRO EM MEDICAMENTO PELO MÉTODO DE ADIÇÃO DE PADRÃO 
    A indústria farmacêutica brasileira disponibiliza no mercado uma série de medicamentos contendo sulfato 
ferroso (FeSO4) para diversos tipos de tratamentos: anemia ferropriva, pós‐operatórios, mulheres em  idade fértil, 
gravidez,  etc.  As  formulações  farmacêuticas  disponíveis  são:  solução  oral,  xaropes,  drágeas,  complexos 
vitamínicos.  
    O  ferro  II  (Fe2+)  é  um mineral  essencial  ao  organismo  e  indispensável  à  constituição  da  hemoglobina, 
mioglobina  e  enzimas,  tais  como  xantino‐oxidase,  citocromo  oxidase  e  outras.  É  facilmente  assimilável  e,  em 
quantidade  suficiente,  corrige  a  anemia  ferropriva  e  restabelece os  índices normais de  armazenamento de  ferro 
corporal  
  A biodisponibilidade de sulfato ferroso e férrico (Fe3+) é bastante variável dependendo da forma farmacêutica, 
do  estado de  oxidação  e da  solubilidade do  ferro na presença de  substâncias  quelantes  ou  oxidantes  na dieta. 
Frente ao pH ácido do estômago, os dois tipos são solúveis; à medida que aumenta o pH no duodeno, o sal férrico 
tende a formar hidróxidos férricos insolúveis. A adição de agentes oxidantes, como o ácido ascórbico, garante que 
o ferro esteja na forma reduzida, ainda solúvel em pH neutro.  
  Desta  forma,  a  absorção  do  Fe2+  no  intestino  deverá  ser  isenta  de  Fe3+,  o  que  normalmente  causa  efeitos 
colaterais, como enjôos e coloração escura nas  fezes. A oxidação do Fe2+ à Fe3+ ocorre através de diversos  fatores 
como incidência de luz, umidade, calor, pH, diminuindo, assim, o teor recomendado da dose administrada.  
  Em  2000, Paschoal  e Tessarolo, publicaram  trabalho  em que  foi  recomendado o método  espectrofotométrico 
para o doseamento simultâneo de Fe2+ em matérias primas e comprimidos revestidos.  
  Neste método, o Fe2+, é complexado pelo agente cromogênico 1,10‐fenantrolina, gerando solução vermelha‐
alaranjada, com absorbância no comprimento de onda de 510 nm (λmáx). A reação envolvida é apresentada a seguir: 
N N
1,10‐fenantrolina
3 + Fe2+
N
N
Fe
3
2+
 
Figura 1 – Reação entre Fe2+ e 1,10‐fenantrolina para formação de complexo colorido. 
 
O espectro de absorção do Fe2+ com a 1,10‐fenantrolina é apresentado a seguir: 
Ciências Tecnológicas IV – Análise Instrumental – Prof. Natal Junio Pires 
 
 10
350 400 450 500 550
0,0
0,5
1,0
1,5
2,0
2,5
c
b
a
Fe2+
Fe2++Fe3+
Ab
so
rb
ân
ci
a
Comprimento de onda (nm)
 
Figura 2 ‐ Espectros de absorção obtidos das soluções de uso das amostras estudadas (a) drágeas, (b) solução oral e 
(c) xarope. 
 
1. PREPARO DOS REAGENTES 
a) Solução estoque de Fe2+ (100 mg/L) 
Dissolver 0,7026 g de sulfato ferroso amoniacal P.A em aproximadamente 150 mL de H2O, adicionar 3 mL de 
H2SO4 concentrado, transferir para balão volumétrico de 1 L e completar o volume. 
b) Solução de 1,10 fenantrolina 0,25 %  
Dissolver 0,6303 g de 1,10 fenantrolina em aproximadamente 150 mL de H2O a quente, transferirpara balão 
volumétrico de 250 ml e completar o volume. 
c) Solução de cloridrato de hidroxilamina a 10 % (p/v) 
Dissolver 2,5095 g de cloridrato de hidroxilamina em aproximadamente 120 mL de H2O, transferir para balão 
volumétrico de 250 mL e completar o volume. 
d) Preparo da solução amostra 
Soluções de amostra ‐“estoque” 
Obter inicialmente soluções‐estoque com concentrações de cerca de 100 mg L‐1 de ferro. 
Drágeas: pesar cuidadosamente cinco amostras  triturá‐las em um almofariz. Solubilizar meio peso médio  (massa 
correspondente à meia drágea) em um béquer contendo água deionizada e 50 mL de solução de H2SO4 1:5. Em seguida 
filtrar para um balão volumétrico de 1 L completando‐se o volume com água deionizada. 
Solução oral e xarope: para uma alíquota de 1 mL da amostra, acrescentou‐se 5 mL de  solução de H2SO4 1:5 e 
completou‐se o volume de um balão volumétrico de 100 mL com água deionizada.   
 
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2. PREPARO DAS SOLUÇÕES PARA OBTENÇÃO DA CURVA 
  Separar três balões volumétricos de 100 mL. Preparar as soluções de acordo com a tabela: 
 
Tabela 1 – Descrição para preparo de soluções para construção da curva analítica de calibração. 
Soluções adicionadas  Balão 1  Balão 2  Balão 3 
  Volumes adicionados (mL) 
Solução amostra  1,0  1,0  1,0 
Solução padrão de Fe2+ a 100 mg/L  0  0,50  1,00 
Cloridrato de hidroxilamina a 10 %  5,0  5,0  5,0 
1,10‐fenantrolina 0,25 %  5,0  5,0  5,0 
   
Medir as absorbâncias das três soluções em λmáx usando a solução do branco no feixe de referência. 
 
Tabela 2 – Valores de absorbância obtidos na análise. 
Solução  Concentração de padrão  Absorbância 
Balão 1     
Balão 2     
Balão 3     
 
Construir o gráfico de absorbância versus concentração ou volume do padrão adicionado. Extrapolar a reta obtida 
para absorbância zero e determinar a concentração de ferro na solução problema. Determinar a concentração de 
ferro total presente no medicamento (drágea ou xarope), levando em consideração as diluições realizadas. 
 
Questões: 
1) Qual a necessidade de se empregar o método de adição de padrão nesta determinação? 
2) Explique a seguinte afirmação: “O método de adição padrão, não elimina a interferência, mas sim o efeito interferente”. 
3) Sabendo‐se  que  para  ser  liberado  o  medicamento  deverá  apresentar  um  teor  de  100±10%,  qual  é  a  sua 
conclusão sobre a liberação do medicamento analisado hoje? 
4) Cite 4 fatores que poderiam interferir na análise realizada. 
 
 
 
 
 
 
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EXPERIMENTO 5 
 
DETERMINAÇÃO DE DICLOFENACO DE SÓDIO EM TABLETES 
 
Os anti‐inflamatórios não hormonais (AINH) são drogas usadas rotineiramente em clínica, freqüentemente 
empregados no período pós operatório  imediato para analgesia, e tem em comum a diminuição da produção de 
prostaglandinas. Um dos mais importantes anti‐inflamatórios pertecentes a esta classe é o diclofenaco de sódio. O 
diclofenaco de sódio,(C14H10Cl2NO2Na) 2‐(2‐(2,6‐diclorofenilamino)fenil) acetato de sódio, foi primeiro sintetizado 
em 1966 por Sallman e Pfister. 
O
O-Na+
NH
Cl
Cl
2-(2-(2,6-diclorofenilamino)fenil) acetato de sódio
Diclofenaco de Sódio  
Figura 1 – Fórmula estrutural do diclofenaco de sódio. 
 
Na  indústria  farmacêutica, várias  técnicas podem  ser  empregadas para determinação de diclofenaco de 
sódio em amostras,  tais como os processos cromatográficos CG e HPLC. Entretanto, essas  técnicas  são de custo 
elevado dificultando a análise, aumentando assim o preço da análise. Uma técnica bastante acessível à indústria é a 
espectrofotometria,  apresentando  assim  vantagens  econômicas  sobre  os  outros  métodos.  Nesta  determinação 
estaremos empregando a espectrofotometria no UV (ultravioleta) para a determinação do diclofenaco de sódio. 
  A seguir é apresentado o espectro de absorção do diclofenaco de sódio no UV‐Visível. 
200 300 400 500 600 700 800
0
1
2
3
b
a
A
bs
Wavelength (nm)
 
Figura 2 – Espectro de absorção em  solução aquosa  (a) diclofenaco de  sódio a 1,25 x 10‐1 mol/L;  (b) excipientes 
(placebo). 
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Como pode  ser visto na  figura 2, o diclofenaco de  sódio absorve em λmáx = 276 nm e  sua absortividade 
molar neste comprimento de onda  foi ε276nm = 1,14 x 104 L.mol‐1 cm‐1. Observa‐se  também que a absorbância dos 
excipientes é insignificante.  
 
Preparo de soluções padrão 
 
Solução estoque: Pese uma massa de 100 mg de diclofenaco de sódio e transfira‐o para um balão volumétrico de 
100 mL.  Complete  o  volume  com  água  deionizada.  Transfira  0,5;  1,5;  e  2,5 mL  dessa  solução,  para  3  balões 
volumétricos de 50,0 mL; respectivamente. Complete cada um com água deionizada. 
 
Preparação da amostra 
 
Extração com solução de hidróxido de sódio  
 
Solução Amostra: Coloque o tablete de diclofenaco que você recebeu de seu professor em um almofariz e com um 
pistilo triture‐o finamente. Transfira o material para um béquer de 100 mL, e lave o almofariz com 40 mL de água 
destilada, em pequenas porções. A seguir adicione 10,0 de hidróxido de sódio. Aqueça levemente o sistema por 10 
minutos. Transfira a solução para um balão volumétrico de 100 mL. Complete‐o com água deionizada. Transfira 
2,5 mL dessa última solução para um balão volumétrico de 50,0 mL. 
Medidas 
 Selecione o comprimento de onda de 276 nm. 
 Zerar o espectrofotômetro com um branco. 
 Meça as absorbâncias de todas as soluções e complete a tabela a seguir.  
 
Tabela 1 – Resultados de absorbância versus concentração para construção de curva analítica de calibração. 
Solução  Concentração (mg/L)  Absorbância 
Branco  0,00  0,000 
1     
2     
3     
Amostra     
 
Atividades: 
1) Construir uma curva analítica de calibração da Concentração x Absorbância. 
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2) Determinar, através da curva analítica de calibração, a concentração de diclofenaco de sódio na amostra. 
3) Determinar a massa de diclofenaco de sódio em cada tablete. 
4) Determinar o teor de diclofenaco de sódio em cada tablete. 
5) Explique por que não foi necessário empregar a técnica de adição de padrão nessa determinação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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EXPERIMENTO 6 
 
Determinação simultânea de cafeína e paracetamol em uma amostra 
 
  Cafeína e paracetamol aparecem associados em várias formulações farmacêuticas comerciais. Isso se deve ao 
fato de a cafeína aumentar o efeito analgésico do paracetamol. 
  Sendo assim, na  indústria  farmacêutica a determinação simultânea de princípios ativos pode ser de grande 
utilidade no controle de qualidade para liberação do produto já acabado (pronto para comercialização). 
  Existem muitos métodos que podem ser utilizados para a determinação simultânea de cafeína e paracetamol, 
dentre os quais podemos destacar os métodos espectrofotométricos, eletroanalíticos, cromatografia líquida de alto 
desempenho (HPLC) e cromatografia gasosa (CG). 
  HPLC e CG são métodos que requerem equipamentos de custo elevado e às vezes consomem muito tempo 
para a realização das análises. Entretanto os métodos espectrofotométricos são bem mais simples e rápidos para a 
realização de tais determinações. 
  A figura 1 a seguir apresenta o gráfico de absorção de cada uma das espécies a serem analisadas. 
 
Figura  1  – Espectro no UV/Vis para o paracetamol  (1)  e  cafeína  (2)  e para uma mistura das duas  espécies.  (50 
μg/mL de paracetamol e 20 μg/mL de cafeína). 
 
  Analisando o gráfico da  figura anterior  tem um λmáx = 244 nm para o paracetamol  e λmáx = 275 nm para a 
cafeína.  
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  Neste experimento iremos determinar a quantidade de paracetamol (λmáx = 244 nm) e cafeína (λmáx = 275 nm) 
em uma amostra usando a técnica de análise de misturas. Para a mistura em questão teremos que a absorbância 
total (mistura) será igual à soma das absorbâncias de cada componente individualmente, conforme apresentado a 
seguir: 
 
A total = AParacetamol + ACafeína 
 
Como  temos de encontrar dois valores de concentração deveremos então escrever um sistema de duas equações 
(uma  obtida  em  λmáx  =  244  nm  e  a  outra  em  λmáx  =  275  nm)    e  então  resolvê‐lo  para  cada  uma  das  variáveis 
(concentração). Dessa forma teremos o seguinte sistema de equações. 
A total(244) = ε’244 . b . CParacetamol  +  ε’’244 . b . CCafeína 
A total(275) = ε’275 . b . CParacetamol  +  ε’’275 . b . CCafeína 
 
onde  os  quatro  valores  de  absortividades molares  (ε’244,  ε’275,  ε’’244  e  ε’’275)  devem  ser  determinados  a  partir  de 
soluções  padrões  (solução  de  concentração  exatamente  conhecida)  preparadas  para  cada  uma  das  espécies 
separadamente.  
  Neste sentido o objetivo deste experimento é apresentar ao aluno a técnica de análise de misturas, que pode 
ser muito útil dentro de certos limites, já que não é necessário recorrer a uma separação prévia dos componentes da 
amostra para se proceder à análise. É também objetivo deste experimento mostrar ao aluno importância de fazer o 
controle de qualidade dentro da indústria farmacêutica. 
  
Parte Experimental 
 
Preparo do branco   nesta determinação usar água destilada como branco. 
 
Preparo das soluções para determinação das absortividades molares ( ε )   Prepare 50,0 mL de uma solução 7,94 
x 10‐5 mol/L (0,0120 g exatamente pesados para 1 L de água) de paracetamol. Em seguida prepare também 50,0 mL de 
uma solução 1,45 x 10‐4 mol/L  (0,0154 g exatamente pesados para 1 L de água) de cafeína. A seguir faça a  leitura de 
absorbância  das  duas  soluções  separadamente  nos  dois  comprimentos  de  onda  estabelecidos  (244  e  275  nm) 
utilizando uma cubeta de quartzo com caminho óptico de 1 cm e água destilada como branco. Encontre os valores 
de ε através da equação:  
C.b
A
=ε  
 
 
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Tabela 1 – Resultados obtidos para o cálculo das absortividades molares.  
  λmáx = 244 nm  λmáx = 275 nm  ε244  ε275 
AParacetamol         
ACafeína         
 
Preparo da solução amostra e realização das medidas   A solução problema será fornecida pelo professor. Uma vez 
fornecida transfira exatamente 5 mL da solução problema para um balão volumétrico de 50 mL e completo‐o até a 
marca  com  água  destilada. A  seguir,  utilizando  uma  cubeta de  quartzo  com  caminho  óptico  de  1  cm, meça  a 
absorbância da solução nos comprimentos de onda λmáx = 244 nm e λmáx = 275 nm, zerando o equipamento antes de 
cada medida com água destilada. 
 
Tabela 2 – Resultados experimentais dos valores de absorbância para a mistura nos comprimentos de onda 244 e 
275 nm. 
Abs total (244 nm)  Abs total (275 nm) 
   
 
Tratamento dos dados   Calcule a concentração de paracetamol e cafeína na amostra analisada preenchendo o 
protocolo fornecido pelo professor. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Protocolo do experimento espectrofotometria – Ciências Tecnológicas IV – Noturno 
Avaliação de aprendizagem e postura laboratorial 
Prof. Natal Junio Pires 
Alunos: ___________________________________            ____________________________________ 
               ___________________________________            ____________________________________ 
               ___________________________________            ____________________________________ 
 
1) Cálculo das absortividades molares da cafeína e do paracetamol 
 
ε244 (Paracetamol) =  ________________                                       ε244 (Cafeína) = _________________ 
 
ε275 (Paracetamol) =   ________________                                      ε275 (Cafeína) = _________________ 
 
2) Cálculo das concentrações de cafeína e paracetamol na amostra 
Use as fórmulas abaixo: 
)lParacetamo(275)Cafeína(244)Cafeína(275)lParacetamo(244
275)Cafeína(244244)Cafeína(275
lParacetamo ..
A.A.
C
εε−εε
ε−ε
=  
 
)lParacetamo(275)Cafeína(244)Cafeína(275)lParacetamo(244
244)lParacetamo(275275)lParacetamo(244
Cafeína ..
A.A.
C
εε−εε
ε−ε
=  
 
CParacetamol = _________________ mol/L 
CCafeína  =   _________________ mol/L 
 
3) Calcule a massa de cafeína e paracetamol na solução problema. 
 
Massa (Cafeína) = _________ g. 
 
Massa (Paracetamol) = _________ g. 
 
Dados: Paracetamol = 151,16 g/mol 
             Cafeína = 194,19 g/mol 
 
 
 
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EXPERIMENTO 7 
 
DETERMINAÇÃO ESPECTROFOTOMÉTRICA DE ASPIRINA, FENACETINA E CAFEÍNA EM TABLETES 
USANDO A EXTRAÇÃO POR SOLVENTES 
 
  Tabletes de AFC (Aspirina, Fenacetina e Cafeína) aparecem associados em várias formulações farmacêuticas 
comerciais.  Cada  uma  dessas  substâncias  apresenta  absorções  características  na  região  do  ultravioleta,  com 
máximos de absorção em 277 nm para a aspirina, 275 nm para a cafeína e 250 nm para fenacetina. Sendo assim, no 
presente  experimento  um  tablete  de  AFC  é  triturado  e  dissolvido  em  diclorometano  (CH2Cl2)  e  a  aspirina  é 
separada da fenacetina e cafeína por extração através de uma solução aquosa de bicarbonato de sódio. A aspirina 
separada  é  reextraída  em  diclorometano  através  da  acidificação  do  meio  aquoso  e  é  então  medida 
espectrofotometricamente em 277 nm. A  fenacetina e a cafeína que permaneceram em meio a diclorometano são 
determinadas simultaneamente. 
Equações: 
 
O N
N
N
N
O
O
OH
O
O
O
H
N
O
Cafeína (C)Fenacetina (F)Aspirina (A)
A
F
C
A
F
C
+
CH2Cl2
H+
(277 nm)
(250 nm)
(275 nm)
A
 
  Figura 1 – Fórmulas estruturais de AFC e esquema de extração ácido‐base. 
 
  Neste  sentido  o  objetivo deste  experimento  é  apresentar  ao  aluno  a  aplicação da  técnica de  extração  com 
solventes reativos em uma análise. Além disso, o experimento também apresenta técnica de análise de misturas. 
  
 
Parte Experimental 
Ciências Tecnológicas IV – Análise Instrumental – Prof. Natal Junio Pires 
 
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Soluções e Reagentes necessários 
 Fornecidos – CH2Cl2; solução de NaHCO3  4% (m/v), HCl concentrado, H2SO4 1 mol/L. 
 Preparados  
Soluções padrões. Preparar soluções padrões  individuais nas concentrações de 100 mg/L; 20 mg/L e 10 mg/L para 
aspirina, fenacetina e cafeína em CH2Cl2 como segue. Pese aproximadamente 25 mg (com uma precisão de 0,1 mg) 
de cada e transfira para um balão volumétrico de 250 mL, dissolver e diluir até a marca com diclorometano. Diluir 
10,00  e  5,00 mL  desta  solução  em  balões  volumétricos  de  50 mL  obtendo‐se  assim  soluções  de  20  e  10 mg/L, 
respectivamente. 
 
Procedimento2 
 
  Pese com precisão a massa de um tablete do medicamento e anote a sua massa. Este deve ser equivalente a 
aproximadamente 220 mg de aspirina, 160 mg de fenacetina e 30 mg de cafeína. Para evitar diluições sucessivas e 
gasto de solvente, divida o tablete em quatro partes iguais (aproximadamente) e pese uma dessas partes. Triturar 
em  um  béquer  até  a  obtenção  de  um  pó  bem  fino. Adicionar  sob  agitação  20 mL  de  diclorometano;  e  então 
transferir  quantitativamente  para  um  funil  de  separação,  lavando  as  paredes  com  pequenas  porções  de 
diclorometano. Extrair a aspirina do diclorometano com duas porções  individuais de 10 mL de uma solução de 
NaHCO3 4% m/v ao qual se tenha adicionado duas gotas de HCl concentrado e por fim com uma porção de 5 mL 
de água. Lave o extrato combinado com 3 porçõesde 10 mL cada de diclorometano, desprezando o diclorometano 
na  solução original de diclorometano que  contém  a  fenacetina  e  a  cafeína. Deixar  a porção  aquosa no  funil de 
separação. Filtrar a solução de diclorometano em um papel de  filtro previamente umedecido com CH2Cl2  (para 
remover  traços  de  água)  para  um  balão  volumétrico  de  50,0 mL  e  diluir  à marca  com  diclorometano.   Após 
homogeneização transferir 1,00 mL desta solução para um balão volumétrico de 50 mL diluindo‐a até a marca com 
diclorometano. 
  Acidificar a solução de bicarbonato (porção aquosa) ainda no funil de separação com 6 mL de H2SO4 6 mol/L. 
Esta etapa deverá ser realizada sem demora de modo a evitar a hidrólise do ácido acetílsalicílico (AAS). O ácido 
deve ser adicionado em pequenas porções e com agitação. Misturar bem somente após a evolução de CO2 cessar 
(terminado  o  borbulhamento).  O  pH  neste  ponto  deverá  estar  entre  pH  1  e  2  (teste  com  uma  fita  de  papel 
indicador). Extrair a solução acidificada com 8 porções individuais de 10 mL de diclorometano e filtrar através de 
um papel de filtro embebido em diclorometano puro, transferindo o filtrado para um balão volumétrico de 100 mL. 
Complete‐o com CH2Cl2 até a marca.  
  A seguir faça as medidas de absorbância para as soluções de aspirina (padrão e amostra) no comprimento de 
onda igual a 277 nm. 
 
2 Aspirina apresenta tendência a se decompor em solução e a análise deverá ser realizada o mais rápido possível após as soluções 
serem preparadas. 
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Tabela 1 – Medidas de absorbância para soluções padrão e amostra de AAS. 
  Padrão de AAS  Amostra de AAS 
Absorbância (λmáx. = 275 nm)     
  
  Usando os dados presentes na tabela 1 calcular a % de AAS presente em um tablete e número de miligramas 
de AAS por tablete, tendo em mente as diluições. 
  Para  calcular as  concentrações de  fenacetina  e  cafeína, os valores de absorbância dos padrões de  cafeína  e 
fenacetina, bem como aqueles dos padrões devem todos ser lidos nos comprimentos de onda de 250 nm e 275 nm. 
 
Tabela 2 – Medidas de absorbância para soluções padrão e amostra de cafeína e fenacetina. 
  Padrão de Cafeína  Padrão de Fenacetina Amostra de Cafeína Amostra de Fenacetina
Abs (λmáx. = 250 nm)         
Abs (λmáx. = 275 nm)         
 
  Usando  esses  valores  de  absorbância,  calcule  as %  de  cafeína  e  fenacetina  em  um  tablete  e  a massa  em 
miligramas de cada destas espécies por tablete.   
Para realizar os cálculos lembre‐se que: 
Dessa forma teremos o seguinte sistema de equações. 
A total(250) = ε’250 . b . CCafeína  +  ε’’250 . b . CFenacetina 
A total(275) = ε’275 . b . CCafeína  +  ε’’275  .  b . CFenacetina 
 
Sendo que os valores de ε (absortividades molares) podem ser facilmente encontrados através da equação: 
Padrão
Padrão
Cb
A
.
=ε  
Dados para os cálculos: 
Aspirina   180,16 g/mol 
Fenacetina   179,22 g/mol 
Cafeína   194,19 g/mol 
 
 
 
 
 
 
Ciências Tecnológicas IV – Análise Instrumental – Prof. Natal Junio Pires 
 
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EXPERIMENTO 8 
FLUORESCÊNCIA MOLECULAR 
 
O  fenômeno da  luminescência  é visualmente  atraente  e desperta  a  curiosidade das pessoas de  todas  as 
idades. Trata‐se da emissão de luz resultante de um processo de excitação eletrônica, que pode ocorrer na forma de 
fluorescência  (onde a emissão de  luz cessa quando a  fonte de energia é desligada) ou como  fosforescência  (que 
pode  durar  horas mesmo  depois  de  desligada  a  fonte  de  luz). No  caso  de  certas  substâncias,  a  excitação  dos 
elétrons  de  suas moléculas  pode  produzir  emissão  de  luz  por  fluorescência  ou  por  fosforescência,  conforme 
discutiremos na seqüência.  
Luminescência  é o nome do  fenômeno mais genérico que  engloba  a  fluorescência  e  a  fosforescência. A 
luminescência é definida como a emissão de luz na faixa do visível (400‐700 nm) do espectro eletromagnético como 
resultado  de  uma  transição  eletrônica. O  primeiro  passo  de  um  processo  fotoquímico  ou  fotofísico  envolve  a 
absorção  de  um  quanta  de  luz  (fóton)  por  uma  molécula  e,  conseqüentemente,  a  produção  de  um  estado 
eletronicamente  excitado.  Isto  significa  dizer  que  a  molécula  absorveu  uma  quantidade  discreta  de  energia, 
suficiente para promover um elétron de um nível inferior para um nível superior de energia. A energia do fóton 
deve coincidir com aquela correspondente à transição eletrônica. Diz‐se que a molécula foi do estado fundamental 
para  o  excitado.  A  molécula  não  pode  permanecer  indefinidamente  no  estado  excitado,  por  este  ser 
termodinamicamente instável em comparação ao estado fundamental, e pode dissipar a energia. 
Na  fluorescência, os elétrons excitados  retornam  instantaneamente ao estado  fundamental emitindo  luz. 
Neste caso, tanto o estado excitado quanto o fundamental possuem a mesma multiplicidade de spin. Os vegetais 
verdes, a água tônica, a vitamina B2, a casca dos ovos marrons e até mesmo os sabões em pó têm em comum o fato 
de possuírem  compostos  fluorescentes  em  sua  composição.  Já os mostradores de  relógios  e  enfeites de quartos 
exibem o fenômeno da fosforescência. Na fosforescência, a multiplicidade de spin do estado excitado é diferente da 
do estado  fundamental. Para retornar ao estado fundamental deve ocorrer um processo de  inversão de spin; por 
isso o processo de fosforescência ocorre em intervalos de tempo superiores. De uma forma bastante simplificada, 
pode‐se  distinguir  os  fenômenos  com  relação  ao  tempo  de  emissão  de  radiação:  enquanto  na  fluorescência  a 
emissão  é  instantânea  e  cessa  quando  a  fonte de  energia  é desligada, na  fosforescência  esta pode durar horas, 
depois de desligada a fonte de excitação. 
A  fluorescência  tem  ganhado  cada  vez  mais  aplicação  em  determinações,  no  campo  das  indústrias 
alimentícias, de bebidas, farmacêuticas, etc.  
Neste  experimento,  é  proposta  a  utilização  de  substâncias  fluorescentes  para  demonstrar  como  esse 
processo ocorre, bem como sua aplicação no sentido de se realizar determinações quantitativas. 
PROCEDIMENTO 
Em uma sala escura ilumine diretamente a casca de um ovo marrom com a luz UV‐A. Após, quebre o ovo, 
lave  as  cascas  e  transfira‐as  para  um  béquer  contendo  aproximadamente  50 mL  de  acetato  de  etila.  Ilumine 
Ciências Tecnológicas IV – Análise Instrumental – Prof. Natal Junio Pires 
 
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novamente com a luz UV‐A. Adicione aproximadamente 15 mL de solução de ácido clorídrico 10%. Observe. Após 
a dissolução da casca do ovo, ilumine o béquer novamente e observe. 
 
PARTE EXPERIMENTAL 
Emissão de fluorescência da água tônica 
O  ingrediente  ativo  da  água  tônica,  que  lhe  confere  o  sabor  amargo,  é  a  quinina,  um  alcalóide  fluorescente 
acrescentado à bebida sob a forma de sulfato de quinino. 
N
HO
N
H
H
H2C
H3CO
Quinino ‐ princípio ativo empregado no combate àmalária.
 
Procedimento 
Numa sala escura, ilumine com a lâmpada UV‐A uma amostra de água tônica e observe a emissão azul. 
Emissão de fluorescência da vitamina B2 
A  riboflavina  (vitamina  B2)  é  encontrada  em  vários  alimentos,  entre  eles  leite  e  ovos,  e  emite  fluorescência 
esverdeada. 
N
N
NH
N
CH2
CHHO
CHHO
CHHO
CH2OH
O
O
H3C
H3C
Ribof lavina (Vitamina B2) ‐ participa de várias reações químicas
em nosso organismo.  
 
Procedimento 
Triture um comprimido de complexo B, dissolva‐o em água e ilumine a mistura com a lâmpada UV‐A. 
Emissão de fluorescência da clorofila 
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A clorofila é um pigmento natural encontrado em folhas de vegetais verdes. É esse pigmento que absorve energia 
luminosa do sol para a fotossíntese, energiaesta utilizada pela planta para a síntese de glicose a partir de dióxido 
de carbono e água: 
6CO2(g) + 6H2O(l)     C6H12O6(s) + 6O2(g) 
CH3
CH3CH3CH3CH3
N N
N N
H H
H R1
R2H3C
H3C
H CH3
H3CO OH
X =
H2C
O
H R3
Clorofila a
Clorofila b
O
O
fitil
Mg2+
Ácido propiônico
CHO
CH3 CH2CH3
CH2CH3
X
X
R1 R2 R3
 
Procedimento 
Triture as folhas verdes usando o almofariz e o pistilo. Adicione a seguir o acetato de etila. Então, filtre a solução 
num copo. Em uma sala escura ilumine o filtrado com a luz negra e observe emissão vermelha. 
Atenção: a fluorescência é melhor observada em soluções diluídas. 
 
 
Questões: 
1) Na  fluorescência o  comprimento da onda da  luz  emitida  é maior ou menor do  aquele da  luz que  incide? 
Explique, usando o espectro eletromagnético. 
2) Descreva de forma sucinta como a fluorescência pode ser usada para determinações quantitativas. 
 
 
 
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EXPERIMENTO 9 
 
DETERMINAÇÃO ESPECTROFOTOMÉTRICA DO Ka DO AZUL DE BROMOTIMOL 
 
  Uma das mais importantes propriedades de uma droga é a sua constante de ionização Ka.  Para muitas drogas 
esta  propriedade  está  relacionada  à  sua  atividade  fisiológica  pela  sua  solubilidade  em  determinado  meio, 
velocidade de dissolução e de absorção são afetadas pela extensão de ionização em determinados pH’s. 
  Como os fármacos, em sua maioria, são ácidos ou bases fracas, no meio biológico eles estarão mais ou menos 
ionizados, dependendo da constante de acidez (Ka) e do pH do meio em que se encontram. Considerando‐se que a 
forma não‐ionizada de um fármaco é mais lipossolúvel que a ionizada, o Ka da substância e o pH do meio são dois 
parâmetros que influem diretamente na passagem dos fármacos através das membranas biológicas e, portanto, são 
determinantes dos processos de absorção, transporte e excreção de fármacos. 
  Para  um  fármaco  ácido  (aspirina,  paracetamol,  etc),  a  seguinte  reação  expressa  de maneira  genérica  esta 
ionização: 
HA     H3O+ + A‐ 
  A determinação da  constante de  ionização  (Ka)  requer  a determinação das  concentrações de  equilíbrio da 
forma ácida (HA) e da forma básica (A‐) do fármaco. Esta condição pode ser matematicamente expressa através da 
equação de Henderson‐Hasselbach. 
]HA[
]A[logpKpH a
−
+=        (1) 
  No seguinte procedimento, a constante de ionização do azul de bromotimol será determinada como subsídio 
para determinação do pKa de um fármaco no próximo experimento. Para o azul de bromotimol (faixa de viragem 
6,2 a 7,6) tem‐se o seguinte equilíbrio: 
HIn                           H+         +         In‐ 
                                                          Amarelo (λmáx = 450 nm)                                           Azul (λmáx = 550 nm) 
 
Logo para o sistema acima temos que (1) pode ser reescrita como segue: 
]HIn[
]In[logpKpH a
−
+=      (2) 
 
  Quando as concentrações das espécies ácida e básica forem iguais teremos que a razão entre elas ([In‐]/[HIn]) 
será numericamente igual a 1 e, daí log 1 = 0. Sendo assim, podemos escrever que:  
 
pHpK a =      (3) 
 
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  Deste modo  uma maneira  óbvia  de  se  determinar  o  valor  de  pKa  é  estimar  o  valor  de  pH  em  que  as 
concentrações de  In‐  (forma básica)  e HIn  (forma  ácida)  são  iguais. Para  tal usaremos a propriedade de que as 
formas  ácida  e  básica  apresentam  diferentes  valores  de  absorbância  em  diferentes  comprimentos  de  onda, 
conforme mostrado anteriormente. 
  Neste  sentido  o  objetivo  deste  experimento  é  apresentar  ao  aluno  a  técnica  de  determinação 
espectrofotométrica do pKa de um fármaco, sendo que este é muito importante no desenvolvimento e proposição 
de novos princípios ativos dentro da indústria farmacêutica. 
  
Parte Experimental 
 
Preparo do branco   Usar água destilada como solução branco. 
 
Preparo das soluções nos extremos de pH para leituras de absorbância   Em um balão volumétrico de 50,0 mL 
adicione 2 mL de azul de bromotimol 0,1 % e complete seu volume até a marca HCl 0,1 mol/L. Em um outro balão 
de 50,0 mL adicione 2 mL de azul de bromotimol 0,1% e complete seu volume com NaOH 0,1 mol/L até a marca. 
Meça a absorbância dessas duas soluções em 450 e 550 nm. A seguir meça o pH de cada uma delas usando um 
pHmetro previamente calibrado.  
 
Tabela 1 – Preparo de soluções nos extremos de pH para determinação do valor de Ka. 
  pH  A(450 nm)  A(550 nm) 
NaOH 0,1 M       
HCl 0,1 M       
 
Preparo das soluções para leituras de absorbância   (Atenção! O sucesso do experimento depende primordialmente da 
preparação correta das soluções.) A tabela a seguir mostra como preparar as soluções para leitura. Em cada balão de 
50,0 mL, devidamente identificado, coloque as quantidades descritas de cada reagente para cada balão volumétrico 
e a seguir complete‐os até a marca com água destilada. 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Tabela 2 – Preparo de soluções em sistema tampão para determinação do valor de Ka.  
  Azul bromotimol 0,1% (mL)  NaH2PO4 0,1M 
(mL) 
K2HPO4 0,1M (mL)  pH  A(450nm) 
 
A(550nm) 
1.  2,0  10,0  0,0       
2.  2,0  10,0  2,0       
3.  2,0  20,0  10,0       
4.  2,0  10,0  20,0       
5.  2,0  2,0  10,0       
6.  2,0  2,0  20,0       
7.  2,0  0,0  10,0       
 
Leituras  de  absorbância    Para  cada  solução  acima  faça  a  leitura  de  absorbância  utilizando  uma  cubeta  de 
quartzo  com  caminho  óptico  de  1  cm,  nos  comprimentos  de  onda  λmáx  =  450  nm  e  λmáx  =  550  nm,  zerando  o 
equipamento antes de cada medida com o branco de referência. Anote os valores de absorbância na tabela 2 acima. 
 
Leituras de pH   Transfira para cada uma das soluções acima para um béquer de 25 mL e faça a leitura de pH 
usando um pHmetro previamente calibrado. Anote o valor na tabela 2. A calibração correta do pHmetro é uma etapa 
primordial para a obtenção de resultados exatos para o valor de pKa. 
 
Tratamento dos dados   Monitorando a variação de absorbância de cada forma em função do pH da solução, é 
possível  obter  o  valor  de  pKa  do  indicador.  Da  equação  (3),  o  pH  da  solução  será  igual  ao  pKa  quando  as 
concentrações HIn e In‐  forem equivalentes. Experimentalmente isto corresponde ao pH em que a absorbância de 
cada forma é metade do seu valor máximo. Neste ponto, metade do número de mols inicial de HIn foi convertido a 
um número equivalente de mols de In‐. Como resultado, as concentrações de cada uma das espécies são iguais e o 
termo de log da equação (2) torna‐se igual a zero. Conseqüentemente, o pKa do indicador corresponde ao pH da 
solução  no  ponto  de  inflexão  no  gráfico  de  absorbância  em  função  do  pH  como  apresentado  na  figura  1. Note 
entretanto que os valores de absorbância correspondem aos valores de absorbância para o HIn em 550 nm e para o 
In‐ em 450 nm. 
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pKa
Abs
A 550 nm, máx
Abs HIn 450 nm
Abs In- 550 nm
A 550 nm, máx.
2
pH
Região ácida
Região básica
I
II
 
Figura 1 – Gráfico de absorbância em função do pH para o azul de bromotimol. I) Medidas que foram realizadas 
em 550 nm onde HIn mais absorve luz com maior intensidade; II) Medidas que foram realizadas em 450 nm onde 
In‐ absorve luz com maior intensidade. 
 
Tratamento  dos  dados   Construa  o  gráfico  representado  na  figura  1  com  os  dados  obtidos  e  dispostos  nas 
tabelas 1 e 2 e, estime o valor de pKa para o azul de bromotimol.   
 
Questões 
1) Calcule o valor de Ka para o azul de bromotimol a partir do valor de pKa. 
2) Sabendo‐se  que  o  valor  verdadeiro  de  pKa  para  o  azul  de  bromotimol  é  7,10  (a  25  oC);  calcule  o  erro 
experimentale discuta as principais fontes de erro relacionadas à determinação do valor de Ka? 
100x
Valor
ValorValor
E
verdadeiro
verdadeiroerimetalexp
r ⎟⎟
⎠
⎞
⎜⎜
⎝
⎛ −
=  
3) Costuma‐se encontrar em  livros que o azul de bromotimol é um  indicador do tipo ácido fraco, pois em sua 
estrutura há a presença de grupos que  caracterizam  esta acidez. Com base na  estrutura deste  indicador aponte 
qual(is) grupo(s) seriam responsável(is) por este caráter levemente ácido? 
 
O
S
OO
OH
OH
Br
Br
Azul de Bromotimol  
 
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EXPERIMENTO 10 
 
DETERMINAÇÃO ESPECTROFOTOMÉTRICA DO pKa DO PARACETAMOL 
 
  O  paracetamol  apresenta  em  sua  estrutura  um  grupo  fenol  e  um  grupo  amida.  Como  se  sabe  os  fenóis 
apresentam um caráter levemente ácido (ácidos fracos).  
  Um  dos  responsáveis  pela  absorção  de  radiação  eletromagnética  no  paracetamol  é  o  anel  benzênico 
(cromóforo)  presente  em  sua  estrutura. O  grupo  fenólico  (  – OH)      funciona  como  um  auxocromo  (entra  em 
conjugação “ressonância” com anel benzênico) tanto em condição ácida quanto básica. Sob condições não ionizada o 
átomo de oxigênio do grupo  fenólico  tem dois pares de elétrons  livres para  interagir com o anel benzênico e na 
forma ionizada ele apresenta três pares de elétrons. A figura 1 apresenta o espectro do paracetamol no UV em meio 
ácido e meio básico. Em meio ácido o λmáx é em 240 nm ao passo que sob condições básicas esse valor passa a ser de 
250 nm. Note que embora a concentração de paracetamol seja a mesma nas duas soluções, absorbância deste em 
meio básico  é  superior  àquela  em meio  ácido. A partir daí podemos  concluir que a absortividade molar  (ε) do 
paracetamol em meio básico é maior do que em meio ácido.  
210 225 240 255 270 285 300 315 330
0,0
0,1
0,2
0,3
0,4
0,5
0,6
0,7
0,8
0,9
1,0
1,1
1,2
1,3
1,4
1,5
O
N
H
OH
O
N
H
O-
H+
HCl 0,1 mol/L
NaOH 0,1 mol/L
240 nm
250 nm
Ab
so
rb
ân
ci
a
λ nm
 
Figura 1 – Espectro no UV do paracetamol sob condições ácida e básica. 
   
  Quando  o máximo de  absorção de um  composto depende do pH,  é  possível determinar  o  pKa do  grupo 
ionizável responsável pelo deslocamento do máximo de absorção. No caso do paracetamol o pKa do grupo fenólico 
pode ser convenientemente obtido através da medida da absorbância das espécies  ionizadas e não  ionizadas no 
comprimento de onda λ = 260 nm. Este comprimento de onda é obtido com base no fato de que a medida deve ser 
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realizada onde ocorre o máximo de diferença entre a absorbância da espécie ionizada e não ionizada. O espectro da 
figura 2 é a diferença entre os espectros da figura 1. 
220 240 260 280 300 320
0,000
0,100
0,200
0,300
0,400
0,500
0,600
0,700
0,800
0,900
1,000
1,100
1,200
260 nm
ΔA
bs
λ nm
 
Figura 2 – Diferença entre o espectro no UV do paracetamol sob condições ácida e básica. 
 
  Para a ionização do paracetamol vale a seguinte reação expressa de maneira genérica: 
HA     H3O+ + A‐ 
  A determinação da  constante de  ionização  (Ka)  requer  a determinação das  concentrações de  equilíbrio da 
forma ácida (HA) e da forma básica (A‐) do fármaco. Esta condição pode ser matematicamente expressa através da 
equação de Henderson‐Hasselbach. 
]HA[
]A[logpKpH a
−
+=        (1) 
  Para tal determinação devemos rearranjar a equação (1) para a seguinte forma: 
]A[
]HA[logpHpK a −+=      (2) 
  Ambas as espécies (ácida e básica) absorvem luz na região do ultravioleta, porém em comprimentos de onda 
diferentes. Com um pouco de  esforço pode  se demonstrar  facilmente  que  em  termos  de  absorbância  a  equação  2 
torna‐se:  
ionizadanãomistura
misturaionizada
a AA
AA
logpHpK
−
−
+=    (3) 
onde para o paracetamol (caráter ácido) Amistura é a medida de absorbância de uma solução com pH intermediário 
conhecido  (caso  seja  necessário  pode‐se  utilizar  um  sistema  tampão),  Aionizada  é  a  absorbância  da  espécie 
completamente  ionizada  (em meio extremamente básico) e Anão  ionizada é a absorbância da espécie não‐ionizada  (meio 
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extremamente ácido)    todas preparadas a partir da mesma concentração de paracetamol. O comprimento de onda 
selecionado para análise é ( λ = 260 nm). 
  Neste  sentido  o  objetivo  deste  experimento  é  apresentar  ao  aluno  a  técnica  de  determinação 
espectrofotométrica do pKa de um fármaco, sendo que este é muito importante no desenvolvimento e proposição 
de novos princípios ativos dentro da indústria farmacêutica. 
  
Parte Experimental 
 
Preparo do branco   nesta determinação usar água destilada como branco. 
 
Preparo das soluções a partir de uma solução 0,24 mg/mL. 
 
Solução  em meio  ácido   Transfira  exatamente  5,00 mL desta  solução para um balão volumétrico de  100,0 mL  e 
complete com HCl 0,1 mol/L até a marca. 
 
Solução em meio intermediário   Adicione exatamente 5,00 mL desta solução para um balão volumétrico de 100,0 mL 
e em seguida transfira 25,0 mL de Na2HPO4 0,1 mol/L completando o volume com água destilada até a marca. 
 
Solução  em meio básico   Transfira exatamente 5,00 mL desta solução para um balão volumétrico de 100,0 mL e 
complete com NaOH 0,1 mol/L até a marca. 
 
Medidas – Selecione o comprimento de onda adequado (λ = 260 nm) e com o branco (H2O) zere o equipamento. A 
seguir neste mesmo comprimento de onda faça a leitura de absorbância das três soluções obtidas e em seguida faça 
a calibração do pHmetro e meça o pH da solução intermediária. 
 
Tabela 1 – Absorbância e pH do paracetamol em diferentes meios.  
  AHA (HCl)  AA‐ (NaOH)  Asolução Intermediária  pHsolução Intermediária 
Absorbância         
 
Tratamento dos dados   Calcule o valor de pKa para o paracetamol e calcule o erro na determinação sabendo‐se 
que o valor tabelado é de 9,5. 
  
Questões 
1) A fenilefrina é muito utilizada como descongestionante nasal. A absorbância de uma solução de concentração 
fixa de fenilefrina em 292 nm foi encontrada ser de 1,224 em NaOH 0,1 M e 0,020 em HCl 0,1 M. Uma solução na 
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mesma concentração que as anteriores apresentou absorbância de 0,349 em pH igual a 8,50. Calcule o valor de Ka 
para o grupo fenólico na estrutura da fenilefrina.  
 
2) Procaína é muito utilizada  como anestésico  local. Calcule o valor de pKa para a procaína  (uma base  fraca) 
sabendo que uma solução em dada concentração apresentou absorbância de 0,031 em HCl 0,1 M e 1,363 em NaOH 
0,1 M. Em pH 2,60 tal solução apresentou absorbância de 0,837. As medidas foram todas realizadas em 296 nm.  
NH2
O
N
O
OH
OH
H
N
Fenilefrina
Procaína
Grupo
Básico
Grupo
Ácido
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Demonstração da equação 3 – Difícil??? – Natal faz para você!!! 
Para a ionização do paracetamol vale a seguinte reação expressa de maneira genérica: 
 
HA       H+ + A‐        (1) 
 
em que HA é a forma não ionizada e A‐ é a forma ionizada do paracetamol. 
Para o equilíbrio acima podemos escrever que: 
]HA[
]A[logpKpH a
−
+=        (2) 
Rearranjando a equação anterior, tem‐se que: 
]A[
]HA[logpHpK a −+=      (3) 
  Na equação anterior o pH pode ser facilmente medido utilizando‐se um pHmetro. Já a razão [HA]/[A‐] deverá 
ser medida  espectrofotometricamente,  já  que  no  comprimento  de  onda  selecionado  ambas  absorvem  radiação 
eletromagnética. Da equação de mistura pode‐se escrever que: 
 
A = εHA b [HA] + εA b [A‐]   (4) 
 
Onde εHA e εA são as absortividades molares para HA e A‐, respectivamente. A concentração total “C” de HA em 
qualquercondição é dada por: 
C = [HA] + [A‐]        (5) 
(Pense! Em meio fortemente ácido tem‐se que C ≈ [HA] e em meio extremamente básico C ≈ [A‐]). 
 
Usando a equação (5) em (4) pode‐se escrever que: 
 
A = εHA b (C ‐ [A‐]) + εA b [A‐] 
 
Que simplificada passa a ser 
A = εHA b C ‐ εHA b [A‐] + εA b [A‐] 
ou 
A = AHA + b [A‐] (εA ‐ εHA)      (6) 
 
Onde AHA que é  igual a  εHA b C, é a absorbância quando o meio está ácido suficiente para garantir que  todo o 
fármaco esteja presente na forma HA. Resolvendo (6) para a concentração de A‐ temos que: 
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)(b
AA
]A[
HAA
HA
ε−ε
−
=−   (7) 
 
Procedendo de modo análogo a partir de (5) podemos obter uma equação similar para a concentração de HA; como 
segue: 
)(b
AA
]HA[
HAA
A
ε−ε
−
=   (8) 
 
onde AA, é igual a εA b C, é a absorbância quando o pH for básico o suficiente para que apenas A‐ contribua para a 
absorbância.Substituindo (7) e (8) em (3) tem‐se que: 
 
 
HA
A
a AA
AA
logpHpK
−
−
+=  
  
                                                                                                                                                                                                                  
                                                                                                                                                                                                                              OObbrriiggaaddoo!!!!!!  
© 2004 Natal Junio Pires 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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EXPERIMENTO 11 
 
A COR DA CHAMA NA PRESENÇA DE ÍONS METÁLICOS 
   
  Quando certa quantidade de energia é fornecida a um determinado elemento químico, elétrons da camada de 
valência absorvem esta energia passando para um nível de energia mais elevado, produzindo o que chamamos de 
estado  excitado.  Quando  estes  elétrons  no  estado  excitado  retornam  ao  estado  fundamental,  emitem  uma 
quantidade de energia, igual à absorvida, cujo comprimento de onda é característico do elemento e da mudança do 
nível eletrônico de energia. Quando o comprimento de onda (λ) varia de 700 nm (vermelho) a 400 nm (violeta), a 
energia é emitida na forma de luz visível. Assim, a cor pode ser utilizada para identificar alguns elementos. 
  Baseando‐se nestes fatos, o teste de chama é utilizado para identificar alguns íons metálicos, tais como sódio, 
potássio, cálcio, bário e estrôncio. A  temperatura da chama de um bico de Bunsen é suficiente para excitar certa 
quantidade de elétrons de alguns elementos que, ao retornarem ao estado fundamental, emitem radiação luminosa 
de cor e intensidade que pode ser detectada com razoável certeza e sensibilidade através da observação visual da 
chama. 
  A análise quantitativa pode ser  feita por  fotometria de chama, que é uma  técnica de emissão atômica para 
determinar metais tais como Na, K, Li, Ca, Ba e Sr. A determinação é feita pela medida de emissão da chama das 
soluções contendo os metais. A solução é aspirada na chama, que evapora o solvente, atomiza o metal e excita um 
elétron da camada de valência. A fotometria de chama é uma técnica simples, relativamente barata, sendo muito 
utilizada para análises clínicas, biológicas, farmacêuticas e ambientais. 
  O experimento tem como objetivos relacionar a cor da chama com a estrutura atômica de alguns íons através 
do modelo de Bohr e estudar o aspecto analítico qualitativo e quantitativo das emissões atômicas em chama. 
 Materiais e Reagentes: 
‐ NaCl; 
‐ CaCl2; 
‐ SrCl2; 
‐ BaCl2; 
‐ KCl; 
‐ LiCl;  
‐ HCl concentrado; 
‐ bastão de vidro com fio de Ni‐Cr; 
‐ tubos de ensaio; 
‐ bico de Bunsen; 
‐ vidros de relógio; 
‐ béqueres; 
‐ pipetas de Pasteur; 
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‐ vidro de cobalto. 
 
Procedimento experimental: 
Manuseio de bico de Bunsen 
  Acenda o bico de Bunsen e observe a combustão incompleta do gás. Abra gradativamente as janelas do bico 
de Bunsen e observe as modificações sofridas pela chama. Regule a altura da chama através da torneira de entrada 
da linha de gás. 
 
Teste de chama para os metais utilizando a chama do bico de Bunsen 
  Para limpar o fio de níquel‐crômio, aqueça‐o ao rubro na chama, mergulhando‐o em seguida numa solução 
de ácido clorídrico concentrado. Repita este procedimento até que o fio, quando aquecido, não apresente coloração 
alguma na chama. 
  Coloque uma pequena porção de cada um dos sais em vidros de relógio, mergulhe o fio em ácido clorídrico 
concentrado  e no  sal  e,  em  seguida,  leve  à  chama oxidante do bico de Bunsen. Observe a  coloração da  chama. 
Repita este procedimento para cada um dos sais. 
 
Teste de chama para os metais utilizando a chama produzida pelo metanol 
  Coloque uma pequena porção (aproximadamente 0,5 g) de cada um dos sais individualmente em vidros de 
relógio e adicione uma pequena quantidade de metanol (aproximadamente 0,5 mL) com uma pipeta de Pasteur. 
Acenda a chama com o fósforo, seqüencialmente. Observe as colorações de cada chama. 
Questões 
1) Quais são as cores das chamas dos sais estudados? Faça uma Tabela. 
2) Por que os compostos apresentam diferentes cores nas emissões visíveis? 
3) Quais as vantagens e desvantagens de se utilizar o metanol ao invés da chama do bico de Bunsen? 
 
  Tabela 1 – Resultados obtidos no teste de chama para diferentes elementos 
Sais  Cor da chama  Outras observações 
CaCl2     
BaCl2     
SrCl2     
LiCl     
KCl     
NaCl     
 
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EXPERIMENTO 12 
 
DETERMINAÇÃO DE NaCl EM SORO FISIOLÓGICO POR ESPECTROMETRIA DE EMISSÃO ATÔMICA 
 
  O  soro  fisiológico  é  a  solução  universalmente  adotada  para  prover  o  organismo  de  sódio  e  cloro,  assim 
chamado  porque  é  isotônico  em  relação  à  fase  líquida  do  corpo.  É  uma  solução  de  sais  em  água  em  uma 
concentração isotônica, ou seja, de concentração  igual à das células. O sódio e o cloro são absorvidos  juntamente 
com a água, devido ao déficit extracelular desses  íons. Na  indústria  farmacêutica é prática comum  realizar‐se o 
controle de  qualidade do  soro  fisiológico  no  sentido de  assegurar  a  correspondência  entre  o  teor  real  e  o  teor 
especificado (rótulo). Para este fim podem‐se usar várias técnicas analíticas, porém merece destaque a volumetria 
de precipitação e espectrometria de emissão atômica (fotometria de chama).  
  A  fotometria de chama é a mais simples das  técnicas analíticas baseadas em espectroscopia atômica. Nesse 
caso,  a  amostra  contendo  cátions metálicos  é  inserida  em uma  chama  e  analisada pela quantidade de  radiação 
emitida pelas espécies atômicas ou iônicas excitadas. 
  Os  elementos,  ao  receberem  energia  de  uma  chama,  geram  espécies  excitadas  que,  ao  retornarem  para  o 
estado  fundamental,  liberam  parte  da  energia  recebida  na  forma  de  radiação,  em  comprimentos  de  onda 
característicos para cada elemento químico. 
  Apesar da simplicidade da técnica, diversos conceitos  importantes estão envolvidos no desenvolvimento de 
experimentos usando a fotometria de chama, desde os princípios de espectroscopia até a estatística no tratamento 
de dados, passando por preparo de amostra e eliminação de interferências. 
  A espectroscopia atômica baseia‐se em métodos de análise de elementos de uma amostra, geralmente líquida, 
que é introduzida em uma chama, na qual ocorrem fenômenos físicos e químicos, como evaporação, vaporização e 
atomização. Um esquema dos fenômenos que ocorrem na chama é apresentado na figura 1. Para que todos esses 
processos possam ocorrer é necessário que amostras  líquidas sejam convertidas em um aerossol  líquido‐gás com 
partículasinferiores a 5‐10 μm para introdução na chama. 
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Figura 1 ‐ Esquema das reações que ocorrem na chama 
 
  A  energia  eletrônica  é  quantizada,  isto  é,  apenas  certos  valores  de  energia  eletrônica  são  possíveis.  Isso 
significa  que  os  elétrons  só  podem  ocupar  certos  níveis  de  energia  discretos  e  que  eles  absorvem  ou  emitem 
energias em quantidades discretas, quando se movem de um orbital para outro. Quando o elétron é promovido do 
estado fundamental para um estado excitado, ocorre o fenômeno de absorção e quando este retorna para o estado 
fundamental observa‐se o processo de emissão. 
  Uma vez que um átomo de um determinado elemento origina um espectro característico de raias, conclui‐se 
que existem diferentes níveis energéticos, e que estes são característicos para cada elemento. 
  Átomos na fase gasosa podem ser excitados pela própria chama ou por uma fonte externa. Se forem excitados 
pela chama, ao retornarem para o estado  fundamental,  liberam a energia na  forma de radiação eletromagnética. 
Essa é a base da espectrometria de emissão atômica que, antigamente, era conhecida como fotometria de chama e 
é  utilizada  largamente  em  análises  clínicas,  controle  de  qualidade  de  fármacos  e  alimentos,  além  de  inúmeras 
outras aplicações, para averiguar a quantidade de íons de metais alcalinos e alcalino‐terrosos, como sódio, potássio, 
lítio e cálcio. 
  Esses  elementos  emitem  radiação  eletromagnética na  região do visível  em uma  chama  ar‐gás  combustível 
(GLP),  que  opera  em uma  temperatura  entre  1700  e  1900  oC. Dessa  forma,  a  energia  fornecida  é  baixa, porém 
suficiente para excitar Na, K, Li e Ca e, conseqüentemente, gerar a emissão de linhas atômicas características para 
cada  elemento.  A  intensidade  de  cada  linha  emitida  depende  da  concentração  da  espécie  excitada  e  da 
probabilidade de ocorrência da transição eletrônica. 
  Os valores de energia da primeira ionização para Li, Na, K e Ca são, respectivamente, 520, 497, 419 e 590 kJ 
mol de átomos‐1, enquanto os valores de energia de excitação são, respectivamente, 173, 203, 154 e 280 kJ mol de 
átomos‐1. 
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  Este  experimento  tem  como  objetivo  introduzir  ao  aluno  a  utilização  da  espectrometria  de  chama  e  os 
conceitos básicos envolvidos na utilização quantitativa das emissões atômicas em chama. 
 
Procedimento experimental: 
Preparo dos padrões para obtenção da curva de calibração: 
  Em balões volumétricos de 50,0 mL, deverão ser preparadas 3 soluções padrão de Na+ nas concentrações de 
10, 30 e 50 mg/L, a partir de uma solução estoque na concentração de 500 mg/L, fornecida pelo professor.  
  Faça os cálculos dos volumes a serem tomados para o preparo de cada um dos padrões e preencha a tabela a 
seguir. 
Tabela 1 – Volumes de solução estoque a serem utilizados na preparação dos padrões. 
Solução  Volume de solução estoque (mL)  Concentração final do padrão mg/L 
1    10 
2    30 
3    50 
  
Preparação da solução amostra de soro fisiológico 
  Transfira para um balão volumétrico de 100,0 mL exatamente 1,00 mL de soro  fisiológico. Homogeneizar a 
solução e reservá‐la para medida.  
Medidas 
  Proceda com as medidas conforme instruções dadas pelo professor, tendo o cuidado de fazer a leitura de cada 
um dos padrões em ordem crescente de concentração e, por fim realize a leitura da amostra (soro fisiológico). Ao se 
fazer as medidas, preencha a tabela a seguir. Esses resultados serão muito importantes para se determinar a curva 
analítica de calibração assim como o cálculo do teor de NaCl no soro fisiológico. 
Tabela 2 – Resultados das medidas realizadas. 
Concentração de Na+, mg/L  Intensidade de luz emitida 
0*   
10   
30   
50   
Amostra   
* Água deionizada. 
Questionário: 
1) Transforme a concentração de 0,9% (m/v) de NaCl no soro fisiológico para mg/L de Na+. Dados: NaCl   58,44 
g/mol e Na+   22,99 g/mol. 
2) Obtenha uma curva de calibração através da regressão linear obtida para as medidas realizadas. 
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3) Calcule o teor de NaCl no soro fisiológico e compare o valor encontrado com o valor do rótulo. A seguir calcule 
o erro relativo. 
4) Por que as leituras devem ser sempre realizadas da solução menos para a mais concentrada? 
5) Explique  a  necessidade  de  após  cada  leitura  deve‐se  proceder  a  uma  limpeza  (com  água  deionizada)  do 
sistema de nebulização do fotômetro de chama. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 41
EXPERIMENTO 13 
 
DETERMINAÇÃO DE Li+ (LÍTIO) EM DROGAS ANTIDEPRESSORAS POR FOTOMETRIA DE CHAMA 
 
  O lítio na forma de carbonato pode ser encontrado em farmácias, como medicamento antidepressivo e para o 
tratamento de outras doenças que envolvem o sistema nervoso central. Comercialmente pode ser encontrado com 
o nome de CARBOLITIUM® (300 mg) ou CARBOLITIM CR® (450 mg), sendo este último de ação prolongada. 
  O carbonato de  lítio (Li2CO3) é freqüentemente designado como droga “antimaníaca”, mas em muitas partes 
do mundo é considerado como uma droga “estabilizadora do humor”, devido à sua ação primária na prevenção de 
oscilações do humor  em pacientes  com distúrbio  afetivo bipolar  (maníaco‐depressivo). Apesar de  investigações 
consideráveis,  o modo de  ação do  lítio  ainda não  foi  esclarecido. As principais possibilidades  que  estão  sendo 
investigadas  incluem  (1)  seus  efeitos  sobre  eletrólitos  e  sobre  o  transporte  iônico;  (2)  seus  efeitos  sobre 
neurotransmissores  e  sua  liberação;  e  (3)  seus  efeitos  sobre os  segundos mensageiros que medeiam  a  ação dos 
transmissores. A última dessas três abordagens parece ser a mais promissora.  
  Nesse experimento temos como objetivo a determinação de do teor de Li2CO3 em drágeas que podem conter 
300 mg  ou  450 mg  de  carbonato  de  lítio  e  apresentar mais  uma  aplicação  da  fotometria  de  chama  dentro  da 
indústria farmacêutica. 
 
Procedimento experimental: 
Preparo dos padrões para obtenção da curva de calibração: 
  Em balões volumétricos de 50,0 mL, deverão ser preparadas 3 soluções padrão de Li+ nas concentrações de 10, 
20, 30 mg/L, a partir de uma solução estoque na concentração de 500 mg/L, fornecida pelo professor.  
  Faça os cálculos dos volumes a serem tomados para o preparo de cada um dos padrões e preencha a tabela a 
seguir. 
 
Tabela 1 – Volumes de solução estoque a serem utilizados na preparação  dos padrões. 
Solução  Volume de solução estoque 
(mL) 
Concentração final do padrão 
mg/L 
1    10 
2    20 
3    30 
  
 
 
 
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Preparação da solução amostra a partir de um comprimido de CARBOLITIUM® 
Pesar, em uma balança analítica, o comprimido de Carbolitium® fornecido pelo professor, anotando a sua massa. 
Massa do comprimido: ___________  g. 
Em seguida triture o comprimido em um almofariz. Adicione 10,0 mL de ácido clorídrico 0,1 mol L‐1 ao almofariz 
para dissolver o comprimido. Em seguida, transfira quantitativamente todo o material para um balão volumétrico 
de 250 mL e complete o volume com água destilada. Uma alíquota desta solução deverá ser diluída 10 x, para que 
a concentração de lítio fique no intervalo linear.* 
*Nota: Isso pode ser feito transferindo‐se exatamente uma alíquota de 25,00 mL da solução preparada anteriormente com uma 
pipeta volumétrica de 25,00 mL para um balão de 250 mL.  
 
Medidas 
  Proceda com as medidas conforme instruções dadas pelo professor, tendo o cuidado de fazer a leitura de cada 
um dos padrõesem ordem crescente de concentração e, por  fim realize a  leitura da amostra  (solução diluída de 
Carbolitium®). Os resultados obtidos deverão ser anotados na tabela a seguir, para que se possa obter a curva de 
calibração. 
Tabela 2 – Resultados das medidas realizadas. 
Concentração de Li+, mg/L  Intensidade de luz emitida 
0*   
10   
20   
30   
Amostra   
* Água deionizada. 
Questionário: 
 
1) Obtenha a curva de calibração e equação de regressão linear em mg/L de Li+ a partir dos dados da tabela 2. 
 
2) Calcule a massa de Li2CO3, em mg, presente em um comprimido de Carbolitium® e calcule o teor de carbonato 
de lítio em relação ao valor descrito no rótulo e em relação à massa total do comprimido. Dados: Li2CO3   73,89 
g/mol e Li+   6,94 g/mol. 
 
3) Calcule o erro relativo na presente determinação comparando o valor encontrado com o valor do rótulo.  
 
4) Equacione a reação ocorrida entre o HCl e Li2CO3 necessária para a dissolução da amostra? 
 
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5) O sulfato de bário, BaSO4  (s), é usado como contraste  radiográfico, porque átomos e  íons de bário absorvem, 
eficientemente, os raios X. Entretanto os  íons de bário dissolvidos em água, Ba2+  (aq), são muito  tóxicos. Em 2003, 
uma empresa produziu e comercializou, um medicamento conhecido com Celobar®, como contraste radiográfico, 
sulfato de bário contaminado com carbonato de bário, BaCO3 (s), o que provocou a morte de diversos pacientes que 
ingeriram o produto. Com base na  reação  equacionada no  item 4,  explique por que o BaSO4  contaminado  com 
BaCO3 poderá ser fatal neste tipo de exame.  
 
Sal de bário  Solubilidade em água /(mol/L) 
Sulfato de bário  1 x 10‐9 
Carbonato de bário  5 x 10‐8 
Cloreto de bário  1,4 
 
6) Você como  farmacêutico responsável por um  laboratório proponha um  teste simples e visual com HCl para 
que possa verificar a contaminação ou não de uma amostra de BaSO4 com suspeita de conter BaCO3. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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EXPERIMENTO 14 
 
DETERMINAÇÃO DE KI EM XAROPES POR FOTOMETRIA DE CHAMA 
 
  O  iodeto  de  potássio  (KI)  é  utilizado  como  expectorante  (fármacos  considerados  úteis  para  desprender  e 
liquefazer o muco, aliviar a mucosa brônquica irritada e tornar a tosse mais “produtiva”) para liquefazer o escarro 
espesso e viscoso na bronquite crônica, asma brônquica e enfisema pulmonar. Entretanto o valor  terapêutico do 
iodeto  de  potássio  como  expectorante  ainda  não  foi  demonstrado  de modo  convincente.  Embora  o  iodeto  de 
potássio seja bem tolerado por um número significativo de pacientes, foi constatado o desenvolvimento de bócio 
induzido pelo iodeto e hipotireoidismo.   
  Comercialmente o iodeto de potássio pode ser encontrado com os nomes de Glyteol®, Iodepol®, etc., associado 
à guaifenesina (expectorante de ação comprovada e reconhecida). 
    Vários métodos podem ser utilizados para determinação do  teor de  iodeto de potássio em xaropes e, neste 
experimento tal determinação será realizada através da fotometria de chama pelo método de adição padrão. Isto se 
torna  interessante aqui pelo  fato de que o xarope não se  trata de uma solução contendo apenas o  iodeto, porém 
contêm outros compostos (excipientes  Mentol, edulcorante, etc; princípio ativo   guaifenesina ) que podem vir a 
interferir  na  determinação.  Isto  se  faz  necessário  pelo  fato  de  que  reproduzir  um  “branco”  contendo  todas  as 
substâncias presentes no xarope nas mesmas concentrações seria uma tarefa extremamente difícil, para não dizer 
impossível. Sendo assim, a adição padrão  faz com que a concentração daquelas espécies que “não conhecemos” 
seja a mesma em todas as soluções e, dessa forma caso haja alguma interferência ela terá a mesma intensidade em 
todas  as medidas,  não  prejudicando  dessa  forma  a  relação  proporcional  entre  concentração  da  espécie  a  ser 
determinada e o sinal analítico gerado. Neste sentido, a adição padrão é usada de forma conveniente para eliminar 
quaisquer interferências. 
    Nesse  experimento  tem‐se  por  objetivo  determinar  o  teor  de  KI  em  um  expectorante  através  da  técnica 
conhecida por fotometria de chama e o método de adição padrão, para “eliminar interferência.” 
 
Procedimento experimental: 
 
Preparo de uma solução amostra do xarope: 
Anote o valor da concentração de KI especificada no rótulo do xarope: __________ mg/mL. 
Em  um  balão  volumétrico  de  100,0 mL  adicionar  exato  e  cuidadosamente  2,00 mL  do  xarope  fornecido  pelo 
professor (aguarde certo tempo para que se tenha um escoamento bom do xarope, caso este seja viscoso). Diluir com água 
deionizada até a marca. Esta é a solução amostra. 
 
 
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Preparo dos padrões para obtenção da curva de calibração: 
  Numere quatro balões volumétricos de  50,0 mL  e adicione a  cada um deles  10,00 mL da  solução  amostra 
(solução do item anterior). A seguir, utilizando a solução padrão de K+ na concentração de 500 mg/L, adicione os 
volumes descritos na  tabela 1 em  cada um dos balões. Complete  cada um dos balões  com água destilada até a 
marca. 
   
Tabela 1 – Volumes de solução estoque a serem utilizados na preparação dos padrões. 
Solução  Volume de solução 
amostra (mL) 
Volume de solução estoque 
(mL) 
Concentração final do 
padrão, mg/L 
1  10,00  0  0 
3  10,00  1,00  10 
4  10,00  1,50  15 
5  10,00  2,00  20 
  
Medidas 
  Proceda com as medidas conforme instruções dadas pelo professor, tendo o cuidado de fazer a leitura de cada 
um dos padrões  em  ordem  crescente de  concentração. Os  resultados  obtidos deverão  ser  anotados na  tabela  a 
seguir, para que se possa obter a curva de calibração. 
 
Tabela 2 – Resultados das medidas realizadas. 
Concentração de K+, mg/L  Intensidade de luz emitida 
0   
10   
15   
20   
 
Questionário: 
 
1) Obtenha a curva de calibração e equação de regressão linear em mg/L de K+ a partir dos dados da tabela 2. 
 
2) Calcule a concentração de K+ e KI no xarope analisado. Dados: KI   166,00 g/mol e K+   39,098 g/mol. 
 
3) Calcule o erro relativo na presente determinação comparando o valor de KI encontrado com aquele descrito no 
rótulo.  
 
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4) Comente a afirmação: “A adição padrão não elimina a interferência, mas sim o efeito interferente.” 
 
5) Transforme a concentração de KI especificada no rótulo para mol/L. 
 
6) Antes de se proceder à determinação de hoje deve‐se preparar uma solução padrão de K+ na concentração de 
500 mg/L. Partindo‐se de KI(s) diga qual a massa deste  sal deverá  ser pesada para preparar 500 mL da  solução 
desejada. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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EXPERIMENTO 15 
 
ANÁLISE DE CARBONATO E BICARBONATO DE SÓDIO EM UM ANTIÁCIDO 
 
  Os antiácidos gástricos são bases fracas que reagem com o ácido clorídrico gástrico, para formar sal e água. A 
maioria dos antiácidos de uso corrente apresenta, como principais constituintes, o hidróxido de alumínio [Al(OH)3] 
ou de magnésio  [Mg(OH)2],  isoladamente ou  em  combinação  e, em  certas ocasiões,  tem‐se uma  combinação do 
bicarbonato de sódio com carbonato de sódio. 
    Nesse experimento tem‐se por objetivo determinar o teor de bicarbonato de sódio (NaHCO3) + carbonato de 
sódio (Na2CO3) em uma formulação comercial pela técnica de emissão atômica por fotometria de chama. 
 
Procedimento experimental: 
 
Preparo da solução amostra do antiácido: 
Anote o valor da massa das duas substâncias a serem determinadas especificadas no