Informe analisis instrumental practica 1

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Cuantificación de Fe(II) por espectroscopia visible 
Químicas.. Cali, Colombia, 
 
Resumen 
En esta práctica se llevó a cabo la cuantificación de Fe(II) en una muestra de jarabe ferroso por medio 
de la espectroscopia visible, haciendo uso de un espectrofotómetro modelo Genesys 20, que mide la 
absorbancia de la luz, la cual es proporcional a la cantidad del analito que se va a analizar. Con ayuda 
de un barrido espectral, se encontró que la longitud de onda de mayor absorbancia era de 510nm.En 
base a la absorbancia obtenida de las 6 soluciones patrón, se construyó una curva de calibración 
tradicional, utilizando una solución “blanco” para configurar el equipo y así detectar únicamente el 
hierro en cada solución. A partir de esto, se obtuvo una concentración de hierro (II) de 3572ppm y 
17784.8ppm de sulfato ferroso en muestra problema; al compararlo con el valor teórico registrado en la 
etiqueta del producto se logró tener un porcentaje de error de 55.5% y 57% respectivamente. 
Finalmente, se pudo llegar a la conclusión de que la espectrometría es un método efectivo, fácil y de 
alta precisión para la determinación de contenido de hierro en la muestra. 
 
Palabras clave: Curva de calibración, espectroscopia, analito, absorbancia. 
 
 
Introducción 
 
El estudio a nivel químico requiere el uso de 
técnicas analíticas que permiten la 
determinación cualitativa y cuantitativa del 
analito a estudiar. Uno de los métodos más 
usados es la espectroscopia visible, que consiste 
en la medida de la absorción de las radiaciones 
electromagnéticas comprendidas en un 
intervalo espectral de 400 a 800 nm para la 
región visible. El instrumento que se usa es el 
espectrofotómetro, el cual mide la absorbancia 
de la luz incidente que pasa a través de la 
muestra. Consta de un sistema óptico capaz de 
producir luz monocromática en la región de 200 
a 800 nm, una celda para contener la muestra y 
un detector apropiado para determinar la 
absorbancia. Cuando se emplean 
espectrofotómetros de doble haz, la celda que 
contiene el “blanco” se coloca en el haz de 
referencia. Las celdas empleadas para la 
solución “muestra” y el “blanco” deben tener 
las mismas características espectrales1. 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1. Espectrofotómetro y su función2. 
Por otra parte, la calibración es un 
procedimiento analítico utilizado en análisis 
cuantitativo, que implica la construcción de una 
curva de calibración, la cual es una 
representación gráfica de un método analítico, 
generalmente a concentraciones conocidas de 
analito3. El ajuste de la curva de calibración se 
hace por el método de los mínimos cuadrados, 
que consiste en buscar una recta, la cual haga 
que la suma de los cuadrados de las distancias 
verticales entre cada punto experimental y la 
recta de calibrado sea mínima o tienda a cero4. 
 
 
Figura 2. Curva de calibración lineal5. 
Mediante una curva de calibración se relaciona 
proporcionalmente la concentración de la 
muestra en función de la propiedad a estudiar, 
que en este caso sería el nivel de absorbancia. 
 
La ley que rige esta técnica analítica es la ley de 
Bouguer-Lambert-Beer, la cual se puede decir 
que se usa como un medio matemático utilizado 
para expresar de qué forma la materia absorbe 
la luz. A medida que la luz atraviesa un medio 
que la absorbe, la cantidad de luz absorbida en 
cualquier volumen corresponde a la intensidad 
de luz que incide, luego se multiplica por el 
coeficiente de la absorción. Frecuentemente la 
intensidad de un haz de luz incidente declina 
significativamente a medida que pasa a través 
del medio absorbente6. 
 
Ecuación 1. Ley de Bouguer-Lambert-Beer 
𝐼0 
log10 ( 
𝐼 
) = 𝜀𝑐𝑙 
Considerando en la explicación teórica, en esta 
práctica de laboratorio se aplicó la técnica de 
espectroscopia visible para la cuantificación de 
hierro (II) y sulfato ferroso en una muestra de 
jarabe de sulfato ferroso, para así llegar a la 
curva de calibración tradicional usando el 
blanco como referencia. 
 
Dado que el objetivo de esta práctica es la 
cuantificación de Fe(II), se redujo el Fe3+ a Fe2+ 
con ayuda del clorhidrato de hidroxilamina, 
como se muestra en la ecuación química 1. 
Seguido de esto, se dio la formación de un 
complejo coloreado rojo-naranja al añadir O- 
fenantrolina, como se observa en la ecuación 
química 2. Por último, se empleó la 
espectrofotometría para determinar la 
concentración del analito según las soluciones 
patrón preparadas. 
4𝐹𝑒3+ + 2𝑁𝐻2𝑂𝐻 → 4𝐹𝑒2+ + 𝑁2𝑂 + 6𝐻+ + 𝐻2𝑂 
Ecuación química 1. Reacción Fe(III) con 
hidroxilamina 
3𝐶12𝐻8𝑁2 + 𝐹𝑒2+ → [(𝐶12𝐻8𝑁2)𝐹𝑒]2+ 
Ecuación química 2. Formación del complejo 
entre Fe(II) y o-fenantrolina 
Metodología 
● Materiales 
Tabla 1. Listado de materiales necesarios para 
el desarrollo de la práctica 
DESCRIPCION DEL ITEM CANTIDAD 
Vidrio reloj pequeño 1 
Espátula metálica pequeña 1 
Espátula acanalada 1 
Pipeta graduada 1mL 1 
Pipeta volumétrica 1mL 1 
Pipeta volumétrica 2 mL 1 
Pipeta volumétrica 3 mL 1 
Pipeta volumétrica 4mL 1 
Pipeta volumétrica 5 mL 1 
Pipeta graduada 10mL 1 
Pipeta volumétrica 10 mL 1 
Micropipeta 100-1000µL 1 
Puntas para Micropipeta 
100-1000µL 
1 
 
Sulfato ferroso amoniacal 
hexahidratado 
0,01g 
Ácido sulfúrico 1mL 
Ácido clorhídrico 5mL 
Clorhidrato de hidroxilamina 2,6g 
Acetato de sodio trihidratado 2,8g 
o-fenantrolina 0,05g 
Etanol 96% 5mL 
Jarabe de Sulfato Ferroso 1mL 
● EQUIPOS 
Tabla 3. Listado de equipos necesarios para el 
desarrollo de la práctica 
 
DESCRIPCION DEL ITEM CANTIDAD 
Balanza analítica 1 
Espectrofotómetro Genesys 20 1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
● REACTIVOS 
Tabla 2. Listado de reactivos necesarios para 
el desarrollo de la práctica 
● PREPARACIÓN: 
Para realizar de manera adecuada el laboratorio, 
se llevó a cabo preparación del complejo Fe2+ 
(o-fenantrolina), se tomaron 6 balones aforados 
de 50mL, marcados de forma ascendente del 1 
al 6, en donde se le adicionaron los siguientes 
volúmenes 0, 1, 2, 3, 4 y 5 mL de solución 
patrón de hierro (II) y a cada uno de ellos se 
añadió orden: 2,5mL de la solución de 
clorhidrato de hidroxilamina al 10%p/V, 1 mL 
de la solución de acetato de sodio 2M, 0,5 mL 
del HCl 1M y por último 10mL de la solución 
de o-fenantrolina al 0,1%p/V (estas soluciones 
ya estaban hechas previamente). Después, se 
dejó reposar durante 30 minutos para la 
generación de un color estable, cuando ya 
estaba en temperatura ambiente la solución, se 
diluyó con agua destilada hasta completar el 
Pera 1 
Frasco lavador 1 
Balón aforado 10mL 2 
Balón aforado 20mL 1 
Balón aforado 25mL 3 
Balón aforado 50mL 7 
Estufa 1 
Balón aforado 100mL 1 
Embudo de caña corta 1 
Beaker 10mL 1 
Beaker 25mL 1 
Beaker 50mL 2 
Varilla de agitación 1 
Gotero 2 
Celdas plásticas N/A 
Papel para pesar N/A 
Papel Filtro N/A 
Papel Kimwipes N/A 
 
DESCRIPCION DEL ITEM CANTIDAD 
 
Absorbancia 510nm 
Aborbancia 
0 
3 
4 
3 
2 2 
1,014 1 1 
0 0 0 Blanco 
Aborbancia 2 Aborbancia 1 
 
Concentración (ppm) 
 
Volumen Fe(II) (mL) 
 
Solución estándar 
aforo. Antes de realizar la lectura en el 
espectrofotómetro, se debe agitar muy bien 
cada solución. Se encendió el 
espectrofotómetro 20 minutos antes de usarlo, 
se hizo el barrido espectral con el fin de 
determinar la longitud de onda de máxima 
absorbancia para el complejo de Fe(II) o- 
fenantrolina. Asimismo, se seleccionó la 
longitud de onda máxima de absorción en el 
espectrofotómetro, para ello se tomó la solución 
a la que le adicionó 3 mL de solución patrón de 
hierro (II), luego se efectuó un barrido entre 400 
y 600 nm, con intervalo de 10 nm. Se utilizaron 
dos celdas para el espectrofotómetro, una para 
el blanco y otra para las muestras. 
Anteriormente, se purgó las celdas tres veces 
con la solución blanco hasta que mostró la 
lectura indicada. A partirde esto, se realizó la 
lectura para cada una de las soluciones. 
 
Cálculos y resultados 
Para realizar la curva de calibración tradicional, se necesita conocer la concentración de hierro en cada 
una de las soluciones estándar en forma de partes por millón (ppm). Para esto, se calculó la 
concentración de hierro en la solución patrón como se muestra en la ecuación 2. 
 
Ecuación 2. Concentración de Fe(II) en sln estándar 
 
 
0.0089𝑔 𝑠𝑎𝑙 𝑀𝑜ℎ𝑟 ( 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑠𝑎𝑙 𝑑𝑒 𝑀𝑜ℎ𝑟 
) ( 
1 𝑚𝑜𝑙 𝐹𝑒2+ 
) ( 
1 𝑚𝑜𝑙 𝐹𝑒2+ 
) = 9.08𝑥10−4 
392.13𝑔 𝑠𝑎𝑙 𝑑𝑒 𝑀𝑜ℎ𝑟 1 𝑚𝑜𝑙 𝑠𝑎𝑙 𝑑𝑒 𝑀𝑜ℎ𝑟 0.025𝐿 𝑠𝑙𝑛 𝐿 𝑠𝑙𝑛 
 
A continuación, se calculó la concentración de hierro en las demás soluciones por medio de la ecuación 
3. 
 
Ecuación 3. Concentración Fe(II) demás soluciones 
 
𝑚𝑜𝑙 𝐹𝑒2+ 
9.08𝑥10−4 ( 𝐿 𝑠𝑙𝑛 𝑝𝑎𝑡𝑟ó𝑛 𝑎ñ𝑎𝑑𝑖𝑑𝑜𝑠 
55845𝑚𝑔 𝐹𝑒2+ 
) ( 
 
) = 𝑝𝑝𝑚 𝐹𝑒2+ 
𝐿 𝑠𝑙𝑛 0.05𝐿 𝑠𝑙𝑛 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑙𝑒𝑗𝑜𝑚é𝑡𝑟𝑖𝑐𝑎 1 𝑚𝑜𝑙 𝐹𝑒2+ 
 
𝑚𝑜𝑙 𝐹𝑒2+ 
9.08𝑥10−4 ( 
𝐿 𝑠𝑙𝑛 
0.001𝐿 
0.05𝐿 
)(
 
55845𝑚𝑔 𝐹𝑒2+ 
1 𝑚𝑜𝑙 𝐹𝑒2+ 
 
) = 1.014 𝑝𝑝𝑚 𝐹𝑒2+ 
Los resultados obtenidos para la concentración se registraron en la tabla 4; los cálculos estadísticos se 
realizaron por medio de Excel y se registraron en la tabla 5. Cabe resaltar que la longitud de onda de 
máxima absorbancia fue detectada en 510 nm en la práctica con el grupo anterior, por lo tanto, se ajustó 
el espectrofotómetro a este valor de longitud de onda para tomar las mediciones 
 
Tabla 4. Datos obtenidos concentración y absorbancia 
 
Curva de calibración tradicional 
1,2 
 
1 
 
0,8 
 
0,6 
 
0,4 
 
0,2 
 
0 
0 1 2 3 4 5 6 
Concentración Fe(II) (ppm) 
Tabla 5. Cálculos estadísticos 
 
Solución Desv. Estándar Varianza %Coe. Variación 
1 0,005033223 2,5333E-05 2,463241251 
2 0,015716234 0,000247 3,978793328 
3 0,024440404 0,00059733 4,048658814 
4 0,050089919 0,002509 6,397179967 
5 0,044710178 0,001999 4,471017781 
 
 
 
 
 
 
y = 0,195 
 
6x + 0,0017 
 
 R² = 0,9996 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Gráfica 1. Curva de calibración tradicional, concentración de Fe(II) vs Absorbancia 
Ahora, se calculó la concentración de Fe (II) en una muestra problema (Jarabe de sulfato ferroso) con 
los datos obtenidos en la tabla 6. Los cálculos estadísticos se presentan en la tabla 7. 
 
Tabla 6. Datos de absorbancia muestra problema 
 
Solución Absorbancia 1 Absorbancia 2 Absorbancia 3 Absorbancia promedio 
Muestra problema 0,354 0,446 0,253 0,351 
 
Tabla 7. Cálculos estadísticos muestra problema 
 
Solución Desv. Estándar Varianza %Coe. Variación 
Muestra problema 0,096534968 0,009319 27,50283982 
 
El cálculo de la concentración se realiza al despejar x de la ecuación de la recta obtenida en la curva de 
calibración tradicional (gráfica 1), como se muestra en la ecuación 4. 
 
Ecuación 4. Despeje de x de la ecuación de la recta 
𝑦 − 𝑏 
𝑥 = 
𝑚 
 
𝑥 = 
0.351 − 0.0017 
= 1.786 𝑝𝑝𝑚 𝐹𝑒2+ 
0.1956 
A
b
so
rc
ió
n
 p
ro
m
ed
io
 (
n
m
) 
Posteriormente, se aplica dos factores de dilución al resultado obtenido: 1/100 y 1/20, como se muestra 
a continuación en la ecuación 5. 
 
Ecuación 5. Corrección por factor de dilución 
1.786 𝑝𝑝𝑚 𝐹𝑒2+ × 100 × 20 = 3572𝑝𝑝𝑚 𝐹𝑒2+ 
 
Teniendo en cuenta que la concentración de hierro teórico del jarabe es 8033.3 (según los 803.33mg 
reportados en la etiqueta del producto – ilustración 1) se realizó el calculo del porcentaje de error con 
la ecuación 6. 
 
 
Ilustración 1. Datos teóricos jarabe sulfato ferroso 
 
 
 
 
%𝑒𝑟𝑟𝑜𝑟 = 
Ecuación 6. Porcentaje de error 
|𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 − 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙| 
 
 
𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 
 
 
× 100 
 
 
%𝑒𝑟𝑟𝑜𝑟 = 
|8033.3 − 3572| 
8033.3 
 
× 100 = 55.5% 
 
Ahora se calculó la concentración de sulfato ferroso heptahidratado (FeSO4.7H2O) en la muestra 
problema teniendo en cuenta la concentración de hierro calculada anteriormente, como se muestra en 
la ecuación 7. 
Ecuación 7. Concentración sulfato ferroso heptahidratado 
 
𝑚𝑔 𝐹𝑒2+ 1 𝑚𝑜𝑙 𝐹𝑒2+ 1 𝑚𝑜𝑙 𝐹𝑒𝑆𝑂4 ∙ 7𝐻2𝑂 278050𝑚𝑔 𝐹𝑒𝑆𝑂4 ∙ 7𝐻2𝑂 𝑚𝑔 𝐹𝑒𝑆𝑂4 ∙ 7𝐻2𝑂 
3572 ( 
55845𝑚𝑔 𝐹𝑒 2+
) ( 
1 𝑚𝑜𝑙 𝐹𝑒 2+ 
) ( 
1 𝑚𝑜𝑙 𝐹𝑒𝑆𝑂4 ∙ 7𝐻2𝑂 
) = 17784.8 
𝐿
 
 
Por último, teniendo en cuenta que la concentración teórica de sulfato ferroso heptahidratado es de 
40000ppm (según los 4 gramos reportados en la etiqueta del producto – ilustración 1) se realizó el 
calculo de porcentaje de error según la ecuación 6. 
 
 
%𝑒𝑟𝑟𝑜𝑟 = 
|40000 − 17784.8| 
40000 
 
× 100 = 57% 
 
Análisis de resultados 
Se buscó cuantificar la concentración de hierro (II) en una muestra de jarabe de sulfato ferroso 
(ilustración 2) por medio de la técnica de espectrofotometría, con el uso del espectrofotómetro visible 
Genesys 20 de haz monocromático, perteneciente a la compañía Thermo Fisher Scientific7. Esta técnica 
es muy utilizada para caracterizar átomos o moléculas debido a que permite medir el espectro de 
absorción en amplios rangos de longitudes de onda. De este modo, podemos calcular la concentración 
de analito en una muestra debido a que la absorbancia es proporcional a la cantidad de analito a analizar 
en la muestra problema, lo que se conoce como “densidad óptica”. Dado que se empleó luz visible para 
el desarrollo del experimento, las celdas utilizadas en el equipo estaban compuestas de plástico, debido 
a que este material no absorbe la radiación en la región de interés, es decir, son totalmente transparentes 
a la luz en longitudes de onda entre 380 y 780 nm del espectro visible8, 9. Este espectrofotómetro esta 
compuesto por una fuente de luz proveniente de una lampara de tungsteno que permite el completo 
espectro visible, un monocromador y un sistema de detección10. 
 
Ilustración 2. Jarabe de sulfato ferroso 
Para llevar a cabo el análisis, se empleó una técnica de colorimetría, que se basa en obtener una muestra 
coloreada que absorbe la radiación en el espectro visible por parte del espectrofotómetro11. Para lograr 
esto, se redujo el Fe3+ a Fe2+ por medio de un exceso de hidroxilamina, por el motivo de que el Fe3+ no 
presenta absorción en la longitud de onda seleccionada. Seguido de esto, se reacciona el Fe2+ con O- 
fenantrolina para formar un complejo coloreado rojo-anaranjado absorbible en la longitud de onda 
elegida, la cual es, por medio de un barrido espectral, de 510 nm. Es importante tener en cuenta que la 
formación de este complejo se da a un pH bajo o ácido, por lo que se añade HCl para asegurarse que el 
complejo se mantenga estable. Adicional a esto, se agrega una solución de acetato de sodio que juega 
el papel de buffer, con el objetivo de mantener el equilibrio químico y neutralizar el ácido que se forma 
𝐿 
en la reducción del hierro (ecuación química 1). Este proceso evita que se formen interferencias 
químicas. 
 
A pesar de lo anterior, antes de calcular la concentración de hierro en la muestra problema se prepararon 
seis soluciones patrón con una concentración conocida de hierro. Con base a estas soluciones, se 
construyó una curva de calibración tradicional (Gráfica 1) a partir de la cantidad de sal de Mohr añadida 
a cada solución, la cual aumentaba según cada patrón. El espectrofotómetro utilizado permite relacionar 
la intensidad del color en la muestra con la cantidad de analito en estas, por lo que a medida que se 
añadía más solución a cada muestra, el color se tornaba mas intenso, dando resultado a mediciones más 
altas de absorbancia, al haber mayor número de moléculas en solución, generando una mayor 
interacción entre ellas y la luz del equipo. Para estas mediciones se empleó un “blanco” con el propósito 
de corregir la absorbancia de cada solución patrón con hierro, es decir, la solución “blanco” resta la 
absorbancia de los demás componentes en las soluciones para realizar únicamentela medición del 
hierro. 
 
Las mediciones realizadas se basan en la Ley de Bouguer-Lambert-Beer, donde se establece que la 
absorbancia es directamente proporcional al camino óptico y la concentración de la muestra6. Según 
esto, se espera que la curva de calibración sea lineal, sin embargo, múltiples desviaciones pueden 
presentarse por algún efecto matriz que influya en la respuesta del instrumento, errores durante el 
experimento o un mal uso del propio equipo o las celdas. Algunos errores pudieron suceder en el 
momento de la preparación de soluciones, pues una mala medición de las cantidades a utilizar podría 
desviar los resultados, además de haber realizado un aforo no muy preciso con agua en los balones con 
las soluciones, lo que afectaría su concentración. Otra causa de error se pudo presentar en la preparación 
de las soluciones patrón y el blanco, pues se debía agregar en un orden especifico y con volúmenes 
precisos las diferentes soluciones, lo cual pudo variar volumétricamente al usar varias pipetas al tiempo. 
También pudo suceder que las celdas portamuestras tuvieran rayones en sus caras transparentes o 
estuvieran sucias, lo que impediría el paso completo del haz de luz y afectaría las soluciones. Todos 
estos errores son muy importantes, pues según la ecuación 6, se obtuvieron porcentajes de error del 
55.5% y 57%, lo que da a entender que se cometieron varios errores durante el procedimiento y se 
obtuvo aproximadamente la mitad de la cantidad de hierro y sulfato ferroso, respectivamente a los 
porcentajes. Cabe resaltar que los cálculos y la gráfica se realizaron con los valores promedio de otros 
dos grupos, al igual que los parámetros estadísticos. 
Refiriéndonos ahora a la gráfica, el parámetro de linealidad obtenido se puede decir que es acorde a lo 
esperado, a pesar del porcentaje de error, pues el coeficiente de correlación (R2) fue de 0.9996, lo que 
indica que existe una relación lineal entre la absorbancia y la concentración de hierro en las soluciones. 
Sin embargo, el porcentaje de coeficiente de variación dio valores bastante altos, tanto en las soluciones 
patrón (Tabla 5) como en la muestra problema (Tabla 7), lo que indica que los datos de los tres grupos 
están dispersos entre sí, lo cual se puede confirmar teniendo en cuenta la desviación estándar. Es 
importante tener en cuenta que, en las soluciones patrón, los datos se dispersan mas entre si a medida 
que la concentración de hierro en ellas aumenta, lo que significa que en las primeras soluciones hubo 
menor diferencia que en las últimas. 
 
Conclusión 
• Por medio de la espectrofotometría se pudo calcular efectivamente la concentración de Fe(II) 
presente en la muestra de Jarabe de Sulfato Ferroso. 
• Basándose en la Ley de Bouguer-Lambert-Beer, podemos obtener valores de Fe(II) y sulfato 
ferroso cercanos a la realidad, sin embargo, por errores cometidos durante el proceso 
experimental, la exactitud se vio afectada, provocando porcentajes altos de error de 55.5% y 
57% respectivamente. 
• La correlación entre los datos de los diferentes grupo estuvo ligeramente dispersa, indicando 
una separación entre los datos. 
 
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