UNIVERSIDAD NACIONAL DE SAN AGUSTIN

FACULTAD DE INGENIERIA DE PROCESOS

ESCUELA PROFESIONAL DE INGENIERIA QUIMICA

LABORATORIO DE ANALISIS INSTRUMENTAL 2

TEMA: ESPECTROFOTOMETRIA UV VISIBLE “DETERMINACION DE HIERRO”

Turno:

Marte de 7:00am a 10:00am

ELABORADO POR:

Ronald Harol Gutiérrez Teves

CUI:

20060732

Arequipa 2015

ESPECTROFOTOMETRIA UV VISIBLE “DETERMINACION DE HIERRO”

1.- OBJETIVO

- Determinar la concentración de Fierro en lentejita mediante un método espectrofotométrico (complejo Hierro-Ortofenantrolina).

- Comparar los resultados obtenidos por método espectrofotométrico y obtener la curva de calibracion que relaciona la Absorbancia con la Longitud de Onda.

2.- DESCRIPCION TEORICO – PRACTICA:

2.1.- ESPECTROFOTOMETRIA UV VISIBLE

Métodos fisicoquímicos o instrumentales

- En el análisis fisicoquímico se utilizan las interacciones energía materia para efectuar la cuantificación o cualificación del analíto (valoraciones instrumentales). Toda vez que para llevar a cabo experimentalmente las interacciones energía materia se requiere de instrumentación más sofisticada que aquella usada en los métodos químicos, suele llamarse a los métodos fisicoquímicos métodos instrumentales de análisis.

- En esta interacción energía-materia se utiliza un instrumento para medir una propiedad fisicoquímica del sistema objeto de análisis.Así tenemos, por ejemplo:

Métodos Potenciométricos: estos miden una diferencia de potencial causada por el analíto. Aquí la variable en estudio es la variación del potencial de un electrodo en presencia de una especie química cuya concentración va variando. Utilizándose un POTENCIOMETRO.

Métodos colorimétricos: aquí se mide la intensidad de color que tiene una sustancia química relacionada con el analíto, también se mide la absorción de luz en ciertas longitudes de onda del campo visible, esta absorción está relacionada con la concentración de interés. Utilizándose un COLORIMETRO.

Métodos espectroscópicos: basados en la interacción de una muestra con diferentes longitudes de onda de energía radiante; a este grupo pertenecen la espectroscopia de absorción atómica, espectroscopia ultra violeta – visible, espectroscopia infrarroja y espectroscopia de resonancia magnética nuclear(RMN). Utilizándose ESPECTROFOTOMETROS.

Métodos cromatográficos: estrictamente es un método de separación de mezclas complejas, por arrastre de una fase móvil a través de una fase fija. Por medio de patrones preestablecidos se puede cuantificar la presencia de un analíto. Utilizándose CROMATÓGRAFOS.

Espectrofotometria

La espectrofotometría UV-visible es una técnica analítica que permite determinar la concentración de un compuesto en solución. Se basa en que las moléculas absorben las radiaciones electromagnéticas y a su vez que la cantidad de luz absorbida depende de forma lineal de la concentración. Para hacer este tipo de medidas se emplea un espectrofotómetro, en el que se puede seleccionar la longitud de onda de la luz que pasa por una solución y medir la cantidad de luz absorbida por la misma.

En espectroscopía el término luz no sólo se aplica a la forma visible de radiación electromagnética, sino también a las formas UV e IR, que son invisibles. En espectrofotometría de absorbancia se utilizan las regiones del ultravioleta (UV cercano, de 195-400 nm) y el visible (400-780 nm).

La región UV se define como el rango de longitudes de onda de 195 a 400 nm. Es una región de energía muy alta. Provoca daño al ojo humano, así como quemadura común. Los compuestos con dobles enlaces aislados, triples enlaces, enlaces peptídicos, sistemas aromáticos, grupos carbonilos y otros heteroátomos tienen su máxima absorbancia en la región UV, por lo que éstaes muy importante para la determinación cualitativa y cuantitativa de compuestos orgánicos. Diversos factores -como pH, concentración de sal y el disolvente- que alteran la carga de las moléculas, provocan desplazamientos de los espectros UV. La fuente de radiación ultravioleta es una lámpara de deuterio. En la región visible apreciamos el color visible de una solución y que corresponde a las longitudes de onda de luz que transmite, no que absorbe. El color que absorbe es el complementario del color que transmite. Por tanto, para realizar mediciones de absorción es necesario utilizar la longitud de onda en la que absorbe luz la solución coloreada. La fuente de radiación visible suele ser una lámpara de tungsteno y no proporciona suficiente energía por debajo de 320 nm.

Transmitancia y absorbancia

Cuando un rayo de luz de una determinada longitud de onda de intensidad el incide perpendicularmente sobre una disolución de un compuesto químico que absorbe luz o cromóforo, el compuesto absorberá una parte de la radiación incidente (Io) y dejará pasar el resto (It), de forma que se cumple:

Io = Ia + It

La Transmitancia (T) de una sustancia en solución es la relación entre la cantidad de luz transmitida que llega al detector una vez que ha atravesado la muestra, It, y la cantidad de luz que incidió sobre ella, I, y se representa normalmente en tanto por ciento:

% T = It/Ioo x 100

La Transmitancia nos da una medida física de la relación de intensidad incidente y transmitida al pasar por la muestra. La relación entre %T y la concentración no es lineal, pero asume una relación logarítmica inversa.

La Absorbancia (A) es un concepto más relacionado con la muestra puesto que nos indica la cantidad de luz absorbida por la misma, y se define como el logaritmo de 1/T, en consecuencia:

A = log 1/T = -log T = -log I

Cuando la intensidad incidente y transmitida son iguales (Io = It), la Transmitancia es del 100% e indica que la muestra no absorbe a una determinada longitud de onda, y entonces A tiene un valor de: log 1 = 0.

La cantidad de luz absorbida dependerá de la distancia que atraviesa la luz a través de la solución del cromóforo y de la concentración de éste.

Ley de Lambert-Beer

Esta ley expresa la relación entre absorbancia de luz monocromática (de longitud de onda fija) y concentración de un cromóforo en solución:

A = log I/Io = e·c·l

La absorbancia de una solución es directamente proporcional a su concentración (a mayor número de moléculas mayor interacción de la luz con ellas); también depende de la distancia que recorre la luz por la solución (a igual concentración, cuanto mayor distancia recorre la luz por la muestra más moléculas se encontrará); y, por último, depende de e, una constante deproporcionalidad (denominada coeficiente de extinción) que es específica de cada cromóforo. Como A es adimensional, las dimensiones de e dependen de las de c y l. La segunda magnitud (l) se expresa siempre en cm mientras que la primera (c) se hace, siempre que sea posible, en M, con lo que las dimensiones de e resultan ser M-1cm-1.

Este coeficiente así expresado, en términos de unidades de concentración molar (o un submúltiplo apropiado), se denomina coeficiente de extinción molar (eM). Cuando, por desconocerse el peso molecular del soluto, la concentración de la disolución se expresa en otras unidades distintas de M, por ejemplo, g·L-1, las dimensiones de e resultan ser distintas, por ejemplo, g-1·L·cm-1, y al coeficiente así expresado se denomina coeficiente de extinción específico (e).

La ley de Lambert-Beer se cumple para soluciones diluidas; para valores de c altos, e varía con la concentración, debido a fenómenos de dispersión de la luz, agregación de moléculas, cambios del medio, etc.

Instrumentación para la medición de absorbancias de la luz visible y ultravioleta: espectrofotómetro UV-visible

La medición de absorbancia de la luz por las moléculas se realiza en unos aparatos llamados espectrofotómetros. Aunque pueden variar en diseño, en especial con la incorporación de ordenadores para el análisis de datos, todos los espectrofotómetros constan, según se indica en la figura, de: 1. Una fuente de energía radiante: lámpara de deuterio y tungsteno.2. Un monocromador para la selección de radiaciones de una determinada longitud de onda: filtros, prismas, redes de difracción.3. Un compartimento donde se aloja un recipiente transparente (cubetas o tubos) que contenga la muestra Pueden ser de vidrio, cuarzo o plástico transparente. Para medir en UV se deben usar las de cuarzo o sílice fundido, porque el vidrio no transmite la radiación UV. 4. Un detector de luz y un amplificador convertidor de las señales luminosas en señales eléctricas. 5. Un registrador o sistema de lectura de datos.

Desde el punto de vista operativo, el primer paso es seleccionar la fuente de luz y longitud de onda a la que se va a realizar la medida. Hay espectrofotómetros de un solo haz (con una sola celdilla para alojar la cubeta con la muestra) y de doble haz (con dos celdillas para dos cubetas); en nuestro caso se trabajará con los de un solo haz. Se mide primero la absorbancia del disolvente (conocido como blanco) y al que se le asigna el valor de cero mediante el ajuste del mando, de forma que la intensidad incidente y transmitida sean iguales (Io = I), y por tanto la absorbancia es cero. A continuación, se pone en la celdilla la cubeta con la muestra y se lee la absorbancia de ésta.

2.2.- DETERMINACION DE FIERRO 3+

Fundamento Teórico

Uno de los primeros análisis colorimétricos fue el método Nessler para el amoniaco en 1856, Nessler observo que cuando se añadía una solución alcalina de HgI2 a una disolución de amoniaco, se producía un coloide amarillo o pardo rojizo, dependiendo de la concentración de amoniaco. Para determinar la concentración, se utilizó la comparación del color de la muestra

con la de una serie de patrones, los colores se comparaban mirando los tubos que los contenían desde arriba, y estos estaban colocados en una gradilla con iluminada. La colorimetría en que una muestra absorbe luz visible, es un ejemplo del análisis espectrofotométrico.

A finales del siglo XIX la espectrofotometría se limitaba a la absorción, emisión y dispersión de la radiación electromagnética visible, ultravioleta e infrarrojo. Durante el siglo XX, el método se fue ampliando para incluir otras formas de radiación electromagnéticas como los rayos X, las microondas y las ondas de radio, así como partículas de energía tales como los electrones y los iones.

Diagrama de curva de calibración del complejo Fierro-Ortofenantrolina

Determinación simultanea de Fierro 3+, en primer lugar y luego como presencia negativa de Fierro 2+.

3.- PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

3.1.- Pesar aproximadamente 5 gramos de la muestra.

3.2.- Tarar el crisol.

3.3.- Calcinar la muestra a 550 °C.

3.4.- Retirar la muestra, enfriar y agregarle 5 - 10ml de Ácido Clorhídrico (HCl 1:1). Calentar la muestra con el ácido suavemente para ayudar a la disgregación.

3.5.- Pasar a un vaso de precipitados, lavando con agua lo que quede en el crisol, luego llevar a ebullición el contenido del vaso hasta reducir a la mitad del volumen.

3.6.- Filtrar si es necesario y enrazar en una fiola de 100ml.

3.7.- Preparar el Stock de Fierro de 200ppm, con sulfato ferroso y amonio, pesar 0.7021 gramos y disolver con agua destilada en una fiola de 500ml.

3.8.- Preparar los estándares de 2, 4, 6ppm de Fierro en 100ml cada uno a partir del stock preparado.

3.9.-Extraer 10ml del stock de Fierro y verterlo en un vaso de precipitado y agregar 0.5ml de Acetato de Sodio, al 5%, 1.0ml de clorhidrato de hidroxilamina al 1%, 1ml de ortofenantrolina al 0.1% y verificar el pH que este aproximadamente a 3.5 en caso de no estar, regular agregando gota a gota de acetato de sodio, contando el número de gotas.

3.10.- Preparar el blanco de la siguiente manera:

10ml. De agua destilada. 0.5ml. de acetato de sodio. 1ml. De clorhidrato de hidroxilamina. 1ml de Ortofenantrolina.

3.11.- Preparar la curva de calibración con los estándares de 2, 4, y 6 ppm. Leyendo a una absorbancia de 508nm, de la siguiente manera:

3.12.- De cada estándar extraer 10ml verterlo a un tubo de ensayo y a cada uno de ellos agregar:

0.5ml de acetato de sodio más el volumen (gotas) de acetato de sodio, que fueron necesarios para llegar al pH = 3.5, en la prueba del paso 3.9.

1ml de clorhidrato de hidroxilamina. 1ml de ortofenantrolina. Dejar en reposo durante 10 minutos y efectuar las lecturas.

9.13.- Tomar 10ml de la muestra y verterlo a un vaso de precipitado y agregar 0.5ml de acetato de sodio, 1ml de clorhidrato de hidroxilamina, 1ml de ortofenantrolina, verificar el pH que este aproximadamente a 3.5 en caso de no estar, regular agregando gota a gota de acetato de sodio, contando el número de gotas.

9.14.- Tomar 10ml de la muestra y agregar:

0.5ml de acetato de sodio más el volumen utilizado para regular el pH. 1ml de clorhidrato de hidroxilamina. 1ml de ortofenantrolina. Dejar en reposo durante 10 minutos y efectuar la lectura de absorbancia a la misma

longitud de onda.

9.15.- Expresar los resultados en mg de Hierro /100g de muestra. Realizando el cálculo mediante la curva de calibración, por regresión lineal y mediante la expresión A=Ebc.

4.- OBTENCION Y PROCESEAMIENTO DE DATOS

TABLA 1: Lectura de absorbancias a 508nm.Nombre de la Muestra Concentración Absorbancia

Blanco 0 0Muestra ? 0.016

Estándar 1 2 ppm 0.183Estándar 2 4 ppm 0.231Estándar 3 6 ppm 0.392

4.1.- Conversión de unidades de ppm a mol/L. (Peso Molecular del Fierro: 55.85 g/mol.)

Para el estándar 1, concentración 2ppm:

2ppm = 2mg/L = 0.002g/L C1=0.002 g/L55.85g /mol = 3.58x10-5 mol/L.

Para el estándar 2, concentración 4ppm:

4ppm = 4mg/L = 0.004g/L C2=0.004 g/L55.85g /mol = 7.16x10-5 mol/L.

Para el estándar 3, concentración 6ppm:

6ppm = 6mg/L = 0.006g/L C3=0.006 g/L55.85g /mol = 10.74x10-5 mol/L.

Aplicación de la ley dé Lambert y Beer

ε= Acb… (a )c= A

εb…(b)

Donde:

C = Concentración (mol/L).A = Absorbancia.b = Trayecto de celda (cm).ε = Absortividad molar especifica.

Determinación de la Absortividad molar especifica

ε 1=0.183

(3.58 x10−5mol /L) x2.54 cm = 2012.49 L/mol cm

ε 2=0.183

(7.16 x10−5mol /L) x2.54 cm = 1006.25 L/mol cm

ε 2=0.183

(10.74 x10−5mol/L)x 2.54cm = 670.83 L/mol cm

TABLA 2. Ley de Lambert y Beer (incompleta)Estándar nombre

de la muestraC

(ppm)C

(mol/L)Absorbancia ε (Absortividad molar

especifica)Blanco 0 0 0 0

Muestra ? ? 0.016 ?Estándar 1 2 ppm 3.58x10-5 0.183 2012.49Estándar 2 4 ppm 7.16x10-5 0.231 1006.25Estándar 3 6 ppm 10.74x10-5 0.392 670.83

Curva de calibración:

Con los datos de la tabla 2 (Concentración en mol/L y Absorbancia) generamos nuestra curva.

Por regresión lineal obtenemos nuestra ecuación y reemplazando en ella hallamos el valor de concentración de nuestra muestra problema:

Y = 3419*X + 0.0179Y = 0.016

X= 0.0179– 0.0160

3419 = 5.557x10-7mol/L

Convirtiendo la concentración a mg/L:

5.557x10-7mol/L x 55.85g/mol x 1000mg/g = 0.031 mg/L de Fe = 0.031ppm de Fe.

Ahora se puede completar la tabla 2:

TABLA 3: Ley de Lambert y Beer (Completa)Estándar

nombre de la muestra

C(ppm)

C(mol/L)

Absorbancia ε (Absortividad

molar especifica)

Blanco 0 0 0 0Muestra 0.031 ppm 5.557x10-7 0.016 129838.1

Estándar 1 2 ppm 3.58x10-5 0.183 2012.49Estándar 2 4 ppm 7.16x10-5 0.231 1006.25Estándar 3 6 ppm 10.74x10-5 0.392 670.83

La muestra inicial se toma de 5g de lentejas, en el procedimiento experimental (paso 3.6) se diluyó la muestra en 100ml y (paso 9.13) se tomó 10ml de esta muestra en solución. Tomando esto en consideración se procede a determinar la concentración de Fierro en 100g de lenteja, de la siguiente forma:

0.031mg /Lde Fe x 10010

= 0.31mgFe5 gde Lenteja

x100=6.2 mgFe100 g Lenteja

5.- CONCLUSIONES

Se puede afirmar que existe una relación directamente proporcional entre la absorbancia y la concentración, y además una relación inversamente proporcional entre la absorbancia y la Absortividad molar especifica.

Se demostró que tanto por curva de calibración (espectrofotómetro), como por la Ley de Lambert y Beer se obtienen valores de concentración semejantes.

La concentración de Fierro en lentejas es de aproximadamente 6 mg/100g de Lenteja. Este valor está un poco alejado del bibliográfico (3.5mg/100g de Lenteja), debido a inconvenientes en el procedimiento experimental, como el exceso al agregar acetato de sodio incluso como sal solida no contemplado en el procedimiento experimental original.