PRÁCTICA Factores Que Afectan Al Espectro

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PRÁCTICA “Estudio de algunos factores que afectan el establecimiento de un método espectrofotométrico.”

Nombre: Rodríguez Elizarraras Miguel Ángel Grupo: 5QM1 Sección: 2 Fecha de entrega: 27-oct-15 Nombre profesora: Marco

Objetivos

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 Seleccionar tubos comunes de laboratorio para usarlos como cubetaspara el espectrofotómetro.  Manejar algunos de los parámetros que intervienen en el establecimiento de un método espectrofotométrico.  Establecer las condiciones óptimas de losparámetros probados para la aplicación del método. Fundamento El fundamento del equipo se basa en la cantidad de luz que es absorbida y en la cantidad de luz que es transmitida cuando se le incide un haz de luz monocromada a una muestra colorida, la resultante de la suma de la luz transmitida más la absorbida nos da igual a la intensidad de la luz que le hacemos incidir. La elección de tubos adecuados se fundamenta en escoger los que sean de paredes ópticamente equivalentes y diámetros regulares equivalentes. La reacción se fundamenta en la formación de un complejo colorido entre el ion férrico presente en algún tipo de muestra con el tiocianato, este complejo es de color rojo y puede cuantificarse a 480 nanómetros. Determinación de Hierro. (Método del Tiocianato.) El hierro reacciona con el tiocianato dando un compuesto, soluble, de color rojo intenso; el hierro ferroso no reacciona con el tiocianato. Generalmente se supone que el color se debe al tiocianato férrico. El ion férrico, Fe+++, da con el tiocianato distintos complejos de color rojo. El complejo que predomina en solución depende de la concentración del tiocianato. Al aumentar la concentración de tiocianato, aumenta la longitud de onda que corresponde a la absorción máxima. Hay que emplear gran exceso de tiocianato para aumentar la intensidad de la coloración. Deben estar presentes ácidos fuertes (ácido clorhídrico o nítrico, concentración 0.05 - 0.5 N) para evitar la hidrólisis del ion férrico. No se recomienda el empleo de ácido sulfúrico porque los iones sulfato forman complejos (poco estables) con el ion férrico.

+ 6

Fe(aq) + SCN + 3

(FeSCN)(aq)

-

DATOS EXPERIMENTALES Tabla 1. Selección de tubos para ser usados como celdas. Tubo No.

%T400 (H2O)

Tubo No.

%T400 (H2O)

Tubo No.

%T400 (NiSO4)

1 2 3 4 5

95 94.2 94.6 95 94.2

16 17 18 19 20

94.6 94.8 96.2 95 95.2

1 2 3 4 5

24.2 24 23.8 23.6 24.4

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6

94.3 95 96.2 96.4 95 93.8 94.2 96.4 95.2 95

7 8 9 10 11 12 13 14 15

6 7 8 9 10 11 12 13 14 15

24.6 24.6 24.8 23.4 23.6 23.4 23.8 24 24.6 24.8

-Explique, ¿Qué son las superficies ópticas equivalentes y el diámetro interno equivalente? Las superficies ópticas equivalentes de un conjunto de cubetas son aquellas que están libres de imperfecciones en la superficie, poseen una superficie homogénea, paredes de igual grosor, desvían la luz y producen efectos ópticos idénticos o similares. El diámetro interno equivalente se refiere a que la luz atraviese la misma distancia en todas las celdas, es decir, que el paso de luz sea el mismo en todos los tubos. Tabla 2. Curva de calibración de Fe+3 por el método de NH4SCN. Ejemplo del cálculo de la A ajustada (Concentración del ion Fe+3)(Pendiente) (0.0697)(0.1502): 0.0101 Tubo No.

Fe3+ (µg/mL)

A480

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13

0 0.0697 0.1743 0.3487 0.6974 1.0461 2.4411 3.8360 5.2309 6.6258 8.0207 9.4157 10.8106

0 0.005 0.024 0.076 0.112 0.183 0.420 0.620 0.847 1.059 1.265 1.410 1.594

A ajustada por regresión lineal 0 0.0104 0.0261 0.0523 0.1011 0.1571 0.3666 0.5761 0.7856 0.9951 1.2047 1.4142 1.6237

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Curva de calibración de fe+3 por el método del NH4SCN 1.8 1.6 f(x) = 0.15x + 0.03 R² = 1 1.4 1.2 1 Absorbancia

Fe+3, curva de calibración Linear (Fe+3, curva de calibración )

0.8 0.6 0.4 0.2 0 0

2

4

6

8

10

12

Concentracion de Fe3+ (µg/mL)

-¿Sigue esta reacción la ley de Bouger y Beer? Explique. Podemos concluir que el coeficiente de correlación de la curva de calibración se aproxima al valor de uno, todos los puntos siguen una tendencia lineal, por lo cual existe una relación de proporcionalidad entre la absorbancia y la concentración del ión férrico y por lo tanto se cumple con la ley de Bouger y Beer. -Comente acerca de la sensibilidad del método, el intervalo de concentración y escala de lectura útil del aparato. Como sabemos el valor de la pendiente determina la sensibilidad del método, en este caso se tiene una pendiente con un valor de 0.1502, es decir, se produce un cambio de absorbancia de 0.1502 por cada incremento de concentración de analito de una unidad (1 μg/mL). Con

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respecto al Intervalo de concentración, se tiene que este va de 0.06973-10.8106 μg/mL de ión férrico, que corresponde al intervalo donde se obedece la ley de Bouger y Beer; la escala útil de absorbancia es de 0.005-1.594. Tabla 3.1 Método de Ringbom para determinar el %Ep. Tubo No. 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13

Fe3+ (µg/mL) 0 0.0697 0.1743 0.3487 0.6974 1.0461 2.4411 3.8360 5.2309 6.6258 8.0207 9.4157 10.8106

Log(Fe3+)

A480

%T

Absorbancia

0 -1.1567 -0.7587 -0.4575 -0.1565 0.0195 0.3875 0.5838 0.7185 0.8212 0.9042 0.9738 1.0338

0 0.005 0.0246 0.076 0.112 0.183 0.420 0.620 0.847 1.059 1.265 1.410 1.594

0 98.85 94.49 83.94 77.26 65.61 38.01 23.98 14.22 8.72 5.43 3.89 2.54

0 1.15 5.51 16.06 22.74 34.39 61.99 76.02 85.78 91.28 94.57 96.11 97.46

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Metodo de ringbom para determinar el % Error 120

100

80

60

Absorbancia

% Error

40

20

-1.5

-1

0 0

-0.5

0.5

1

1.5

Log(Fe3+)

* Intervalo de Fe3+ [0.0195-0.7185] su absorbancia [34.39-85.78] Ya que en esta parte el intervalo se mantiene en una relación lineal entre A y el Fe3+ cumpliendo con la ley de Bouger y Beer. * Determinación de la pendiente: m: 73.51

%Error: 230.3/73.51 %Error: 3.1329

Tabla 3.2 Límite de detección del método Numero 1 2 3 4 5 6

Fe3+ (µg/mL) 0 0.0697 0.1743 0.3487 0.6974 1.0461

Y 0 0.005 0.0246 0.076 0.112 0.183

Yi 0 0.0104 0.0261 0.0523 0.1011 0.1571

7

2.4411

0.420

0.3666

8

3.8360

0.620

0.5761

9

5.2309

0.847

0.7856

(y-yi)2 0 0.00002916 0.00000225 0.00056169 0.00011881 0.00067081 0.00285156 0.00192721 0.00376996

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6.6258

1.059

0.9951

11

8.0207

1.265

1.2047

12

9.4157

1.410

1.4142

13

10.8106

1.594

1.6237

0.00408321 0.00363609 1.764E-05 0.00088209 ∑: 0.01855048

Sy/x = (0.01855048/13-2)^1/2: 0.04106 Curva de calibracion entre Observada y calculada(LDD) 1.8 1.6 1.4

f(x) = 0.15x + 0.03 R² = 1

1.2 Y

1 Absorbancia

Linear (Y)

0.8

Yi

0.6 0.4 0.2 0 0

2

4

6

8

10

12

Concentración Fe3+

LDD=3SBb LDD= (3)( 0.04106)/(0.1502)= 0.8201 µg/mL Fe3+

Tabla 4. Efecto del tiempo en la estabilidad del color Tiempo (min) 0 30

A480 0.964 0.911

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60

0.869 0.827 0.703

90 120

Estabilidad del color con respecto al tiempo 1.2 1 0.8 Absorbancia

Estabilidad del color con respecto al tiempo

0.6 0.4 0.2 0 0

20

40

60

80 100 120 140

Tiempo

-¿Es el color estable? No, ya que se observa que el color va disminuyendo con respecto al tiempo -¿Cuál es el tiempo óptimo para hacer las lecturas? Entre los 60 y 120 minutos, ya que en este intervalo es donde se observa menor variación entre los datos.

Tabla 5. Efecto de la concentración de SCN- en la determinación de Fe3+

Tubo No.

SCN- (µg/mL)

1 2 3 4 5

0 145 713 2204 3248

Fe3+ (µg/mL) 0 20.925 20.925 20.925 20.925

SCN/Fe3+

A480

0 86.752 231.338 867.521 2891.736

0 0.132 0.247 0.428 0.588

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6

5307 12180 17980 24563

7 8 9

20.925 20.925 20.925 20.925

5783.47 8675.205 11566.94 14458.67

0.621 0.705 0.764 0.760

Efecto de la concentración de SCN- en la determinación de Fe3+ 0.9 0.8 0.7 0.6 Efecto de la concentración de SCN- en la determinación de Fe3+

0.5 Absorbancia

0.4 0.3 0.2 0.1 0 0

5000

10000

15000

20000

SCN/Fe3+

-¿Qué concertación de tiocianato recomienda? Se recomienda una concentración saturada de tiocianato, porque se observó en la gráfica que a concentraciones muy altas en nuestro caso a partir de 8675.205 se da la mayor absorbancia por parte del complejo colorido. Tabla 6. Efecto del pH en el desarrollo de color de la reacción entre el Fe3+ y el SCN-. Tubo No. 1 2 3 4 5 6

pH 1 1 1 6 8

A480 0.808 0.918 0.907 0.013 0.012

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Efecto del pH en el desarrollo de color de la reacción entre el Fe3+ y el SCN-. 1 0.9 0.8 0.7 0.6 Absorbancia

Efecto del pH en el desarrollo de color de la reacción entre el Fe3+ y el SCN-.

0.5 0.4 0.3 0.2 0.1 0 0

1

2

3

4

5

6

7

8

9

pH

-¿De qué manera influye el pH en el sistema colorido? La forma en la que el pH influye en el sistema es un pH ácido favorece la reacción al haber una concentración de H+ en el medio, sin embargo, conforme aumenta el pH, la concentración de –OH se va incrementando y al ser más electronegativo este ión, compite con el SCN- formando un producto de reacción diferente al deseado. ¿Cuál es el pH recomendado para que se efectué la reacción? El pH recomendado es de 1 a 3, ya que observamos los puntos más altos de absorbancia en estos valores de pH. Tabla 7. Efecto de algunos aniones sobre la absorbancia absoluta Anión A480 Inicial A480 Final Fluoruro 0.893 0.885 Oxalato 0.915 0.201|

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Tartrato Fosfato

0.895

0.551

0.903

0.840

Efecto de algunos aniones sobre la absorbancia absoluta

Absorbancia

1 0.9 0.8 0.7 0.6 0.5 0.4 0.3 0.2 0.1 0

Fluoruro inicial Fluoruro final Oxalato inicial Oxalato fianal Tartrato inicial Tartrato fianal Fosfato inicial Fosfato final 1 Anión

¿Cuál es el efecto de los diferentes aniones sobre la reacción entre el ión férrico y el tiocianato? El efecto es una competencia entre algunos aniones, como el tartrato y oxalato por el hierro mientras que el fluoruro y el fosfato no presentan algún efecto.

¿A qué se debe ese efecto? A la diferencia de electronegatividades, mientras mayor sea la electronegatividad del anión en comparación con la del SCN-, se favorecerá el desarrollo otra reacción a la que se quiere estudiar. Tabla 8. Parámetros óptimos para el método del tiocianato de amonio para determinar iones férricos. Parametro pH Tiempo Concentración de SCN-

Valor Optimo 1-3 60 y 120 minutos Una concentración saturada de tiocianato, porque se observó en la gráfica que a concentraciones muy altas en nuestro caso a partir de 8675.205 se da la mayor absorbancia por parte del complejo

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Límite de concentración con % Ep minimo Aniones que interfieren (en orden creciente) Límite de detecciÓn del método (LDD)

3.13%

Tartrato y Oxalato 0.8201 µg/mL Fe3+

Discusiones Empezamos con la selección de los tubos para ser usados como cubetas y se toman como criterios el que la superficie de los mismos sea homogénea y de igual grosor, para que de esta manera se produzca una dispersión de la luz análoga en todos los tubos, esto se logró al fijar un valor de transmitancia arbitrario (%T=95) de tal forma que la lectura del aparato no fuera mayor a ±2%T. En nuestro caso los 20 tubos seleccionados entraron en los criterios ya mencionados, una vez realizado esto se procedió a realizar una curva de calibración de fe3+ por el método de NH4SCN donde existe una tendencia lineal en la curva tipo, así que podemos decir que la curva cumple la ley de Bouger y Beer, lo que podemos comprobar observando la ecuación obtenida a partir del gráfico, en particular el valor de R2 o sea del coeficiente de correlación el cual es muy cercano a uno. Para el método de ringbom se determinar el intervalo óptimo de concentraciones y se realizó la linealización de la curva para marcar el intervalo óptimo de concentraciones y obtener la ecuación de la recta para el cálculo del error fotométrico que fue de 3.13% lo que nos indica que se realizó un trabajo aceptable ya que el porcentaje del error fotométrico debe de ser menor o igual al 5% porque ese es el error que manejan los espectrofotómetros que se encuentran para uso en el laboratorio. El límite de detección del analito se puede definir como la concentración de analito que proporciona una señal igual a la señal del blanco más tres veces la desviación estándar del blanco. Esto nos sirve para calcular la concentración mínima de analito que puede detectar nuestro método espectrofotométrico, el cual se calculó mediante la desviación estándar del blanco y al sustituirlo en la ecuación se encontró que este es de 0.8201 μg/mL. Una vez realizado esto se procedió a estudiar algunos factores que afectan el diseño de un método espectrofotométrico, entre los cuales se tienen los siguientes: -Estabilidad del color en función del tiempo: la formación de color se llevó a cabo de manera rápida experimentando un desvanecimiento al incrementarse el tiempo de reposo, probablemente debido a la descomposición por la luz y/o por el calor, por lo cual no es estable el color. Lo ideal sería que la reacción de formación de color sea rápida para que los resultados analíticos puedan obtenerse con rapidez, y que

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las especies coloreadas sean estables con el tiempo de forma que no sea necesario realizar el análisis en un tiempo prefijado. -Efecto de la concentración del cromógeno: se encontró que la concentración de tiocianato óptima para esta reacción debe ser una concentración saturada de tiocianato, porque se observó en la gráfica que a concentraciones muy altas en nuestro caso a partir de 8675.205 se da la mayor absorbancia por parte del complejo colorido ya que a esta concentración la reacción es prácticamente completa al haber cantidades estequiométricas de los reactivos, provocando que la adición de más cromógeno de cómo resultado pequeños incrementos de la absorbancia. Si por el contrario, la reacción no es completa, la adición de cantidades crecientes de cromógeno, desplazará el equilibrio hacia la formación de más especie coloreada, provocando un aumento en la absorbancia. -Efecto del pH: En nuestro caso el pH óptimo para que se lleve a cabo la reacción es de 1-3, al ir aumentando el pH, se incrementa la cantidad de –OH en el medio y al ser esta especie más electronegativa que el tiocianato se favorece otra reacción a la que se pretende estudiar. Cuando el control de pH es muy crítico se deben utilizar soluciones reguladoras, o bien, ajustar el pH al valor deseado con ayuda de un potenciómetro. *Efecto de algunos aniones: En este caso la diferencia de electronegatividades de algunos aniones produce reacciones indeseables que modifican la formación del color; tal es el caso del Tartrato y del oxalato que al ser más electronegativos que el tiocianato, reaccionan con el Fe3+ originando otra sustancia con coloración diferente. En el caso del fosfato y fluoruro se produce una disminución pequeña en la absorbancia, ya que la mayor parte del fierro reacciona con el tiocianato y esto nos indica que no hay una gran diferencia en electronegatividades entre estos dos aniones. Conclusiones  Es posible usar tubos normales de ensaye como cubetas siempre y cuando cumplan con ciertas características.  Los parámetros que pueden interferir en un método espectrofotométrico son: pH, tiempo, temperatura, concentración del cromógeno, etc  La gráfica de Ringbom permite determinar los límites de concentración donde se presenta el mínimo error fotométrico. Bibliografía 

Ayres. G.H. 1970. Análisis Químico Cuantitativo. 2ª edición. Editorial Harla. México, D.F. Pp. 475-488.

Instituto Politécnico Nacional “Escuela Nacional de Ciencias Biológicas” ________________________________________________________________________________  Miller, J.C & J.N. Miller. 2002. Estadística y Qimiometría

para Química Analítica. 4ª edición. Editorial Prentice Hall. México, Pp. 125-130.