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Para Biologia. Muito bom

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FCTUC-FACULDADE DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIAS DA UC
QUÍMICA ANALÍTICA
Relatório da análise 4
Determinação de ferro numa água natural por
espectrofotometria molecular.
(Amostra A)
Docente responsável: José Matos Caridade da Costa
Grupo 5: Fabio Marins
Marcio Monteiro
Vanessa Nogueira
Erivelton Matias
Prática realizada em 28/11/2011
1
1. Fundamentos teóricos
Esta prática fundamentou-se na determinação do teor de ferro em uma água analisada através
da técnica de espectrofotometria molecular.
A qualidade de uma água é definida por sua composição química, física e bacteriológica. Para o
consumo humano há a necessidade de uma água pura e saudável, isto é, livre de matéria suspensa
visível, cor, gosto e odor, de quaisquer organismos capazes de provocar enfermidades e de quaisquer
substâncias orgânicas ou inorgânicas que possam produzir efeitos fisiológicos prejudiciais.
Dentre as características químicas necessárias está a análise de ferro presente na água.
O ferro encontra-se normalmente na água bruta sob a forma de bicarbonato. Em condições
redutoras, ou na ausência de oxigênio, apresenta-se no estado ferroso, quando exposto à aeração ou
à ação de agentes oxidantes, se oxida ao estado férrico, que quando hidrolizado forma hidróxido
férrico ou óxido férrico hidratado que é insolúvel.
Este produto pode colorir a água, dando uma coloração castanha avermelhada, formar
depósitos sobre superfícies internas de tubulações de água potável e trocadores de calor e depositar
sobre a resina de troca iônica bloqueando a ação das mesmas.
O ferro, muitas vezes associado ao manganês, confere à água um sabor amargo adstringente.
É adotado o limite de 0,3 mg/L para a concentração do ferro, juntamente com o manganês,
nas águas, sugerindo-se concentrações inferiores a 0,1 mg/L.
A concentração de ferro na água pode ser determinada por métodos colorimétricos (ou
espectrofotométricos) utilizando-se substâncias que formam íons complexos coloridos com o íon
ferro.
A espectrofotometria é fundamentada na lei de Lambert-Beer, que é a base matemática para
medidas de absorção de radiação por amostras no estado sólido, líquido ou gasoso. Para medidas de
absorção de radiação em determinado comprimento de onda, tem-se: A= log(Io/I) = bC, onde A é a
absorvância, Io é a intensidade da radiação monocromática que incide na amostra e I é a intensidade
da radiação que emerge da amostra. A absortividade molar () é uma grandeza característica da
espécie absorvente, cuja magnitude depende do comprimento de onda da radiação incidente. O
termo C é a concentração da espécie absorvente e b, a distância percorrida pelo feixe através da
amostra.
Assim, um conjunto de absorvâncias dos vários comprimentos de ondas para um composto
será obtido num espectro de absorção. Uma vez que diferentes substâncias têm diferentes padrões
de absorção podemos determinar e quantificar as diversas substâncias numa amostra por
espectofotometria, sabendo que a quantidade de luz absorvida esta relacionada com a concentração
da substancia.
1.1 – Objetivo
O objetivo do experimento foi determinar o teor de ferro numa amostra de água natural.
2. Resultados e discussão
 Reagentes e Soluções
- Solução-padrão de ferro (III) 500 ppm em ferro, a partir de sulfato férrico amoniacal em meio
1% em ácido sulfúrico
A princípio seguindo o protocolo da nossa aula prática, seria necessário a preparação de uma
solução-padrão de ferro (III) 1000 ppm, a partir do composto sulfato férrico amoniacal -
NH4Fe(SO4)2 12 H2O – em meio 1% em ácido sulfúrico. Mas consultando o professor, foi determinado
para fazermos uma solução-padrão Fe3+
500 ppm e para isso seguem os cálculos abaixo:
2
4,3171 g 1 L
m 0,1 L → m = 0,43171 g NH4Fe(SO4)2 12 H2O
mpesada = 0,4343 g
Portanto, a partir da massa real pesada, encontraremos a concentração real da solução-padrão
de ferro (III).
0,4343 g
x → x = 0,0503004 g Fe = 50,3004 ppm Fe
Como a nossa amostra de ferro não solubilizava, mesmo com adição de ácido sulfúrico
concentrado e aquecimento, o professor aconselhou a deitarmos nossa solução para um balão
volumétrico de 500 mL para melhorar a solubilização referente à solução coloidal que se encontrava
no balão, pois é necessário que a solução esteja completamente homogênea para assim não conter
partículas que possam refletir a radiação incidente na análise, e assim a concentração real da nossa
solução-padrão será:
50,3004 ppm Fe 500 mL
[Fe3+
] 1000 mL → [Fe3+
] = 100,60 ppm
A solução de 1% em ácido sulfúrico foi feita medindo 1 mL para um balão volumétrico de 100
mL.
- Solução de trabalho 20 ppm preparada a partir da solução anterior por diluição em água
Partindo da solução-padrão com sua concentração real, preparamos uma solução de trabalho
20 ppm por diluição com água. Os valores medidos seguem abaixo:
100,60 ppm X V = 20 ppm X 100 mL
V = 19,88 mL solução-padrão ⇒ Vmedido = 20 mL
Com este valor de volume medido da solução-padrão e com sua concentração real, podemos
calcular a concentração real da solução trabalho para um balão volumétrico de 100 mL. Assim temos
o seguinte valor:
100,60 ppm X 20 mL = [Fe3+
] X 100 mL → [Fe3+
] = 20,12 ppm
- Solução de ácido azótico 0,4 N
A nossa solução de ácido azótico 0,4 N foi preparada da seguinte maneira:
1) Transformar normalidade em molaridade por:
HNO3(aq) → H+
(aq) + NO-
3(aq) ⇒ N = 1 X M
Portanto nossa concentração do ácido será 0,4 mol/L.
2) Com a densidade (d = 1,51 g/mL ), foi medido um Vmedido = 1 mL para um balão volumétrico
de 100 mL.
- Solução de persulfato de potássio 2% (p/V)
3
Foi preparada uma solução de 50 mL e portanto para ter 2% (p/V) é necessário uma massa de
1 g. A massa pesada foi de 1,0008 g.
- Solução aquosa de tiocianato de potássio 1,5 M
Preparamos uma solução de 200 mL de tiocianato de potássio através da pesagem de 29,1539
g do seu sal.
 Técnica
Com os dados contidos na Tabela 1 abaixo, foram preparadas seguintes soluções:
Soluções B* I II III IV V A**
Água analisada - - - - - - 70
Padrão de ferro 0 2,5 5,0 7,5 10,0 15,0 -
Sol. Ác. Azótico 4 4 4 4 4 4 4
Sol. Persulfato 2 2 2 2 2 2 2
Sol. Tiocianato 20 20 20 20 20 20 20
Água destilada até perfazer 100 mL
*Branco; **Amostra
Tabela 1 – Valores dos volumes (mL) que constituem as soluções
Mesmo no protocolo da prática não contendo na tabela a adição de ácido azótico, devido a um
erro, o mesmo foi adicionado às soluções, pois o ferro presente na nossa água analisada é convertido
totalmente em Fe (III) através da oxidação previa com persulfato de potássio (forte oxidante)
(Equação 1) em meio de ácido nítrico e assim não ocorre a hidrólise de Fe3+
(Equação 2).
2 Fe2+
+ S2O8
2-
2 Fe3+
+ 2 SO4
2-
Equação 1
Fe3+
+ 3 H2O Fe(OH)3 ↓ + 3 H+
Equação 2
Em seguida a solução é reagida com uma solução de tiocianato de potássio e como o ferro
encontra-se na forma de Fe3+
, formam-se complexos com cor castanhos avermelhados (Figura 1),
onde é descrito pelo tipo [Fe(SCN)n] em que n = 1,….,6.
Figura 1 – Imagem das Soluções Padrões I, II e III, Amostra e Branco, respectivamente
Pela análise das imagens, percebemos que a partir do Padrão I até o V, as soluções apresentam
um aumento na coloração e esse fator está relacionado a maior quantidade em volume da solução
trabalho adicionada; uma das nossas Amostras analisadas possui uma cor muito forte e isso já nos
mostra que se comparada aos padrões provavelmente sera necessário fazer uma diluição para as
4
absorvância estarem nos limites da curva de calibração; e por fim o nosso Branco que não contém o
analito mas sim todos os outros reagentes.
Como os volumes medidos da solução trabalho são distintos, devemos calcular as
concentrações associadas a cada volume utilizado na preparação dos padrões para a calibração da
reta. Portanto na Tabela 2, temos esses novos valores das concentrações da solução trabalho de
ferro (III).
Padrões Volume (mL) [Fe3+
] (ppm)
I 2,5 0,503
II 5,0 1,006
III 7,5 1,509
IV 10,0 2,012
V 15,0 3,018
Tabela 2 – Valores das concentrações da solução trabalho para a calibração
Através dos dados da tabela, percebemos que as concentrações de ferro (III) para a nossa
análise espectrofotométrica são muito baixas (ppm) e isso já é feito pois elas não devem ser muito
concentradas para que dessa forma não absorvam demasiadamente a radiação e assim possa ser
eliminado o perigo da radiação transmitida não suficiente para ser amplificada.
Portanto com todas as soluções preparadas, foram feitas as medidas das absorvâncias em um
espectrofotômetro para região UV-Visível constituído de duas lâmpadas, sendo uma de Deutério que
emite radiação na região UV e a outra de Tungstênio, que emite radiação na região do Visível e ele é
de duplo-feixe, onde as medidas foram feita para o comprimento de onda no valor de 475 nm.
Abaixo segue um esquema geral dos principais componentes de um espectrofotômetro.
Os valores encontrados para os Padrões e para o Branco seguem na Tabela 3 abaixo.
Como o Branco não tem nenhum padrão do ferro, a curva de calibração é traçada somente
com os valores obtidos nos Padrões (Tabela 4) e que é mostrada no Gráfico 1.
Soluções B I II III IV V
[Fe (III)] (ppm) 0 0,503 1,006 1,509 2,012 3,018
Absorvância 0 0,079 0,172 0,265 0,355 0,535
Tabela 3 – Valores das absorvâncias com as concentrações para os Padrões e para o Branco
Soluções I II III IV V
[Fe (III)] (ppm) 0,503 1,006 1,509 2,012 3,018
Absorvância 0,079 0,172 0,265 0,355 0,535
Tabela 4 – Valores das absorvâncias em função das concentrações para os Padrões
Fontes de radiação Monocromador Compartimento
Amostra/padrão
Sistema detector
Dispositivo de
processamentos de
dados
5
Gráfico 1 – Absorvância em função da Concentração de ferro (III) para os Padrões
Do nosso gráfico, podemos tirar que a curva de calibração é y = 0,1812x – 0,0104 e nosso R2
(coeficiente de correlação) = 0,9999, ou seja, muito próximo de 1 que indica que todos os pontos
estão muito próximo da melhor reta possível, prevista pela análise dos mínimos quadrados. Pela
curva temos que nosso y = Absorvância e nosso x = [Fe3+
] e observamos que mesmo com o aumento
das concentrações de ferro (III), não foi necessária a exclusão de nenhum dos pontos, pois eles se
mantiveram sempre na relação linear que era previsto. Como utilizamos o mesmo analito e a mesma
célula, respectivamente  (absortividade molar) e b (espessura da célula) são constantes, assim a Lei
de Beer-Lambert pode ser representada por A = KC, onde K é uma constante derivada das duas
variáveis que permaneceram constantes durante a análise. Mas pela nossa curva de calibração,
notamos que essa relação não é mantida, pois senão ao passar pelo x = 0 o nosso y seria igual a 0 e
isso não é provado pela equação. Isto ocorre porque experimentalmente a reta passa acima ou
abaixo do nosso zero, devido a erros experimentais cometidos em laboratório.
Quando fizemos a análise espectrofotométrica, o instrumento possibilitava a utilização tanto
de Absorvância quanto de Transmitância, mas como a concentração é uma relação linear com a
absorvância e diferentemente da relação exponencial entre a concentração e a transmitância, assim
fica mais fácil de analisarmos os resultados e encontrarmos a concentração de ferro (III), por isso foi
utilizado a absorvância.
- Determinação da concentração de ferro na água natural
Nas medidas espectrofotométricas feitas para a nossa amostra de água natural analisada, logo
no 1º ensaio foi encontrado um valor de absorvância igual a 1,278 e consequentemente isso se
repetiria para os outros dois ensaios, portanto como já havia sido previsto através da visualização das
soluções – Figura 1 – depois de preparadas. Assim o valor estava fora da zona de calibração
encontrada para os padrões, portanto foi necessário fazer uma diluição 1:2 e efetuar novamente as
medidas.
Após feitas as diluições para as três amostras, encontramos os seguintes valores de
absorvâncias (Tabela 5):
1º Ensaio 2º Ensaio 3º Ensaio
Absorvância 0,556 0,552 0,556
Tabela 5 – Valores das absorvâncias para as três Amostras

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  • 1. FCTUC-FACULDADE DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIAS DA UC QUÍMICA ANALÍTICA Relatório da análise 4 Determinação de ferro numa água natural por espectrofotometria molecular. (Amostra A) Docente responsável: José Matos Caridade da Costa Grupo 5: Fabio Marins Marcio Monteiro Vanessa Nogueira Erivelton Matias Prática realizada em 28/11/2011
  • 2. 1 1. Fundamentos teóricos Esta prática fundamentou-se na determinação do teor de ferro em uma água analisada através da técnica de espectrofotometria molecular. A qualidade de uma água é definida por sua composição química, física e bacteriológica. Para o consumo humano há a necessidade de uma água pura e saudável, isto é, livre de matéria suspensa visível, cor, gosto e odor, de quaisquer organismos capazes de provocar enfermidades e de quaisquer substâncias orgânicas ou inorgânicas que possam produzir efeitos fisiológicos prejudiciais. Dentre as características químicas necessárias está a análise de ferro presente na água. O ferro encontra-se normalmente na água bruta sob a forma de bicarbonato. Em condições redutoras, ou na ausência de oxigênio, apresenta-se no estado ferroso, quando exposto à aeração ou à ação de agentes oxidantes, se oxida ao estado férrico, que quando hidrolizado forma hidróxido férrico ou óxido férrico hidratado que é insolúvel. Este produto pode colorir a água, dando uma coloração castanha avermelhada, formar depósitos sobre superfícies internas de tubulações de água potável e trocadores de calor e depositar sobre a resina de troca iônica bloqueando a ação das mesmas. O ferro, muitas vezes associado ao manganês, confere à água um sabor amargo adstringente. É adotado o limite de 0,3 mg/L para a concentração do ferro, juntamente com o manganês, nas águas, sugerindo-se concentrações inferiores a 0,1 mg/L. A concentração de ferro na água pode ser determinada por métodos colorimétricos (ou espectrofotométricos) utilizando-se substâncias que formam íons complexos coloridos com o íon ferro. A espectrofotometria é fundamentada na lei de Lambert-Beer, que é a base matemática para medidas de absorção de radiação por amostras no estado sólido, líquido ou gasoso. Para medidas de absorção de radiação em determinado comprimento de onda, tem-se: A= log(Io/I) = bC, onde A é a absorvância, Io é a intensidade da radiação monocromática que incide na amostra e I é a intensidade da radiação que emerge da amostra. A absortividade molar () é uma grandeza característica da espécie absorvente, cuja magnitude depende do comprimento de onda da radiação incidente. O termo C é a concentração da espécie absorvente e b, a distância percorrida pelo feixe através da amostra. Assim, um conjunto de absorvâncias dos vários comprimentos de ondas para um composto será obtido num espectro de absorção. Uma vez que diferentes substâncias têm diferentes padrões de absorção podemos determinar e quantificar as diversas substâncias numa amostra por espectofotometria, sabendo que a quantidade de luz absorvida esta relacionada com a concentração da substancia. 1.1 – Objetivo O objetivo do experimento foi determinar o teor de ferro numa amostra de água natural. 2. Resultados e discussão  Reagentes e Soluções - Solução-padrão de ferro (III) 500 ppm em ferro, a partir de sulfato férrico amoniacal em meio 1% em ácido sulfúrico A princípio seguindo o protocolo da nossa aula prática, seria necessário a preparação de uma solução-padrão de ferro (III) 1000 ppm, a partir do composto sulfato férrico amoniacal - NH4Fe(SO4)2 12 H2O – em meio 1% em ácido sulfúrico. Mas consultando o professor, foi determinado para fazermos uma solução-padrão Fe3+ 500 ppm e para isso seguem os cálculos abaixo:
  • 3. 2 4,3171 g 1 L m 0,1 L → m = 0,43171 g NH4Fe(SO4)2 12 H2O mpesada = 0,4343 g Portanto, a partir da massa real pesada, encontraremos a concentração real da solução-padrão de ferro (III). 0,4343 g x → x = 0,0503004 g Fe = 50,3004 ppm Fe Como a nossa amostra de ferro não solubilizava, mesmo com adição de ácido sulfúrico concentrado e aquecimento, o professor aconselhou a deitarmos nossa solução para um balão volumétrico de 500 mL para melhorar a solubilização referente à solução coloidal que se encontrava no balão, pois é necessário que a solução esteja completamente homogênea para assim não conter partículas que possam refletir a radiação incidente na análise, e assim a concentração real da nossa solução-padrão será: 50,3004 ppm Fe 500 mL [Fe3+ ] 1000 mL → [Fe3+ ] = 100,60 ppm A solução de 1% em ácido sulfúrico foi feita medindo 1 mL para um balão volumétrico de 100 mL. - Solução de trabalho 20 ppm preparada a partir da solução anterior por diluição em água Partindo da solução-padrão com sua concentração real, preparamos uma solução de trabalho 20 ppm por diluição com água. Os valores medidos seguem abaixo: 100,60 ppm X V = 20 ppm X 100 mL V = 19,88 mL solução-padrão ⇒ Vmedido = 20 mL Com este valor de volume medido da solução-padrão e com sua concentração real, podemos calcular a concentração real da solução trabalho para um balão volumétrico de 100 mL. Assim temos o seguinte valor: 100,60 ppm X 20 mL = [Fe3+ ] X 100 mL → [Fe3+ ] = 20,12 ppm - Solução de ácido azótico 0,4 N A nossa solução de ácido azótico 0,4 N foi preparada da seguinte maneira: 1) Transformar normalidade em molaridade por: HNO3(aq) → H+ (aq) + NO- 3(aq) ⇒ N = 1 X M Portanto nossa concentração do ácido será 0,4 mol/L. 2) Com a densidade (d = 1,51 g/mL ), foi medido um Vmedido = 1 mL para um balão volumétrico de 100 mL. - Solução de persulfato de potássio 2% (p/V)
  • 4. 3 Foi preparada uma solução de 50 mL e portanto para ter 2% (p/V) é necessário uma massa de 1 g. A massa pesada foi de 1,0008 g. - Solução aquosa de tiocianato de potássio 1,5 M Preparamos uma solução de 200 mL de tiocianato de potássio através da pesagem de 29,1539 g do seu sal.  Técnica Com os dados contidos na Tabela 1 abaixo, foram preparadas seguintes soluções: Soluções B* I II III IV V A** Água analisada - - - - - - 70 Padrão de ferro 0 2,5 5,0 7,5 10,0 15,0 - Sol. Ác. Azótico 4 4 4 4 4 4 4 Sol. Persulfato 2 2 2 2 2 2 2 Sol. Tiocianato 20 20 20 20 20 20 20 Água destilada até perfazer 100 mL *Branco; **Amostra Tabela 1 – Valores dos volumes (mL) que constituem as soluções Mesmo no protocolo da prática não contendo na tabela a adição de ácido azótico, devido a um erro, o mesmo foi adicionado às soluções, pois o ferro presente na nossa água analisada é convertido totalmente em Fe (III) através da oxidação previa com persulfato de potássio (forte oxidante) (Equação 1) em meio de ácido nítrico e assim não ocorre a hidrólise de Fe3+ (Equação 2). 2 Fe2+ + S2O8 2- 2 Fe3+ + 2 SO4 2- Equação 1 Fe3+ + 3 H2O Fe(OH)3 ↓ + 3 H+ Equação 2 Em seguida a solução é reagida com uma solução de tiocianato de potássio e como o ferro encontra-se na forma de Fe3+ , formam-se complexos com cor castanhos avermelhados (Figura 1), onde é descrito pelo tipo [Fe(SCN)n] em que n = 1,….,6. Figura 1 – Imagem das Soluções Padrões I, II e III, Amostra e Branco, respectivamente Pela análise das imagens, percebemos que a partir do Padrão I até o V, as soluções apresentam um aumento na coloração e esse fator está relacionado a maior quantidade em volume da solução trabalho adicionada; uma das nossas Amostras analisadas possui uma cor muito forte e isso já nos mostra que se comparada aos padrões provavelmente sera necessário fazer uma diluição para as
  • 5. 4 absorvância estarem nos limites da curva de calibração; e por fim o nosso Branco que não contém o analito mas sim todos os outros reagentes. Como os volumes medidos da solução trabalho são distintos, devemos calcular as concentrações associadas a cada volume utilizado na preparação dos padrões para a calibração da reta. Portanto na Tabela 2, temos esses novos valores das concentrações da solução trabalho de ferro (III). Padrões Volume (mL) [Fe3+ ] (ppm) I 2,5 0,503 II 5,0 1,006 III 7,5 1,509 IV 10,0 2,012 V 15,0 3,018 Tabela 2 – Valores das concentrações da solução trabalho para a calibração Através dos dados da tabela, percebemos que as concentrações de ferro (III) para a nossa análise espectrofotométrica são muito baixas (ppm) e isso já é feito pois elas não devem ser muito concentradas para que dessa forma não absorvam demasiadamente a radiação e assim possa ser eliminado o perigo da radiação transmitida não suficiente para ser amplificada. Portanto com todas as soluções preparadas, foram feitas as medidas das absorvâncias em um espectrofotômetro para região UV-Visível constituído de duas lâmpadas, sendo uma de Deutério que emite radiação na região UV e a outra de Tungstênio, que emite radiação na região do Visível e ele é de duplo-feixe, onde as medidas foram feita para o comprimento de onda no valor de 475 nm. Abaixo segue um esquema geral dos principais componentes de um espectrofotômetro. Os valores encontrados para os Padrões e para o Branco seguem na Tabela 3 abaixo. Como o Branco não tem nenhum padrão do ferro, a curva de calibração é traçada somente com os valores obtidos nos Padrões (Tabela 4) e que é mostrada no Gráfico 1. Soluções B I II III IV V [Fe (III)] (ppm) 0 0,503 1,006 1,509 2,012 3,018 Absorvância 0 0,079 0,172 0,265 0,355 0,535 Tabela 3 – Valores das absorvâncias com as concentrações para os Padrões e para o Branco Soluções I II III IV V [Fe (III)] (ppm) 0,503 1,006 1,509 2,012 3,018 Absorvância 0,079 0,172 0,265 0,355 0,535 Tabela 4 – Valores das absorvâncias em função das concentrações para os Padrões Fontes de radiação Monocromador Compartimento Amostra/padrão Sistema detector Dispositivo de processamentos de dados
  • 6. 5 Gráfico 1 – Absorvância em função da Concentração de ferro (III) para os Padrões Do nosso gráfico, podemos tirar que a curva de calibração é y = 0,1812x – 0,0104 e nosso R2 (coeficiente de correlação) = 0,9999, ou seja, muito próximo de 1 que indica que todos os pontos estão muito próximo da melhor reta possível, prevista pela análise dos mínimos quadrados. Pela curva temos que nosso y = Absorvância e nosso x = [Fe3+ ] e observamos que mesmo com o aumento das concentrações de ferro (III), não foi necessária a exclusão de nenhum dos pontos, pois eles se mantiveram sempre na relação linear que era previsto. Como utilizamos o mesmo analito e a mesma célula, respectivamente  (absortividade molar) e b (espessura da célula) são constantes, assim a Lei de Beer-Lambert pode ser representada por A = KC, onde K é uma constante derivada das duas variáveis que permaneceram constantes durante a análise. Mas pela nossa curva de calibração, notamos que essa relação não é mantida, pois senão ao passar pelo x = 0 o nosso y seria igual a 0 e isso não é provado pela equação. Isto ocorre porque experimentalmente a reta passa acima ou abaixo do nosso zero, devido a erros experimentais cometidos em laboratório. Quando fizemos a análise espectrofotométrica, o instrumento possibilitava a utilização tanto de Absorvância quanto de Transmitância, mas como a concentração é uma relação linear com a absorvância e diferentemente da relação exponencial entre a concentração e a transmitância, assim fica mais fácil de analisarmos os resultados e encontrarmos a concentração de ferro (III), por isso foi utilizado a absorvância. - Determinação da concentração de ferro na água natural Nas medidas espectrofotométricas feitas para a nossa amostra de água natural analisada, logo no 1º ensaio foi encontrado um valor de absorvância igual a 1,278 e consequentemente isso se repetiria para os outros dois ensaios, portanto como já havia sido previsto através da visualização das soluções – Figura 1 – depois de preparadas. Assim o valor estava fora da zona de calibração encontrada para os padrões, portanto foi necessário fazer uma diluição 1:2 e efetuar novamente as medidas. Após feitas as diluições para as três amostras, encontramos os seguintes valores de absorvâncias (Tabela 5): 1º Ensaio 2º Ensaio 3º Ensaio Absorvância 0,556 0,552 0,556 Tabela 5 – Valores das absorvâncias para as três Amostras
  • 7. 6 Mesmo esse valores estando acima da nossa zona de calibração, encontram-se muitos pertos e assim pode-se fazer uma extrapolação da curva de calibração e calcular os valores do teor de ferro (III). O Gráfico 2 mostra a curva extrapolada até aproximadamente a absorvância de 0,7. Gráfico 2 – Reta por Extrapolação da Absorvância em função da Concentração de ferro (III) para os Padrões Portanto, temos que as concentraçãoes de ferro (III) para cada ensaio serão: 1º Ensaio ⇒ y = 0,1812x – 0,0104 → x = 3,13 ppm 2º Ensaio ⇒ y = 0,1812x – 0,0104 → x = 3,10 ppm 3º Ensaio ⇒ y = 0,1812x – 0,0104 → x = 3,13 ppm Assim nossa Média é [Fe3+ ]Média = 3,12 ppm, o Desvio Padrão (DV) é 0,01732 e o Desvio Padrão Relativo (RSD) é 0,56%. Como foi feita uma diluição de 1:2, temos que nossa [Fe3+ ] = 6,24 ppm para um balão de 100 mL, mas para um volume de 70 mL da água analisada encontramos: 6,24 ppm X 100 mL = [Fe3+ ] X 70 mL → [Fe3+ ] = 8,91 ppm Portanto nossa concentração de ferro (III) na amostra de água analisda é de 8,91 ppm. 3. Conclusão Na prática da determinação do teor em ferro presente numa água natural, vimos através da espectrofotometria molecular que se trata de uma das ferramentas mais amplas, rápidas e eficientes para se determinar espécies moleculares em solução, por exemplo, em complexos do ferro como [Fe(SCN)n]. O espectrofotômetro utilizado na aula prática é da região UV-Visível, portanto as absorções das radiações ocorrem devido às transições eletrônicas e como em nossos complexos há a transferência de carga, temos que um dos componentes deve ser um doador de elétrons enquanto o outro um receptor. Essa absorção está relacionada com a transição de um elétron do doador para o orbital de maior energia do receptor, assim no complexo de ferro (III) formado ela é devido à transição de um elétron do íon tiocianato para um orbital do íon Fe3+ . Com isso foi determinado uma concentração de ferro (III) de 8,91 ppm na nossa amostra de água analisada, assim de acordo com o limite de 0,3 mg/L (ppm) da concentração do ferro para consumo humano, temos que essa água não está própria para o consumo porque com certeza foi somente preparada para a aula prática e tinha como finalidade em si, colocar em ação a parte teórica e o manuseio do método instrumental.
  • 8. 7 4. Bibliografia  http://pt.wikipedia.org/wiki/Persulfato_de_s%C3%B3dio – Acedido em 29/11/2011  CAVALCANTE, Luis Carlos Duarte; LAGE, Maria Conceição Soares Meneses and FABRIS, José Domingos. Análise química de pigmento vermelho em osso humano. Quím. Nova [online]. 2008, vol.31, n.5, pp. 1117-1120. ISSN 0100-4042. – Acedido em 29/11/2011: http://www.scielo.br/pdf/qn/v31n5/a34v31n5.pdf  http://professor.ucg.br/SiteDocente/admin/arquivosUpload/3280/material/QU%C3%8DMIC AAMBIENTAMAF1063.pdf – Acedido em 26/11/2011  ROCHA, F. R. P.; TEIXEIRA, L. S. G. Estratégias para aumento de sensibilidade em espectrofotometria UV-VIS. Quím. Nova. São Paulo, v.27, n.5, p. 807-812, 2004. - Acedido em 12/11/11: http://www.scielo.br/pdf/qn/v27n5/a21v27n5.pdf  Philip A. Block, Richard A. Brown, David Robinson. “Novas Tecnologias de Ativação para Oxidação Química In Situ com Persulfato de Sódio”, Ata da Quarta Conferência Internacional de Remediação de Compostos Clorados e Recalcitrantes (2004). Acedido em 04 de Dezembro de 2011 em http://ojs.c3sl.ufpr.br/ojs2/index.php/asubterraneas/article/viewFile/22094/14466