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ETEC IRMÃ AGOSTINA
ETIM QUÍMICA
ESPECTROFOTOMETRIA DE ABSORÇÃO MOLECULAR
ANDERSON FERNANDES RIBEIRO N.° 4
ANDERSON SILVÉRIO JUNIOR N.° 5
FRANCIELE NEVES N.° 15
RENAN SANTINI BARBOSA N.° 32
Relatório Final dos experimentos
relacionados à espectrofotometria de
absorção molecular, realizados nos
dias 29/10 e 12/11nos laboratórios da
ETEC Irmã Agostina. Orientado por:
Me. Klauss Engelmann
Prof.ª Márcia da Silva
SÃO PAULO
2013
Sumário
1. INTRODUÇÃO.........................................................................................1
1.1 Métodos Espectroquímicos...................................................................1
1.2 Propriedades da radiação eletromagnética..........................................2
1.2.1 A Natureza de Partícula da Luz: Fótons.........................................2
1.3 Interação da radiação com a matéria...................................................3
1.3.1 Medidas Espectroscópicas.............................................................3
1.4 Absorção da Radiação..........................................................................4
1.4.1 O Processo de Absorção................................................................5
1.5 Instrumentos para a Espectrometria Óptica.........................................5
1.6 Espectrometria de Absorção Molecular................................................5
1.6.1 Absorção por Compostos Orgânicos..............................................6
1.6.2 Absorção por Compostos Inorgânicos............................................8
1.7 Ácido salicílico na Aspirina®.................................................................8
1.8 Sulfato ferroso em antianêmico............................................................9
2. OBJETIVOS...........................................................................................10
3. MATERIAIS E MÉTODOS.....................................................................11
3.1 Determinação de ácido acetilsalicílico em um comprimido de
Aspirina® 11
3.1.1 Materiais e reagentes...................................................................11
3.1.2 Procedimento................................................................................12
3.2 Determinação de Fe (II) em um antianêmico......................................13
3.2.1 Materiais e reagentes...................................................................13
3.2.2 Procedimento................................................................................14
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO.............................................................16
4.1 Determinação de ácido acetilsalicílico em um comprimido de
Aspirina® 16
I – Preparo de uma solução de NaOH 0,1 mol L-1...................................16
II – Preparo da solução estoque (mãe) de ácido salicílico 1 g L-1............18
III - Preparo dos padrões para calibração................................................19
V – Medição da Absorbância...................................................................19
4.2 Determinação de Fe(II) em um antianêmico.......................................23
I - Preparo da solução mãe de (NH4)2Fe(SO4)2.6H2O..............................23
II – Preparo das soluções padrão............................................................23
V – Medição da Absorbância...................................................................24
5. CONCLUSÃO........................................................................................28
6. BIBLIOGRAFIA......................................................................................29
7. ANEXOS................................................................................................30
7.1 ANEXO A............................................................................................30
2
1. INTRODUÇÃO
1.1 Métodos Espectroquímicos
As medidas baseadas na luz e outras formas de radiação eletromagnética são
amplamente empregadas em química analítica. As interações da radiação com a
matéria são o objeto de estudo da ciência da espectroscopia. Os métodos
espectroscópicos de análise são baseados na medida da quantidade de radiação
produzida ou absorvida pelas moléculas ou pelas espécies atômicas de interesse.
Podemos classificar os métodos espectroscópicos de acordo com a região do
espectro eletromagnético envolvida na medida. As regiões espectrais que têm sido
empregadas incluem os raios γ, os raios X (ou raios de Röntgen), ultravioleta (UV),
visível, infravermelha (IV), micro-ondas e radiofrequência (RF). A Figura 1.1 mostra
as regiões do espectro eletromagnético.1
Figura 1.1: Regiões do espectro eletromagnético
De fato, o uso corrente estende mais ainda o significado da espectroscopia de
forma a incluir técnicas que nem mesmo envolvem o uso de radiação
eletromagnética, como a espectroscopia acústica, de massas e de elétrons.1
A espectroscopia desempenhou um papel fundamental no desenvolvimento
da teoria atômica moderna. Além disso, os métodos espectroquímicos têm provido
talvez as ferramentas mais amplamente empregadas para a elucidação de
1
estruturas moleculares, bem como a determinação qualitativa e quantitativa de
compostos orgânicos e inorgânicos.1
1.2 Propriedades da radiação eletromagnética
A radiação eletromagnética é uma forma de energia que é transmitida através
do espaço a velocidades enormes. Denomina-se a radiação eletromagnética nas
regiões do UV/visível e algumas vezes no infravermelho (IV) como luz, embora
estritamente falando o termo deveria se referir somente à radiação visível. A
radiação eletromagnética pode ser descrita como uma onda com propriedades como
comprimento de onda, frequência, velocidade e amplitude. Em contraste com as
ondas sonoras, a luz não requer nenhum meio de suporte para sua transmissão;
assim, ela facilmente passa pelo vácuo. A luz também se propaga cerca de um
milhão de vezes mais rapidamente que o som.1
O modelo ondulatório falha quando se considera os fenômenos associados
com a absorção e emissão de energia radiante. Para esses processos, a radiação
eletromagnética pode ser tratada como pacotes discretos de energia ou partículas
chamados fótons ou quanta. Essas formas de visualizar a radiação como partículas
e como ondas não são mutuamente excludentes, mas sim complementares,
segundo o Princípio da Complementaridade de Niels Bohr, elaborado em 1928. De
fato, a energia de um fóton é diretamente proporcional a sua frequência. De forma
similar, essa dualidade se aplica aos feixes de elétrons, prótons e outras partículas
elementares, as quais podem produzir efeitos de interferência e difração que são
tipicamente associados a um comprimento ondulatório.1
1.2.1 A Natureza de Partícula da Luz: Fótons
Em muitas interações entre a radiação e matéria, é mais útil considerar a luz
como constituída por fótons ou quanta. Podemos relacionar a energia de um fóton
com seu comprimento de onda, frequência e número de onda por
E=hv=hcλ
=hc v
2
em que h é a constante de Planck (6,63 X 10-34 J s). Observa-se que o
número de onda e a frequência, em contraste com o comprimento de onda, são
diretamente proporcionais à energia do fóton. O comprimento de onda é
inversamente proporcional à energia. A potência radiante de um feixe de radiação é
diretamente proporcional ao número de fótons por segundo.1
O número de onda v em cm-1 (Kayser) é empregado com maior frequência
para descrever a radiação na região do infravermelho. A parte mais útil do espectro
infravermelho para a detecção e determinação de espécies orgânicas vai de 2,5 a 15
µm, que corresponde à faixa de número de onda de 4.000 a 667 cm-1. O número de
onda de um feixe de radiação eletromagnética é diretamente proporcional à sua
energia e, portanto, à sua frequência.1
1.3 Interação da radiação com a matéria
Os tipos de interação mais interessantes em espectroscopia envolvem
transições entre diferentes níveis energéticos das espécies químicas. Outros tipos
de interações, como a reflexão, refração, espalhamento elástico, interferência e
difração, são frequentemente mais relacionados com alterações das propriedades
globais dos materiais do que com os níveis energéticos de moléculas ou átomos
específicos. Os tipos específicos de interações que observamos dependem
fortemente da energia da radiação empregada e o modo de detecção.1
1.3.1 Medidas Espectroscópicas
Os espectroscopistas empregam as interações da radiação com a matéria
para obter informações sobre uma amostra. Muitos elementos químicos foram
descobertos por meio da espectroscopia. De alguma forma, a amostra é geralmente
estimulada aplicando-se energia na forma de calor, energia elétrica, luz, partículas
ou por uma reação química. Antes de se aplicar o estímulo, o analito se encontra
predominantemente em seu estado de energia mais baixo ou estado fundamental. O
estímulo então faz que algumas espécies do analito sofram uma transição para um
estado de maior energia ou estado excitado, nomeando-se tal fenômeno de salto
quântico. Obtemos informações sobre o analito medindo-se a radiação
eletromagnética emitida quando este retorna ao estado fundamental ou a quantidade
de radiação eletromagnética absorvida decorrente da excitação.1
3
O analito é estimulado por calor ou energia elétrica ou por uma reação
química. A espectroscopia de emissão envolve geralmente métodos nos quais o
estímulo é o calor ou a energia elétrica, enquanto a espectroscopia de
quimiluminescência refere-se à excitação do analito por meio de uma reação
química. Em ambos os casos, a medida da potência radiante emitida quando o
analito retorna ao estado fundamental pode fornecer informações sobre a sua
identidade e concentração. Os resultados dessa medidas são frequentemente
expressos por meio do espectro, que se refere a um gráfico da radiação emitida em
função da frequência ou do comprimento de onda.1
Um exemplo familiar de quimiluminescência é o da luz emitida pelo vaga-
lume. Na reação promovida pelo vaga-lume, a enzima luciferase catalisa a
fosforilação oxidativa da luciferina com o trifosfato de adenosina para produzir
oxiluciferina, dióxido de carbono, monofosfato de adenosina e luz. A
quimiluminescência envolvendo as reações biológicas ou enzimáticas é
frequentemente denominada bioluminescência. Os populares bastões luminosos
constituem outro exemplo familiar de quimiluminescência.1
Quando a amostra é estimulada pela aplicação de uma fonte de radiação
eletromagnética externa, muitos processos são possíveis de ocorrer. Por exemplo, a
radiação pode ser espalhada ou refletida. Parte da radiação incidente pode ser
absorvida e promover algumas espécies do analito para um estado excitado. Na
espectroscopia de absorção, mede-se a quantidade de luz absorvida em função do
comprimento de onda. Isso pode fornecer tanto as informações qualitativas como
quantitativas sobre a amostra. Na espectroscopia de fotoluminescência, a emissão
de fótons é medida após a absorção. As formas mais importantes de
fotoluminescência para os propósitos analíticos são as espectroscopias de
fluorescência e fosforescência.1
1.4 Absorção da Radiação
Cada espécie molecular é capaz de absorver suas próprias frequências
características da radiação eletromagnética. Esse processo transfere energia para a
molécula e resulta em um decréscimo da intensidade da radiação eletromagnética
incidente. Dessa forma, a absorção da radiação atenua o feixe de acordo com a lei
da absorção, a Lei de Beer-Lambert ou somente Lei de Beer. Esta lei nos diz
4
quantitativamente como a grandeza da atenuação depende da concentração das
moléculas absorventes e da extensão do caminho sobre o qual ocorre a absorção.1
1.4.1 O Processo de Absorção
À medida que a luz atravessa um meio contendo um analito que absorve, um
decréscimo de intensidade ocorre na proporção que o analito é excitado. Para uma
solução do analito de determinada concentração, quanto mais longo for o
comprimento do caminho do meio através do qual a luz passa (caminho óptico),
mais centros absorventes estarão no caminho, e maior será a atenuação. Também,
para um dado caminho óptico, quanto maior for a concentração de absorventes,
mais forte será a atenuação.1
1.5 Instrumentos para a Espectrometria Óptica
Os componentes básicos dos instrumentos analíticos para a espectroscopia
de absorção, bem como para espectroscopia de emissão e fluorescência, são
notavelmente semelhantes em sua função e nos seus requisitos de desempenho,
quer sejam desenhados para radiação ultravioleta (UV), visível ou infravermelha (IV).
Em razão dessas semelhanças, esses instrumentos são frequentemente designados
por instrumentos ópticos, mesmo sabendo-se que o olho humano é sensível
somente na região do visível.1
Muitos instrumentos espectroscópicos (Vide ANEXO A) para uso nas regiões
do UV/visível e IV apresentam cinco componentes: (1) uma fonte estável de energia
radiante; (2) um seletor de comprimento de onda que isola uma região limitada do
espectro para a medida; (3) um ou mais recipientes para a amostra; (4) um detector
de radiação, o qual converte a energia radiante para um sinal elétrico mensurável; e
(5) uma unidade de processamento e de leitura do sinal, geralmente constituída por
um circuito eletrônico e, nos instrumentos modernos, por um computador.1
1.6 Espectrometria de Absorção Molecular
A espectroscopia molecular baseada na radiação UV, visível e IV é
amplamente empregada para a identificação e determinação de muitas espécies
inorgânicas, orgânicas e bioquímicas. A espectroscopia de absorção UV/visível é
utilizada principalmente para análises quantitativas e é provavelmente aplicada nos
5
laboratórios químicos e clínicos ao redor do mundo mais que qualquer outro método.
A espectroscopia de absorção de infravermelho é uma ferramenta poderosa para se
determinar a estrutura de compostos inorgânicos e orgânicos. Além disso,
desempenha atualmente um importante papel na análise quantitativa,
particularmente na área da poluição ambiental.2
1.6.1 Absorção por Compostos Orgânicos
A absorção de radiação por moléculas orgânicas na região de comprimento
de onda entre 180 e 780 ƞm resulta das interações entre fótons e elétrons que estão
participando diretamente da formação de uma ligação química (e são, assim,
associados a mais de um átomo) ou estão localizadas sobre os átomos como os de
O, S, N e halogênios.1
O comprimento de onda no qual uma molécula orgânica absorve depende de
quão fortemente seus elétrons estão ligados. Os elétrons compartilhados em
ligações simples carbono-carbono ou carbono-hidrogênio estão tão fortemente
presos que suas excitações requerem energias correspondentes ao comprimento de
onda da região do UV de vácuo, abaixo de 180 ƞm. Os espectros de ligações
simples não têm sido amplamente explorados para as finalidades analíticas em
razão das dificuldades experimentais de se trabalhar nessa região. Essas
dificuldades ocorrem porque tanto o quartzo como os componentes da atmosfera
absorvem nessa região, o que requer o uso de espectrofotômetros mantidos sob
vácuo com óptica de fluoreto de lítio.1
Os elétrons envolvidos em ligações duplas e triplas das moléculas orgânicas
não estão tão fortemente presos sendo, portanto, mais fáceis de serem excitados
pela radiação; assim, as espécies com ligações insaturadas geralmente exibem
picos de absorção úteis. Os grupos orgânicos insaturados que absorvem nas
regiões do UV e visível são conhecidos como cromóforos. A Tabela 1.1 lista alguns
cromóforos comuns e os comprimentos de onda aproximados nos quais eles
absorvem. Os dados para a posição e intensidade podem servir apenas como
orientação aproximada para a finalidade de identificação, uma vez que ambos são
influenciados pelo efeito do solvente, bem como por outros detalhes estruturais da
molécula. Além disso, a conjugação entre dois ou mais cromóforos tende a causar
deslocamentos no máximo do pico para comprimentos de onda mais longos.
6
Finalmente, os efeitos vibracionais alargam os picos de absorção nas regiões do UV
e visível, o que frequentemente torna muito difícil a determinação precisa de um
máximo de absorção.1
Tabela 1.1: Características de Absorção de Alguns Cromóforos Orgânicos Comuns
Os compostos orgânicos saturados contendo heteroátomos, como O, N, S ou
halogênios, apresentam elétrons não-ligantes que podem ser excitados por radiação
na faixa de 170 a 250 ƞm. A Tabela 1.2 lista alguns exemplos desses compostos.
Alguns deles, como álcoois e os éteres, são solventes comuns, portanto sua
absorção nessa região impede a medida de absorção de analito dissolvidos nesses
compostos em comprimentos de onda mais curtos que 180 e 200 ƞm.
Ocasionalmente, a absorção nessa região é empregada para a determinação de
compostos contendo halogênios e S.1
Tabela 1.2: Absorção de Compostos Orgânicos Contendo Heteroátomos Insaturados
7
1.6.2 Absorção por Compostos Inorgânicos
Em geral, os íons e os complexos dos elementos das primeiras duas séries
de transição absorvem as bandas largas da radiação visível em pelo menos um de
seus estados de oxidação e são, como resultado, coloridos. Nesse caso, a absorção
envolve a transição entre os orbitais d preenchidos e não-preenchidos com energias
que dependem dos ligantes dos átomos metálicos. As diferenças de energia entre
esses orbitais d (e, assim, a posição do pico de absorção correspondente)
dependem da posição do elemento na tabela periódica, seu estado de oxidação e
natureza do ligante.1
Os espectros de absorção dos íons das séries de transição dos lantanídeos e
actinídeos tem seus elétrons responsáveis pela absorção blindados de influências
externas por elétrons que ocupam orbitais com número quântico principal maior.
Como resultado, as bandas tendem a ser estreitas e, de forma relativa, não são
afetadas pelas espécies ligadas aos elétrons externos.1
Para analisar elementos nos Espectrofotômetros de Absorção Molecular
(EAM) é importante utilizar a técnica de Absorção por Transferência de Carga.
Muitos complexos orgânicos possuem alta absortividade molar e são, portanto,
denominados complexos de transferência de carga.1
Um complexo de transferência de carga consiste em um grupo doador ligado
a um receptor de elétron. Quando esse produto absorve radiação, um elétron do
doador é transferido para um orbital que está altamente associado com o receptor.
Assim, o estado excitado é produto de um tipo de processo de oxidação/redução
interna. Esse comportamento difere daquele de um cromóforo orgânico, no qual o
elétron excitado está em um orbital molecular que é compartilhado por dois ou mais
átomos.1
1.7 Ácido salicílico na Aspirina®
A Aspirina®, droga mais usada no mundo inteiro, é um analgésico (combate
às dores) e antipirético (combate à febre), com propriedades anti-inflamatórias
(combate inflamações). Ela é um grande exemplo de como um chá caseiro pode se
tornar um medicamento sintético com a evolução das pesquisas sobre o seu
princípio ativo.3
8
No Egito Antigo, combatiam-se as inflamações com um extrato obtido da
casca do salgueiro (árvore do gênero Salix). No Brasil ainda é comum a ingestão de
chás como o de fedegoso (Cassia occidentalis).3
Com o passar do tempo, estudos foram feitos sobre esses chás. Em 1838, o
químico italiano Raffaele Piria conseguiu obter ácido salicílico da salicina, sendo que
esse último era um composto de estrutura complexa, o qual se acreditava ser o
princípio ativo da casca do salgueiro.3
Mas um marco mesmo ocorreu em 1859, quando o químico alemão Adolf
Hermann Kolbe (1818-1884) desenvolveu o método de sintetização do ácido
acetilsalicílico, a partir do ácido salicílico.3
1.8 Sulfato ferroso em antianêmico
Sulfato ferroso pode ser usado profilática ou terapeuticamente em situações
de deficiência. No primeiro caso, é dado quando há aumento da demanda, como em
gravidez, lactação, fases de crescimento rápido, recém-nascidos com baixo peso e
lactentes alimentados com fórmulas. O uso terapêutico se restringe à correção das
anemias ferroprivas, consequentes a sangramentos agudos ou crônicos ou em
razão de má-absorção ou, menos frequentemente, por déficit dietético. O sal ferroso
apresenta melhor absorção oral em relação ao férrico.4
9
2. OBJETIVOS
Determinar a quantidade de ácido acetilsalicílico em um comprimido de
aspirina utilizando a técnica de espectrofotometria de absorção molecular na região
do ultravioleta. Além disso, determinar a quantidade de Fe (II) em um antianêmico
utilizando a mesma técnica na região do visível.
10
3. MATERIAIS E MÉTODOS
Os procedimentos são descritos separadamente abaixo, sendo determinação
de da quantidade de ácido acetilsalicílico em um comprimido de Aspirina® e
determinação de Fe (II) em um antianêmico, respectivamente. Tal medida é devido
os experimentos terem sido realizados em dias diferentes e possuírem um
determinado foco em casa caso.
3.1 Determinação de ácido acetilsalicílico em um comprimido de Aspirina®
3.1.1 Materiais e reagentes
Na tabela 3.1, abaixo, são descritos os materiais e reagentes necessários
para o procedimento experimental.
Tabela 3.1: Materiais e reagentes utilizados na determinação de ácido acetilsalicílico em
um comprimido de Aspirina®
Materiais Reagentes
Béquer de 100 mL Pipeta graduada de
10 mL
Solução de NaOH 0,1 mol L-1
Balão Volumétrico
de 100 mL
Pipeta graduada de
5 mL
Água destilada
Balão Volumétrico de 25 mL Etanol ((C2H6O) 96° Gay-Lussac
Frasco plástico Ácido salicílico (C7H6O3)
Proveta de 25 mL KHC8H4O4 (Biftalato (hidrogenoftalato)
de Potássio)
Proveta de 10 mL Comprimido de Aspirina® (AAS)
Almofariz e Pistilo
Espectrofotômetro de absorção molecular
11
3.1.2 Procedimento
I – Preparo de uma solução de NaOH 0,1 mol L -1
Verificou-se no estoque de reagentes se havia uma solução de NaOH 0,1 mol
L-1 ou de maior concentração, e constatou-se uma solução de concentração
necessária para o experimento, não necessitando de diluição prévia. Padronizou-se
a solução de estoque para saber sua concentração real.
II – Preparo da solução estoque (mãe) de ácido salicílico 1 g L -1
Pesou-se 0,1 g de ácido salicílico em um béquer de 100 mL. Dissolveu-se em
5 mL de etanol, medidos com uma proveta de 10 mL. Transferiu para um balão
volumétrico de 100 mL. Em seguida adicionou-se agua destilada até a marca de
aferição.
Retirou-se uma alíquota de 5mL da solução preparada e transferiu-se para
um balão volumétrico de 100 mL novamente. Adicionou-se 40mL da solução de
NaOH 0,1 mol L-1, medidos com uma proveta. Completou-se até a marca de aferição
com água destilada.
III – Preparo dos padrões para calibração
Essa solução mãe foi utilizada para o preparo das soluções padrões para a
curva de calibração. Preparou-se 5 padrões em balão volumétrico de 25 mL. Os
padrões foram de 2,5; 5,0; 7,0; 10,0; e 12,0 mL da solução mãe, medidos com uma
pipeta graduada. Completou-se o volume com água destilada. Além disso houve a
necessidade de preparar o branco, que foi a adição de 40 mL de NaOH e 5 mL de
etanol em um balão volumétrico de 25 mL e completando com água destilada.
IV – Preparo da amostra de comprimido
Inicialmente pesou-se o comprimido e anotou-se o valor obtido. Com o auxílio
de um almofariz e pistilo, macerou-se o comprimido e pesou-se aproximadamente
0,1 g; dissolveu-se com etanol e transferiu-se para um balão volumétrico de 100 mL
e completou-se com água destilada até a marca de aferição. Filtrou-se a solução por
apresentar turbidez. Dessa solução, retirou-se uma alíquota de 2 mL com o auxílio
de uma pipeta graduada de 5 mL e transferiu-se para um balão volumétrico de 100
12
mL; adicionou-se 40 mL da solução de NaOH 0,1 mol L -1 e a completou com água
destilada até a marca de aferição.
V - Medição da Absorbância
Mediu-se no Espectrofotômetro de Absorção Molecular o maior pico de
absorbância para o padrão de 7,0 mL de solução, a fim de determinar o
comprimento de onda de maior absorbância. Em seguida, mediu-se das outras
soluções e a amostra.
3.2 Determinação de Fe (II) em um antianêmico.
3.2.1 Materiais e reagentes
Na tabela 3.2, abaixo, são descritos os materiais e reagentes necessários
para o procedimento experimental.
Tabela 3.2: Materiais e reagentes utilizados na determinação de Fe2+ em uma amostra de
antianêmico
Materiais Reagentes
Béquer de 100 mL (NH4)2Fe(SO4)2.6H2O (Amônio sulfato de ferro (II)
hexahidratado) – Sal de Mohr
Balão Volumétrico de 100 mL Água destilada
Balão Volumétrico de 25 mL HCl (ácido clorídrico) concentrado
Pipeta graduada de 10 mL H2O2 (peróxido de hidrogênio)10% v/v
Pipeta graduada de 1 mL Solução de KSCN (tiossulfato de potássio) 10%
Proveta de 25 mL
Proveta de 10 mL
Espectrofotômetro de
Absorção Molecular
13
3.2.2 Procedimento
I – Preparo da solução mãe de (NH4)2Fe(SO4)2.6H2O
Pesou-se aproximadamente 0,14 g de (NH4)2Fe(SO4)2.6H2O em um béquer de
100 mL e dissolveu-se em água destilada, em seguida transferiu-se para um balão
volumétrico de 100 mL, que foi utilizado para a sala. Dessa solução, cada grupo
retirou uma alíquota de 10 mL, com o auxílio de uma pipeta graduada de 10 mL, e
transferiu-se para um balão volumétrico de 100 mL, completando o volume com
água destilada. Identificou-se essa solução como “solução mãe”.
II – Preparo das soluções padrão
Preparou-se 5 padrões em balão volumétrico de 25 mL. Adicionou-se 1,0; 1,5;
2,0; 2,5 e 3,0 mL da solução mãe. Na sequência adicionou-se em cada padrão, 2
gotas de HCl concentrado, 6 gotas de H2O2 10% (v/v) e 2 mL de KSCN 10%.
Finalizou completando o volume com água destilada.
III – Preparo da solução Branco
Adicionou-se em um balão volumétrico de 25 mL, na sequência, de 2 gotas de
HCl conc., 6 gotas de H2O2 10% V/V e 2mL de KSCN 10%. Finalizou completando o
volume com água destilada.
IV – Preparo da amostra de antianêmico
De uma amostra com aproximadamente 125 mg mL-1 de FeSO4, retirou-se 0,2
mL com o auxílio de uma pipeta graduada de 1 mL, e transferiu-se para um balão
volumétrico de 25mL e completou-se o volume com água destilada. Dessa solução,
retirou-se 0,5 mL e transferiu-se para um balão volumétrico de 25 mL novamente.
Nesse balão, adicionou-se, na sequência, de 2 gotas de HCl concentrado, 6 gotas
de H2O2 10% v/v e 2 mL de KSCN 10%. Finalizou-se completando o volume com
água destilada. Anotou-se o valor de absorbância obtido no Espectrofotômetro de
Absorção Molecular no comprimento de onda definido.
14
V – Medição da Absorbância
Utilizando o padrão de 2,0 mL de solução, fez-se a calibração para o pico de
maior absorbância no Espectrofotômetro de Absorção Molecular. Após isso, mediu-
se a absorbância para as outras soluções e a amostra.
15
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO
4.1 Determinação de ácido acetilsalicílico em um comprimido de Aspirina®
I – Preparo de uma solução de NaOH 0,1 mol L -1
Como forma de confirmação da concentração da solução de NaOH 0,1 mol L-1
foi necessário realizar a padronização.
Utilizou-se como padrão primário o KHC8H4O4, havendo a necessidade de
pesar em torno de 0,3 g deste sólido, de acordo com os seguintes cálculos. Utilizou-
se para o volume de viragem o valor de 15 mL (0,015 L), como forma de pesar uma
quantidade de sólido suficientemente estável na balança analítica e relativamente
pequena, economizando reagente.
NaOH (aq.) + C6H4(COOH)(COOK) (aq.) ⇌ C6H4(COONa)(COOK) (aq.) + H2O (l)
Portanto:
nNaOH=nC6H 4 (COOH )(COOK )
MNaOH×V NaOH=mBif .
MMBif .
⇔mBif .=M NaOH×V NaOH×MMBif .
mBif .=0,1mol L−1×0,015 L×204,221gmol−1
mBif .=0,3063 g
Partindo deste valor calculado, procurou-se pesar o valor mais aproximado
possível. Pesou-se duas massas, sendo 0,2996 g e 0,3001 g.
Por meio da titulação com uma solução de NaOH, obteve-se os seguintes
volumes, respectivos às massas pesadas, sendo 4,7 mL (0,0047 L) e 4,8 mL
(0,0048 L).
16
Sabendo que a reação é da proporção de 1:1, calculou-se a molaridade da
solução de NaOH, seguintes os seguintes cálculos.
MNaOH×V NaOH=mBif .
MMBif .
⇔M NaOH=mBif .
MMBif .×V NaOH
MNaOH' = 0,2996 g
204,221 gmol−1×0,0047 L⇔M NaOH
' =0,3121mol L−1
O mesmo cálculo foi feito para a segunda massa pesada e o volume
respectivo, obtendo o valor de 0,3061 mol L-1. Com esses valores, calculou-se a
média da concentração:
MNaOH=M NaOH
' +MNaOH' '
2⇔MNaOH=
0,3121mol L−1+0,3061mol L−1
2
MNaOH=0,3091mol L−1
Porém, percebeu-se que a concentração da solução estava maior do que o
ideal para o procedimento experimental, havendo a necessidade de diluição. Os
cálculos para a realização da diluição para 100 mL de solução 0,1 mol L -1 são
descritos abaixo:
MNaOHI ×V NaOH
I =M NaOHII ×V NaOH
II ⇔V NaOHI =
MNaOHII ×V NaOH
II
MNaOHI
V NaOHI =0,1mol L
−1×0,1L0,3091mol L−1 ⇔V NaOH
I =0,0323 L
Sabendo o valor calculado, diluiu-se 32,3 mL de solução 0,3091 mol L-1 para
100 mL. Tendo feito isso, calculou-se o valor da molaridade da solução diluída,
segundo os seguintes cálculos:
17
MNaOHI ×V NaOH
I =M NaOHII ×V NaOH
II ⇔M NaOHII =
M NaOHI ×V NaOH
I
V NaOHII
MNaOHII =0,3091mol L
−1×0,0323 L0,1L
⇔MNaOHII =0,0998mol L−1
A padronização da solução de NaOH teve a participação de três grupos que
realizaram o mesmo procedimento, e posteriormente calculou-se a média de todas
as molaridades obtidas; os dados referentes são apresentados na Tabela 4.1,
abaixo.
Tabela 4.1: Padronização [NaOH]
Grupos Concentração [mol L-1]
1 (5) 0,0954
2 (6) 0,0998
3 (7) 0,0984
Média 0,0978
Com a solução diluída, pôde-se dar prosseguimento à análise..
II – Preparo da solução estoque (mãe) de ácido salicílico 1 g L -1
Cálculo da massa de ácido salicílico a ser pesada para preparar 100 mL de
uma solução 1 g L-1:
C AAS=mAAS
V⇔mAAS=C AAS×V
mAAS=1g L−1×0,1L⇔mAAS=0,1g
18
Partindo deste valor calculado, pesou-se 0,1001 g. Tal valor pesado teve
baixíssima variação para os cálculos em relação à massa 0,1000 g.
A adição de NaOH foi necessária para a neutralização do ácido carboxílico
presente na molécula de ácido salicílico, uma vez que a variação de pH poderia
alterar a absorção do analito.
III - Preparo dos padrões para calibração
O cálculo para a determinação da concentração das soluções padrão,
utilizando primeiramente o padrão de 2,5 mL de solução é descrito abaixo; sabendo
que a massa contida em 5 mL de solução que foi diluída para 100 mL era 50 mg L -1,
calculou-se por:
C AAS1 ×V AAS
1 =CAAS2 ×V AAS
2 ⇔C AAS2 =
CAAS1 ×V AAS
1
V AAS2
C AAS2 =50mg L
−1×0,0025 L0,025 L
⇔CAAS2 =5mg L−1
O mesmo cálculo foi feito para os outros padrões, a saber 5, 7, 10 e 12 mL.
Os resultados obtidos foram, respectivamente, 10, 14, 20 e 24 mg L-1.
V – Medição da Absorbância
Para a determinação do pico de maior absorção, calibrou-se com a solução
de 14 mg L-1, obtendo o seguinte gráfico, expresso na Figura 4.1, na qual relaciona
os dados de absorbância com determinado comprimento de onda.
19
175 225 275 325 375-0.100
0.000
0.100
0.200
0.300
0.400
0.500
0.600
Comprimento de onda (ƞm)
Abso
rbân
cia
Figura 4.1: Montagem do espectro de absorção do AAS
A partir do gráfico, é possível notar dois picos de absorção máxima. O
primeiro pico foi no comprimento de onda 232 ƞm, e está relacionado ao cromóforo
dieno conjugado ou cliclodieno que absorve aproximadamente neste comprimento
de onda e está presente na molécula de ácido salicílico, como demonstrado na
Figura 4.2. O segundo pico (296 ƞm) está relacionado à função ácido carboxílico, e é
característica para a identificação da quantidade de ácido salicílico.5
Figura 4.2: Fórmula estrutura do ácido salicílico
Tendo anotado os valores de absorbância correspondentes a cada um dos
padrões, obteve-se o seguinte gráfico, expresso na Figura 4.3, relacionando os
dados de absorbância respectivos às concentrações de ácido salicílico (AAS).
20
4.000 6.000 8.000 10.000 12.000 14.000 16.0000
0.05
0.1
0.15
0.2
0.25
0.3
0.35
0.4
f(x) = 0.0282131147540984 x − 0.0623934426229509R² = 0.995607260591837
AAS [mg/L]
Abso
rbân
cia
Figura 4.3: Montagem da curva de calibração do AAS
Um gráfico ideal com essa relação deveria ter pelo menos 5 pontos. Porém,
devido erros na diluição dos padrões de 20 e 24 mg L-1, a linearidade da absorbância
não foi respeitada, havendo a necessidade de descartar tais valores.
Por meio do gráfico, obteve-se a equação da reta:
y=0,0282x−0,0624
Sabendo que o valor para absorbância da amostra teve valor de 0,362,
relacionou-se com a equação da reta:
0,362=0,0282x−0,0624
x=15,0496mg L−1
Desta forma, por meio da equação da diluição, calculou-se a concentração
nos 2 mL (0,002 L) de solução obtida de 0,1 g de comprimido.
21
C AAS1 ×V AAS
1 =CAAS2 ×V AAS
2 ⇔C AAS2 =
CAAS1 ×V AAS
1
V AAS2
C AAS2 =15,0496mgL
−1×0,1 L0,002 L
⇔C AAS2 =752,4822mg L−1
Sabendo que a concentração de comprimido era de 1000 mg L-1 (1 g L-1),
calculou-se a porcentagem de AAS no comprimido, de acordo com a seguinte
relação matemática:
%AAS=CAAS2 ×1001000
⇔%AAS=752,4822mg L−1×100
1000
%AAS=75,248%
Tendo tal valor, calculou-se a massa de AAS no comprimido, sabendo que a
massa do comprimido analisado tinha valor de 0,5928 g (592,8 mg).
mAAS=mcomprimido×%AAS⇔mAAS=592,8mg×75,248%
mAAS=446,07mg
Comparando o valor obtido com o relatado pela empresa fabricante da
Aspirina®, a Bayer S.A., obteve-se a seguinte relação de valores, expressa na
Tabela 4.2.
Tabela 4.2: Comparação da concentração de AAS obtida com os dados da literatura
Concentração obtida
(mg)
Literatura*
(mg)
Erro relativo
(%)
446,07 461 -3.34
22
* ASPIRINA. Curiosidades. Disponível em <http://www.aspirina.com.br/espaco-
aspirina/curiosidades/curiosidades.php>. Data de acesso: 30 de nov. 2013.
Como é possível observar, de acordo com o erro relativo, o valor encontrado
está muito próximo ao expresso pela empresa.
4.2 Determinação de Fe(II) em um antianêmico
I - Preparo da solução mãe de (NH4)2Fe(SO4)2.6H2O
A massa pesada foi determinada segundo o padrão de preparo de uma
solução 1,4 g L-1, de acordo com os dados aproximados obtidos na literatura para a
concentração do antianêmico. O cálculo para esta massa é dado por:
C sulfato=msulfato
V⇔msulfato=C sulfato×V
mAAS=1,4 g L−1×0,1 L⇔mAAS=0,14 g
A massa pesada foi 0,1432 g (143,2 mg).
II – Preparo das soluções padrão
O cálculo para a determinação da concentração das soluções padrão,
utilizando primeiramente o padrão de 1,0 mL de solução é descrito abaixo; sabendo
que a concentração contida em 10 mL de solução que foi diluída para 100 mL era
143,2 mg L-1, calculou-se por:
C AAS1 ×V AAS
1 =CAAS2 ×V AAS
2 ⇔C AAS2 =
CAAS1 ×V AAS
1
V AAS2
C AAS2 =143,2mg L
−1×0,001L0,025 L
⇔C AAS2 =5,728mgL−1
23
O mesmo cálculo foi feito para os outros padrões, a saber 1,5; 2,0; 2,5 e 3,0
mL. Os resultados obtidos foram, respectivamente, 8,592; 11,456; 14,320 e 17,184
mg L-1.
A adição de HCl concentrado teve como função de acidular o meio, evitando a
formação de hidróxidos e a hidrólise do Fe2+. Já a adição de H2O2 10% (v/v) foi
necessária para a oxidação do Fe2+ a Fe3+, uma vez que o Fe2+ não reage com o
tiocianato para dar uma série de compostos intensamente coloridos. Como a
concentração de KSCN era de aproximadamente 0,10 mol L-1 a espécie
predominante formada foi o complexo [Fe(SCN)2]+, que tem uma coloração
alaranjada-rosa. O excesso de reagente é justificado pelo aumento da intensidade e
também a estabilidade da cor.6
V – Medição da Absorbância
Para a determinação do pico de maior absorção, calibrou-se com a solução
de 11,456 mg L-1, obtendo o seguinte gráfico, expresso na Figura 4.4, na qual
relaciona os dados de absorbância com determinado comprimento de onda.
400 420 440 460 480 500 520 5400.000
0.020
0.040
0.060
0.080
0.100
0.120
0.140
Comprimento de onda (ƞm)
Abso
rbân
cia
Figura 4.4: Montagem do espectro de absorção do [Fe(SCN)2]+
Tendo anotado os valores de absorbância correspondentes a cada um dos
padrões, obteve-se o seguinte gráfico, expresso na Figura 4.5, relacionando os
dados de absorbância respectivos às concentrações de [Fe(SCN)2]+.
24
5.000 7.000 9.000 11.000 13.000 15.000 17.000 19.0000
0.05
0.1
0.15
0.2
0.25
0.3
f(x) = 0.0184357541899441 x − 0.0648R² = 0.976777430521492
Fe++ [mg/L]
Abso
rbân
cia
Figura 4.5: Montagem da curva de calibração do [Fe(SCN)2]+
Por meio do gráfico, obteve-se a equação da reta:
y=0,0184 x−0,0648
Sabendo que o valor para absorbância da amostra teve valor de 0,209,
relacionou-se com a equação da reta:
0,209=0,0184 x−0,0648
x=14,8804mgL−1
Desta forma, por meio da equação da diluição, calculou-se a concentração
nos 0,5 mL (0,0005 L) de solução obtida de 0,2 mL de antianêmico.
CFe ¿×V Fe¿=CFe¿×V
Fe¿⇔C
Fe¿=C
Fe¿×VFe¿
VFe¿
¿ ¿
¿ ¿ ¿¿¿¿
CFe ¿=
14,8804mgL−1×0,025L0,0005 L
⇔CFe¿=744,02mg L−1¿ ¿
25
Essa concentração obtida é proporcional à concentração de 25 mL (0,025 L)
de solução contendo 0,2 mL (0,0002 L) de antianêmico. O cálculo que relaciona
esses dados é dado por:
CFe ¿=CFe ¿×
VFe¿
VFe¿⇔C
Fe¿=744,02mg L−1× 0,025L0,0002 L
¿¿¿¿ ¿
CFe ¿=93002,5mgL−1¿
Conversão deste valor para mg mL-1:
CFe ¿=93002,5 mg
L× 1L1000mL
⇔CFe¿=93,0025mg mL−1 ¿
¿
Comparando o valor obtido com o relatado pela empresa fabricante do
antianêmico Sulferbel®, a Belfar LTDA., obteve-se a seguinte relação de valores,
expressa na Tabela 4.3.
Tabela 4.3: Comparação da concentração de Fe2+ obtida com os dados da literatura
Concentração obtida
(mg mL-1)
Literatura*
(mg mL-1)
Erro relativo
(%)
93,0025 125,0 -34,40
Como é possível observar, o valor obtido difere muito do especificado na bula
do medicamento antianêmico Sulferbel®. Os motivos que podem justificar este fato
incluem um possível erro na hora da diluição da amostra, por distração do operador,
ou um erro na calibração do espectrofotômetro por parte do operador.
Outro possível motivo é o fato do tempo de uso deste medicamento ter sido
ultrapassado, e devido este produto possuir as substâncias mononitrato de tiamina e
riboflavina base, na qual podem por meio de reações específicas formar a
hidroxilamina (cloreto de hidroxilamônio), que reduz o Fe3+ à Fe2+, provocando a
perda de analito.6
26
5. CONCLUSÃO
Por meio dos estudos prévios para estas experimentações, conclui-se que os
métodos baseados nas medidas espectrofotométricas têm ampla aplicação no ramo
da química analítica atualmente, sendo fáceis de serem executados, tendo a única
problemática a respeito dos métodos de preparo de amostra. Tais evidências foram
constatadas durante as experiências.
Com respeito ao valor encontrado para a amostra do comprimido de
Aspirina®, concluiu-se que fora obtido considerando os métodos corretos de análise,
estando dentro do padrão previsto e estipulado pela Bayer S.A., empresa fabricante,
tendo um erro relativo de -3,34%, ou seja, muito próximo de verdadeiro. Além disso,
constatou-se a efetividade do método de Espectrofotometria de Absorção Molecular
para os compostos orgânicos com alta e baixa absortividade molar.
No que diz respeito à amostra de antianêmico Sulferbel® da empresa Belfar
LTDA., obteve-se uma concentração abaixo do estipulado, sendo que fora
considerado os motivos relacionados às reações químicas que puderam ocorrer com
o analito. Além disso, pode se considerar a respeito deste baixo valor obtido, um
erro da empresa fabricante, tendo uma concentração superior ou inferior ao descrito
na bula do medicamento. Isto pode ser caracterizado como responsabilidade do
produtor, segundo Lei n.º 8.078, de 11 de setembro de 1990, Código de Proteção e
Defesa do Consumidor, que diz:
“Art. 12. O fabricante, o produtor, o construtor, nacional ou estrangeiro, e o
importador respondem independentemente da existência de culpa, pela reparação
dos danos causados aos consumidores por defeitos decorrentes de projeto,
fabricação, construção, montagem, fórmulas, manipulação, apresentação ou
acondicionamento de seus produtos, bem como por informações insuficientes ou
inadequadas sobre sua utilização e riscos.”
27
6. BIBLIOGRAFIA
1. SKOOG, D. A. Fundamentos de química analítica. [et al.]; [tradução Marco Grassi; revisão
técnica Celio Pasquini]. – [8. Reimpr. da 1. ed. de 2006.] – São Paulo: Cengage Learning, 2013.
1124p. Capítulos 24-26.
2. MEEHAN, E. J., in Treatise on Analytical Chemistry, 2 ed., Parte I, v. 7, Capítulo 2, ELVING, P.J.;
MEEHAN, E. J. e KOLTHOOF, I. M., Eds. Nova York: Wiley, 1981; Techniques in Visible and
Ultraviolet Spectrometry, v. 1, BURGESS, C. e KNOWLES, A., Eds., Nova York: Chapman and Hall,
1981; INGLE, J. D., JR., e CROUCH, S. R., Spectrochemical Analysis, Capítulos 12-14. Upper Saddle
River, NJ: Prentice-Hall, 1988.
3. Brasil Escola. Ácido Acetilsalicílico (AAS). Disponível em
<http://www.brasilescola.com/quimica/Acido-acetilsalicilico-aas.htm>. Data de acesso: 28 de nov.
2013.
4. MedicinaNET. Antianêmicos. Disponível em
<http://www.medicinanet.com.br/conteudos/biblioteca/3286/antianemicos.htm>. Data de acesso: 28
de nov. 2013.
5. OETTERER, M. Fundamentos de ciência e tecnologia de alimentos. – Barueri, SP : Manole,
2006. Página 291.
6. Departamento de Química – UFJF. Otimização de um método espectrofotométrico para
quantificação de Ferro. Disponível em < http://www.ufjf.br/nupis/files/2012/03/Apostila.pdf>. Data de
acesso: 29 de nov. 2013.
AMÉRICO, M. A.; MOSSIN, S. A. G. e NISHIYAMA, P. Perfil de Fármacos por espectrofotometria
no ultravioleta. Disponível em < http://www.sbac.org.br/pt/pdfs/rbac/rbac_40_04/03.pdf>. Data de
acesso: 29 de nov. 2013.
LUZIA, D. M. M. e JORGE, N. Atividade antioxidante do extrato de sementes de limão (Citrus
limon) adicionado ao óleo de soja em teste de estocagem acelerada. Disponível em <
http://www.scielo.br/scielo.php?pid=S0100-40422009000400022&script=sci_arttext>. Data de acesso:
29 de nov. 2013.
Planejamento de Aula – Klauss Engelmann
28
7. ANEXOS
7.1 ANEXO A
29
