Determinación Espectrofométrica De Hierro En Tabletas De Vitamina

Determinación espectrofotométrica de hierro en tabletas de vitamina

Datos y muestra de cálculos :

se identifican muestras de hierro en tabletas de vitamina , utilizando un espectrofotómetro para medir la absorbancia de cada una de las soluciones de hierro que se tomaron, a una longitud de onda de 510nm , las cuales fueron tratadas con citrato de sodio para tener un ph aproximado de 3,5 . Las muestras de Fe fueron tratadas después con hidroquinona y o- fenantrolina 2ml y 3ml respectivamente, también se calculó la absorbancia del blanco respectivo y del jarabe . Los datos se presentan en la tabla que se presenta a continuación.

Tabla 1. Muestra de mililitros de solución y gotas de citrato de sodio

Solución de hierro (ml) gotas citrato de sodio

4 12

4,5 13.5 - 14

5 15

Blanco 30

jarabe 30

Resultados :

Tabla 2. Muestra de absorbancias todas las muestras.

Estos fueron los datos recolectados durante la práctica. Para cada volumen de Fe estándar se realizó la experimentación tres veces y por ende se va trabajar la práctica con el promedio de las tres. Para la muestra desconocida estos fueron los resultados:

Tabla 3. Absorbancia desconocido.

En cuanto al blanco estos son los datos:

Tabla 4. Absorbancia blanco.

Muestra de cálculos y resultados:

Grafica 1. Absorbancia VS mililitros de solución Fe

Se realizó una curva de calibración esta consiste en una gráfica del promedio absorbancia contra volumen de Fe en la solución estándar. De esta grafica se calculó la pendiente y el intercepto en el eje y mediante el uso de las siguientes ecuaciones:

Pendiente:

Intercepto:

Dando los siguientes resultados:

Tabla 5. Método mínimos cuadrados

Luego se calculó la molaridad de cada una de las soluciones estándar, es se halló al convertir los 40 microgramos presentes en la solución a moles y dividir en la cantidad en litros de solución usada. También se halló la absorbancia molar de cada solución mediante la ecuación:

1.ε=A/(b*c) Ecuación Beer lambert

Donde ε es la absorbancia molar, A la absorbancia, c concentración (molar) y b la longitud de la celda usada, para nuestro caso 1 cm. Esto nos dio los siguientes resultados:

Tabla 6. Molaridad , absorbancia y absorbancia molar de ml de fe

Análisis de resultados :

Los metales no pueden absorber luz, es por esto que se hace una reacción, donde se usó o -fenantrolina para crear un complejo que pudiera absorber luz.

Para la formación de complejos se necesita un ion metálico (M), el cual va ser nuestro ion central del complejo, los ligandos (L) se unen al ion central mediante un enlace covalente coordinado.

2.M(ion metálico)(aceptor)+L (donador)=ML_n (complejo)

Según la ecuación 2 se puede decir que la formación de complejos actúan como la teoría de ácido-base de Lewis, donde mi acido de Lewis es el aceptor de pares electrones el cual sería mi ion metálico, y mi base de Lewis es el ligando el cual dona los pares de electrones.

Se crea el complejo cuando 〖Fe〗^(+3) es reducido a 〖Fe〗^(+2) , cuando ya se tiene el 〖Fe〗^(+2) se puede lograr el complejo 1,10- fenantrolina ya que se vuelve más estable la reacción, para esto se utilizó la hidroquinona, la cual es utilizada para reducir el hierro férrico (〖Fe〗^(+3)) a hierro ferroso (〖Fe〗^(+2)), La 1,10-fenantrolina (C12H8N2) es un compuesto orgánico que forma complejos fuertes con algunos iones de metales. El complejo [Fe(fenan)3]2+, es utilizado para determinaciones fotométricas de 〖Fe〗^(+2). Para formar, este complejo es necesario lograr un pH aproximado de 3.5 en el cual el complejo se forma, uniendo el hierro ferroso a la 1,10-fenantrolina. Ya que el hierro se comporta como una base esta se puede oxidar muy fácil, por ende para mantener nuestro complejo se necesita mantener un ph bajo y constante, para evitar la oxidación del 〖Fe〗^(+2) y que se pueda formar el complejo se necesita usar citrato de sodio el cual nos ayuda a mantener el ph a 3,5, el complejo es como a continuación se presenta.

La absorbancia es la cantidad de luz que absorbe la muestra, para nuestros cálculos analíticos se usa la ley de Beer- Lambert ecuación 1 . Según esto, nuestras muestras iban en crecimiento en concentración, esto disminuiría nuestra absorbancia molar, pero no es así, esta tiene que subir, ya que nuestra absorbancia depende de la concentración de nuestro complejo, el cual es el que puede absorber la luz. Las absorbancias obtenidas no muestran mucha diferencia, estas mínimas diferencias de cantidad puede haber sucedido en la medición del ph de la solución, ya que no se tenía un buen control de este, se tuvo que aproximar a cierto color con un papel de ph solo por observación, y el punto 3,5 tenía un color amarillo naranja, no muy fácil de percibir. Si existe alguna diferencia significativa en la medición del ph , afectaría la concentración de nuestro complejo , y en este caso el complejo es que puede absorber luz , ya que si no se tiene bien el ph , nuestro Fe puede oxidarse , y no se daría el complejo .

Se pude ver que según la ecuación de beer Lambert , la concentración de molar es inversamente proporcional a la absorbancia molar , esto se debe a que nuestra molaridad está dividida por los L de solución , cada vez va disminuir más la concentración . También se puede ver que nuestra pendiente da un valor muy cercano a 1 , quiere decir que es casi una línea recta , entonces nuestra grafica nos muestra que la absorbancia sube en un estado proporcional a los mililitros de la solución .

Conclusiones :

Ya que nuestra grafica nos muestra una pendiente tan cercana a 1 , se puede decir que nuestro complejo de 〖Fe〗^(+2) con fenantrolina es efectivo ya que se está absorbiendo más luz de nuestro complejo ,cada vez que le aumentamos la concentración, cumple con la ley de Beer Lambert donde la recta de equilibrado tiene pendiente de 1 .

la absorbancia del blanco , el cual no tiene nada de nuestro complejo , es mucho menor a las absorbancias de las soluciones normales , esto quiere decir que los otros reactivos utilizados no absorben tanta luz, y no afectarían mucho , en la medición de absorbancia del complejo de hierro .

el complejo realizado en la práctica tiene el mismo centro de hierro que la hemoglobina y también está rodeado por heterociclos , esto indica que si tomamos una tabla de vitamina que tenga Fe , ayudara al transporte de oxígeno , y si tiene más Fe se podrá ver más el complejo .

5. Bibliografía:

“Harris. D”. “Quantitative Chemical Analysis”. 7ED. Freeman Company. 2007.

http://www.uclm.es/profesorado/pablofernandez/QG-07-complejos/complejos%20teoria.pdf (consultada Marzo 2014)

http://hotmath.com/hotmath_help/spanish/topics/line-of-best-fit.html ( consultado Marzo 2014)

http://www.upct.es/~minaeees/espectro_electromagnetico.pdf ( consultado Marzo 2014)

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