UNIVERSIDADE FEDERAL DO MARANHÃO - UFMA

CENTRO DE CIÊNCIAS BIOLÓGICAS E DA SAÚDE - CCBS

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA - DEQUI

CURSO DE FARMÁCIA

PROFª SÔNIA TANAKA

RELATÓRIOS (PRÁTICA I E II)

São Luís – MA

2012

GILCILENE MOURA MORAIS

FA10237-09

RELATÓRIOS (PRÁTICA I E II)

Relatórios apresentados à disciplina

de Análise Instrumental, do curso

de Farmácia da Universidade

Federal do Maranhão - UFMA.

Disciplinaesta ministrada pela Profª

Dra. Sônia Tanaka.

São Luís - MA2012

RELATÓRIO I: Aplicação da Lei de Beer para uma solução de CrCl3

1. INTRODUÇÃO

A espectroscopia de absorção molecular está baseada na medida da

transmitância T ou absorbância A de soluções contidas em células transparentes tendo

um caminho óptico de b cm, afirma Skoog, em Princípios de Análise Instrumental. De

forma comum, a concentração C de um analito absorvente está relacionada linearmente

à absorbância, conforme representado pela equação:

A lei de Beer é bem sucedida ao descrever o comportamento da absorção de

soluções com concentrações relativamente baixas (usualmente < 0,01 M). Em

concentrações 0,01 mol. L-1 a distância média entre as moléculas responsáveis pela

absorção diminui, podendo alterar a capacidade das moléculas de absorver um

determinado comprimento de onda da radiação. Como a extensão da interação depende

da concentração, isso pode causar um desvio da linearidade entre absorbância e

concentração.

Neste experimento a lei de Beer pode ser claramente demonstrada obtendo-

se as absorbâncias de solução diluídas de uma espécie absorvente, em diferentes

concentrações. Para isso será utilizado um espectrofotômetro que seja sensível à região

do visível do espectro.

O espectrofotômetro utilizado nesta prática é de feixe simples, seu

funcionamento pode ser observado no esquema a seguir:

Imagem I:Esquema

óptico de um espectrofotômetro de UV com feixe simples

A= log (1/T)= -log T = a.b.c

2. OBJETIVOS

Obter um espectro de Absorção da solução de CrCl3. Obter uma curva de calibração com base na absorção molecular da solução de

CrCl3em diferentes concentrações. Determinar a concentração de uma amostra a partir da absorbância.

3. MATERIAIS E REAGENTES

Espectrofotômetro - Marca: Cary; Modelo: 50 conc – UV-visible Spectrophotomer

(Imagem em anexo);

Cubeta 1,0 cm;

Solução de CrCl30,05M;

4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

Inicialmente preparou-se uma solução de Cloreto de Cromo III (CrCl3) 0,05

M. Em seguida adicionou-se a cubeta de 1,0 cm água destilada, utilizada como o branco

(padrão) realizou-se a leitura. Posteriormente adicionou-se a cubeta a solução de Cloreto

de Cromo III (CrCl3) com o comprimento de onda 424 a 624 nm. Realizou-se a leitura.

Repetiu-se o procedimento variando o comprimento da onda a cada 20 nm, até 624 nm,

para cada concentração (0,01 M; 0,02 M; 0,03 M; 0,04 M; 0,05 M.).

Adicionou-se também no espectrofotômetro uma amostra de concentração

desconhecida, com intuito de determinar tão concentração.

Anotaram-se os valores das absorbâncias encontradas, e a partir destes

valores elaborou-se uma curva de calibração.

5. RESULTADOS E DISCUSSÕES

Durante a análise repetiu-se a leitura para cada amostra, variando o

comprimento da onda a cada 20 nm. Os resultados obtidos estão mostrados em uma

tabela abaixo:

Tabela I:Leituras realizadas em diferentes comprimentos de onde e suas respectivas

absorbâncias.

Leitura Absorbância Comprimento da onda (nm)

0 0,0968 424,0

1 0,7083 424,0

2 0,6396 444,0

3 0,4290 464,0

4 0,2342 484,0

5 0,1565 504,0

6 0,1741 524,0

7 0,2598 544,0

8 0,3870 564,0

9 0,5062 584,0

10 0,5717 604,0

11 0,5468 624,0

Com base nos dados adquiridos nas análises construiu-se um espectro de

absorção, que traz a relação entre absorbância e comprimento de onda. Este é mostrado

a seguir:

Imagem I:Espectro de absorção: Absorbância x Comprimento de onda (nm)

Uma curva de calibração foi construída a partir dos seguintes dados:

Tabela II:Absorbância em diferentes concentrações.

Padrão Concentração (mol.L-1) Absorbância

1 0,00 0,0001

2 0,01 0,1600

3 0,02 0,2773

4 0,03 0,4142

5 0,04 0,5497

6 0,05 0,6937

Com base nesses dados construiu-se uma curva de calibração, onde pode-se

observar a relação entre absorbância e concentração da amostra em estudo.

Imagem II: Absorbância x Concentração da amostra (mol.L-1)

A partir desta curva pode-se obter o coeficiente de correlação, sendo este

igual a 0.9985.

Determinação da concentração de CrCl3 em uma amostra desconhecida

A partir dos valores encontrados na curva de calibração foi possível a

determinação da concentração da amostra. Sendo que absorbância Aequivale a 14,6567,

e o coeficiente angular equivale a 0,00019 pode-se determinar a concentração pela

seguinte equação:

y=a+bx

Absorbância=14.6567 xConcentração+0,00019

0,3257=14.6567 xConcentração+0,00019

Concentração= 0,325714,6567

Concentração=0,0222mol . L−1

A concentração encontrada foi 0,0222 mol.L-1, dessa forma pode-se afirmar

que encontra-se dentro da reta.

O comprimento da onda foi escolhido para determinar a concentração da

amostra desconhecida, isso se deu pelo fato de haver uma relação linear entre a

concentração da substância e o comprimento de onda observado (λ). Para que a

concentração possa ser determinada dessa forma é necessário que absorbância resultante

da amostra esteja contida no intervalo da reta, isso ocorreu neste experimento. Sendo,

portanto, válido a utilização deste para determinação quantitativa do analito.

6. CONCLUSÃO

Na Lei Fundamental de Espectrofotometria, ou Lei de Beer a absorbância é

proporcional à concentração da espécie química absorvente, sendo constante o

comprimento de onda, a espessura atravessada pelo feixe luminoso e demais fatores.

Verifica-se uma relação linear entre absorbância e concentração, e de uma relação

logarítmica entre transmitância e concentração. Os resultados obtidos neste experimento

encontram-se de acordo com a Lei de Beer. Pois observou-se uma relação de

proporcionalidade entre absorbância e concentração. Sendo possível determinação de

concentrações desconhecidas a partir da curva de calibração elabora.

ANEXOS

Imagem 3: Espectrofotômetro

REFERÊNCIAS

LEMOS, A. M.; NOBLE, A. P. SEGAT, H. J. et. All. ESPECTROSCOPIA VISÍVEL E ULTRAVIOLETA. Disponível em: <w3.ufsm.br/piquini/biomol09/ espectroscopia _ UV _ Visivel .doc .> Data de acesso: 22/05/2012.

SANTOS, D. N.; NEVES, G. N.;  BRANCO , R. N. C.  ESPECTROSCOPIA NA REGIÃO DO ULTRAVIOLETA/VISÍVEL. Disponível em: <http://pt.scribd.com/doc/53575282/Espectroscopia-na-Regiao-do-UV-VIS.> Data de acesso: 21/05/2012

SKOOG, D. A.; HOLLER, F. J.; NIEMAN, T. A. Princípio de Análise Instrumental.

São Paulo: Artmed, 2009.

RELATÓRIO II: Determinação dos valores de potencial e número de elétrons do par Fe3+(CN)6

3- / Fe2+(CN)64- por voltametria cíclica.

1. INTRODUÇÃO

A eletroanalítica compreende um grupo de métodos analíticos baseado nas prioridades elétricas (corrente, tensão e resistência) das soluções. São eles: Potenciometria, Coulometria, Voltametria, Condutometria, Eletrogravimetria.

Voltametria é uma técnica eletroanalítica que se baseia nos fenômenos que ocorrem na interface entre a superfície do eletrodo de trabalho e a camada fina de solução adjacente a essa superfície. Onde umpotencial é aplicado entre os dois eletrodos em forma de varredura, isto é, variando-o a uma velocidade constante em função do tempo.O potencial e a corrente resultante são registrados simultaneamente. A curva corrente vs. potencial obtida é chamada de voltamograma. Essa técnica se subdivide em algumas outras, tais como: voltametria cíclica, voltametria de impulsos com amostragem de corrente, voltametria de redissolução anódica e catódica.

Voltametria cíclica é a técnica mais comumente usada para adquirir informações qualitativas sobre processos eletroquímicos. A eficiência desta técnica resulta da sua habilidade de rapidamente fornecer informações sobre a termodinâmica de processos redox, da cinética de reações heterogêneas de transferência de elétrons e sobre reações químicas acopladas a processos adsortivos.

A resposta de corrente de um pequeno eletrodo estacionário em uma solução mantida em repouso é excitada na forma de uma onda triangular, como mostrada na imagem abaixo:

Imagem I:Forma de aplicação do potencial da voltametria cíclica.

A onda triangular produz uma varredura no sentido direto e inverso. Este ciclo é repetido diversas vezes.

Para uma reação reversível, ou seja, uma reação que ocorre com velocidade suficientemente alta para estabelecer um equilíbrio dinâmico na interface, o potencial de redução formal (E0) de um par reversível é centrado entre o potencial do pico anódico e o catódico, ou seja:

E0 = (Epa + Epc)/2

O número (n) de elétrons transferidos na reação de eletrodo para um par reversível pode ser determinado por meio da separação entre os potenciais de picos e é aproximadamente 0,059 V.

Para um sistema reversível, a corrente de pico é descrita pela equação de Randles-Sevcik (varredura direta do primeiro ciclo):

Ip = 2,69x105 n3/2 A D1/2 c v½

Onde:

Ip =corrente de pico (A);

n = número de elétrons;

A = área do eletrodo (cm);

D = coeficiente de difusão (cm2/s);

c = concentração (mol/cm3), v = velocidade de varredura (v/s).

Potenciostato:o sistema potenciostático de três eletrodos é constituído por: (1) fonte:sinal cc variável, bateria ligada em série com resistor variável R; (2) eletrodo de trabalho, eletrodo de referência e eletrodo de suporte; (3) eletrólito de suporte; (4) voltímetro digital resistência elevada (>1011 Ω) – não deixa passar corrente pelo medidor e eletrodo de referência. (5) A corrente flui entre eletrodo de trabalho e eletrodo de suporte. (6) Sinal de corrente resultante é medido em função do potencial aplicado entre eletrodo de trabalho e de referência.

Célula eletroquímica:Três eletrodos imersos em solução contendo o analito e um excesso de eletrólito não reativo (eletrólito suporte).

Esses eletrodos são diferenciados tanto em tipo quanto em função, podendo ser estes:

a) Microeletrodo (de trabalho): onde ocorre a reação de interesse. O microeletrodo é comumente feito de um material inerte, como ouro, platina, carbono, mercúrio. Quando o microeletrodo é constituído de um eletrodo gotejante de mercúrio, a técnica é chamada de polarografia.

b) Eletrodo de referência (geralmente de calomelano saturado ou de Ag / AgCl. Possui potencial conhecido, para ser comparado ao novo potencial da reação.

c) Eletrodo auxiliar: fio enrolado de Pt - conduz eletricidade da fonte para o microeletrodo.

O eletrólito suporte é uma solução de substância iônica cuja concentração costuma ser tipicamente entre 10 a 100 vezes maior que as demais espécies na célula eletroquímica. O eletrólito suporte deve ser eletroinativo na janela de potencial do eletrodo na qual os estudos com o analito de interesse são realizados. Além disto, o eletrólito suporte deve ser neutro, não reagindo com o analito eletroativo ou nenhum de seus subprodutos. Deve ser composto de uma solução de um sal conhecido que serve para medir a condutividade da solução. Alguns eletrólitos de suporte são descritos abaixo:

Ácidos: HCl, H2SO4, H3PO4, etc.

Bases: NaOH, KOH, NH4OH, etc.

Tampões: citrato, fosfato, borato, etc.

Há a necessidade da remoção do oxigênio atmosférico dissolvido nas soluções. Isto porque o O2 é eletroativo e produz duas ondas polarográficas nessa região (catódica). Por isso tem que desaerar a solução pela passagem de um gás inerte, isento de O2. .As técnicas voltamétricas são aplicadas na determinação de elementos eletroativos a nível de traços, apresentando resultados com boas precisão e exatidão.

Este experimento objetiva utilizar a técnica de voltametria cíclica (VC) para determinar os valores de potencial (Ep) e número de elétrons (n) do par FeIII(CN)6

3-/FeII(CN)64-.

2. OBJETIVO

Determinar os valores de potencial de pico do parFeIII(CN)63-/FeII(CN)6

4-

pela técnica de voltametria cíclica;

Observar o comportamento de uma reação de oxi-redução reversível.

3. MATERIAIS E REAGENTES

MATERIAIS REAGENTESCélula eletroquímica Água

Lixa para polimento Solução de K3Fe(CN)6 1,0 mM

Potenciostato Solução de Na2SO4 0,5 mol/L

Nitrogênio gasoso (Inerte)

4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

Inicialmente preparou-se uma solução de K3Fe(CN)61,0 mM em K2SO4,

0,1 mol/L;

Efetuou-se um pré-tratamento da superfície do eletrodo de trabalho

através de um polimento com alumina, lavagem com água e ultra-som;

Preencheu-se a célula eletroquímica com K3Fe(CN)6 até imersão dos

eletrodos;

Desaerou-se a solução com gás inerte (N2) por aproximadamente 10 min;

Durante a desoxigenação, ajustar os parâmetros do equipamento (com

eletrodo de trabalho desconectado): Ei = -100 mV; Ef = +600 mV; direção = negativa

para a positiva; v = 100 mV/s;

Conectou-se o eletrodo de trabalho;

Iniciou-se a varredura para obter o voltamograma cíclico (VC) do par

redox FeIII(CN)63-/FeII(CN)6

4-;

Repetiu-se os experimentos para as velocidades 25, 50, 75, 110mV/s;

Observou-se os resultados e anotou-se.

5. RESULTADOS E DISCUSSÕES

Antes do início da análise realizou-se a desaeração da amostra, com o

intuito de eliminar o oxigênio presente no meio reacional, sendo que este poderia

interferir diretamente no resultado final da análise, dificultando a interpretação dos

dados. Isso se deve ao fato do oxigênio se tratar de uma espécie eletroativa. A amostra

foi desaerada com a utilização do gás nitrogênio, pois este trata-se de uma gás inerte.

Não causando danos as interpretações dos resultados.

Com esta análise foi obtido voltamograma, que mostra as diferenças de

potenciais, como é possível observar a seguir:

Imagem II: Voltamogramacíclico para o par FeIII(CN)63-/FeII(CN)6

4-

Como pode-se observar no voltamograma, as diferenças nas velocidades de reação, à medida que o potencial aplicado aumenta, interferiram diretamente na

corrente, e essa se eleva, formando assim um pico.

A partir da formação do pico, qualquer aumento no potencial gera uma queda da corrente, deixando esse valor bem pequeno, até que haja uma inversão do potencial. Com tal redução no potencial acarreta um decréscimo da corrente a um pico negativo e, posteriormente, para próximo do valor inicial.

A onda observada durante a aplicação do potencial corresponde à onda catódica, que representa graficamente a redução do ferricianeto (FeIII(CN)6

3-) a ferrocianeto (FeII(CN)6

4-), isso se dá na superfície do eletrodo de trabalho.

Quando ocorre a inversão do potencial, ocorre simultaneamente a oxidação do produto (FeII(CN)6

4-), levando a uma onda anódica, que alcançará seu pico negativo máximo, tendendo a diminui até o valor inicial conforme haja o gasto do produto.

6. CONCLUSÃO

Com base nos resultados obtidos nas análises verificou-se que a voltametria

cíclica ilustra uma reação reversível, ou seja, uma reação que ocorre com velocidade

suficientemente alta para estabelecer um equilíbrio dinâmico na interface, o potencial de

redução formal de um par reversível é centrado entre o potencial do pico anódico e o

catódico, que estão devidamente descritas no gráfico acima exibido.

Em suma, a voltametria cíclica é uma técnica eficaz para a identificação

qualitativa e quantitativa de espécies químicas.

REFERÊNCIAS

HARRIS, D. C. Análise Química Quantitativa. 7ª edição. Rio de Janeiro: LTC, 2008.

SKOOG, D. A.; HOLLER, F. J.; NIEMAN, T. A. Princípio de Análise Instrumental.

São Paulo: Artmed, 2009.

UNIVERSIDADE Federal de Juiz de Fora. Métodos Eletroanalíticos: Voltametria.

Disponível em: www.ufjf.br/nupis/files/2011/07/ Voltametria .pdf. Data de acesso:

22/05/2012.