colorimetria, Apuntes de Química

¡Descarga colorimetria y más Apuntes en PDF de Química solo en Docsity! 1 PRÁCTICA 5 COLORIMETRÍA. LEY DE LAMBERT-BEER OBJETIVOS  Adquirir los conocimientos básicos sobre espectrofotometría de absorción visible, incluyendo la Ley de Lambert-Beer y sus aplicaciones en Química.  Se llevará a cabo la determinación cuantitativa de un compuesto químico. FUNDAMENTO TEÓRICO Espectrofotometría ultravioleta visible. Ley de Lambert-Beer. Los métodos espectroscópicos de análisis están basados en la medida de la radiación electromagnética que es absorbida o emitida por una sustancia. En función de ello se clasifican fundamentalmente en:  Métodos de absorción: Se basan en la disminución de la potencia de un haz de radiación electromagnética al interaccionar con una sustancia.  Métodos de emisión: Se basan en la radiación que emite una sustancia cuando es excitada previamente por medio de otro tipo de energía (térmica, eléctrica…).  Métodos de fluorescencia: Se basan en la radiación que emite la sustancia cuando es excitada previamente por un haz de radiación electromagnética. Otras clasificaciones de los métodos espectroscópicos se establecen en función de la región del espectro electromagnético que interviene en la técnica. Así, pueden utilizarse regiones como rayos X, ultravioleta, visible, infrarrojo, microondas, etc. En la Fig. 1 pueden verse las regiones del espectro electromagnético, en función de los valores de la longitud de onda (λ) de cada radiación: Figura 1. Esquema del espectro electromagnético 2 En la Fig.1 puede también observarse como la luz visible para el ojo humano constituye únicamente una pequeña parte del espectro electromagnético. Dado que los primeros métodos espectroscópicos desarrollados corresponden a la región del visible recibieron la denominación de métodos ópticos, la cual se utiliza todavía con frecuencia. A continuación, se ofrece una breve información sobre la ley de Lambert-Beer y la espectrofotometría de absorción en la región visible del espectro. Si se considera que se dispone de una fuente de radiación y se hace llegar a la muestra un haz de radiación, de longitud de onda previamente seleccionada, cuya potencia es P0, la muestra de espesor b absorbe una parte de esa radiación incidente, de forma que la potencia del haz disminuye después de atravesar la muestra siendo su nueva potencia P. El cociente entre la potencia de la radiación que sale de la muestra y la de la que incidió sobre ella, se define como transmitancia (T): T=P/P0. La transmitancia también puede expresarse en tanto por ciento, multiplicando el cociente anterior por 100. Sin embargo, es más frecuente utilizar el concepto de absorbancia (A), o densidad óptica, que se define como el logaritmo de la transmitancia cambiado de signo: A = log (P0/P) = - log T De acuerdo con estas expresiones, si la muestra no absorbe radiación, P y P0 coinciden, por lo tanto A=0, y se transmite toda la radiación T=1 (100% de transmitancia). Si, en otro caso, se transmite solo un 1% de radiación (T=0.01), P=P0/100, la absorción de radiación que ha tenido lugar corresponde a A=2. Al incidir radiación electromagnética visible sobre la materia, esta puede ser totalmente absorbida o totalmente reflejada. En el primer caso el objeto aparecerá de color negro y en el segundo de color blanco. Puesto que nosotros percibimos los objetos por medio de la luz reflejada, si hacemos incidir un haz de luz blanca (que contiene todas las longitudes de onda en el rango del visible) sobre un objeto, éste absorberá ciertas longitudes de onda y reflejará otras, siendo éstas últimas las responsables del color. Se dice que este color (observado) es complementario del que se percibiría si la luz absorbida se pudiera detectar. Dado que en la parte experimental de esta práctica las medidas van a realizarse con espectrofotometría visible, es conveniente conocer para qué longitud de onda tiene cada color su máxima absorción, lo que se muestra en la tabla siguiente: 5 amoniacal de cobre, [Cu(NH3)4] 2+, es conocida, representándose el valor de absorbancia obtenida frente a la concentración (se ajustarán los datos experimentales a una recta, recta de calibrado, de acuerdo con la Ley de Lambert-Beer). Posteriormente se medirá la absorbancia de la muestra problema y utilizando la recta de calibrado, se determinará la cantidad de cobre presente en el problema. MATERIAL Y REACTIVOS Material Un vaso de precipitados de 50 mL 2 matraces aforados de 50 mL Una pipeta graduada de 5 mL Una pipeta graduada de 10 mL 10 frascos de polipropileno Un frasco lavador Un espectrofotómetro Cubetas espectrofotométricas. Reactivos Sulfato de cobre 0.1000 M Amoniaco (Dispensador 10 mL) PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL. En el manejo del espectrofotómetro han de observarse una serie de precauciones: ● No dejar huellas en las paredes de la cubeta espectrofotométrica. ● Enjuagar cuidadosamente la cubeta espectrofotométrica con la disolución que va a ser medida, antes de llenarla definitivamente. ● Realizar las medidas empezando por la disolución más diluida y acabando por la más concentrada. Construcción de la recta de calibrado 1. Coger 50 mL de una disolución patrón 0.1000 M de sulfato de cobre. 2. A partir de la disolución anterior y de una disolución de amoniaco preparar varias disoluciones del complejo [Cu(NH3)4] 2+ de concentración conocida. En concreto, estas disoluciones se prepararán mezclando 5.0 mL de amoniaco con 1.0, 2.5, 3.5, 5.0, 6.0, 7.5, 8.5 y 10.0 mL respectivamente de la disolución patrón de sulfato de cobre y enrasando en un matraz aforado de 50 mL con agua destilada. Las disoluciones se guardarán en frascos de polipropileno y se etiquetarán hasta el momento de medir su absorbancia. 3. Preparar la disolución que será utilizada como blanco. Para ello se pondrán 5.0 mL de amoniaco en un matraz aforado de 50 mL y se enrasará con agua destilada. 4. Elegir la longitud de onda a la cual se realizará posteriormente la medida de la absorbancia. Esa longitud de onda es la correspondiente al máximo de absorción, pues es ahí donde la sensibilidad es máxima. Además, las medidas de absorbancia en esa zona implican un menor error frente a pequeñas variaciones en la longitud de onda que las realizadas en cualquier otra zona de la banda de absorción. Para elegir la longitud de onda de medida, o bien se registrará por mesa un espectro como el de la Fig. 4, o bien se usará directamente el espectro de la imagen, que se ha obtenido midiendo la absorbancia 6 de una de las disoluciones preparadas anteriormente (la obtenida mezclando 5.0 mL de amoniaco y 8.5 mL de disolución patrón de cobre). Figura 4. Espectro UV-Vis del complejo del complejo [Cu(NH3)4] 2+ 5. Medir la absorbancia de cada una de las disoluciones preparadas (a la longitud de onda determinada en el apartado anterior). 6. Representar la recta de calibrado. Determinación de la cantidad de cobre en una muestra problema. 1. Medir la absorbancia (a la longitud de onda elegida para calibrar) de una muestra problema que contiene cobre. Dicha muestra es suministrada por el profesor y ha sido preparada mezclando una cantidad desconocida de disolución patrón de cobre con 5.0 mL de amoniaco. Esta determinación se realizará por duplicado. RESULTADOS Y CUESTIONES 1. Indica qué valor de longitud de onda has elegido para comprobar el cumplimiento de la ley de Lambert-Beer y para obtener una recta de calibrado para la determinación de concentraciones molares de [Cu(NH3)4] 2+ por medida de absorbancias. Justifica por qué has elegido este valor.   nm 400 500 600 700 800 0.0 0.2 0.4 0.6 0.8 1.0 A b so rb an ci a 7 2. Completar la siguiente tabla: Tabla 1. Datos de absorbancia, A , medidos a =______ nm, en función de la concentración molar de [Cu(NH3)4] 2+, C. Determinación de la concentración de una disolución problema. Disolución  V amoniaco  (mL)  V CuSO4 (mL)  C  [Cu(NH3)4] 2+  (M)  Absorbancia  medida  PATRÓN 1          PATRÓN 2          PATRÓN 3          PATRÓN 4          PATRÓN 5          PATRÓN 6          PATRÓN 7          PATRÓN 8          PATRÓN 9          PROBLEMA          3. Teniendo en cuenta los siguientes errores de escala del material usado: pipeta:________; matraz aforado:________ y que la disolución de CuSO4 es 0.1000M, calcula el error de escala de la concentración de la disolución 1 y deduce cuántas cifras significativas debe tener la concentración: error de escala:___________M; no. de cifras significativas:__________ 4. Presenta una figura (Fig. 1) de absorbancia frente a concentración molar de [Cu(NH3)4] 2+ a =_____ nm, y obtén la recta de calibrado por medio de un ajuste de mínimos cuadrados. 5. Halla la concentración (mol/L) de la disolución problema gráficamente a partir de la recta de calibrado. Señala dicho valor en la Fig. 1 6. Hallar la concentración de la disolución problema a partir de la expresión algebraica de la ley de Lambert-Beer. Para ello, es necesario obtener previamente el valor del coeficiente de absorción molar a partir de la pendiente de la recta de calibrado. Calcula la imprecisión de la concentración problema utilizando las imprecisiones de la absorbancia y de la pendiente de la recta de ajuste 7. Sabiendo que la muestra problema se preparó mezclando una cantidad desconocida de disolución patrón de cobre con 5.0 mL de amoniaco, determina cual fue el volumen de disolución patrón de cobre empleado.