A absortividade molar é uma medida da capacidade de um material absorver luz em uma determinada solução. Essa propriedade é frequentemente utilizada em química e física para determinar a concentração de uma substância em uma solução através da absorbância medida em um espectrofotômetro. Neste artigo, vamos abordar como calcular a absortividade molar e resolver exercícios práticos que envolvem essa grandeza, fornecendo uma explicação detalhada e passo a passo para facilitar o entendimento.
Métodos para determinar a absortividade molar de uma substância em solução.
Para determinar a absortividade molar de uma substância em solução, existem vários métodos que podem ser utilizados. Um dos métodos mais comuns é a espectrofotometria, que se baseia na medição da absorção de luz pela substância em diferentes comprimentos de onda.
Outro método é a Lei de Beer-Lambert, que relaciona a absorvância da solução com a concentração da substância e o comprimento da célula de medição. A fórmula para calcular a absortividade molar é ε = A/(c*l), onde ε é a absortividade molar, A é a absorvância da solução, c é a concentração da substância e l é o comprimento da célula de medição.
Além disso, a absortividade molar também pode ser determinada por meio da curva de calibração, onde são feitas medições da absorvância em diferentes concentrações conhecidas da substância. Com esses dados, é possível traçar uma curva e determinar a absortividade molar da substância em questão.
Em resumo, a absortividade molar de uma substância em solução pode ser determinada por meio de métodos como a espectrofotometria, a Lei de Beer-Lambert e a curva de calibração. Esses métodos são essenciais para a análise quantitativa de substâncias em solução e são amplamente utilizados em diversos campos da química e da bioquímica.
Portanto, é importante compreender e dominar esses métodos para calcular com precisão a absortividade molar de uma substância em solução.
Como calcular a absorbância de forma simples e eficiente em poucos passos práticos.
Para calcular a absorbância de forma simples e eficiente, você precisará seguir alguns passos práticos. A absorbância é uma medida da quantidade de luz absorvida por uma substância em uma determinada solução. Para calculá-la, siga os passos abaixo:
Passo 1: Meça a transmitância da solução utilizando um espectrofotômetro. A transmitância é a quantidade de luz que passa através da solução e é representada por T.
Passo 2: Calcule a absorbância utilizando a fórmula:
Absorbância (A) = log(1/T)
Passo 3: Substitua o valor da transmitância na fórmula e calcule o logaritmo. O resultado será a absorbância da solução.
Lembre-se de que a absorbância é uma medida adimensional e quanto maior o valor de A, maior a concentração da substância na solução. Utilizando esses passos simples, você será capaz de calcular a absorbância de forma rápida e eficiente.
Unidade da absortividade molar: o que é e como é determinada?
A absortividade molar é uma medida da capacidade de um composto em absorver luz em uma determinada faixa de comprimento de onda. Ela é representada pela letra grega epsilon (ε) e tem unidades de L mol-1 cm-1. Essa grandeza está relacionada à concentração de uma solução e à capacidade de absorção da substância presente nela.
Para determinar a absortividade molar de uma substância, é necessário medir a absorbância da solução em uma célula de cubeta conhecida e aplicar a Lei de Beer-Lambert. Essa lei estabelece que a absorbância é diretamente proporcional à concentração da substância e ao caminho óptico. A absortividade molar pode ser calculada a partir da equação ε = A / (c * l), onde ε é a absortividade molar, A é a absorbância, c é a concentração em mol L-1 e l é o caminho óptico em cm.
Para resolver exercícios envolvendo absortividade molar, é importante conhecer a Lei de Beer-Lambert e saber como aplicá-la corretamente. Além disso, é fundamental ter em mente a unidade de medida da absortividade molar, que é L mol-1 cm-1>.
Portanto, entender a definição e a determinação da absortividade molar é essencial para realizar cálculos e resolver problemas relacionados à absorção de luz por soluções químicas. Com o conhecimento adequado, é possível aplicar os conceitos de forma precisa e obter resultados confiáveis em experimentos e análises laboratoriais.
A conexão entre absortividade e absortividade molar: entenda a relação entre essas grandezas.
A absortividade e a absortividade molar são grandezas relacionadas que estão diretamente ligadas. A absortividade é uma medida da capacidade de um material absorver luz, enquanto a absortividade molar é a absortividade dividida pela concentração molar da substância. Em outras palavras, a absortividade molar leva em consideração a quantidade de substância presente em uma solução, tornando-a uma grandeza mais precisa para análises quantitativas.
Para calcular a absortividade molar, basta dividir a absortividade pela concentração molar da substância. A fórmula matemática para isso é:
Absortividade molar = Absortividade / Concentração molar
É importante lembrar que a absortividade molar é uma grandeza adimensional, o que significa que não possui unidades de medida. Essa propriedade facilita a comparação entre diferentes substâncias e soluções.
A absortividade molar é amplamente utilizada em química analítica e em estudos de espectroscopia, sendo uma ferramenta fundamental para determinar a concentração de uma substância em uma solução. Com ela, é possível realizar cálculos precisos e obter resultados confiáveis em análises laboratoriais.
Portanto, compreender a relação entre absortividade e absortividade molar é essencial para realizar cálculos e resolver exercícios relacionados a essas grandezas, garantindo a precisão e a exatidão dos resultados obtidos.
Absortividade molar: como calcular e resolver exercícios
A absortividade molar é uma propriedade química que indica a quantidade de luz pode absorver uma espécie em solução. Este conceito é muito importante na análise espectroscópica da absorção de radiação de fótons com energias na faixa ultravioleta e visível (Uv-vis).
Como a luz é composta de fótons com suas próprias energias (ou comprimentos de onda), dependendo da espécie ou mistura analisada, um fóton pode ser absorvido em maior grau que o outro; isto é, a luz é absorvida em certos comprimentos de onda característicos da substância.
Assim, o valor da absortividade molar é diretamente proporcional ao grau de absorção da luz em um determinado comprimento de onda. Se a espécie absorver pouca luz vermelha, seu valor de absorção será baixo; enquanto que se houver uma absorção pronunciada da luz vermelha, o absorvente terá um valor alto.
Uma espécie que absorve a luz vermelha refletirá uma cor verde. Se a cor verde é muito intensa e escura, significa que há uma forte absorção da luz vermelha.
No entanto, alguns tons de verde podem ser causados por reflexos de diferentes faixas de amarelos e azuis, que são misturados e percebidos como turquesa, esmeralda, vidro, etc.
O que é a absorção molar?
A absorção molar também é conhecida com as seguintes designações: extinção específica, coeficiente de atenuação molar, absorção específica ou coeficiente de Bunsen; Foi nomeado até de outras maneiras, por isso tem sido motivo de confusão.
Mas o que exatamente é a absorção molar? É uma constante que é definida na expressão matemática da lei de Lamber-Beer e indica simplesmente quanto a espécie química ou a mistura absorve a luz. Essa equação é:
A = εbc
Onde A é a absorvância da solução em um comprimento de onda selecionado λ; b é o comprimento da célula onde está a amostra a ser analisada e, portanto, é a distância que a luz viaja dentro da solução; c é a concentração das espécies absorventes; e ε, absorção molar.
Dado λ, expresso em nanômetros, o valor de ε permanece constante; mas ao alterar os valores de λ, isto é, ao medir as absorvâncias com luzes de outras energias, ε muda, atingindo um valor mínimo ou máximo .
Se seu valor máximo é conhecido, ε max , λ max é determinado ao mesmo tempo ; isto é, a luz que mais absorve a espécie:
Unidades
Quais são as unidades de ε? Para encontrá-los, deve-se saber que absorvâncias são valores sem dimensões; e, portanto, a multiplicação das unidades de bec deve ser cancelada.
A concentração das espécies absorventes pode ser expressa em g / L ou mol / L, eb é geralmente expressa em cm om (porque é o comprimento da célula que atravessa o feixe de luz). A molaridade é igual a mol / L, então c também é expresso como M.
Assim, a multiplicação das unidades de bec é obtida: M ∙ cm. Quais unidades devem então ter ε para tornar o valor de A sem dimensão? Aqueles que ao multiplicar M ∙ cm dão um valor de 1 (M ∙ cm x U = 1). Ao limpar U, obtém-se simplesmente M -1 ∙ cm -1 , que também pode ser escrito como: L ∙ mol -1 ∙ cm -1 .
De fato, o uso das unidades M -1 ∙ cm -1 ou L ∙ mol -1 ∙ cm -1 acelera os cálculos para determinar a absortividade molar. No entanto, também é geralmente expresso com unidades de m 2 / mol ou cm 2 / mol.
Quando expressos com essas unidades, alguns fatores de conversão devem ser usados para modificar as unidades de bec.
Como calcular?
Liberação direta
A absortividade do molar pode ser calculada diretamente limpando-a na equação anterior:
ε = A / bc
Se a concentração da espécie absorvente é conhecida, o comprimento da célula e qual é a absorvância obtida no comprimento de onda, ε podem ser calculados. No entanto, essa maneira de calcular gera um valor impreciso e não confiável.
Método de representação gráfica
Se a equação da lei de Lambert-Beer for cuidadosamente observada, observe-se que ela se assemelha à equação de uma reta (Y = aX + b). Isso significa que, se os valores de A são plotados no eixo Y, e os de c no eixo X, uma linha reta deve ser obtida que passa pela origem (0,0). Assim, A seria Y, X seria c, seria equivalente a εb.
Portanto, plotada a linha, basta levar dois pontos para determinar a inclinação, ou seja, a. Feito isso, e conhecido o comprimento da célula, b, é fácil limpar o valor de ε.
Diferentemente da folga direta, o gráfico A vs c permite calcular as médias das absorbâncias e diminuir o erro experimental; e também, para um único ponto, você pode passar linhas retas infinitas; portanto, a limpeza direta não é prática.
Além disso, erros experimentais podem fazer com que uma linha não passe por dois, três ou mais pontos; portanto, a linha obtida após a aplicação do método dos mínimos quadrados é realmente usada (função que já está incorporada nas calculadoras). Tudo isso assumindo uma alta linearidade e, portanto, uma conformidade com a lei Lamber-Beer.
Exercícios resolvidos
Exercício 1
Sabe-se que uma solução de um composto orgânico com uma concentração de 0,008739 M exibiu uma absorvância de 0,6346, medida a X = 500 nm e com uma célula de 0,5 cm de comprimento. Calcule a capacidade de absorção molar do complexo nesse comprimento de onda.
A partir desses dados, pode ser limpo diretamente ε:
ε = 0,6346 / (0,5 cm) (0,008739M)
145,23 M -1 ∙ cm -1
Exercício 2
As absorvâncias a seguir são medidas em diferentes concentrações de um complexo metálico no comprimento de onda de 460 nm e com uma célula de 1 cm de comprimento:
A: 0,03010 0,1033 0,1584 0,3961 0,8093
c: 1,8 ∙ 10 -5 6 ∙ 10 -5 9,2 ∙ 10 -5 2,3 ∙ 10 -4 5,6 ∙ 10 -4
Calcular a capacidade de absorção molar do complexo.
Há um total de cinco pontos. Para calcular ε, é necessário representá-los graficamente, colocando os valores de A no eixo Y e as concentrações c no eixo X. Uma vez feito isso, a linha dos mínimos quadrados é determinada e, com sua equação, você pode determinar ε.
Nesse caso, plotou os pontos e desenhou a linha com um coeficiente de determinação R 2 de 0,9905, a inclinação é igual a 7 × 10 -4 ; isto é, εb = 7 ∙ 10 -4 . Portanto, com b = 1cm, ε será 1428,57 M -1 .cm -1 ( 1/7 ∙ 10 -4 ).
Referências
- Wikipedia (2018). Coeficiente de atenuação molar. Recuperado de: en.wikipedia.org
- Science Struck (2018). Absorptividade molar. Recuperado de: sciencestruck.com
- Análise Colorimétrica: (Lei de Beer ou Análise Espectrofotométrica). Recuperado de: chem.ucla.edu
- Kerner N. (sf). Experiência II – Cor da solução, absorvância e lei da cerveja. Recuperado de: umich.edu
- Day, R., & Underwood, A. Quantitative Analytical Chemistry (quinta ed.). PEARSON Prentice Hall, p-472.
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