LABORATORIO DE ANÁLISIS ISNTRUMENTAL - UNIVERSIDAD DEL VALLE
DETERMINACIÓN ESPECTROFOTOMETRICA DE Fe (II) EN UN PRODUCTO FARMACEUTICO: CURVA DE ERROR Lina Liseth Sandoval Yate (1538967), Kelly Johana Rojas Ortiz (1524798).
[email protected],
[email protected] Programa: Tecnología química (2131) Fecha laboratorio: 01 de Septiembre de 2107 Fecha entrega: 08 de Septiembre de 2017 Docente: Harold Díaz Segura Palabras clave: absortividad molar, espectrofotómetro, curva de calibración.
Resumen. En la práctica se determinó por espectrofotometría la concentración de hierro en un producto farmacéutico, se utilizó en este caso un jarabe. Para ello fue necesario la preparación previa de una solución acetato de sodio 10% p/v, cloruro de hidroxilamina 10% p/v, 1-10 fenantrolina, HCl1%v/v y soluciones estándar de hierro a partir de una solución de 50ppm preparada previamente. Finalmente en el espectrofotómetro se procedió a realizar un barrido espectral con una solución de hierro de 2.0 ppm en un intervalo de longitud de onda de 400 a 600 nm encontrando así un máximo de absorbancia de 512 nm, se realizó la curva de error para mirar los intervalos donde el error relativo se hace menor y con base en esto se pudo realizar una curva de calibración. Obteniéndose de la muestra problema una concentración de hierro 7782,2 ppm con un porcentaje de error de 3,13, con una absortividad molar de 10404,8 L/ mol x cm con un error de 6,26%.
Cálculos y resultados
necesarios para obtener la solución requerida y se consignaron en la tabla 1.
Preparación de soluciones Se prepararon 25 mL de una solución 2,0 ppm de Fe tomando como base una de 50 ppm, se realizó el siguiente cálculo para hallar los mL que se necesitaban. 2,0 1000 50 50 ∗ ∗ = 2 50 1000 50 Luego se preparó una solución de cloruro de hidroxilamina al 10% p/v de la que se necesitaban 25 mL, adicionalmente se elaboró una solución 10% p/v de acetato de sodio (CH 3COONa), a continuación se encuentran los respectivos cálculos. 25 25 ∗ CHA: hidroxilamina 200 200 ∗
10 100
10 100
= 2,5 2,5
= 20
Posteriormente para realizar la solución de 1-10 fenantrolina se utilizaron 0,05 g de monohidrato de 1-10 fenantrolina a la cual se le agregó 1 mL de etanol diluyendo en 10 mL de agua tibia y enrasando a 50mL y para realizar los 200 mL de HCl al 1% v/v se cuantificaron los mL necesarios así: 200 200 ∗
1 100
∗
1,18 1
∗
100 37
= 6,37 6,37
Soluciones patrón Para preparar las soluciones estándar con las que se trabajaron, se realizó una ecuación general [Ec 1] en la que utilizando el análisis dimensional se hallan los mL de la solución patrón (ya sea de 2 o 50 ppm de Fe)
25 ∗ [ó ] ∗ [ó ó ] = ó ó
Concentración
Ec.1 Volumen de sln 2,0 ppm (mL)
Volumen de sln 50 ppm (mL})
0,04 0,5 0 0,08 1,0 0 0,16 2,0 0 0,24 3,0 0 0,40 5,0 0 1,0 0 0,5 2,0 0 1,0 4,0 0 2,0 8,0 0 4,0 10,0 0 5,0 16,0 0 8,0 Tabla 1. Volumen de soluciones patrón A cada soluci ón patrón se le adicionaron 1 mL de cloruro de hidroxilamina, 2,5 mL de solución de 1-10 fenantrolina, 8,0 mL de solución de acetato de sodio y se enrasó con agua. Se llevó acabo el mismo procedimiento para la preparación del blanco, teniendo en cuenta que no se le adicionaba el analíto en cuestión. Consecutivamente se realizó un barrido espectral usando la solución que contenía 2,0 ppm de Fe para visualizar la longitud de onda con mayor absorción usando el blanco como referencia, los resultados se encuentran en la tabla 2.
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λ (nm)
Abs
400
0,108
420
0,177
440
0,232
460
0,281
480
0,330
500
0,345
502
0,348
504
0,350
506
0,353
508
0,356
510
Para realizar la curva de Crawford con el fin de establecer el intervalo en el cual el error cometido experimental es mínimo, para esto es necesario utilizar los datos de absorbancia de las soluciones estándar, se puede calcular la transmitancia usando la Ecuación 3, ahora con ese resultado se puede obtener la curva de error usando la Ecuación 4, considerando un error fotométrico constante de ∆ = 0,05%. Los datos resultantes de la aplicación de las ecuaciones se encuentran en la tabla 3.
A
T
%T
ΔC/C
0,537
Solución patrón (ppm) 0,04
-0,09
1,230
123,026
0,195
512
0,358
0,08
-0,04
1,096
109,647
0,494
514
0,357
0,16
0,012
0,972
97,274
-1,858
516
0,355
0,24
0,020
0,954
95,499
-1,136
518
0,350
520
0,343
0,40
0,048
0,895
89,536
-0,504
540
0,196
1,00
0,177
0,665
66,527
-0,184
560
0,063
2,00
0,348
0,448
44,874
-0,138
580
0,018
4,00
0,723
0,189
18,923
-0,158
600
0,002
8,00
1,480
0,033
3,311
-0,442
10,00
1,818
0,015
1,520
-0,784
16,00
1,889
0,012
1,291
-0,889
Tabla 2. Datos de barrido espectral con solución de 2,0 ppm de Fe Δ
Tabla 3. Datos curva de Crawford
Espectro de absorción de Fe
% = 10− ∗ 100 [. 3] ∆ 0,434 ∆ = [. 4] log Con la tabla 3 se realiza la curva de Crawford ( ΔC/C vs %T)
0.4 0.35 0.3 n ó i 0.25 c r 0.2 o s b 0.15 A 0.1 0.05 0
Curva de error relativo 1 0.5 350
400
450
500
550
600
650
Longitud de onda ( λ)
Gráfica 1. Espectro de absorción del Fe (Absorción vs Longitud de onda) En la gráfica se evidencia que la longitud de onda con mayor absorción se encontró en 510 nm.
0
) -20 C / -0.5 C Δ (
30
130
-1
-1.5 -2
Curva de error Se midió la absorbancia emitida por las soluciones que estaban a diferente concentración, usando el blanco como referencia y ajustando la longitud de onda de mayor absorción obtenida en el barrido espectral.
80
%T
Gráfica 2.Curva de error relativo de las concentraciones vs % de transmitancia.
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Según la gráfica 2, la curva de error nos indica cuales son las concentraciones que tienen mejor linealidad y por lo tanto menor error relativo posible, el rango oscila entre las concentraciones de 0,24 a 4,0 ppm. Para obtener un mejor intervalo óptimo de concentraciones que la curva de Crawford se procede a construir la curva de Ringbom (gráfica 3), que consiste en construir una gráfica de absorbancia (100- %T) vs. Log [Concentración], Para realizar esta curva se consigna los datos en la tabla 4.
Log [Concentración] -1,398
100-%T
-1,097
-9,648
-0,796
2,725
-0,620
4,501
-0,398
10,464
0
33,473
0,301
55,125
0,602
81,077
0,903
96,689
1,000
98,479
1,204
98,709
Tabla 5. Datos usados para la curva de calibración luego de analizar la curva de error.
Curva de calibración 0.800 0.700
y = 0.1863x - 0.0215 R² = 0.9994
0.600
a i c 0.500 n a b 0.400 r o s b 0.300 A
0.200 0.100 0.000
-23,027
0
1
2
3
4
5
Concentración (ppm)
Gráfica 4. Curva de calibración Determinación de concentración de Fe En el tratamiento de la muestra se utiliza un jarabe con 803,33 mg Fe por 100 mL de jarabe, inicialmente se adicionan 0,5 mL de este y 4,0 mL de HCl concentrado, se procede a digestar calentándolo en una plancha hasta que el volumen se disminuyó a la mitad, luego de que se enfrió se adicionaron 10 mL de agua y se filtró, se realizaron lavados con HCl 1% v/v hasta que completo los 100 mL del matraz, simultáneamente se preparó un blanco llevando a cabo el mismo procedimiento pero sin adicionar el analito. Se halló la concentración de Fe en el jarabe realizando el siguiente cálculo. 8033,3 1 0,5 ∗ ∗ = 40,16 1000 0,1
Tabla 4.Datos para curva de Ringbom
Curva de Ringbom 150.000 100.000 T % 0 0 1
50.000
0.000 -2.000 -1.500 -1.000 -0.500 0.000 -50.000
0.500
1.000
1.500
Log [Fe]
Gráfica 3.Curva de Ringbom Teniendo en cuenta la curva de error se decide tomar los puntos de mejor linealidad y representarlos en una tabla. (Tabla 5) para proceder a realizar la curva de calibración.(Gráfica 4)
Concentración (ppm)
Absorbancia
0,24 0,40 1,0 2,0 4,0
0,02 0,048 0,177 0,348 0,723
Para realizar la solución 2,0 ppm de Fe a partir de la solución preparada anteriormente se hallan los mL necesarios así: 2 1000 25 ∗ ∗ = 1,24 1000 40,167 Luego de mezclar los mL de solución necesaria con agua se adicionan los mismos reactivos utilizados en las soluciones patrón del primer punto. La muestra se deja reposar normalmente 15 minutos y se toman las respectivas absorbancias en el espectrofotómetro, el trabajo se realiza por duplicado y se obtienen las absorbancias correspondientes a una longitud de onda de 512 nm. Absorbancia muestra 1: 0,338 Absorbancia muestra 2:0,258 Con la gráfica 4 (Curva de Beer o de calibración) se determinó el comportamiento del sistema siendo éste lineal y obedece a la siguiente ecuación:
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= 0.1863 0,0215 A partir de ésta ecuación podemos determinar la concentración de la muestra siempre y cuando su absorbancia esté en el intervalo de la curva. =
=
+ 0.0215 0,1863 0.338 + 0.0215 0.1863
= 1,93
Análisis de resultados La base de la espectroscopia Visible y Ultravioleta consiste en medir la intensidad del color (o de la radiación absorbida en UV) a una longitud de onda específica comparándola con otras soluciones de concentración conocida (soluciones estándar) que contengan la misma especie absorbente. Para tener esta relación se emplea la Ley de Beer, que establece que para una misma especie absorbente en una celda de espesor constante, la absorbancia es directamente proporcional a la concentración.
Concentración de Fe en la muestra 1,93 1000
25
100
∗ 1,24 0.5 = 7782,2
1000 1
Concentración de Fe en la muestra expresada en ppm de FeSO4 7782,2 1000
1 55.85
1 1
Uno de los instrumentos utilizados en esta técnica es el espectrofotómetro, para la determinación de hierro en la práctica se utilizó uno de un solo haz, en el cual el haz de luz sigue una única trayectoria entre la fuente y el detector, normalmente se debe saber en qué rango aproximado de longitud de onda presenta señales significativas de absorbancia, es necesario para poder programarlo. A continuación en la imagen 1 se puede apreciar el tipo de espectrofotómetro que se usó.
151.91 1
= 21,16 % = % =
| − .|
∗ 100 [Ec. 5]
|, −,| ,
∗ 100
% = 3,13%
Absortividad molar del complejo Fe-(Fenantrolina) = Con la pendiente de gráfica 4, podemos determinar el coeficiente de absorción molar de la siguiente manera: = =
0.1863 −
Imagen 1. Espectrofotómetro Genesys 20
1.00
= 0.1863
−
1000 1
= 10404,8 − − % =
|−,|
% = 6,26%
∗ 100
∗
55,85 1
Componentes 1. 2. 3. 4. 5. 6.
Interruptor de encendido/apagado Pantalla digital Tapa de compartimiento de muestras Teclado Impresora interna opcional Puerta del compartimiento de la lámpara
En este espectrofotómetro se trabaja en el rango visible ya que el complejo del 1,10-fenantrolina con el hierro
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crea un complejo fuerte de color rojo cuya forma correspondiente oxidada da lugar a un color azul, el complejo (Imagen 2) obedece la ley de Beer para concentraciones de Fe (II) inferiores a 9ppm, ya que para concentraciones superiores a esta pierde su linealidad. Por esto al trabajar en concentraciones de 2ppm el porcentaje de error es muy bajo. Se puede comprobar con la longitud de onda de máxima intensidad obtenida en este laboratorio que fue de 512nm y en la literatura la longitud de onda máxima para el complejo que se formó esta reportada con un intervalo de 510nm-512nm
Imagen 2.Reacción hierro-fenatrolina En la gráfica 2 en la que se observa la curva de error o curva de Crawford, se puede apreciar que en disoluciones concentradas y diluidas existe un error más grande, en el caso de las altas concentraciones hay un mayor error debido a que las moléculas de soluto interaccionan entre sí debido a su proximidad. Cuando las moléculas del soluto se aproximan entre sí, sus propiedades cambian en algo. A concentraciones muy altas, los solutos se convierten prácticamente en disolvente, para concentraciones de soluto suficientemente altas el índice de refracción cambia y la variación de la absorbancia parece no obedecer la ley de Beer.[1] Al igual en las concentraciones bajas la detección en la absorción va a ser muy pequeña y arrojará que no hay cantidad significativa de soluto. Cuando se analiza la curva de error, es necesario descartar las absorbancias tomadas de las concentraciones tanto bajas como altas debido a lo que se explicó anteriormente, finalmente se escogió un rango entre 0,24 y 4,0 ppm de Fe para no tener la tendencia
de desviarse de la ley de Beer . Posteriormente en la gráfica 3 se realizó la curva de Ringbom que puede ser usada para obtener el intervalo óptimo de concentraciones en la cual la absorbancia se comporta de forma lineal, esta se elabora mediante la magnitud de 100-%T en el eje Y y en el eje x se representan la función Log de la concentración en ppm. Se puede decir que el porcentaje de error en las muestras aunque es relativamente bajo puede deberse a las diluciones y a no dejar una de las muestras reposar los 15 minutos requeridos, esto provoca que al enrasar
los reactivos no reaccionen completamente y haya una pérdida de analito.
Conclusiones. Se puede atribuir el porcentaje de error calculado en la determinación del hierro al no identificar las limitaciones de la ley de Lamber-Beer. Para una aplicación espectrofotométrica es necesario conocer las limitaciones de la ley minimizando las desviaciones de la misma y poder obtener resultados más exactos, seleccionar la longitud de onda máxima es una prioridad ya que la Absorbancia (A) y la Absortividad Molar (Ɛ) varían con respecto a esta. Otra limitación real de dicha ley es el caso de que las soluciones utilizadas deben estar en concentraciones inferiores a 0.01M. A concentraciones más altas, la distancia entre las moléculas absorbentes disminuye ocasionando que cada una de ellas afecte la distribución de carga de las demás. Esta interacción altera la cantidad de radiación de determinada longitud de onda que puede absorber ocasionando que algunas necesiten más radiación que otras que no fueron afectas su distribución de carga.
Preguntas 1) Suponiendo un error fotométrico del 1%, demuestre matemáticamente que el error en la medición de la transmitancia es mínimo cuando el valor es alrededor del 37%.
El error absoluto cometido en la determinación de la concentración, para un cierto error de lectura de transmitancia es pequeño, pero al ser pequeña la concentración, el error relativo puede ser grande. Como se indica a continuación se puede demostrar que el mínimo error relativo se obtiene para una absorbancia de 0.434. La primera derivada de la ley de Beer es: = ℰ ∗ ∗ = ∗ ℰ ∗ = ℮ ∗ ∗
Donde dT representa el error indeterminado en la lectura de la escala de transmitancia y dC indica la incertidumbre en la concentración. Se tiene que ℮ = 0,434 ℰ ∗ = ℰ ∗ = Se obtiene: ∗ = 0,434 ∗ () ∗ Derivando esta ecuación de nuevo e igualando a cero, se obtiene que la transmitancia óptima
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corresponde a 36.8 % o 37% que equivale a una absorbancia de 0.434. [y] Reemplazando ΔT y T respectivamente como 1% y 37% en la ecuación (Ec.2) se tiene: ΔC C
=
. (%)
[Ec 2]
.(.)
= 2.716% mínimo error
2) Explique porque hay perdida de la linealidad a concentraciones altas del analito La pérdida de linealidad a concentraciones altas de analíto se puede atribuir a cambios en las especies absorbentes o en las propiedades de la solución. Conforme una solución se vuelve más concentrada las moléculas de soluto interactúan entre si debido a su proximidad. Cuando una molécula interactúa con otra, es probable que cambien las propiedades eléctricas de ambas (incluyendo la absorción de luz). En el caso excepcional de una solución muy concentrada el soluto se convierte en solvente. Debido a esto se puede decir que no se espera que las propiedades eléctricas de la molécula sean las mismas en diferentes solventes. En algunos casos, solutos que no absorben pueden interactuar con las especies absorbentes y modificar la absortividad aparente. Para concentraciones de soluto suficientemente altas el índice de refracción cambia y la variación de la absorbancia parece no obedecer la ley de Beer. [1] 3) Explique claramente como realizaría la 3+ 2+ especiación del Fe (Fe y Fe ) en la muestra mediante un método espectrofotométrico. La dificultad en la especiación del hierro es que se requiere medir las diferentes especies en las que se puede encontrar, la forma cambiante Fe 2+ al igual que Fe3+, cuya interconversión depende fuertemente del valor de pH, por esto para hacer la especiación de Fe 3+ y Fe2+, se debe tratar con un agente reductor como el cloruro de hidroxilamina y mantenerla sellada hasta el momento de realizar el análisis para evitar la oxidación a Fe+3, a esta muestra es conveniente agregar fenantrolina utilizándolo como ligando ya que forma complejos fuertes, se adiciona en exceso para obtener una solución coloreada, adicionalmente agregar acetato de sodio que actúa para formar la correspondiente base conjugada y así regular el pH, posteriormente se lleva a 25 ml con agua destilada y finalmente se realizan las lecturas de absorbancia a 512 nm. En estos métodos normalmente se determina el contenido de Fe2+, y el Fe3+ se calcula por diferencia, con respecto al hierro total
Bibliografía. [1] Harris, D; “Espectrofotometría”. En Análisis químico cuantitativo; Paniagua R; Grupo editorial Iberoamérica. México. ( pág. 499- 500). [Y] “Espectrofotometría de absorción ultravioleta-visible” pág. 8pág. 9 http://ocw.usal.es/cienciasexperimentales/analisis-aplicado-a-la-ingenieriaquimica/contenidos/course_files/Tema_3.pdf (Revisado el 06 de Septiembre del 2017)
2. Apellido, Inicial del nombre; Apellido, Inicial del nombre (Año). Título del capitulo. En: título del libro en letra cursiva. Apellido del Editor e Inicial del nombre. Editorial, País de edición. pág-pág.
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