Baixe Determinação espectrofotométrica de ferro em amostras de suplemento alimentar e outras Notas de estudo em PDF para Geografia, somente na Docsity! Fundação Universidade Federal do Vale do São Francisco Colegiado de Engenharia Agrícola e Ambiental Experimento nº 6 Determinação espectrofotométrica de ferro em amostras de suplemento alimentar Thiago Silva Maia Química Analítica Turma AA Docente: Fernanda Anjos Juazeiro – Bahia 2010 Determinação espectrofotométrica de ferro em amostras de suplemento alimentar 1 – Introdução 1 “Os métodos espectrofotométricos abrangem um grupo de métodos analíticos baseados na espectroscopia atômica e molecular. A espectrofotometria e os métodos espectrofotométricos se referem à medidas das intensidades de radiação, usando transdutores fotoelétricos ou outros dispositivos eletrônicos”. A espectrofotometria baseia-se, portanto, na absorção da radiação nos comprimentos de onda que corresponde a uma gama de comprimentos de onda que vai desde o ultravioleta ao infravermelho no espectro da radiação eletromagnética. O espectro visível está contido essencialmente na zona entre 400 e 800 nm. Um espectrofotômetro é um aparelho que faz passar um feixe de luz monocromática através de uma solução, e mede a quantidade de luz que foi absorvida por essa solução. Usando um prisma o aparelho separa a luz em feixes com diferentes comprimentos de onda. Pode-se assim fazer passar através da amostra um feixe de luz monocromática (de um único comprimento de onda, ou quase). O espectrofotômetro permite-nos saber que quantidade de luz é absorvida a cada comprimento de onda. A absorção da luz depende de dois princípios, o primeiro é que a absorção será tanto maior quanto mais concentrada for à solução por ela atravessada, e o segundo princípio baseia-se no fato de que a absorção da luz é tanto maior quanto maior for à distância percorrida pelo feixe luminoso através das amostras. Estes princípios são unidos por meio da lei de Beer-Lambert: A = εBC, onde A é absorbância, ε é a absortividade molar em unidades de L mol-1 cm-1, B é o comprimento do caminho da amostra e C é a concentração do elemento que absorve, na solução, expressado em mol L-1. Para a análise de ferro, podem-se utilizar vários métodos, dentre eles o da fenantrolina e o do tiocianato. Quando houver problemas de estabilidade da solução, deve-se utilizar, por exemplo, ácidos fortes, como HCl, para suprimir a hidrólise do Fé (III) a Fe (II). Alguns metais como prata, cobre, níquel, cobalto, molibdênio, titânio, urânio, mercúrio, zinco, cádmio e bismuto devem ser eliminados, pois podem interferir. complexado no comprimido é libertado por tratamento com ácido clorídrico. O excesso de ácido é neutralizado com acetato de amônio, age como um tampão na solução; esta é constituída, usualmente, por soluções que contém um acido fraco e o seu sal de sódio ou de potássio, ou por uma base fraca B e o seu sal (BH+). A 1-10-fenantrolina (C12H8N2) é um ligante bidentado (são os mais comuns entre os polidentados) usado como agente quelante para íons metálicos. O Fe (II) reage com a 1-10-fenantrolina em uma estequiometria 1:3 como pode ser visto na figura 1: N N Fe N N N N N N FeSO4+3 2+ SO4 2- FeSO4.7H2O + 3(C12H8N2) F 0 E 0 FeSO4(C12H8N2)2+3 + SO2-4 + 7H2O 2 (O ferro ferroso é melhor absorvido do que o ferro na sua forma férrica. A absorção deste é muito limitada. Alguns elementos químicos como o ácido ascórbico pode transformar o ferro férrico em ferroso, aumentando assim sua absorção). Para determinar o teor de ferro, reduz-se o ferro (III) a ferro (II) com ácido ascórbico. O ferro (II) reage com a ortofenantrolina formando um complexo. O complexo formado apresenta cor alaranjada, que pode ser facilmente medida pelo espectrofotômetro e é relacionada à concentração de ferro (II) na amostra. A intensidade da cor é independente da acidez do meio no intervalo de pH de 2 a 9, mas o pH é mantido enre 2,5 e 4,5 para garantir que todo o Fe3+ seja reduzido a Fe 2+. 3 A absortividade molar é preferível quando se deseja comparar quantitativamente a absorção de várias substâncias. Analisando-se a lei de Beer, percebe-se que quanto maior o valor de ε, maior será a taxa de absorção observada e mais sensível o método espectrofotométrico. Esta é a razão pela qual, idealmente, procura-se trabalhar com uma radiação monocromática, sempre que possível, correspondente ao máximo de absorção da espécie a ser determinada. O gráfico abaixo mostra a relação entre a absorbância e a concentração em mol/L das amostras contendo Fe (II). Concentr ação mol/L 0,124 0,248 0,5 1 1,5 2 absorbân cia 0,022 0,029 0,083 0,171 0,253 0,342 A = εBC, onde após a linearização pelo método dos mínimos quadrados, teremos uma equação da reta (y = ax + b) onde, a absorbância é representada por y, a concentração é representada por x, o coeficiente de absortividade molar, utilizando uma cubeta com caminho óptico de 10mm, é representado por a. O termo b da equação, mostra que na regressão linear, a reta obtida não passa através do ponto (0,0). As concentrações de Fe nas amostras foram: y = 0,1735x - 0,0053 Amostra 1 F 0 E 0 0,022 = 0,1735x - 0,0053 F 0 E 0 x = 0,16 mg/L Amostra 2 F 0 E 0 0,029 = 0,1735x - 0,0053 F 0 E 0 x = 0,20 mg/l Amostra 3 F 0 E 0 0,083 = 0,1735x - 0,0053 F 0 E 0 x = 0,50 mg/L Amostra 4 F 0 E 0 0,171 = 0,1735x - 0,0053 F 0 E 0 x = 1,02 mg/L Amostra 5 F 0 E 0 0,253 = 0,1735x - 0,0053 F 0 E 0 x = 1,5 mg/L Amostra 6 F 0 E 0 ,342 = 0,1735x - 0,0053 F 0 E 0 x = 2 mg/L Média das concentrações de Fe: 0,89 mg/L desvio padrão: ±0,74 Quanto mais ferro na amostra, mais forte fica a coloração alaranjada. Cada comprimido pesa em média 110 mg. Cada comprimido apresenta 60 mg de Fe, segundo a embalagem do produto. y = 0,1735x - 0,0053 0,89 = 0,1735x – 0,0053 x = 5,2 mg/L 110 mg ------- 60 mg de Fe x = 9,5 mg 110/9,5 = 11,6 X ------- 5,2 mg de Fe 5,2 x 11,6 = 60,32 mg de Fe/comprimido A quantidade de ferro obtida no experimento foi a mesma apresentada pelo fabricante do produto, que foi de 60 mg de ferro por comprimido. Nas amostras nos balões volumétricos de 50 mL, a absorbância obtida na amostra que conteve 1 mL da solução com o Fe diluído no HCl foi de 0,112, o que implica uma concentração de Fe igual a: 0,112 = 0,1735x - 0,0053 F 0 E 0 x = 0,68 mg/L. Já na amostra com 2 mL da solução, a concentração foi: 0,176 = 0,1735x - 0,0053 F 0 E 0 x = 1,04 mg/L. É importante seguir a seqüência exata das substâncias adicionadas durante o experimento (ácido ascórbico, ortofenentrolina e o acetado de amônio). Caso contrário, os resultados não serão os desejáveis. Na preparação da solução padrão de Fe2+ deve ser adicionado HCl concentrado e, se possível, até colocar um fio de ferro para garantir a estabilidade desta solução por um período maior de tempo. A solução de ácido ascórbico deve ser preparada na altura de ser usada, devido ao fato de ser uma solução pouco estável. As medições de absorbância das soluções deve ser feitas utilizando sempre a mesma célula de absorção, garantindo assim as mesmas condições de análise. 4 – Conclusão Os métodos espectroscópicos baseiam-se na absorção e/ou emissão de radiação eletromagnética por muitas moléculas, quando os seus elétrons se movimentam entre níveis energéticos. A espectrofotometria baseia-se na absorção da radiação nos comprimentos de onda entre o ultravioleta e o infravermelho. A quantidade de Fe obtida no experimento foi condizente com o apresentado na informação nutricional do produto, e foi de 60 mg/L 5 – Referências bibliográficas 1,3 SKOOG, Douglas A; HOLLER, F. James; NIEMAN, Timothy A.. Princípios de analise instrumental. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2002. 836 p. 2 DOUGLAS, C.R. Necessidades minerais. In: Tratado de fisiologia aplicado à nutrição. 1ed. Robe. São Paulo, 2002. cap. 7, p. 136-137. 6 – Questões