( PDF ) Estudo das interações de íons metálicos divalentes com ácidos fúlvicos extraídos das águas do Rio Suwannee

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE SANTA CATARINA - UFSC

Centro de Ciências Físicas e Matemáticas - CFM

Curso de Pós-Graduação em Química

ESTUDO DAS INTERAÇÕES DE ÍONS METÁLICOS

DIVALENTES

COM ÁCIDOS FÚLVICOS EXTRAÍDOS DAS ÁGUAS

DO RIO SUWANNEE

Denise de Oliveira Vaz

Tese de Doutorado aprovada pelo Programa de

Pós-Graduação em Química da UFSC, como

parte dos requisitos para a obtenção do título

de Doutora em Química.

Área de Concentração: Química Inorgânica

Orientador: Prof. Dr. Bruno Szpoganicz

Florianópolis – SC, Brasil

março, 2006

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AGRADECIMENTOS

Ao Prof. Dr. Bruno Szpoganicz pela orientação e invejável criatividade e

praticidade na resolução de problemas cotidianos.

Ao CNPq (Conselho Nacional de Pesquisa e Desenvolvimento) e à

FUNCITEC (Fundação de Ciência e Tecnologia de Santa Catarina) pelos recursos

financeiros fornecidos para a presente pesquisa.

Aos secretários da secretaria da Pós-Graduação em Química (Graça e Jadir),

pela boa vontade e bom humor na prestação dos serviços.

Aos colegas do laboratório 214, em especial, Andréia Neves Fernandes, pela

sua boa vontade e rapidez em nosso trabalho em equipe.

Aos colegas dos laboratórios 311 e 313, pela companhia durante esta longa

jornada, em especial ao Nicolas Isoppo e à Veronika W. Aires pela cuidadosa

colaboração nos trabalhos em equipe, bem como pela amizade e cumplicidade.

Ao Prof. Dr. Nicola Senesi (Doutor Honoris Causa – Universitè de Toulouse,

França), membro diretor da IUPAC e da IHSS, pela valiosa colaboração na

interpretação de alguns resultados, além de enviar alguns reprints imprescindíveis

para a conclusão deste trabalho (grazie!).

SUMÁRIO

LISTA DE FIGURAS ............................................................................................................i

LISTA DE TABELAS ...........................................................................................................v

LISTA DE ABREVIATURAS................................................................................................vi

RESUMO............................................................................................................................vii

ABSTRACT........................................................................................................................viii

OBJETIVOS.........................................................................................................................1

Capítulo 1 – REVISÃO BIBLIOGRÁFICA ...........................................................................2

1.1.As substâncias húmicas (SH) e sua formação na natureza..........................................2

1.2. Classificação das SH e sua importância para o planeta...............................................4

1.3.Composição elementar, grupos funcionais e estrutura das SH....................................6

1.4.Interações das SH com íons metálicos........................................................................11

1.5. Aspectos toxicológicos e biodisponibilidade de íons metálicos..................................15

Capítulo 2 – PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL ............................................................17

2.1. Materiais......................................................................................................................17

2.2. Métodos......................................................................................................................19

2.2.1.Titulação potenciométrica.................... ....................................................................19

2.2.2. Programa computacional BEST7............................................................................ 19

2.2.3. Softwares SPE e SPELOT......................................................................................20

2.2.4. Método de Gran Modificado.....................................................................................20

2.2.5. Análise clássica dos grupos funcionais: método de Schnitzer e Gupta...................24

2.2.6. Sistema operacional da titulação potenciométrica...................................................25

2.2.7. Titulação do sistema modelo para SH.....................................................................26

2.2.8. Espectroscopia de absorção molecular de luz na região do ultravioleta

e visível (UV-Vis).....................................................................................................27

2.2.9. Espectroscopia de absorção de luz na região do infravermelho com transformada

de Fourier (FTIR).....................................................................................................27

2.2.10. Espectroscopia de fluorescência...........................................................................28

Capítulo 3 – RESULTADOS E DISCUSSÕES..................................................................29

Parte A - Estudo da mistura modelo para SH

3.1. Determinação das constantes de protonação dos grupos funcionais da mistura

modelo.......................................................................................................................29

3.2. Medidas das quantidades molares dos grupos funcionais da mistura modelo..........31

3.3.Complexação dos grupos funcionais da mistura modelo com íons metálicos divalen-

tes Cu (II), Zn (II) e Cd (II).........................................................................................33

3.4.Aplicação da espectroscopia de absorção molecular de luz na região do ultravioleta

e do visível (UV-Vis) na identificação de espécies de Cu (II) encontradas

na potenciometria ......................................................................................................42

Parte B – Aplicação da metodologia desenvolvida ao estudo do AFRS

3.5.

Medidas das quantidades molares dos grupos funcionais do AFRS.........................44

3.6. Determinação das constantes de protonação dos grupos funcionais

do AFRS.....................................................................................................................47

3.7. Complexação dos grupos funcionais do AFRS com os íons divalentes

cobre, cádmio e zinco.................................................................................................49

3.8. Aplicação da espectroscopia de absorção de luz na região do infravermelho com

transformada de Fourier (FTIR) no estudo das interações dos íons Cu (II) e

Cd (II) com o AFRS....................................................................................................56

3.9.Aplicação da espectroscopia de fluorescência ao estudo da complexação dos

grupos funcionais do AFRS com os íons Cu (II), Zn (II) e Cd (II)...............................64

CONCLUSÕES..................................................................................................................70

TRABALHOS FUTUROS...................................................................................................71

REFERÊNCIAS..................................................................................................................72

LISTA DE FIGURAS

Figura 1 -

Etapas da formação das SH na natureza.......................................................2

Figura 2 -

Modelo do AH de solo mostrando os diversos grupos funcionais,

estruturas aromáticas e alifáticas (adaptado de Schulten e Schnitzer)............9

Figura 3 –

Modelo geral de estrutura de SH, evidenciando os principais tipos de grupos

funcionais ........................................................................................................9

Figura 4 –

Desenho ilustrativo da estrutura de SH em forma de “fita”, enfatizando

a flexibilidade da macromolécula.....................................................................10

Figura 5 –

Desenho ilustrativo da condensação da estrutura espiral de SH ao

acaso................................................................................................................11

Figura 6 -

Esquema da complexação do metal Cu (II) com diferentes sítios

complexantes de SH........................................................................................14

Figura 7 -

Gráfico

(Vo + V).10

-pH

versus volume de KOH (mL)........................................19

Figura 8 -

Gráfico

(Vo + V).10

-pOH

versus volume de KOH (mL)......................................20

Figura 9 -

Gráfico •pH / • V versus Volume de KOH (mL)...............................................21

Figura 10 -

Mapa indicando a localização do rio Suwannee no sudeste dos EUA...........24

Figura 11 –

Sistema utilizado na titulação potenciométrica..............................................25

Figura 12 -

Fórmulas estruturais das substâncias usadas para o sistema modelo:

(A)

ácido 2,4-dihidroxibenzóico,

(B)

ácido benzeno-1,2-dicarboxílico e

(C)

ácido aminoacético.....................................................................................27

Figura 13 -

Curvas p[H] versus a (mmol KOH/mmol de ligante), onde:

(

) ácido 2,4- dihidroxibenzóico, (

) ácido benzeno-1,2-dicarboxílico,

(

) ácido aminoacético, e (

) mistura dos três ácidos.

concentração de cada componente = 0,05 mmol em 50 mL de

solução............................................................................................................29

Figura 14

- Diagrama de distribuição de espécies da mistura modelo (% de

espécies versus p[H]). Onde: H

A – ácido 2,4-dihidroxibenzóico,

B - ácido benzeno-1,2-dicarboxílico, e H

C - ácido aminoacético.

Demais espécies aparecem desprotonadas.

µ=0,1 mol L

-1

KCl,T=25 ºC, Concentração inicial de cada componente =

~ 0,05 mmols em 50 mL de solução...............................................................31

Figura 15 -

Curvas de titulação potenciométrica:

(A)

mistura modelo,

(B)

mistura modelo com solução de Cu (II),

(C)

mistura modelo com solução de Zn (II), e

(D)

mistura modelo com solução de Cd(II), na proporção

(em número de mmols) 1:1 (metal:ligante). (µ=0,1 mol L

-1

KCl, T=25 ºC,

Concentração de cada componente ~ 0,05 mmols em 50 mL de

solução)..........................................................................................................33

Figura 16 -

Percentagem de espécies

formadas com o metal Cu(II) versus p[H], na

razão molar 1:1

(metal:ligante). Onde: ácido 2,4-dihidroxibenzóico

(A)

ácido benzeno-1,2-dicarboxílico

(B)

e ácido aminoacético

(C)

. Somente

as espécies que contém Cu(II) foram mostradas. µ=0,1 mol L

-1

KCl,

T=25 ºC, Concentração de cada componente ~ 0,05 mmols em 50 mL

de solução.......................................................................................................35

Figura 17-

Formação de complexos CuL (1:1) e CuL

(1:2) de Cu(II) e aminoácido (L)...36

Figura 18 -

Representação das estruturas dos complexos formados que foram

detectados no diagrama de espécies da

Figura 16

.......................................37

Figura 19 -

Percentagem de espécies

formadas com o metal Zn (II) versus p[H], na

razão molar 1:1.

(metal:ligante). Onde: ácido 2,4-dihidroxibenzóico

(A)

ácido benzeno-1,2-dicarboxílico

(B)

, e ácido aminoacético

(C)

Somente as espécies que contém Zn (II) foram mostradas.

(µ=0,1 mol L

-1

KCl, T=25 ºC, Concentração de cada componente

~ 0,05 mmols em 50 mL de solução...............................................................38

Figura 20 -

Representação das estruturas dos complexos formados com o íon Zn(II)

que foram detectados no diagrama de espécies da

Figura 19

.....................39

Figura 21 -

Percentagem de espécies

formadas com o metal Cd(II) versus p[H], na

razão molar 1:1.

(metal:ligante). Onde: ácido 2,4-dihidroxibenzóico (

);

ácido benzeno-1,2-dicarboxílico (

) e ácido aminoacético (

Somente as espécies que contém Cd(II) foram mostradas.

(µ=0,1 mol L

-1

KCl, T=25 ºC, Concentração de cada componente

~ 0,05 mmols em 50 mL de solução)..............................................................40

Figura 22 -

Representação das estruturas dos complexos formados com o íon Cd (II)

que foram detectados no diagrama de espécies da

Figura 21

......................41

Figura 23 -

Espectros

de UV-Vis:

(A)

ácido benzeno-1,2-dicarboxílico;

(B)

ácido 2,4- dihidroxibenzóico;

(C)

ácido aminoacético e

(D)

da mistura modelo, sendo que todos foram titulados em presença

de solução de Cu(II) 10

-2

mol L

-1

.....................................................................42

Figura 24 -

Modelo de matriz usada para fazer os cálculos de refino das constantes

potenciométricas (logK) e dos valores em mmols dos grupos oxigenados

do AFRS usando o software BEST7. Onde:

KOH

(mL) = 50.0 0.097001 (normalidade da base KOH)

9.82 (constante de desprotonação dos grupos fenólicos (log K))

4.56 (constante de desprotonação dos grupos benzóicos (log K))

13.0 (primeira constante de desprotonação dos grupos catecóis (log K))

22.24(segunda constante de desprotonação dos grupos catecóis (log K))

4.92 (primeira constante de desprotonação dos grupos ftálicos (log K))

7.68 (segunda constante de desprotonação dos grupos ftálicos (log K))

13.4 (primeira constante de desprotonação dos grupos salicílicos (log K))

16.21 (segunda constante de desprotonação dos grupos salicílicos (log K))

-13.78 (constante de formação da água)

Colunas: 0,00 3,039

0,00 3,070

... ...

As duas colunas representam os valores de titulação: volume de agente titulante

(em mL de KOH), à esquerda, e os respectivos valores de pH, à direita. Os valores

foram medidos até pH 12. Os valores: -11. -6. -7. -8. -10. (são os valores das

concentrações molares (logK) da formação de cada espécie desprotonada)............46

Figura 25

- Diagrama de distribuição de espécies do AFRS (% de espécies versus –

log[H+]) ou p[H]). Onde: HA – fenol, HB – ácido benzóico, H

C - catecol,

D - ácido ftálico, e H

E - ácido salicílico, antes da perda de prótons.

Demais espécies aparecem desprotonadas.

µ = 0,1 mol L

-1

KCl, T = 25 ºC, C

= 80 mg L

-1

..............................................48

Figura 26 –

(a)

(b)

tem-se a percentagem de espécies do AFRS formadas com o

Cu (II) versus p[H]. Onde: grupos fenolato

(A)

; grupos benzoato

(B)

; grupos

catecolato

(C)

; grupos ftalato

(D)

e grupos salicilato

(E)

. µ = 0,1 mol L

-1

KCl,

T = 25 ºC, C

AFRS

= 93 mg L

-1

, C

sol CuCl2

= 10

-2

mol L

-1

(a)

sol CuCl2

= 2 ,

(b)

sol CuCl2

= 0,5 mL...................................................51

Figura 27 -

Percentagem de espécies

do AFRS formadas com o Zn (II) versus p[H].

Onde os grupos ligantes estão representados por fenolato (

grupos benzoato (

), catecolato (

), ftalato (

) e salicilato (

µ = 0,1 mol L

-1

KCl, T = 25 ºC, C

AFRS

= 93 mg L

-1

, C

sol Zn(NO3)2

= 10

-2

mol L

-1

sol Zn(NO3)2

= 2 mL.............................................................................................53

Figura 28 –

Percentagem de espécies

do AFRS formadas com o Cd (II) versus p[H].

Onde os grupos ligantes estão representados por fenolato

(A)

, grupos

benzoato

(B)

, catecolato

(C)

, ftalato

(D)

e salicilato

(E)

. µ = 0,1 mol L

-1

KCl,

T = 25 ºC, C

AFRS

= 93 mg L

-1

, C

sol CdCl2

= 10

-2

mol L

-1

, V

sol CdCl2

= 2 mL..........54

Figura 29 –

Tipos de ligações químicas encontradas para a complexação de grupos

COO- de SH com íons metálicos

(a)

unidentada,

(b)

quelato (bidentado),

(c)

complexo de ponte.................................................................................57

Figura 30 –

Espectros de FTIR do AFRS complexado com os íons Cu (II) e Cd (II)

em p[H] 3,5:

(a)

AF (puro),

(b)

AF/Cu (II),

(c)

AF/Cd (II)................................58

iii

Figura 31 –

Espectros de FTIR do AFRS complexado com os íons Cu (II) e Cd (II)

em p[H] 5,5:

(a)

AF (puro),

(b)

AF/Cu (II) e

(c)

AF/Cd (II)......................59

Figura 32 –

Espectros de FTIR do AFRS complexado com os íons Cu (II) e Cd (II)

em p[H] 7,0:

(a)

AF (puro),

(b)

AF/Cu (II) e

(c)

AF/Cd (II)......................60

Figura 33 –

Espectros de FTIR do AFRS complexado com os íons Cu (II) e Cd (II)

em p[H] 10,0:

(a)

AF (puro),

(b)

AF/Cu (II) e

(c)

AF/Cd (II).....................61

Figura 34

–

Espectro de emissão de fluorescência do AFSR (20 mg L

-1

) em 4 p[H]

diferentes (

= 313 nm). Em

(a)

AFSR,

(b)

AFSR + Cu(II) 0,005 mmols,

(c)

AFSR + Zn (II) 0,005 mmols,

(d)

AFSR + Cd (II) 0,005 mmols..........64

LISTA DE TABELAS

Tabela 1 –

Composição elementar média de resíduos animais e vegetais presentes

no solo...............................................................................................................3

Tabela 2 –

Definições usadas na química do húmus..........................................................4

Tabela 3 –

Propriedades gerais das SH e sua importância para o solo..............................6

Tabela 4 –

Composição elementar média de AH e AF extraídos de solos solos (de

origem pedogênica) ........................................................................................7

Tabela 5 -

Composição elementar (%) de SH extraídas de águas naturais.....................7

Tabela 6 -

Concentrações de SH extraídas de águas naturais.........................................8

Tabela 7 -

Constantes de protonação obtidas para a mistura modelo (valores da literatura

entre parênteses). Onde:

(A)

ácido 2,4-dihidroxibenzóico;

(B)

ácido benzeno-

1,2-dicarboxílico e

(C)

ácido aminoacético. L (representa=A, B e C).

As titulações foram feitas em triplicata................................................................30

Tabela 8 -

Valores das quantidades dos grupos funcionais oxigenados (meq g

-1

) da

mistura modelo calculados pelo método de Gran e por BEST7. Abaixo

encontram-se os valores teóricos...................................................................32

Tabela 9 -

Constantes de equilíbrio (logK) para complexos de Cu(II), Zn(II) e Cd(II) com:

(A)

ácido 2,4-dihidroxibenzóico,

(B)

ácido benzeno-1,2-dicarboxílico, e

(C)

ácido aminoacético. L (representa = A, B e C). (valores da literatura entre

parênteses). OBS: O símbolo (-) indica que os valores não existem na

literatura.............................................................................................................34

Tabela 10 -

Espécies químicas encontradas durante a titulação potenciométrica

da mistura modelo com os íons Cu (II), em 5 pHs diferentes e respectivos

comprimentos de onda (nm) encontrados na espectroscopia de UV-visível.

Valores da literatura entre parênteses............................................................43

Tabela 11 -

Valores das quantidades dos grupos funcionais oxigenados (meq g

-1

)

do AFRS calculados, neste trabalho, pelo Método de Schnitzer

e Gupta (AFRS em C = 93 mg L

-1

), e comparação com outros valores

da literatura

(em LEENHEER et al. 1995, e referências que constam no

mesmo. OBS: Nas referências do artigo citado não constam os valores de

desvio padrão das médias)

...........................................................................44

Tabela 12 –

Valores das espécies oxigenadas (meq g

-1

) do AFRS, divididas em 5

classes, calculados pelo método BEST7......................................................45

Tabela 13 -

Constantes de desprotonação (log K) para os grupos funcionais:

fenól

(A)

, benzóico

(B),

catecol

(C),

ftálico

(D)

e salicílico

(E).

Onde: L

(representa = A, B, C, D e E). Valores da literatura entre parênteses...........47

Tabela 14 –

Constantes de equilíbrio (logK) para os íons Cu(II), Cd(II) e Zn(II)

e os ligantes fenol

(A)

, benzóico

(B)

, catecol

(C)

, ftálico

(D)

salicílico

(E)

do AFRS. Onde: L (representa = A,B,C,D and E).

Os valores da literatura estão listados entre parênteses.

OBS: O símbolo (-) significa que os respectivos valores não

foram observados experimentalmente e (*) valores não publicados..............49

LISTA DE ABREVIATURAS

SH – substâncias húmicas

AF – ácido fúlvico

AH – ácido húmico

IHSS – Sociedade Internacional de Substâncias Húmicas

AFRS – ácido fúlvico do rio Suwannee

pH – potencial hidrogeniônico

FTIR – espectroscopia de absorção de luz na região do infravermelho com

transformada de Fourier

UV-Vis – espectroscopia de absorção molecular de luz na região do

ultravioleta e visível

RESUMO

As substâncias húmicas (SH) controlam as trocas de íons entre: solo, água,

animais e plantas, por isso o estudo das interações de íons metálicos e SH tem

sido de grande importância nas últimas décadas. Na primeira parte desta

pesquisa, três ácidos orgânicos foram selecionados para simulação de SH e suas

interações com íons metálicos divalentes (Cu (II), Zn (II) e Cd (II)). As quantidades

dos grupos carboxílicos e fenólicos foram determinadas por potenciometria com o

auxílio do programa computacional BEST7 e comparadas com os valores de suas

massas. Os resultados foram também interpretados usando o método de Gran

modificado. Os valores obtidos com o programa BEST7 foram mais próximos aos

valores das massas do que aqueles obtidos usando o método de Gran

modificado. As constantes de protonação para os grupos funcionais e as

constantes de complexação na presença de íons divalentes foram determinadas

usando potenciometria. Os resultados foram interpretados usando o programa

BEST7 e estiveram de acordo com os valores da literatura. Também foi usada a

espectroscopia de absorção molecular na região do ultravioleta e visível para

caracterizar as espécies formadas com o Cu (II) e a mistura modelo. Na segunda

parte deste estudo, a mesma metodologia foi usada para determinar a quantidade

de grupos complexantes presentes no ácido fúlvico do rio Suwannee (AFRS). As

quantidades (mmols) dos grupos fenólicos e carboxílicos foram determinadas pelo

método de Schnitzer e Gupta. Os valores (mmols) dos 5 grupos oxigenados do

AFRS (fenólicos, benzóicos, catecóis, ftálicos e salicílicos), foram então

determinados, usando potenciometria com o auxílio do programa BEST7. Os

valores das constantes de dissociação de prótons e de complexação com os íons

divalentes para cada grupo funcional foram calculados e seus valores foram muito

próximos aos valores previamente publicados. O grupo funcional presente em

maior quantidade nos complexos foi o catecol, e complexou com todos os íons

divalentes, e em maior quantidade com o Cu (II). De acordo com os resultados

obtidos por potenciometria, a série de reatividade para os íons divalentes e o

AFRS é: Cu (II) >> Cd (II) > Zn (II). Os resultados obtidos por potenciometria com

os programas BEST7 para o AFRS e os íons divalentes foram confirmados pelas

técnicas de FTIR e espectroscopia de fluorescência.

vii

ABSTRACT

The humic substances (HS) control the ionic exchange between: soil,

water, animals and plants, for this reason the study of metal ions and humic

substances (HS) has been of great importance in recent decades. In the first part

of this research, three organic acids were selected for HS simulation and their

interactions with divalent metal ions (Cu (II), Zn (II) and Cd (II)). The quantities of

carboxylic and phenolic groups were determined by potentiometry with the aid of

the BEST7 computational program and compared with the values calculated from

the weights. The results were also interpreted using the modified Gran’s method.

The values obtained with the BEST7 program were closer to the weight values

than to those obtained using modified Gran's method. The protonation constants

for the functional groups and the complexation constants in the presence of the

divalent ions were determined using potentiometry. The results were interpreted

using the BEST7 program and found to be in agreement with values reported in

the literature. Molecular absorption spectroscopy in the ultraviolet and visible

region was used to characterize the Cu (II) species formed. In the second part of

this study, the same methodology was used to determine the amount of

complexing groups present in Suwannee river fulvic acid (AFRS). The quantities

(mmols) of the phenolic and carboxylic groups were also determined by the

Schnitzer and Gupta method. The values (mmols) for the five oxygenated groups

of the AFRS (phenol, carboxylic, cathecol, phthalic and salicylic), were then

determined, using potentiometry with the aid of the BEST7 program. The values

of the proton dissociation and complexation constants with the divalent ions for

each functional group were calculated and their values were very close to those

previously published. The functional group present in the highest quantity in the

complexes was cathecol, and it complexed with all the divalent ions, although to a

greater extent with Cu (II). According to the results obtained by potentiometry, the

reactivity series for the divalent ions and the AFRS is: Cu (II) >> Cd (II) > Zn (II).

The results obtained through potentiometry and the BEST7 program for the AFRS

and the divalent ions were confirmed by FTIR and fluorescence spectrocopy

techniques.

viii

OBJETIVOS GERAIS

• Elaborar uma metodologia para estudar uma mistura modelo que

contivesse os principais grupos funcionais (doadores) de SH de

qualquer origem (terrestre, marinha ou de água doce).

• Aplicar a metodologia produzida à uma SH conhecida

internacionalmente.

OBJETIVOS ESPECÍFICOS

• Medir as quantidades molares de grupos doadores de uma mistura de

ligantes simples (mistura modelo para SH), cuidadosamente escolhida

(constantes de equilíbrio publicadas), e determinar experimentalmente os

valores médios das suas constantes potenciométricas, comparando os

resultados com valores da literatura;

• Medir as quantidades molares dos grupos doadores constituintes do ácido

fúlvico do rio Suwannee (AFRS) e determinar os valores médios das

constantes potenciométricas dos seus grupos doadores, comparando com

os valores da literatura para substâncias simples (fenol, ácido benzóico,

catecol, ácido ftálico e ácido salicílico);

• Caracterizar os equilíbrios de complexação dos íons Cu(II), Zn(II) e Cd(II),

com os ligantes simples (mistura modelo para SH), nas proporções (razões

molares) 1:1 e 1:2, metal : ligante;

• Montar e testar uma metodologia para estudar a complexação dos grupos

doadores de SH de qualquer origem com os íons Cu(II), Zn(II) e Cd(II),

usando o AFRS, para testar esta metodologia. Calcular a especiação dos

íons metálicos livres e coordenados com esses ligantes naturais.

Capítulo 1 – REVISÃO BIBLIOGRÁFICA

1.1. As substâncias húmicas (SH) e sua formação na natureza

A fotossíntese dá origem a diversas substâncias orgânicas que, por sua

vez dão origem à matéria orgânica de solos, sedimentos e águas naturais. Essas

substâncias se dividem em dois grupos: as substâncias do primeiro são oriundas

da decomposição de resíduos orgânicos de origem vegetal e animal, formando

substâncias, tais como aminoácidos, proteínas, lipídeos, ligninas, etc. São

denominadas não-húmicas e constituem cerca de 20% do carbono orgânico

encontrado na natureza

. As substâncias do segundo grupo são resultantes de

inúmeras reações enzimáticas das substâncias não-húmicas, dando origem,

portanto, a macromoléculas de elevado peso molecular e com grupos funcionais

mistos, sendo denominadas de substâncias húmicas (SH). As SH compõem a

maior parte da matéria orgânica presente nas águas naturais, sedimentos e

solos

Na Figura 1 vê-se um esquema genérico da formação das SH

Figura 1 -

Etapas da formação das SH na natureza

O esquema da

Figura 1

, a princípio, apresenta-se simples, porém, não

se sabe o número de reações envolvidas até a formação das SH, e acredita-se

que este número varie de um ecossistema para o outro. Também não se sabe, o

RESÍDUOS DE PLANTAS E

ANIMAIS

TRANSFORMAÇÕES POR MICRORGANISMOS

AÇÚCARES

POLIFENÓIS

LIGNINA

MODIFICADA

PRODUTOS DE

DECOMPOSIÇÃO

DE LIGNINA

COMPOSTOS

NITROGENADOS

QUINONAS

SUBSTÂNCIAS HÚMICAS

tempo exato para que se formem as SH. Nesse imenso “laboratório“ da natureza

participam, para desencadear o processo de humificação desde microrganismos

até insetos e outros animais, e essas reações estão ocorrendo continuamente. O

conjunto de reações pode ser dividido em duas etapas básicas: a biodegradação

microbiana, que envolve a perda de açúcares e proteínas prontamente

decomponíveis, e a segunda fase seria a liberação de gás carbônico

. Na

Tabela 1 observa-se os valores da composição elementar média de resíduos de

animais e vegetais do solo, que é o que dá origem às SH.

Tabela 1 –

Composição elementar média de resíduos animais e vegetais presentes no

solo

Composição química elementar (%)

Resíduos

carbono

nitrogênio

fósforo enxofre

bactérias

50 15 3,2 1,1

actinomicetos

50 11 1,5 0,4

fungos

44 3,4 0,6 0,4

oligoguetas

46 10 0,9 0,8

esterco

37 2,8 0,5 0,7

Como se pode ver na Tabela 1, o carbono é o elemento predominante,

chegando até a 50%, enquanto que o nitrogênio varia de 2,8% à 15%. Os

elementos fósforo e enxofre raramente ultrapassam 1%. Restos de animais e

vegetais geram a maior parte do nitrogênio orgânico do solo. A decomposição de

seres vivos ainda libera monossacarídeos, aminoácidos, peptídeos, clorofila,

pigmentos, resinas, terpenos, alcalóides e taninos. A humificação e a

mineralização se desenvolvem sob ação de enzimas específicas, tais como a

urease, a catalase e a fosfatase, que são encontradas em quase todos os tipos de

solos. As enzimas polissacaridases são muito importantes, devido ao fato de

decomporem os polissacarídeos que são os compostos mais abundantes do solo.

A urease também é muito importante porque degrada a uréia, produzindo amônia

e ácido carbônico. Os aminoácidos são degradados pelas enzimas proteolíticas.

A decomposição dos constituintes de origem vegetal segue a seguinte ordem

crescente de dificuldade: açúcares > hemicelulose > celulose > lignina > graxas >

fenóis. As turfas são formadas, principalmente, por ligninas. As ligninas por

serem tão complexas, exigem enzimas específicas para sua decomposição e

microorganismos diversificados para decomporem os compostos aromáticos que

são liberados

1.2. Classificação das SH e sua importância para o planeta

A seguir, na

Tabela 2

estão relacionados os diversos tipos de SH.

Tabela 2 –

Definições usadas na química do húmus

Termos Definições

SH/material

húmico/húmus

Substâncias de cor escura, alta peso

molecular, estrutura complexa e indefinida.

Resultantes da decomposição de vegetais e

animais.

Substâncias não

húmicas

Substâncias presentes no solo, com baixo

peso molecular, de composição e estrutura

definida, como aminoácidos, carboidratos,

ceras, lipídeos, resinas, ácidos graxos, etc.

Humina

Parte do material orgânico presente no

solo, de cor escura, insolúvel em bases e

ácidos.

Material colorido remanescente, após

separação dos AH por precipitação em

meio ácido.

Material orgânico de cor escura. Pode ser

extraído do solo por vários reagentes e é

insolúvel em meio ácido (pH < 2).

A importância das SH para a agricultura e as ciências dos solos vem

sendo discutida há cerca de três séculos. No início do século XIX, Saussure

criou a palavra humus (do latim “solo”) para designar a matéria orgânica de cor

escura vinda do solo. Saussure

observou que o humus era oriundo de resíduos

de vegetais, possuindo grande quantidade de carbono, e pouca quantidade de

hidrogênio e oxigênio. Sprengel

(entre 1826 e 1837) realizou os primeiros

estudos para compreender a origem e composição química das SH. Observou

que solos mais alcalinos apresentavam maior quantidade de AH, tornando-os

mais férteis. Mülder

e contemporâneos acreditavam que diferentes frações

húmicas eram compostos quimicamente individuais e que não possuíam

nitrogênio. Ao final do século XIX, surgiram inúmeros trabalhos visando a

classificação das frações húmicas. O interesse no estudo das SH aquáticas

aumentou somente nos últimos 30 anos, apesar dos pesquisadores virem a

estudar SH do solo há três séculos. Isso se deve ao fato do começo da

conscientização da importância da qualidade química da água para consumo

humano

. De quase toda a água que existe no planeta Terra, menos de 1% dela

está disponível para os seres humanos, na forma de rios, lagos, lençóis freáticos

e chuva, sendo que sua disposição é bastante irregular no planeta (cerca de 1,5

bilhão de pessoas não têm acesso regular à água). Há também a redistribuição

das chuvas, provocadas pelos desmatamentos e outras agressões do homem,

bem como a desproporção entre a nossa capacidade poluidora e o controle que

temos sobre a poluição

. As SH presentes nas águas, atuam como agentes

despoluidores naturais. Isso ocorre devido ao fato de que as mesmas possuem

grupos funcionais que complexam poluentes metálicos e radionuclídeos (incluindo

elementos da série dos transurânicos e também composto antropogênicos

orgânicos). Porém, halogênios podem interagir com as SH durante o tratamento

de águas (com o Cl

)

e produzir carcinogênicos halogenados (trialometanos) tal

como o clorofórmio, os quais são introduzidos diretamente nas águas para

consumo com riscos à saúde, como possível câncer de bexiga, cólon, etc. Tem

sido mostrado que amostras pré-tratadas com ClO

apresentam uma redução de

50% de trialometanos formados, quando comparadas às amostras não pré-

tratadas com ClO

As SH atuam como se fossem “agentes tamponantes”

podendo ser protonadas e desprotonadas, segundo o pH dos ecossistemas. As

SH são muito importantes para a agricultura, pois devido à sua cor escura

possuem características refratárias, aumentando o poder de retenção de calor no

solo, funcionando como uma espécie de “estufa natural” para a germinação de

sementes. Também ajudam a evitar a erosão do solo e contribuem para a sua

permeabilidade, pois retém água e interagem com argilo-minerais, cimentando as

partículas do solo

11-13

. As SH são os principais constituintes da matéria orgânica

do solo, também regulando em um grande número de situações a complexação

de metais no mesmo. Uma das mais importantes propriedades das SH é a

capacidade de interagir com íons metálicos para formar complexos de diferentes

estabilidades e características estruturais

. É importante tentar elucidar as

estruturas e o comportamento físico-químico de tais substâncias com os

poluentes, porque isso poderá ajudar no controle da poluição, ou seja,

conhecendo o comportamento das SH pode-se produzi-las em laboratório. A

Tabela 3 apresenta as propriedades gerais das SH e a sua importância para o

solo.

Tabela 3 –

Propriedades gerais das SH e sua importância para o solo

Propriedades Observações Efeitos no solo

Cor A cor escura de muitos

solos é causada pelas SH

Retenção de calor, auxílio

na germinação de

sementes

Retenção de água Podem reter água até 20

vezes sua massa

Evitam a erosão e matém

a umidade do solo

Combinação com

argilominerais

Cimentam partículas do

solo formando agregados

Permitem a troca de

gases e aumentam a

permeabilidade do solo

Quelação Formam complexos

estáveis com Cu

, Mn

e outros cátions

Melhoram a

disponibilidade de

nutrientes para as plantas

maiores

Insolubilidade em água Devido a sua associação

com argilas e sais de

cátions di e trivalentes

Pouca matéria orgânica é

lixiviada

Ação tampão Tem função tamponante

em amplos intervalos de

Ajudam a manter as

condições reacionais do

solo.

Troca de cátions A acidez total das frações

isoladas do húmus varia

de 300 a

1.400 cmoles kg

-1

Aumentam a

concentração total de

carbono no solo de 20 a

70% da de solos se deve

à matéria orgânica.

Mineralização A decomposição da

matéria orgânica fornece

, NH

, NO

, PO

-3

-2

Fornecimento de

nutrientes para o

crescimento das plantas

1.3. Composição elementar, grupos funcionais e estrutura das SH

A composição elementar das SH sofre certa variação de um ecossistema

para outro. Basicamente são formadas pelos elementos carbono, oxigênio,

hidrogênio, nitrogênio, enxofre e fósforo sendo que o carbono e o oxigênio

aparecem em maior quantidade

. Em geral, os AH possuem maior quantidade

de carbono do que os AF, e os AF possuem maior quantidade de oxigênio. O

oxigênio aparece na sua maioria, em forma de hidroxilas fenólicas e carboxilas, e

em minoria, na forma de grupos como álcoois, ésteres e éteres. Grupos

funcionais contendo nitrogênio, enxofre ou fósforo, podem aparecer dependendo

da fonte de matéria orgânica que deu origem à SH.

Tabela 4 -

Composição elementar média de AH e AF extraídos de solos (de origem

pedogênica)

Composição elementar média (%)

Carbono

(C)

Hidrogênio

(H)

Oxigênio

(O)

Nitrogênio

(N)

Enxofre

(S)

AH 53,8-58,7 3,2-6,2 32,8-38,3 0,8-4,3 0,1-1,5

AF 40,7-50,6 3,8-7,0 39,7-49,8 0,9-3,3 0,1-3,6

Observa-se na

Tabela 4

que os AH têm maior teor de carbono e menor

teor de oxigênio em relação ao AF. Em geral, AH possuem uma quantidade um

pouco maior de nitrogênio do que AF. A razão C/H indica o grau de aromaticidade

em SH e é maior para os AH. Os AF possuem mais grupos funcionais de

natureza ácida (carboxila, em geral). A acidez total dos AF (9 a 14 mol Kg

-1

) é,

em geral, mais elevada do que a dos AH (de 4 a 8,7 mol Kg

-1

), variando bastante

conforme o ecossistema e também com o método de extração

17,18

Tabela 5

estão registrados alguns valores de composição elementar

em percentual de AF e AH extraídos de águas naturais.

Tabela 5 -

Composição elementar (%) de SH extraídas de águas naturais

Amostra

carbono

(C)

hidrogênio

(H)

oxigênio

(O)

nitrogênio

(N)

enxofre

(S)

fósforo

(P)

Total Cinzas

aquáticos

55 5 36 1 2 0,34 100 0,38

ÁH

aquáticos

54 4 33 2 1 0,06 98 1,49

Como se pode observar na

Tabela 5

, os AF extraídos de águas naturais

possuem maior quantidade de oxigênio do que os AH (assim como ocorreu com

amostras de AF extraídas de solos). Porém, os AF extraídos de águas naturais

possuem maior quantidade de carbono, em relação aos AH, ocorrendo o contrário

com os AF extraídos de solo, que demonstraram menor quantidade de C do que

os AH. O conteúdo de N, em geral, para AH é maior do que para AF, seja em

amostras extraídas de solos ou de águas. Na Tabela 6 são apresentados os

valores das concentrações de SH extraídas de águas naturais.

Tabela 6 -

Concentrações de SH extraídas de águas naturais

Amostras Concentração de SH

estimada (mg L

-1

)

Águas superficiais Os valores variam

muito,foram

encontrados valores

7 à 30

Águas subterrâneas 20

Águas marinhas 2,9.10

-3

Devido ao fato da concentração das SH ser tão pequena em águas

naturais, a extração versus a avaliação da sua concentração são etapas

fundamentais para os estudos relacionados com as suas propriedades. São

requeridos grandes volumes de amostra de água para extrair quantidades

satisfatórias de material húmico, devido à baixa concentração das SH em águas

naturais

. Há algumas décadas, muitos pesquisadores acreditavam que as SH

eram formadas basicamente por estruturas aromáticas, porém com o avanço da

tecnologia no estudo das SH, com o uso da espectroscopia de ressonância

magnética nuclear (RMN), observou-se que o grau de aromaticidade é muito

menor do que o esperado

. Em vista disso, Schulten e Schnitzer

propuseram

um modelo de estrutura de AH, incorporando grandes porções alifáticas

(Figura 2).

Figura 2 -

Modelo do AH de solo mostrando os diversos grupos funcionais,

estruturas aromáticas e alifáticas (adaptado de Schulten e Schnitzer)

Figura 3

é apresentada

um modelo de estrutura de SH,

evidenciando os principais grupos funcionais usualmente disponíveis em SH.

Figura 3 –

Modelo geral de estrutura de SH, evidenciando os principais tipos de grupos

funcionais

Diversos fatores influem na composição química das SH, tais como tipo

de solo, clima e vegetação

. Em geral, amostras de SH de ecossistemas

marinhos possuem maior quantidade de grupos alifáticos, enquanto que SH de

origem terrestre possuem maior quantidade de grupos fenólicos (ligninas). SH de

ambientes marinhos possuem alto grau de conteúdo alifático que é atribuído à

decomposição de algas que geram lipídios, que conferem maior quantidade de

grupos carboxila às SH de origem marinha. As SH de origem terrestre são

originadas da decomposição de vegetais que liberam ligninas, propiciando maior

quantidade de grupos fenólicos (maior aromaticidade). Esses grupos funcionais

carboxila e hidroxilas fenólicas (ricos em oxigênio) conferem às SH, as

habilidades de formarem complexos estáveis com íons metálicos

. Como se

pode observar nas Figuras 2 e 3, os modelos consistem de esqueleto de “C “ (na

maioria, aromático), contendo ramificações alifáticas. O oxigênio aparece

preferencialmente em forma de hidroxilas fenólicas e grupos carboxílicos. A

conformação estrutural de algumas macromoléculas húmicas pode ser

representada por aproximações em forma de espiral ou elipsoidal, sendo esta

última a mais freqüente. A espiral é representada como se fosse uma “fita”

contendo grupos polares e cargas negativas ao longo de sua extensão. A

estrutura elipsoidal tem a característica de uma esfera, com distribuição

gaussiana de massa molar com alta densidade de massa no centro e decresce

em direção à extremidade da esfera. A dimensão da esfera depende da extensão

da “fita”, da densidade de carga, da solvatação, da ionização dos grupos ácidos,

da concentração de sais em solução, das ramificações e das ligações cruzadas

Nas Figuras 4 e 5 observa-se duas conformações: espiral e esférica,

respectivamente

Figura 4 –

Desenho ilustrativo da estrutura de SH em forma de “fita”, enfatizando

a flexibilidade da macromolécula

Figura 5 –

Desenho ilustrativo da condensação da estrutura espiral de SH ao

acaso

A estrutura das SH é modulada por fatores, tais como pH, força iônica,

concentração em solução, entre outros. Por exemplo, AH podem apresentar

estrutura globular em pHs menores e mais plana em pH mais altos. Isto ocorre

devido ao fato de que em sítios desprotonados (em pH mais altos) há aumento de

densidade de carga, ocorrendo repulsão, tornando, assim, a estrutura mais aberta

. Tem sido proposto que SH dissolvidas formam, em determinadas condições de

pH e força iônica, regiões semelhantes a micelas de detergentes em soluções

aquosas. Assim como no caso dos detergentes, estas “pseudomicelas” teriam um

interior hidrofóbico

Em 2000, Piccolo

28,29

sugeriu que as SH não possuiriam

estrutura extremamente complexa, mas seriam formadas pela agregação de

pequenas moléculas (“building blocks”). Até hoje, se conhece pouco a respeito da

estrutura das SH, enquanto se aguarda avanços na área da espectroscopia.

Estes avanços irão propiciar, certamente, maiores descobertas acerca das SH.

1.4. Interações das SH com íons metálicos

Uma das mais importantes propriedades das SH é a capacidade de

interagir com íons metálicos para formar complexos de diferentes estabilidades e

características estruturais

. A complexação das SH com determinados metais é

de grande interesse em estudos ambientais, pois o processo de transporte, ciclo

hidrogeoquímico e biodisponibilidade de metais em águas naturais e em solos,

freqüentemente dependem da natureza e da estabilidade termodinâmica dos

complexos SH

versus

metais formados como espécies de metais disponíveis ou

inertes

. Tem sido observado por espectroscopia de ressonância paramagnética

eletrônica

que muitos metais complexam com carboxilas, mas o Cu (II) parece

ter preferência em se ligar a certas quantidades de grupos que contém “N”, não

pH alto

pH neutro

pH baixo

bem caracterizados ainda. Várias técnicas têm sido usadas para o estudo da

interação de metais com SH, tais como potenciometria

, fluorescência de

multiresposta

, espectroscopia de fluorescência de raios-X por reflexão total

entre outras. Sargentini et al.

efetuaram estudos da labilidade relativa de

espécies metálicas divalentes (Ni, Cu, Zn, Cd e Pb) complexadas com SH

aquáticas, utilizando espectroscopia de emissão atômica com plasma de argônio

induzido (ICP-AES) e observaram que há diminuição da labilidade em função do

tempo. Eles formularam a hipótese de que isso pode ser explicado assumindo-se

que, quando em contato com as SH, inicialmente, os íons metálicos são

complexados preferencialmente por sítios de complexação mais externos, ou

seja, mais disponíveis. Com o passar do tempo, os complexos metal-SH tendem a

se estabilizar, surgindo arranjos inter e/ou intramoleculares, com transferência de

metal para sítios de complexação mais internos. Desta forma, a espécie metal-SH

tem sua labilidade relativa reduzida ao longo do tempo, e o íon metálico fica

menos disponível para participar de reações no ambiente aquático. As SH

possuem diversos tipos de sítios de complexação, sendo que cada sítio (grupo

funcional) pode complexar íons específicos. Os grupos carboxílicos, por exemplo,

que possuem átomos “duros” como o oxigênio interagem de preferência com íons

metálicos “duros”, tais como Ca(II), Mg(II), Fe(III) e Al(III), enquanto sítios com

átomos “moles” tais como o enxofre ou nitrogênio, ligam-se a íons “moles” tais

como o Cu(I), Fe(II) e Au(I)

. De acordo com Martell

, um ácido “duro” é uma

classe de íons metálicos que tende a formar complexos com ligações iônicas,

tendo pequeno caráter covalente (metais da coluna 1A e 2A da Tabela Periódica,

por exemplo). Em contrapartida, ácidos “moles” são íons com tendência a formar

ligações mais covalentes (metais nobres, como o Au(I), Pt(II) e Ag(I), por

exemplo) ou mesmo o Cd(II), Cu(I) e o Hg(II). Como exemplo de bases “duras”,

têm-se os ânions, tais como fluoreto, óxido, cloreto, etc, que formariam fortes

ligações iônicas com os ácidos “duros”. As bases “moles” são ligantes que

tendem a formar fortes ligações covalentes com os ácidos “moles”, e consistem

de ligantes neutros com baixa carga negativa e alta polaridade, como por exemplo

piridina e ânions, no qual a carga negativa é distribuída sobre um número de

átomos através da existência de formas apropriadas de ressonância. Quanto

maior a polaridade da molécula, mais “duro” será o ligante. Stevenson

sugere

que, devido à natureza heterogênea das SH, a complexação de elementos traços

pode ocorrer de diversas maneiras, desde fracas forças de atração até ligações

altamente estáveis

. Conforme pode ser visto no esquema da Figura 6, a

ligação do Cu(II) pode ocorrer através de ligação com a água (A), atração

eletrostática a um grupo COO

carregado (B); formação de ligações coordenadas

com um grupo doador simples (C), e formação de uma estrutura quelato (anel), tal

como uma combinação de um sítio COO

e de um OH fenólico (D). A ligação de

um metal traço poderia ocorrer preferencialmente nesses sítios que formam

complexos mais fortes, como por exemplo, formação de ligações coordenadas e

estruturas de anel. Assim, estruturas do tipo (C) e (D) representam as formas

predominantes dos complexos dos elementos traços quando SH estão presentes.

A maioria dos pesquisadores enfatiza a hipótese de ocorrer a ligação do tipo anel

quelato (D), mas como visto anteriormente, elas não podem ser consideradas

únicas.

Figura 6 -

Esquema da complexação do metal Cu (II) com diferentes sítios

complexantes de SH

(

)

1.5. Aspectos toxicológicos e biodisponibilidade de íons metálicos

A biodisponibilidade é a forma em que se encontra um íon metálico que é

capturado por um organismo vivo e depende da concentração em que se

encontra na amostra à qual está ligado. Os metais Hg, Cd, Pb e As são

altamente tóxicos e se acumulam no organismo dos seres vivos. Alguns metais

como Fe, Mn, Cu, Zn, Mo e Co são essenciais para o ciclo vital dos organismos,

porém também se tornam tóxicos quando suas concentrações superam as

necessidades de uma dieta nutricional correta

. O cobre está presente em

muitas enzimas, sendo envolvido em processos metabólicos que dependem de

reações redox, mas se ingerido em doses altas pode provocar irritação e corrosão

das mucosas, danos capilares generalizados, problemas hepáticos, renais e

irritação do sistema nervoso central, seguido de depressão. Em altas

concentrações, é altamente tóxico para muitos organismos em ecossistemas

aquáticos. O cobre é um dos metais mais tóxicos, seguido do Hg e da Ag no

fitoplâncton marinho

. Lorenzo et al

observaram uma nítida diminuição na

toxidade do Cu (II) em presença de SH em ambientes marinhos. Uma

concentração de AH de 3,2 mg L

-1

foi suficiente para reduzir a embriotoxidade na

larva Paracentrotus lividus, em águas marinhas, de 60 µg de Cu(II) L

-1

pela

metade. Segundo Lorenzo et al

, cobre complexado com AH pode ser 20 ou 30

vezes menos tóxico que o cobre livre. As concentrações de Cu(II) em águas

superficiais, na natureza, são menores do que 0,2 ppm, em geral. A ocorrência

de cobre no meio ambiente (geradas por fontes antropogênicas) incluem corrosão

de tubulações de latão por águas ácidas e efluentes de tratamento de esgoto. As

principais fontes poluidoras são indústrias de mineração e fundição. No reino

vegetal, os elementos Cu, Mn, Fe e Zn, quando em doses muito altas, podem

produzir problemas às plantas como por exemplo, deformação nas folhas,

alterações de cor das folhas e destruição dos tecidos

. Hanstén et al

citam

que as águas naturais do nordeste do hemisfério norte sofrem aumento no índice

de acidez, devido ao derretimento da neve, no início da primavera, causando

elevação de concentrações de metais. Desta forma, foi observado aumento nas

concentrações de íons metálicos Al(III), e os divalentes Mn, Zn, Pb, Ni e Cd em

lagos do sudeste da Finlândia, mas as SH presentes nessas águas tendem a

reduzir os efeitos tóxicos desses metais. Os metais divalentes Cd, Cu, Pb e o

Al(III) são os mais tóxicos a esses ecossistemas, enquanto que metais como

Zn(II), Mn(II) e Fe(III) são menos tóxicos. O aumento simultâneo nas

concentrações de diferentes metais leva a complexas interações toxicológicas,

cujo impacto final é difícil de prever. Moore

observou em águas naturais nos

EUA que as concentrações dos íons Zn (II) também variam de forma sazonal.

Segundo Moore

, a contaminação de águas naturais pode ocorrer por resíduos

de sulfetos metálicos (Cu

S, Cu

FeS

, CuFeS

, Cu

AsS

, ZnS, PdS, CdS, etc),

provenientes de minas vizinhas. O metal Cd aparece em solos agrícolas devido

aos fertilizantes fosfatados. Rejeitos de industrias também colaboram, tais como,

pigmentos para tintas, plásticos, produção de baterias, pneus, etc

Capítulo 2 – PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

2.1. Materiais

Os reagentes (grau de pureza P.A.) foram todos obtidos comercialmente e

usados sem nenhum tratamento prévio. Foram usadas três substâncias como

modelo das SH: ácido 2,4-dihidroxibenzóico 97% (Aldrich Chemical Co. Inc.),

ácido benzeno-1,2-dicarboxílico 98% (Aldrich Chemical Co. Inc.), e ácido

aminoacético 99,5% (Riedel-de Haën). As soluções estoque de Cu (II), Zn (II) e

Cd (II), com concentração em torno de 1,0 x 10

-2

mol L

-1

foram preparadas (com

água bidestilada e fervida) a partir dos seguintes sais: CuCl

.2H

0 (Vetec Química

Fina Ltda), Zn(NO

)

.6H

O (Vetec Química Fina Ltda), e CdCl

0 (Vetec

Química Fina Ltda), e padronizadas através de titulações diretas das soluções

metálicas com solução padrão de EDTA (ácido etilenodiaminotetracético) da

Merck Chem.Co. ~1,0 x 10

–2

mol L

-1

, na presença do indicador murexida (Merck

Chem. Co.), utilizando solução tampão pH 8

. A solução de KOH (hidróxido de

potássio) padrão isenta de CO

usada nas titulações potenciométricas, foi

preparada por diluição de ampolas Dilut–it (J.T. Baker Chemical Co.) de KOH

concentrado e livre de CO

em concentração em torno de 0,1 mol L

-1

. Esta

solução foi padronizada com biftalato ácido de potássio (Merck Chem. Co), seco

a 110 ºC, por 2 h, utilizando solução de fenolftaleína (Merck Chem. Co.) 1% em

etanol (Reagen) como indicador, e protegida através de um “trapp” contendo

solução de KOH 0,1 mol L

-1

para evitar a entrada de CO

atmosférico. O HCl

(ácido clorídrico) da Synth, usado para calibrar o eletrodo antes de cada titulação,

foi padronizado com KOH isento de CO

, usando fenolftaleína como indicador.

Em todas as titulações, a força iônica foi mantida constante em 0,1 mol L

-1

com a

adição de eletrólito suporte KCl (cloreto de potássio) da Vetec Química Fina Ltda

(sendo mais próxima da realidade e pela facilidade para comparar com dados da

literatura). O ácido fúlvico do rio Suwannee (AFRS) usado neste trabalho

(código:IR101F) foi obtido comercialmente da IHSS (Sociedade Internacional de

Substâncias Húmicas). A amostra, oriunda de águas do rio Suwannee,

(Figura 7), foi extraída pela IHSS, de uma área de proteção ambiental

(ecossistema costeiro), na fronteira com o estado da Geórgia, na região norte do

estado da Flórida. As SH extraídas desse rio servem como referência para

muitos trabalhos sobre AF e AH. A parte norte do rio Suwannee se origina das

águas escuras do lago Okefenokee (sul da Georgia). O rio se espande formando

curvas ao longo da península da Flórida, atravessando 12 cidades, por 322 Km

antes de desaguar no Golfo do México. Existem 2 parques estaduais ao longo do

rio. A parte norte do rio é rica em cachoeiras, bancos de areia e rochas. A

vegetação predominante ao longo de todo o rio inclui ciprestes, tupelos, além de

muitas flores, tais como azaléias, gardênias e orquídeas. O fluxo de corrente do

rio é lento. A água do rio tem cor marrom (semelhante a chá preto), devido à

decomposição das folhas que caem no mesmo. Ao longo desse rio habitam 42

tipos de mamíferos, 54 espécies de peixes, 39 tipos de anfíbios e 232 tipos de

pássaros. O rio varre uma área de 15.517 Km

. Desde a descoberta dos E.U.A.,

o rio Suwannee tem sido um dos mais lendários. No final do século XVIII era

refúgio de uma infinidade de piratas. Em 1980, o Comitê Gerenciador de Águas

do rio Suwannee comprou 71,35 Km

por U$11.000.000,00 para ajudar a

preservar o rio para as futuras gerações

45 ,46

. O AFRS foi escolhido pelo fato do

mesmo ter sido caracterizado por algumas técnicas analíticas (espectroscopia de

ressonância magnética nuclear (RMN), espectroscopia de fluorescência, análise

elementar, espectroscopia de absorção de luz na região do infravermelho com

transformada de Fourier (FTIR)

11,23,47,48

, facilitando a comparação com os

resultados obtidos neste trabalho. Amostras de AF desta região foram escolhidas

ainda, pelo fato de que as águas deste rio apresentam alto teor de matéria

orgânica aquática, além de ser uma região em que não há oscilações climáticas

bruscas, facilitando assim sua obtenção e extração para posteriores experimentos

em laboratório, sem grandes variações de composição elementar ao longo do

ano.

Figura 7 -

Mapa indicando a localização do rio Suwannee no sudeste dos EUA

2.2. Métodos

2.2.1. Titulação potenciométrica

A principal vantagem da utilização desta técnica é o fato de que, como se

trata de um estudo em solução, a interpretação dos resultados deve ser muito

mais aproximada do que ocorre na natureza. A titulação potenciométrica consiste

em adicionar uma base padronizada (em incrementos determinados) à solução

experimental, contendo o ligante, na presença e na ausência dos íons metálicos.

Os valores das constantes de equilíbrio (de protonação ou de complexação) são

determinadas através da análise dos valores obtidos das curvas de titulação de

pH versus volume de base adicionados

33,49

. No caso de SH foi conveniente fazer

a simulação de seus componentes através de titulações potenciométricas de uma

mistura de substâncias orgânicas com grupos funcionais típicos das SH (que

foram determinados previamente por outras técnicas) para verificar a

confiabilidade da técnica na determinação de grupos funcionais de substâncias

tão complexas quanto às SH. Após a obtenção das curvas de titulação

potenciométrica (pH versus volume de base), faz-se o tratamento dos resultados

usando algum programa computacional que compare os valores calculados de pH

com os valores experimentais para todos os pontos das curvas. O programa deve

variar as constantes, minimizando as diferenças de pH calculadas e pH medidas

até um erro mínimo. Também podem ser calculados através de métodos

matemáticos, o que requer maior tempo. Neste trabalho, foram utilizados dois

métodos: o método de Gran modificado, que é um método matemático, (para

determinar quantidades molares de grupos ácidos), e o programa computacional

BEST7, para determinar as quantidades molares dos grupos ácidos, bem como

para calcular os valores das constantes de protonação e de complexação com os

íons metálicos.

2.2.2. Programa computacional BEST7

O programa computacional BEST7 calcula as constantes de protonação

dos ligantes e as constantes de equilíbrio dos complexos formados com os

metais, como também as concentrações dos ligantes presentes e das espécies

formadas. O valor inicial das constantes desconhecidas é obtido através da

comparação com os valores das constantes conhecidas de substâncias

semelhantes já estudadas (da literatura). O arquivo de entrada do programa

consiste de: a) o volume inicial da solução; b) os valores conhecidos das

constantes de protonação dos ligantes e os valores aproximados das constantes

dos complexos; c) as concentrações dos ligantes, metais, KOH (agente titulante)

e d) os valores de pH em função dos volumes de KOH (valores experimentais

obtidos na titulação). Este programa utiliza o método dos mínimos quadrados

para minimizar as diferenças entre os valores de pH calculados e pH

experimentais (ajuste não linear da curva de titulação), mantendo fixos os valores

das constantes de equilíbrio conhecidas e variando os valores das constantes de

equilíbrio que se quer determinar, minimizando o erro (as diferenças entre os

valores de pH calculados e os valores experimentais)

33,49

2.2.3. Softwares SPE e SPELOT

Estes softwares foram usados para gerar e imprimir os diagramas de

espécie, que mostravam a percentagem de espécies formadas durante as

titulações. O SPE e o SPEPLOT foram elaborados utilizando o mesmo algorítmo

matemático usado no BEST7

2.2.4. Método de Gran Modificado

Com este método calcula-se as quantidades dos grupos funcionais das

SH, divididos em grupos ácidos fracos e grupos ácidos fortes e o valor dos seus

respectivos pKas. Este método é uma adaptação criada por Seymour em 1977

para o estudo de SH, e trata-se de uma variação do método de Gran

, que

consiste de equações lineares que descrevem equilíbrios de titulações de mistura

de ácidos monopróticos fracos e de um ácido forte em presença de uma base

forte (agente titulante)

. O método de Gran modificado por Seymour

para a

determinação dos grupos funcionais, funciona da seguinte forma: aplica-se este

método aos dados das curvas de titulação potenciométrica das misturas de ácidos

fortes e ácidos fracos, com uma base forte (agente titulante)

. Seymour

simplificou a equação representativa da titulação de uma mistura ácida, através

da eliminação de algumas constantes matemáticas, fazendo algumas

aproximações com base no fato de que no início das titulações (regiões de

valores de pHs menores) os ácidos fracos encontram-se totalmente protonados.

Obtém-se desta forma, a seguinte equação simplificada:

(Vo + V).10

-pH

Onde: Vo = volume inicial da mistura a ser titulada.

V = volume dos incrementos de base que vão sendo adicionados ao

longo da titulação.

pH = valores de pH correspondentes a cada V de incremento que é

adicionado.

Aplica-se os valores obtidos das curvas de titulação potenciométrica (pH

versus volume de KOH) à esta equação, e faz-se o gráfico (Vo + V).10

-pH

versus

volume de base (mL). O resultado deste gráfico é uma reta. Traça-se uma reta

paralela ao eixo x que intercepta o eixo y no ponto zero, dando origem ao ponto

Vs. Na Figura 8, vê-se um exemplo de gráfico para a determinação do ponto Vs.

0.0

0.5

1.0

1.5

2.0

2.5

0.00

0.05

0.10

Vs = 2.10 mL

(Vo + V).10

-pH

V KOH (mL)

Figura 8 -

Gráfico

(Vo + V).10

-pH

versus volume de KOH (mL).

Lê-se o volume (Vs) equivalente de base para neutralizar todo o ácido

forte (HCl, por exemplo) que é adicionado para baixar o pH da curva de titulação.

Para determinar a acidez total da mistura, usa-se os valores de pH acima

de 7 da titulação, bem como os seus respectivos valores de volumes de KOH

gastos.

Aplica-se estes valores à fórmula:

(Vo + V).10

-pOH

onde:

Vo = volume inicial da mistura antes da titulação

V = volume dos incrementos de base que vão sendo adicionados ao longo da

titulação, correspondentes a valores de pH acima de 7

pOH = valores obtidos a partir da seguinte relação: pOH = 13,78 – pH

Onde: 13,78 (constante de hidrólise da água)

pH = valores de pH acima de 7 das curvas de titulação.

Faz-se o gráfico (Vo + V).10

-pOH

versus V de base (mL), o resultado deste

gráfico é uma reta. Traça-se uma reta paralela ao eixo x que intercepta o eixo y

no ponto zero, dando origem ao ponto Vg. Lê-se o volume (Vg) equivalente de

base para neutralizar todos os ácidos da mistura (acidez total).

Na Figura 9 vê-se um exemplo de gráfico para a determinação do ponto

Vg.

3.0

3.2

3.4

3.6

3.8

4.0

4.2

4.4

4.6

4.8

0.00

0.02

0.04

0.06

0.08

Vg = 3,38 mL

(Vo + V).10

-pOH

V KOH (mL)

Figura 9 -

Gráfico

(Vo + V).10

-pOH

versus volume de KOH (mL).

Para determinar a quantidade de grupos COOH faz-se a derivada primeira

dos valores de pH (de toda a curva de titulação) em relação aos volumes dos

incrementos de base (•pH / • V) e cons trói-s e um gr áfico:

•pH / • V versus Volume de base (mL).

Na Figura 10 vê-se um exemplo de gráfico para a determinação do ponto

Vn.

0.0

0.5

1.0

1.5

2.0

2.5

3.0

3.5

4.0

4.5

5.0

Vs = 2,10mL

Vg = 3,38mL

Vn = 2,56mL

d pH/ d V

V KOH (mL)

Figura 10 -

Gráfico •pH / • V versus Volume de KOH (mL).

O volume (Vn) correspondente de base para neutralizar todos os grupos

COOH é o ponto de máximo da curva •pH / • V versus volume de KOH (mL).

Acha-se o volume de base gasto para neutralizar todos os grupos

fenólicos (Vf) fazendo-se a diferença:

Vf = Vg (referente à acidez total) – Vn (referente aos grupos COOH)

Para obter a quantidade dos grupos funcionais em meq, usa-se a

seguinte relação:

Quantidade dos grupos

funcionais (meq) = (Vn, Vs, Vg ou Vf) x Molaridade da base usada

durante a titulação

2.2.5. Análise clássica dos grupos funcionais: método de Schnitzer e Gupta

Esta metodologia foi usada para medir a acidez das amostras de AFRS,

pois é o método mais recomendado pela literatura para SH (AF ou AH)

33,53,54,55

Os hidrogênios dissociáveis são os principais contribuintes para a acidez das SH.

Os principais grupos funcionais que liberam hidrogênios nas SH são as carboxilas

e hidroxilas fenólicas. Em primeiro lugar, determina-se a acidez total (AT),

utilizando o método do hidróxido de bário, que consiste na reação de excesso de

Ba(OH)

com a SH. O excesso de base é titulado com HCl (solução padrão). O

procedimento detalhado é o seguinte: transfere-se 10 mg de SH para um

erlenmeyer e deixa-se reagir com 25 mL de Ba(OH)

0,1 mol L

-1

, sob atmosfera

de N

, durante 24 h, à temperatura ambiente. Faz-se um “branco” com 25 mL de

solução de Ba(OH)

0,1 mol L

-1

. Filtra-se a suspensão e lava-se o resíduo com

água bidestilada e fervida, completando o volume até 100 mL. Titula-se alíquotas

de 50 mL com solução padrão de HCl 0,2480 mol L

-1

até pH 8,4, usando

fenolftaleína como indicador. A acidez total é calculada em meq g

-1

com a

seguinte equação:

AT = (Va – Vb) . M . 10

(mg)

de SH

Onde: Va e Vb (simbolizam o volume de base padrão para titular a SH e o branco,

respectivamente); M (concentração molar do HCl; m (representa a massa da

amostra de SH em mg).

A determinação da acidez carboxílica é feita pelo método do acetato de

cálcio.

Ca(CH

COO)

+ 2 R-COOH ↔↔ Ca(R-COO)

+ 2 CH

-COOH

Deixa-se a SH em reação com excesso de acetato de cálcio por 24 h, sob

à temperatura ambiente, e determina-se a quantidade de CH

COOH liberado

por titulação com NaOH (padrão). Transfere-se 10 mg de SH para um erlenmeyer

e adiciona-se 10 mL de Ca(CH

COO)

0,105 mol L

-1

. Completa-se o volume com

40 mL de água bidestilada e fervida. O sistema é mantido em N

por 24 h, à

temperatura ambiente. A suspensão é filtrada com NaOH 0,02 mol L

-1

Por fim, determina-se a acidez fenólica pela diferença da acidez total e

dos grupos COOH, obtendo-se:

fenólico

= AT - COOH

2.2.6. Sistema operacional da titulação potenciométrica

As titulações potenciométricas foram realizadas em um sistema de célula

de titulação de vidro termostatizada (com parede dupla), selada e sob atmosfera

inerte (com gás argônio, da White Martins S.A, lavado com solução de KOH 0,1

mol L

-1

, para eliminar CO

do sistema), de acordo com a Figura 11.

Figura 11 –

Sistema utilizado na titulação potenciométrica

Como agente titulante foi utilizada solução padrão de KOH com

concentração em torno de 0,1 mol L

-1

. A força iônica foi mantida constante

mediante adição de KCl (µ = 0,1 mol L

-1

), a temperatura foi mantida constante à

25,0 ± 0,1 ºC, através de um banho termostatizado (Microquímica Equipamentos

Ltda). Para o sistema de medida de pH, utilizou-se um pHmetro da marca

CORNING modelo 350 equipado com um eletrodo de referência do tipo Ag/AgCl

(marca Thomas, modelo Co-PHILA 1092-F15) e um eletrodo de vidro (marca

Thomas, modelo AHT CO, 4090-J). A precisão do pHmetro é de 3 casas

decimais. O agente titulante foi adicionado em alíquotas de 0,02 a 0,05 mL,

utilizando uma bureta automática tipo pistão, de marca Schott Gërate. As

titulações só iniciavam após o equilíbrio dos valores de pH, ou seja, quando os

valores de pH paravam de oscilar no leitor do pHmetro. Periodicamente, o sistema

era calibrado, pela titulação de uma solução diluída de HCl (1,0 x 10

-2

mol L

-1

)

para verificar a inclinação da curva de titulação. Antes do início de cada titulação,

o pH de uma alíquota de solução de HCl (aproximadamente 1,0 x 10

–2

mol L

-1

)

era medido: a diferença entre o valor do pH lido no pHmetro e o valor calculado, a

partir da concentração de H

da solução diluída de HCl. Essa diferença é

fornecida ao programa durante os cálculos das constantes de equilíbrios.

Inicialmente, curvas de p[H] versus volume (mL) de KOH ~ 0,1 mol L

-1

(agente

titulante) foram obtidos e os cálculos das constantes de protonação, e das

constantes de complexação, foram determinados com a ajuda do programa

computacional BEST7 e as curvas de distribuição de espécies foram obtidas com

o auxílio dos programas SPE e SPEPLOT

2.2.7. Titulação do sistema modelo para SH

As seguintes substâncias foram escolhidas para compor o sistema

modelo de estudo para SH: ácido 2,4-dihidroxibenzóico, ácido benzeno-1,2-

dicarboxílico, e ácido aminoacético (Figura 12). A escolha das substâncias se

deu devido ao fato de possuírem os principais grupos funcionais das SH, do tipo

ligantes duros (COOH ou fenólicos), como ligantes moles (grupos NH

constituindo assim, uma "mistura modelo universal" que pode ser usada para

simular a complexação de íons metálicos com SH de qualquer origem (terrestre

ou aquática). Adicionalmente, os grupos possuem diferentes faixas de constantes

potenciométricas, o que facilita a interpretação dos resultados, sendo mais fácil de

avaliar a eficácia do programa BEST7.

-CH

-COOH + H

(A) (B) (C)

Figura 12 -

Fórmulas estruturais das substâncias usadas para o sistema modelo:

(A)

ácido 2,4-dihidroxibenzóico,

(B)

ácido benzeno-1,2-dicarboxílico e

(C)

ácido aminoacético.

As seguintes titulações foram feitas (em triplicata): cada ácido

individualmente, a combinação de dois ácidos, e de todos os três juntos. As

titulações também foram feitas na presença dos íons Cu (II), Zn (II) e Cd (II).

Após a determinação das constantes potenciométricas, para o sistema modelo,

foram efetuadas as titulações do AFRS, na presença e na ausência de íons

Cu (II), Zn (II) e Cd (II). Os cálculos para a determinação das quantidades dos

grupos funcionais que constituem o AFRS e das constantes dos equilíbrios foram

realizados.

2.2.8. Espectroscopia de absorção molecular de luz na região do ultravioleta

e visível (UV-Vis)

A espectroscopia de absorção molecular de luz na região do ultravioleta

e visível foi utilizada para caracterizar as espécies químicas formadas com os

íons Cu (II) e os ligantes da mistura modelo. Os resultados foram comparados

com aqueles obtidos por potenciometria. Os espectros de UV-Vis foram obtidos

em um espectrofotômetro Perkin Elmer modelo Lambda 19, em cubetas de

quartzo com caminho óptico de 1 cm.

2.2.9. Espectroscopia de absorção de luz na região do infravermelho com

transformada de Fourier (FTIR)

Esta técnica foi usada para identificar os grupos funcionais na amostra de

AFRS, bem como as suas interações com os íons metálicos (Cu(II) e Cd(II)). Os

espectros foram feitos a partir de pastilhas de ~ 2 mg de AFRS (sem metal e

complexado com o Cu(II) e o Cd(II), em 100 mg de KBr seco). Foram recolhidas

alíquotas de 8 mL de solução durante as titulações em diferentes faixas de pH

(3,5; 5,5; 7,0 e 10,0), para a titulação do AFRS sem metal e com metal. As

alíquotas foram congeladas e liofilizadas (para desidratarem sem alterarem a

estrutura), e com o sólido (pó) foram feitos os espectros. Os espectros foram

realizados em um espectrômetro de infravermelho PERKIN-ELMER, modelo 16

PC. Os espectros foram obtidos de 650 à 4.000 cm

-1

2.2.10. Espectroscopia de fluorescência

Esta técnica foi usada para caracterizar os principais fluoróforos na

amostra de AFRS e avaliar a intensidade de suas ligações químicas com metais.

Espectros de emissão de fluorescência das soluções do AFRS (20 mg L

-1

) foram

obtidos em um espectrofluorímetro Perkin Elmer, modelo LS5, à temperatura

ambiente (~23 ºC). Foi usado o comprimento de onda de excitação (λ

) de 313

nm para gerar o espectro de emissão.

Capítulo 3 – RESULTADOS E DISCUSSÕES

Parte A - Estudo da mistura modelo para SH

3.1. Determinação das constantes de protonação dos grupos funcionais da

mistura modelo

Foram escolhidas três substâncias com características ácidas. A escolha

se deu devido às três substâncias possuírem grupos funcionais característicos da

maioria dos AF encontrados na natureza

11,23,55,57

e por apresentarem valores de

constantes de protonação mais distantes um do outro, o que permite testar a

eficiência do modelo. Foram feitas titulações potenciométricas das três

substâncias separadamente, a combinação de duas a duas, e a titulação das três

juntas, todas na ausência e na presença dos íons metálicos divalentes Cu, Zn e

Cd.

Na Figura 13, vê-se os gráficos das titulações potenciométricas das

substâncias separadas e da mistura das mesmas.

a (mmol KOH/mmol de ligante)

Figura 13 -

Curvas p[H]

versus

a (mmol KOH/mmol de ligante), onde:

(

) ácido 2,4-dihidroxibenzóico, (

) ácido benzeno-1,2-dicarboxílico,

(

) ácido aminoacético, e (

) mistura dos três ácidos.

µ=0,1 mol L

-1

KCl, T=25 ºC, concentração de cada componente = 0,05 mmol

em 50 mL de solução.

A curva (A) representa a titulação do ácido 2,4-dihidroxibenzóico, onde

ocorre primeiro a desprotonação do grupo carboxílico e depois a desprotonação

do grupo fenólico em posição

para

, em relação ao grupo COOH. A desprotonação

do outro grupo fenólico em posição

orto

ocorre somente em valores de pH muito

altos (acima de 13), em razão da formação de uma ligação de hidrogênio entre o

OH fenólico e o COO

, elevando o primeiro pKa do grupo fenólico. A curva (B)

representa a titulação do ácido benzeno 1,2-dicarboxílico, que perde durante o

processo de dissociação 2 prótons dos grupos carboxílicos (a = 2). A curva (C)

representa a titulação do ácido aminoacético que envolve a perda de 2 prótons

(a = 2,5, sendo que 1,5 devido à adição do HCl para protonar o aminoácido).

A curva (D) é a representação da titulação da mistura das 3 substâncias, neste

caso, ocorre a desprotonação de 4 grupos carboxila, grupo fenólico e 1 grupo

amino. Através dos dados das curvas potenciométricas, foram calculados, com

auxílio do programa computacional BEST7, os valores das constantes de

protonação de cada grupo ácido, para cada uma das três substâncias.

Na Tabela 7 vê-se os valores das constantes de protonação dos ácidos do

sistema modelo para SH (em logaritmo).

Tabela 7 -

Constantes de protonação obtidas para a mistura modelo (valores da literatura

entre parênteses)

. Onde:

(A)

ácido 2,4-dihidroxibenzóico;

(B)

ácido benzeno-1,2-

dicarboxílico e

(C)

ácido aminoacético. L (representa=A, B e C). As titulações foram feitas

em triplicata.

Espécies A (logK) B (logK) C (logK)

[HL]/[H].[L]

13,37

0,00 (13,40

0,00)

4,94

0,00 (4,92

0,00)

9,50

0,00

(9,56

0,00)

L]/[HL].[H]

8,60

0,00 (8,60

0,00) 2,75

0,00 (2,75)

0,00)

2,39

0,00

(2,36

0,00

)

L]/[H

L].[H]

3,13

0,00 (3,13

0,00)

- -

foi medido por UV-Vis

Observa-se na Tabela 7 que os valores das constantes de protonação

obtidos e os valores da literatura

são muito semelhantes, demonstrando-se o

uso do programa computacional BEST7 para a determinação de constantes dos

equilíbrios em misturas envolvendo diferentes grupos funcionais,numa faixa

estreita de pH. Na Figura 14, vê-se o diagrama de distribuição de espécies da

mistura modelo, que é obtido com o software SPEPLOT

, utilizando-se os

valores das constantes que foram calculadas com o programa computacional

BEST7.

Figura 14

- Diagrama de distribuição de espécies da mistura modelo (% de

espécies versus p[H]). Onde: H

A – ácido 2,4-dihidroxibenzóico,

B - ácido benzeno-1,2-dicarboxílico, e H

C - ácido aminoacético.

Demais espécies aparecem desprotonadas. µ=0,1 mol L

-1

KCl,T=25 ºC,

Concentração inicial de cada componente =

~0,05 mmols em 50 mL de solução.

No diagrama de distribuição de espécies é possível observar(através dos

pontos de máximo das curvas) que em p[H] ~2, as 3 substâncias aparecem

protonadas. À medida que incrementos de base vão sendo adicionados, em p[H]

3,8 ocorre a máxima concentração das espécies HB (87%), em p[H] 5 há a

máxima concentração da espécie HC (99%), em p[H] 5,6 existe a máxima

concentração da espécie H

A (72%). Em valores de pH acima de 5,1 predomina

a espécie B completamente desprotonada, a espécie A diprotonada e a espécie C

monoprotonada. O ácido 2,4-dihidroxibenzóico só irá perder totalmente seus

prótons em valores de pH acima de 12, devido, principalmente às ligações de

hidrogênio que se formam entre os grupos carboxilato e hidróxido. No caso do

ácido aminoacético, a espécie completamente desprotonada predomina em

valores de pH acima de 9,5.

3.2. Medidas das quantidades molares dos grupos funcionais da mistura

modelo

A determinação da quantidade de grupos funcionais é necessária para

podermos prever a quantidade de íons metálicos que irão se complexar nesses

grupos. A Tabela 8 apresenta os valores das quantidades de grupos funcionais

para a mistura modelo, calculados pelo método de Gran modificado, e a

comparação dos valores calculados pelo programa computacional BEST7 e com

os valores teóricos.

Tabela 8 -

Valores das quantidades dos grupos funcionais oxigenados (meq g

-1

) da

mistura modelo calculados pelo método de Gran e por BEST7. Abaixo encontram-se os

valores teóricos.

método

grupos carboxílicos

grupos fenólicos acidez total

GRAN

(3,18

0,20) (3,20

0,50) (6,37

0,07)

BEST7

(3,59

0,06) (3,25

0,07) (6,84

0,09)

Teóricos

(4,00

0,00) (3,00

0,00) (7,00

0,00)

Os resultados da Tabela 8 foram obtidos pela média de 3 titulações

potenciométricas. Os valores obtidos pelo método de Gran, por ser um método

matemático, linear, tem maior probabilidade de erro em relação ao método

computacional BEST7, cujos valores mostraram-se ser mais próximos dos valores

teóricos. Seymour

adaptou o método de Gran para a determinação somente

dos grupos fenólicos e carboxílicos de SH, pois a maioria dos autores considera

que os principais agentes complexantes sejam esses grupos oxigenados. Apesar

de os grupos que contém nitrogênio complexarem muito bem com o Cu (II), por

exemplo, sua quantidade é na maioria das vezes muito pequena em relação a

esses grupos oxigenados. Desta forma os grupos nitrogenados não são incluídos

no método de Gran. Tal consideração contém certamente uma certa margem de

erro, pois não leva em conta outros grupos funcionais que as substâncias possam

ter. Este procedimento será avaliado mais adiante.

3.3 Complexação dos grupos funcionais da mistura modelo com íons

metálicos divalentes Cu (II), Zn (II) e Cd (II)

Foram feitas titulações potenciométricas de cada ácido separadamente

na presença de Cu (II), Zn (II), e Cd (II) ~ 0,01 mol L

-1

, nas proporções de 1:1 e

2:1, ligante : metal. Também foram realizadas titulações de dois ácidos e da

mistura modelo, na presença dos íons metálicos. Na Figura 15, vê-se as curvas

de titulação potenciométrica para a mistura modelo na presença e na ausência

dos íons Cu (II), Zn (II) e Cd (II).

Figura 15 -

Curvas de titulação potenciométrica:

(A)

mistura modelo,

(B)

mistura modelo

com solução de Cu (II),

(C)

mistura modelo com solução de Zn (II), e

(D)

mistura modelo com solução de Cd(II), na proporção (em número de

mmols)1:1 (metal:ligante). (µ=0,1 mol L

-1

KCl, T=25 ºC,

Concentração de cada componente ~ 0,05 mmols em 50 mL de solução).

Inicialmente as curvas são sobreponíveis mas a partir de p[H] 4 começa

haver a complexação dos íons metálicos pelos grupos funcionais da mistura

modelo, o que provoca o deslocamento das curvas (B), (C) e (D) para a direita,

em relação à curva (A).

p[H]

V KOH (ml)

Na Tabela 9 estão os valores das constantes de complexação dos íons

Cu (II), Zn (II) e Cd (II) com as substâncias da mistura modelo, determinados pelo

BEST7.

Tabela 9 -

Constantes de equilíbrio (logK) para complexos de Cu(II), Zn(II) e Cd(II) com:

(A)

ácido 2,4-dihidroxibenzóico,

(B)

ácido benzeno-1,2-dicarboxílico, e

(C)

ácido

aminoacético. L (representa = A, B e C). (valores da literatura entre parênteses)

. OBS:

O símbolo (-) indica que os valores não existem na literatura.

Espécies A(logK) B(logK) C(logK)

[CuL]/[Cu].[L]

5,96

0,03 (5,96

0,01)

3,22

0,03 (3,22

0,03)

8,13

0,05 (8,13

0,07)

[CuL

]/[Cu].[L

]

9,81

0,03 (9,80

0,04)

5,50

0,02 (5,46

0,01)

15,00

0,06 (15,00

0,10)

[ZnL]/[Zn].[L]

10,87

0,09 (-)

2,40

0,02 (2,20

0,01)

4,97

0,02 (4,96

0,03)

[ZnOHL].[H]/[ZnL]

0,33

0,09 (-)

(-) (-)

[ZnL

]/[Zn].[L

]

(-)

9,29

0,06 (9,19

0,08)

[CdL]/[Cd].[L]

9,60

0,07 (-)

2,49

0,02 (2,50

0,01)

4,21

0,04 (4,24

0,03)

[CdOHL].[H]/[CdL]

0,23

0,09 (-)

(-)

[CdL

]/[Cd].[L

]

(-) (-)

7,70

0,02 (7,71

0,02)

Os valores das constantes de complexação para os íons metálicos

divalentes (cobre, zinco e cádmio) e os valores da literatura

são muito

semelhantes, indicando a aplicabilidade da técnica empregada. A seguir, na

Figura 16, vê-se o gráfico de distribuição de espécies da mistura modelo e

espécies formadas com os íons Cu(II) em percentagem versus p[H].

Como se pode observar na Figura 16, a partir de p[H] 5 tem-se a

formação do complexo CuB (quantidade máxima 19,1%), a seguir forma-se a

espécie CuC em p[H] 5,5 (na concentração máxima de 50,7%) e a espécie CuA

(29,7%) em p[H] 7. As espécies CuC

(49,1%) e CuA

(27,6%) aparecem acima

de p[H] 8. A partir de p[H] 9, surgem as espécies hidróxidas com o íon Cu (II).

Gerega et al

fizeram estudos de complexação de ácidos dihidroxibenzóicos

com íons Cu (II), utilizando titulação potenciométrica e espectroscopia de

ressonância paramagnética eletrônica, e observaram que a capacidade de

complexação dos ácidos dihidroxibenzóicos depende fortemente da posição de

seus grupos doadores, sendo o catecol o mais efetivo, quando é usado o ácido

3,4-dihidroxibenzóico. Observaram também que abaixo de p[H] 5, a complexação

com o Cu (II) ocorre primeiramente com os grupos carboxilatos, enquanto que os

oxigênios dos fenolatos permanecem protonados. Micera et al.

argumentam

que os grupos fenólicos mostram uma tendência de serem envolvidos em

ligações de hidrogênio e, que em torno de p[H] 5, a maior parte das espécies

formam complexos quelatos CuL (onde: L = ligante) nos quais um ligante se liga

ao íon metálico, através dos carboxilatos e dos oxigênios dos grupos fenolatos

Figura 16 -

Percentagem de espécies

formadas com o metal Cu(II) versus p[H], na

razão molar 1:1

(metal:ligante). Onde: ácido 2,4-dihidroxibenzóico

(A)

ácido benzeno-1,2-dicarboxílico

(B)

e ácido aminoacético

(C)

. Somente

as espécies que contém Cu(II) foram mostradas. µ=0,1 mol L

-1

KCl,

T=25 ºC, Concentração de cada componente ~ 0,05 mmols em 50 mL

de solução.

adjacentes. Um aumento posterior de pH leva à formação de outras espécies

quelantes de complexos do tipo CuL

(onde: L = 2 ligantes), nos quais dois

ligantes podem ser ligados como descrito no modo anterior

. Segundo

Stevenson

, a formação de mais de uma ligação entre o metal e a molécula

orgânica usualmente acarreta alta estabilidade ao complexo. O íon Cu(II) é um

metal que coordena facilmente com a maioria dos grupos doadores das SH

. Na

Figura 17, como exemplo, vê-se um esquema resumido de como podem ser as

estruturas dos complexos formados, onde o ligante (L) seria representado por um

aminoácido qualquer (como exemplo simples de matéria orgânica)

. O íon Cu

(II) sempre aparece como se estivesse no centro de um octaedro regular,

podendo suportar pequenas distorções

Desta forma e com base nos estudos realizados pelos autores citados

anteriormente, pode-se formular algumas hipóteses para as estruturas dos

(

)

(

)

(

)

(

)

(

)

Figura 17-

Formação de complexos CuL (1:1) e CuL

(1:2) de Cu(II) e

aminoácido (L)

complexos formados, cuja distribuição foi calculada no diagrama de espécies da

Figura 16. Na Figura 18 estão representadas essas estruturas.

Figura 18 -

Representação das estruturas dos complexos formados que foram

detectados no diagrama de espécies da

Figura 16

Observa-se que o ácido aminoacético foi a substância que formou maior

quantidade de espécies com os íons Cu (II). Para simular misturas onde a

presença de grupos nitrogenados seja considerável, a inclusão de componentes

com grupos funcionais nitrogenados é importante, uma vez que o íon Cu (II) forma

complexos bastante estáveis com grupos que contenham o nitrogênio, mesmo

que a quantidade desses grupos seja pequena. A presença desses grupos pode

ser detectada por outras técnicas, tais como FTIR ou análise elementar

(consideram-se os grupos nitrogenados no modelo somente quando aparece o

nitrogênio acima de 3%). A formação de espécies com ligações COO

com o Cu

(II) ocorreu como foi descrito anteriormente, um pouco abaixo de p[H] 5. A seguir,

na Figura 19, vê-se o gráfico de distribuição de espécies da mistura modelo e

espécies formadas com os íons Zn (II) em percentagem versus p[H].

Figura 19 -

Percentagem de espécies

formadas com o metal Zn (II) versus p[H], na

razão molar 1:1.

(metal:ligante). Onde: ácido 2,4-dihidroxibenzóico

(A)

ácido benzeno-1,2-dicarboxílico

(B)

, e ácido aminoacético

(C)

. Somente

as espécies que contém Zn (II) foram mostradas. (µ=0,1 mol L

-1

KCl,

T=25 ºC, Concentração de cada componente ~ 0,05 mmols em 50 mL de

solução.

Na Figura 19, vê-se a formação do complexo ZnB (quantidade máxima

de 12%) ocorre acima de p[H] 5,8. A espécie ZnC (quantidade máxima de

14%) ocorre acima de p[H] 7,8, e a espécie ZnA (quantidade máxima de 81%)

aparece acima de p[H] 9,2. A espécie ZnC

aparece acima de p[H] 9,7 na

concentração máxima de 15%. Acima de p[H] 10,5, forma-se a espécie hidroxi

Zn(OH)A em quantidade de até 63%. Acima de p[H] 11, produtos de hidrólise

do íon Zn (II) aparecem e suas quantidades aumentam em valores de p[H]

mais elevados. Na Figura 20 vê-se estruturas sugeridas para os complexos

formados da Figura 19.

Figura 20 -

Representação das estruturas dos complexos formados com o íon Zn(II) que

foram detectados no diagrama de espécies da

Figura 19

Assim como o Cu (II), o Zn (II) formou complexos, em maior

quantidade, com o ácido 2,4-dihidroxibenzóico

(A)

e com o ácido aminoacético

(C)

, ligando-se, de modo preferencial, a grupos salicílicos. O Zn (II) formou uma

espécie hidroxi (Zn(OH)A) com o ácido 2,4-dihidroxibenzóico.

Figura 21

, vê-se o gráfico de distribuição de espécies da mistura

modelo e espécies formadas com os íons Cd (II) em percentagem

versus

p[H].

Figura 21 -

Percentagem de espécies

formadas com o metal Cd(II) versus p[H], na razão

molar 1:1.

(metal:ligante). Onde: ácido 2,4-dihidroxibenzóico (

); ácido

benzeno-1,2-dicarboxílico (

) e ácido aminoacético (

). Somente as espécies

que contém Cd(II) foram mostradas. (µ=0,1 mol L

-1

KCl, T=25 ºC,

Concentração de cada componente ~ 0,05 mmols em 50 mL de solução).

Figura 21

, observa-se o máximo de formação do complexo CdB em

pH 6,0, na quantidade de 21%. O complexo CdC aparece na quantidade máxima

de 11% em pH 8,3. Com o ácido 2,4-dihidroxibenzóico (A) formam-se dois

complexos: CdA em p[H] 8,5, onde apresenta-se 63% formado acima de pH 9,3

predomina a espécie Cd(OH)A atingindo uma quantidade de 95% em pH12.

Figura 22

vê-se as estruturas dos complexos formados da

Figura

Figura 22 -

Representação das estruturas dos complexos formados com o íon Cd (II) que

foram detectados no diagrama de espécies da

Figura 21

O Cd (II) demonstrou um comportamento muito semelhante ao do Zn

(II), formando complexos, em maior quantidade, com o ácido 2,4-

dihidroxibenzóico

(A)

e com o ácido aminoacético

(C)

, ligando-se, de modo

preferencial, a grupos salicílicos. O Cd (II) também formou uma espécie hidroxi

(Cd(OH)A) com o ácido 2,4-dihidroxibenzóico. Observou-se nos diagramas de

distribuição de espécies que próximo ao p[H] 5 a complexação dos metais

bivalentes (Cu (II), Zn (II) e Cd (II)) ocorreu, numa primeira etapa, com os ânions

carboxilato. Acima de p[H] 5, a maior parte das espécies formou complexos

quelatos, nos quais um ligante liga-se ao cátion metálico através dos carboxilatos

e dos oxigênios dos grupos fenolatos adjacentes. A seguir, formam-se outros

quelatos do tipo ML

(onde: M = metal e L = ligante). O íon Cu (II) coordenou com

todos os grupos funcionais da mistura modelo, formando apenas espécies do tipo

e ML

Os íons Zn (II) e Cd (II) apresentaram baixos valores de logK bem

como pequena quantidade de espécies formadas. Acima de p[H] 7 também foram

observadas espécies hidróxidas do tipo MOHL, para os íons Cd (II) e Zn (II).

3.4. Aplicação da espectroscopia de absorção molecular de luz na região

do ultravioleta e do visível (UV-Vis) na identificação de espécies de

Cu (II) encontradas na potenciometria

O objetivo desta técnica foi o de comprovar a existência das espécies

químicas (ML

e ML

) observadas na potenciometria

que surgem com o Cu(II) em

diferentes faixas de pH. Os espectros de UV-Vis foram feitos usando alíquotas

das soluções da mistura modelo, durante a titulação potenciométrica. Foram

feitas medidas em 5 pHs diferentes.

(a) (b)

Figura 23 -

Espectros

de UV-Vis:

(A)

ácido benzeno-1,2-dicarboxílico;

(B)

ácido 2,4-

dihidroxibenzóico;

(C)

ácido aminoacético e

(D)

da mistura modelo, sendo que

todos foram titulados em presença de solução de Cu(II) 10

-2

mol L

-1

400

600

800

0.00

0.25

0.50

3,5

5,5

7,0

10,5

absorbância (cm

-1

)

comprimento de onda (nm)

400

600

800

0.0

0.1

0.2

0.3

0.4

0.5

0.6

3,5

5,5

7,0

absorbância

comprimento de onda (nm)

400

600

800

0.00

0.05

0.10

0.15

3,5

5,5

7,0

8,0

10,5

absorbância

comprimento de onda (nm)

400

600

800

0.00

0.05

0.10

3,5

5,5

7,0

8,0

10,5

absorbância

comprimento de onda (nm)

Na Tabela 10 estão representadas as espécies químicas encontradas

por UV-visível durante a titulação potenciométrica da mistura modelo com os íons

Cu (II), em 5 pHs diferentes.

Tabela 10 -

Espécies químicas encontradas durante a titulação potenciométrica da

mistura modelo com os íons Cu (II), em 5 pHs diferentes e respectivos comprimentos de

onda (nm) encontrados na espectroscopia de UV- Vis. Valores da literatura entre

parênteses

pH Comprimento de

onda(nm)

Comprimento de

onda(nm)

Espécies

químicas

3,5 - - -

5,5 389,5 (380) 726 (735) ML

(COO

, O

)

7,0 383 ( - ) 649 (650) ML

2 X (COO

, O

)

8,0 381 ( - ) 641 (650) ML

2 X

(COO

, O

)

10,5 - 640 (650) ML

2 X (COO

, O

)

Na Tabela 10 os valores em torno de 380 nm correspondem a

transferência de carga entre o doador do oxigênio do fenolato e o íon Cu (II).

Valores em torno de 735 nm (formação da espécie ML) e 650 nm (formação da

espécie ML

) correspondem a aumento de energia nas transições d-d, nos

grupos fenolatos

. A Figura 23 (d) é o espectro da mistura dos 3 ácidos

orgânicos usados para representar o modelo de substâncias húmicas. Observa-

se que a substância que menos formou complexos com o Cu (II) foi o ácido

benzeno-1,2-dicarboxíico (Figura 23 (a)), pois formou espécies do tipo ML de pH

3,5 até pH 5,5, não tendo formado nenhuma espécie ML

. Na Figura 23 (b) em

pH 5,5 surge a espécie ML e a partir de pH 7,0 surge a espécie ML

. Na

Figura 23 (c) surge a espécie ML desde pH 3,5. Em pH 5,5 há a mistura das

duas espécies ML e ML

. Após pH 7,0 há grande formação da espécie ML

Todos os resultados obtidos por UV-Vis (Figura 23), comprovaram as espécies

encontradas no diagrama de espécies obtido por potenciometria da Figura 22.

Parte B – Aplicação da metodologia desenvolvida ao estudo do AFRS

3.5. Medidas das quantidades molares dos grupos funcionais do AFRS

Inicialmente, para ter uma idéia aproximada, do total de grupos

funcionais oxigenados divididos em duas grandes classes: fenólicos e

carboxílicos, foram calculadas as quantidades desses grupos (em meq g

-1

Na Tabela 11 vê-se os valores das quantidades de grupos funcionais para a

amostra de AFRS, calculados pelo Método de Schnitzer e Gupta (método

químico) e sua comparação com valores obtidos por outros métodos e outros

autores

Tabela 11 -

Valores das quantidades dos grupos funcionais oxigenados (meq g

-1

) do

AFRS calculados, neste trabalho, pelo Método de Schnitzer e Gupta (AFRS

em C = 93 mg L

-1

), e comparação com outros valores da literatura

(em LEENHEER

et al. 1995, e referências que constam no mesmo. OBS: Nas referências do artigo citado

não constam os valores de desvio padrão das médias)

método grupos carboxílicos grupos fenólicos acidez total

Schnitzer e Gupta

4,900

0,110 6,600

0,510 11,500

0,500

Titulaçãopotenciométrica

6,10

- -

Titulação potenciométrica

5,65

- -

Titulação potenciométrica

(solventes orgânicos)

4,15

- -

Titulação potenciométrica

6,00

- -

RMN-C

, estado sólido

6,20

- -

Metilação e RMN-C

6,00

- -

Metilação e RMN-H

6,80

- -

Os resultados da Tabela 11, para este trabalho (do método de Schnitzer

e Gupta), foram obtidos pela média de 3 titulações. Como se pode verificar na

Tabela 11, na literatura não existe um valor exato dos grupos funcionais dessas

substâncias, apenas uma média aproximada, pois elas são misturas de

macromoléculas complexas, que sofrem alterações na estrutura em algumas

épocas do ano, por meio de oxidações e degradações térmicas, etc

47,48,55

. A

seguir, com o uso do método BEST7, foram encontrados 5 espécies de grupos

oxigenados: fenol – benzóico – catecol – ácido ftálico e ácido salicílico. Na

Tabela 12, vê-se os valores das quantidades molares (meq g

-1

) encontradas.

Tabela 12 –

Valores das espécies oxigenadas (meq g

-1

) do AFRS,

divididas em 5 classes, calculados pelo método BEST7.

espécies oxigenadas

(grupos funcionais)

Quantidade de grupos

funcionais (meq g

-1

)

catecol

3,300

0,010

salicílico

2,875

0,015

ftálico

2,450

0,030

fenol

1,650

0,060

benzóico

1,225

0,070

Como se pode observar na

Tabela 12

, o mais alto valor obtido se refere

aos grupos catecóis (3,300

0,010 meq g

-1

), e o mais baixo corresponde aos

grupos benzóicos (1,225

0,070 meq g

-1

). Segundo Stevenson

é difícil fazer

uma distribuição dos grupos oxigenados das SH devido a alguns fatores, tais

como divergência da origem e pureza das SH (teor de cinzas, por exemplo);

durante o processo de extração e purificação a amostra pode sofrer reações de

oxidação ou adsorver reagentes; a variação de massa molecular, levando a

fracionamento durante o manuseio da amostra; a proximidade de muitos e

diferentes grupos funcionais reativos que influenciam a sua própria reatividade e a

especificidade dos reagentes usados para a sua detecção (o que pode ser

minimizado com o uso de técnicas analíticas instrumentais).

A seguir, na

Figura 24

, pode-se ver o modelo da matriz usada para

calcular os valores dos mmols dos grupos oxigenados do AFRS, bem como o

valor de suas constantes potenciométricas.

Figura 24 -

Modelo de matriz usada para fazer os cálculos de refino das constantes

potenciométricas (logK) e dos valores em mmols dos grupos oxigenados do

AFRS usando o software BEST7.

Onde:

KOH

(mL) = 50.0 0.097001 (normalidade da base KOH)

9.82 (constante de desprotonação dos grupos fenólicos (log K))

4.56 (constante de desprotonação dos grupos benzóicos (log K))

13.0 (primeira constante de desprotonação dos grupos catecóis (log K))

22.24 (segunda constante de desprotonação dos grupos catecóis (log K))

4.92 (primeira constante de desprotonação dos grupos ftálicos (log K))

7.68 (segunda constante de desprotonação dos grupos ftálicos (log K))

13.4 (primeira constante de desprotonação dos grupos salicílicos (log K))

16.21 (segunda constante de desprotonação dos grupos salicílicos (log K))

-13.78 (constante de formação da água)

Colunas: 0.00 3,039

0,00 3,070

... ...

As duas colunas representam os valores de titulação: volume de agente titulante

(em mL de KOH), à esquerda, e os respectivos valores de pH, à direita. Os valores

foram medidos até pH 12. Os valores: -11. -6. -7. -8. -10. (são os valores das

concentrações molares (logK) da formação de cada espécie desprotonada).

Resultados da Titulação do AFRS (IR101F da IHSS)

Fenol .0031100

benzóic .0122300

(quantidades em mmols)

catecol .006220

ftalico .024460

salicil .01534

H+ .11136

50.0 0.097001

0.0 0101 0200 0300 0400 0500 0600 (linha dos grupos fenólicos)

9.82 0101 0200 0300 0400 0500 0601

0.0 0100 0201 0300 0400 0500 0600 (linha dos grupos benzóicos)

4.56 0100 0201 0300 0400 0500 0601

0.0 0100 0200 0301 0400 0500 0600 (linha dos grupos catecóis)

13.0 0100 0200 0301 0400 0500 0601

22.24 0100 0200 0301 0400 0500 0602

0.0 0100 0200 0300 0401 0500 0600 (linha dos grupos ftálicos)

4.92 0100 0200 0300 0401 0500 0601

7.68 0100 0200 0300 0401 0500 0602

0.0 0100 0200 0300 0400 0501 0600 (linha dos grupos salicílicos)

13.4 0100 0200 0300 0400 0501 0601

16.21 0100 0200 0300 0400 0501 0602

0.0 0100 0200 0300 0400 0500 0601 (linha da hidrólise da água)

-13.78 0100 0200 0300 0400 0500 06-1

0.00 3.039 -11. -6. -7. -8. -10.

0.05 3.070

...... ...

Para determinar as constantes potenciométricas e as quantidades (em

mmols) dos grupos oxigenados do AFRS, é necessário construir uma matriz como

mostrada na Figura 24. É necessário fornecer os dados iniciais para a matriz,

como por exemplo: constantes de protonação dos grupos oxigenados (obtidos da

literatura, baseados em moléculas de substâncias simples, como ácidos

orgânicos fracos, no presente caso: fenol, ácido benzóico, catecol, ácido salicílico

e ácido ftálico).

3.6. Determinação das constantes de protonação dos grupos funcionais

do AFRS

Através dos dados das curvas (p[H] versus V

KOH

(mL)), foram calculados,

com auxílio do programa computacional BEST7, os valores das constantes de

desprotonação de cada grupo ácido, para cada uma das cinco espécies

oxigenadas principais do AFRS. Na Tabela 13 vê-se os valores das constantes

de desprotonação do AFRS (em logaritmo).

Tabela 13 -

Constantes de desprotonação (log K) para os grupos funcionais: fenól

(A)

benzóico

(B),

catecol

(C),

ftálico

(D)

e salicílico

(E).

Onde: L (representa = A, B, C, D e E).

Valores da literatura entre parênteses

Espécies log K

[HA] / [H].[A]

9,95

0,06 (9,82

0,04)

[HB] / [H].[B]

4,49

0,03 (4,00

0,01)

[HC] / [H].[C]

13,13

0,07 (13,00

0,10)

C] / [HC].[H]

9,35

0,06 (9,24

0,04)

[HD] / [H].[D]

5,47

0,05 (4,92

0,01)

D] / [HD].[H]

3,07

0,03 (2,75

0,02)

[HE] / [H].[E]

13,49

0,01 (13,40

0,00)

E] / [HE].[H]

2,95

0,03 (2,81

0,01)

Observa-se na Tabela 13 que os valores obtidos para as constantes de

desprotonação e os encontrados na literatura

são muito semelhantes, na

maioria dos casos, e que as diferenças que ocorrem nos grupos ácidos mais

fortes (ácido benzóico e ácido ftálico) podem ser explicadas por causa de efeitos

polares e/ou estéricos de grupos substituintes

, bem como ligações de

hidrogênio entre grupos ácidos tem efeito significativo na acidez destes grupos,

estabilizando o ânion carboxilato por formação de ligações de hidrogênio

intramoleculares, o que é capaz de aumentar o valor da constante

potenciométrica em 2 unidades, no caso dos grupos carboxílicos

. O diagrama

de distribuição dos grupos ácidos e básicos do AFRS (Figura 25) é obtido com o

software SPEPLOT

, usando os dados de entrada que foram calculados com o

programa computacional BEST7.

A seguir, na Figura 25 vê-se o diagrama de distribuição de espécies do

AFRS.

Figura 25

- Diagrama de distribuição de espécies do AFRS (% de espécies versus –

log[H+]) ou p[H]). Onde: HA – fenol, HB – ácido benzóico, H

C - catecol,

D - ácido ftálico, e H

E - ácido salicílico, antes da perda de prótons.

Demais espécies aparecem desprotonadas.

µ = 0,1 mol L

-1

KCl, T = 25 ºC, C

= 80 mg L

-1

No diagrama de distribuição de espécies observa-se (através dos pontos

de máximo das curvas) que em p[H] 2 (no início das titulações), os grupos

funcionais ainda não perderam nenhum próton. A medida que incrementos de

base vão sendo adicionados, em p[H] 4,2 ocorre a máxima concentração das

espécies HD (63%), em p[H] 6 há a máxima concentração da espécie HE (82%).

Em p[H] 8, as espécies B (carboxilatos) e D (ftalatos) estão completamente

desprotonadas, ou seja, todos os grupos COOH do AF foram desprotonados. No

caso dos grupos fenólicos, catecóis e salicílicos, só vão perder totalmente seus

prótons em p[H] acima de 11.

3.7. Complexação dos grupos funcionais do AFRS com os íons divalentes

cobre, cádmio e zinco

A seguir, na Tabela 14 estão os valores das constantes de complexação

dos íons Cu (II), Zn (II) e Cd (II) para os grupos funcionais do AFRS.

Tabela 14 –

Constantes de equilíbrio (logK) para os íons Cu(II), Cd(II) e Zn(II) e os

ligantes fenol

(A)

, benzóico

(B)

, catecol

(C)

, ftálico

(D)

e salicílico

(E)

do AFRS.

Onde: L (representa = A,B,C,D and E). Os valores da literatura estão listados entre

parênteses

. OBS: O símbolo (-) significa que os respectivos valores não foram

observados experimentalmente e (*) valores não publicados.

espécies A (logK) B(logK) C(logK) D(logK) E(logK)

[CuL]/[Cu].[L]

7,62

0,07

(*)

(-)

(1,60

0,01)

13,42

0,05

(13,00

0,06)

(-)

(3,22

0,03)

11.13

0,02

(10.62

0,02)

[CuL

]/[Cu].[L

]

(-) (-)

25,39

0,08

(24,90

0,10)

(-)

(5,46

0,04)

18.95

0,05

(18.45

0,01)

[CdL]/[Cd].[L]

(-) (-)

(1,40

0,01)

8,81

0,03

(8,20

0,01)

2,60

0,05

(2,50

0,01)

(-)

[CdOHL].[H]/[CdL]

(-) (-)

0,28

0,02

(*)

(-) (-)

[CdL

]/[Cd].[L

]

(-) (-)

16,78

0,03

(*)

(-) (-)

[ZnL]/[Zn].[L]

(-) (-)

(0,90

0,02)

10,05

0,02

(9,90

0,01)

(-) (-)

[ZnOHL].[H]/[ZnL]

(-) (-)

0,48

0,09

(*)

(-) (-)

[ZnL

]/[Zn].[L

]

(-) (-)

17,91

0,09

(17,40

0,30)

(-) (-)

Os valores das constantes de complexação para o Cu(II) e os valores

da literatura são semelhantes

, porém os valores de logK para os grupos

salicilatos são um pouco maiores quando estão conectados à estrutura dos AF,

daí o porquê dos valores experimentais serem um pouco maiores do que os dos

grupos do ácido salicílico (substância simples ou ácido orgânico). Desta forma,

algumas diferenças são esperadas devido ao fato do AFRS ser uma mistura tão

complexa. Gerega et al.

apontam que ligantes fenólicos são importantes como

constituintes de complexas SH, as quais são os principais ligantes, tomando parte

no transporte e acumulação de íons nutrientes. Leenheer et al.

comentam que

em SH podem haver grupos funcionais do tipo salicilato e a forte acidez dos

grupos salicílicos se dê pela formação de estruturas de 5 membros com ligações

de hidrogênio intramoleculares entre os grupos fenólicos e o ânion carboxilato

Evidências disso seriam o logK da espécie ML (salicílico) diminuir 1,5 unidades e

o logK da espécie ML

(salicílico) aumentar em 3 unidades, aumentando a

ionização do primeiro próton e enfraquecendo a acidez do segundo próton.

Fatores estéricos são significantes no aumento dos efeitos de ligações de

hidrogênio na acidez. Em outras palavras, ligações de hidrogênio diminuem a

acidez e aumentam o logK (conforme Leenheer et al.

observaram por FTIR e

potenciometria). Grupos doadores, lado a lado, aumentam a complexação

formando complexos do tipo quelato. A seguir, na Figura 26, vê-se o gráfico de

distribuição de espécies do AFRS complexado com o Cu (II) em percentagem

versus p[H].

(a)

(b)

Figura 26 –

(a)

(b)

tem-se a percentagem de espécies do AFRS formadas com o

Cu (II) versus p[H]. Onde: grupos fenolato

(A)

; grupos benzoato

(B)

; grupos

catecolato

(C)

; grupos ftalato

(D)

e grupos salicilato

(E)

. µ = 0,1 mol L

-1

KCl,

T = 25 ºC, C

AFRS

= 93 mg L

-1

, C

sol CuCl2

= 10

-2

mol L

-1

(a)

sol CuCl2

= 2 ,

(b)

sol CuCl2

= 0,5 mL

Como se pode observar na

Figura 26 (a)

, a partir de p[H] 4,0 tem-se a

formação do complexo CuE (onde: E = salicilato) atingindo a quantidade máxima

p[H]

de 48% em p[H] 6,5; a seguir forma-se a espécie CuA (onde: A = fenolato) atinge

11% em p[H] 6,5. A espécie CuC (onde: C = catecolato) se forma a partir de p[H]

5,5, atingindo o máximo de concentração em 22% em p[H] 7,0. A espécie CuC

inicia-se a partir do p[H] 6,6 (atingindo a concentração máxima de 58% em p[H]

9,0). A espécie CuE

inicia a sua formação em p[H] 9,0 e atinge o auge de 20%

em p[H] 10,8. A partir de p[H] 10 surgem as espécies hidróxidas com o íon Cu

(II). Na Figura 26 (b) observa-se que a complexação com o Cu (II) começa a

partir do p[H] 4,0, começando a formação das espécies CuE e CuA, que

atingem, respectivamente o auge de formação em p[H] 6,5 (38%) e p[H] 6,2

(25%). A espécie CuC começa a se formar a partir do p[H] 5, atingindo seu

máximo em torno de p[H] 7,0 (43%). A espécie CuC

inicia-se a partir do p[H]

6,0 (atingindo o auge de formação em p[H] 8,0, em torno de 98%. Segundo Kiss

et al.

em soluções aquosas diluídas de ácidos dihidroxibenzóicos, o catecol é

o ligante que mais predomina como o sítio para ligação com o íon metálico,

apesar do grupo COOH também participar na ligação. Isto leva à formação de

espécies polinucleares

. Gerega et al.

propõe que para haver a formação

de espécies polinucleares (como por exemplo: Cu

, Cu

) a

concentração de metal deve ser, pelo menos, um pouco superior a do ligante,

ou seja, quantos ligantes houverem próximos aos íons metálicos. O íon Cu(II)

poderá provocar, assim, agregação da matéria orgânica

. Leenheer et al.

argumentam a hipótese de que em SH podem existir grupos funcionais doadores

que estejam distribuídos lado a lado, e perto de outros grupos ligados à

ramificações adjacentes à cadeia. Os grupos funcionais (doadores) que são a

parte polar hidrofílica das moléculas de SH complexariam com os metais. A

parte apolar (hidrofóbica), o “esqueleto” das SH, poderia estar agregado a outras

substâncias orgânicas em águas ou solos, por exemplo

. Lu e Johnson

observam que o complexo metal – SH é muito sensível ao pH e um precipitado é

formado a partir de pH 7, sugerindo que o complexo é um complexo misto do

tipo HS – Cu – H

O. Este complexo é resistente ao pH maior do que 10 e se

formam complexos semelhantes a retículos (clusters). A baixas concentrações

de SH a percentagem do complexo formado cai com um aumento de pH e este

complexo (retículo) não existe acima de pH 7. Se as concentrações de SH

forem altas, serão formados complexos com alta estabilidade acima de pH 10.

Porém, de pH 10 à pH 12, existem fortes competições entre SH – Cu e Cu(OH)

e as espécies SH – Cu diminuem e aumenta a concentração das espécies

Cu(OH)

. Acima de pH 12 as espécies dominantes são os íons [Cu(OH)

]

Diversos autores observaram através de EPR (espectroscopia de ressonância

paramagnética de elétrons) e estudos físico-químicos que o Cu (II) forma

complexos de esfera interna com SH, contendo ligantes coordenados (ao redor

do íon metálico central) em forma de octaedro distorcido

14,69,70,71,72,73

Carboxilas, hidroxilas fenólicas e eventualmente moléculas de água são

indicadas como os principais grupos funcionais oxigenados que participam da

complexação dos íons Cu (II) com AH ou AF

71,72,74,75

. Estudos de EPR feitos por

Bresnahan et al.

confirmaram a existência de duas classes de sítios de

complexação oxigenados de diferentes afinidades pelos íons Cu (II) em AF,

sendo observados também por experimentos de titulação. Em baixas razões

metal : AF, os dados de EPR sugerem que sítios de alta intensidade de

complexação coordenem com o Cu (II) com 4 ou 3 átomos de oxigênio de

grupos como o carboxilato ou fenolato. Em razões maiores de Cu (II) para AF

predominam vários sítios mais fracos e provavelmente somente 2 átomos

doadores do AF são ligados a cada íon Cu(II)

50,74

. A seguir, é apresentado o

diagrama de espécies do AFRS complexado com íons Zn (II).

Figura 27 -

Percentagem de espécies

do AFRS formadas com o Zn (II) versus p[H].

Onde os grupos ligantes estão representados por fenolato (

grupos benzoato (

), catecolato (

), ftalato (

) e salicilato (

µ = 0,1 mol L

-1

KCl, T = 25 ºC, C

AFRS

= 93 mg L

-1

, C

sol Zn(NO3)2

= 10

-2

mol L

-1

sol Zn(NO3)2

= 2 mL.

Figura 27

observa-se que o Zn(II) formou 4 tipos de complexos com os

grupos do ácido fúlvico: a partir de p[H] 4,0 formou a espécie ZnD (quantidade

máxima: 22%, em p[H] 6,5), a partir de p[H] 6,8 formou a espécie ZnC

(quantidade máxima 75%, em p[H] 8,5); a partir de p[H] 7,8 formou a espécie

hidróxi Zn(OH)C (quantidade máxima 33%, em p[H] 10,0) e a espécie ZnC

formou-se após p[H] 8 (quantidade máxima 60%, em p[H] 10,5).

A seguir, na

Figura 28

vê-se o gráfico de distribuição de espécies do AF

complexado com o Cd (II) em percentagem

versus

p[H].

Figura 28 –

Percentagem de espécies

do AFRS formadas com o Cd (II)

versus

p[H].

Onde os grupos ligantes estão representados por fenolato

(A)

, grupos

benzoato

(B)

, catecolato

(C)

, ftalato

(D)

e salicilato

(E)

. µ = 0,1 mol L

-1

KCl,

T = 25 ºC, C

AFRS

= 93 mg L

-1

, C

sol CdCl2

= 10

-2

mol L

-1

, V

sol CdCl2

= 2 mL.

Figura 28

observa-se que o Cd (II) apresentou um comportamento

químico muito semelhante ao Zn (II), formando o mesmo tipo de espécies. As

espécies que se formam com o Cd (II) são a espécie CdD (onde: D = ftalato)

atingindo quantidade máxima de 7% em p[H] 7,0; a partir do p[H] 7,2 formou-se a

espécie CdC (onde: C = catecolato), cujo máximo foi de 28% em p[H] 8,8; a partir

de p[H] 8,0 formou-se a espécie hidroxi Cd(OH)C, atingindo o máximo de 80% em

p[H] 8,0; acima de p[H] 8,2 formou-se a espécie CdC

que atingiu seu auge de

30% em p[H] 10,8.

O grupo funcional mais reativo com os íons divalentes estudados foi o

catecol, complexando com todos os íons metálicos divalentes analisados. Em

segundo lugar, destacam-se os grupos salicilato complexando em grande

quantidade com os íons Cu (II). De acordo com os resultados obtidos neste

trabalho, pode-se fazer a seguinte série de reatividade para os íons bivalentes e

o AFRS: Cu (II) >> Cd (II) > Zn (II). Na literatura existem muito poucos trabalhos

envolvendo o estudo da complexação dos íons Cd (II) e Zn (II) por AF. A maioria

dos poucos estudos que tem surgido, descrevem a complexação de íons

metálicos com o ligante fulvato, ou seja, são considerados todos os grupos

reativos do AF como uma única espécie de ligante

. Desta forma, é impossível

prever com exatidão que tipo de espécies está se formando com o AF, sendo

possível apenas ordenar os íons metálicos em uma série de reatividade em

relação ao AF. Brown et al

observaram a mesma série de reatividade

observada neste trabalho, para o AFRS. Ephraim

analisou a complexação de

íons Zn(II) com AF através de distribuição de troca iônica e método de

ultrafiltração aplicando o método de distribuição de sítios heterogêneos e propôs

que o íon Zn(II) se ligaria a sítios onde houvessem OH ligados adjacentes a

outros grupos OH, como é o caso do catecol. No presente trabalho houve

complexação do zinco apenas com grupos catecol, aparecendo espécies do tipo

ML, MOHL e ML

(onde: M = íon metálico e L = ligante = catecol).

3.8. Aplicação da espectroscopia de absorção de luz na região do

infravermelho com transformada de Fourier (FTIR) no estudo das

interações dos íons Cu (II) e Cd (II) com o AFRS

Os resultados de FTIR podem ser usados para análise qualitativa na

caracterização de SH porque, devido ao fato das SH serem uma complexa

mistura de macromoléculas orgânicas, o espectro deve ser interpretado como a

soma das respostas dos vários grupos funcionais que compõe a SH

O fato das

bandas dos espectros das SH serem largas se deve à sobreposição das bandas

de absorção dos diferentes ligantes que possuem

. A formação dos complexos

metal-SH pode ser estudada por FTIR através dos deslocamentos dos

comprimentos de onda dos espectros. Isto pode ser usado para identificar quais

são os grupos funcionais que são envolvidos na complexação e fornecer

informações sobre o tipo de interação que se forma entre o metal e a SH no

complexo formado. Resultados obtidos por FTIR têm levantado evidências a

respeito dos grupos COOH dos AH e AF na complexação com metais. A banda

C=O de estiramento de absorção em aproximadamente 1720 cm

-1

e as absorções

de deformação de estiramento de C-O e O-H em aproximadamente 1200 cm

-1

desaparecem após ionização dos grupos COOH e surgem novas bandas próximo

a 1600 e 1380 cm

-1

, devido a vibrações de estiramento assimétrico e simétrico

dos grupos COO

- 38

, respectivamente. Alguns estudos de FTIR da complexação

de AF e de AH de diferentes solos, ecossistemas aquáticos e fontes sedimentares

para diversos íons metálicos divalentes e trivalentes, tais como Cu(II), Mn(II),

Zn(II), Pb(II), Co(II), Ni(II), Ca(II), Mg(II), Sr(II), Fe(III), Al(III) mostraram que os

complexos preparados com aumento crescente da razão metal:AF sofrem

diminuição na intensidade das bandas de infravermelho de ~ 1720 cm

-1

e ~1200

-1

, com surgimento de bandas em 1625 e 1400 cm

-1

(aproximadamente),

indicando converção dos grupos COOH à COO

14,75,78,79,80

Banerjee e

Mukherjee

sugeriram a seguinte ordem para interação de íons metálicos

bivalentes com grupos carboxilato em vários complexos de SH: Cu > Zn > Fe >

Co > Mn. As frequências das vibrações de estiramento assimétrico e simétrico

do COO

podem ajudar a resolver a controvérsia que existe do fato das ligações

dos COO

serem iônicas ou covalentes. Com o aumento da covalência nos

complexos metal : carboxilato, surgem deslocamentos dos estiramentos

assimétricos das bandas COO

para mais alta frequência e estiramentos

simétricos das bandas para menores frequências. Vinkler et al.

estudaram a

influência de alguns íons metálicos no estiramento assimétrico COO

complexos com SH. Bandas de absorção entre 1585 cm

-1

para o Ca

(II) e 1625

-1

para o Al

(III), por exemplo, indicaram um diferente grau de covalência para

diversos metais examinados

. Piccolo e Stevenson

observaram que ligantes

covalentes para o Cu

(II)

em SH são preferencialmente formados em baixos níveis

de íons metálicos, enquanto que ligações iônicas começam a surgir quando o

sistema está saturado com o metal. Interpretações na região de 1620 cm

-1

são

difícieis, devido à interferência de outros grupos. A natureza do sítio de ligação

carboxilato em SH pode ser avaliada através de medida de separação entre as

duas frequências das vibrações de estiramento assimétrico e simétrico para o

metal complexado com o grupo COO

(próximo de 1600 e 1400 cm

-1

respectivamente), com respeito ao íon carboxilato não complexado. Esta

separação é maior em complexos unidentados (Figura 29 (a)), menor em

complexos bidentados (quelatos, conforme Figura 29 (b)) e comparáveis em

complexo de ponte (Figura 29 (c))

Figura 29 –

Tipos de ligações químicas encontradas para a complexação de grupos

COO- de SH com íons metálicos

(a)

unidentada,

(b)

quelato (bidentado),

(c)

complexo de ponte.

A seguir são apresentados os espectros de FTIR do AFRS complexado

com os íons Cu (II) e Cd (II), nas Figuras 30, 31, 32 e 33 em diferentes pH.

Figura 30 –

Espectros de FTIR do AFRS complexado com os íons Cu (II) e Cd (II)

em p[H] 3,5:

(a)

AF (puro),

(b)

AF/Cu (II),

(c)

AF/Cd (II).

Número de onda

Figura 31 –

Espectros de FTIR do AFRS complexado com os íons Cu (II) e Cd (II)

em p[H] 5,5:

(a)

AF (puro),

(b)

AF/Cu (II) e

(c)

AF/Cd (II).

Número de onda

Figura 32 –

Espectros de FTIR do AFRS complexado com os íons Cu (II) e Cd (II)

em p[H] 7,0:

(a)

AF (puro),

(b)

AF/Cu (II) e

(c)

AF/Cd (II).

Número de onda

Figura 33 –

Espectros de FTIR do AFRS complexado com os íons Cu (II) e Cd (II)

em p[H] 10,0:

(a)

AF (puro),

(b)

AF/Cu (II) e

(c)

AF/Cd (II).

Figura 30

até p[H] 3,5 houveram fracas interações eletrostáticas entre

os íons metálicos e os grupos ligantes do AFRS. Como se pode ver na

Figura 31

(c)

o pico em 1719 cm

-1

tem sua intensidade muito reduzida ao passo que o pico

em 1396 cm

-1

tem sua intensidade muito aumentada. Na

Figura 31 (a)

, observa-

se o começo da ionização dos grupos COOH através do deslocamento do

comprimento de onda da banda de 1720 cm

-1

(quando estava em p[H] 3,5) para

1591 cm

-1

(em p[H] 5,5); nota-se ainda o desaparecimento da banda em 1237

Número de onda

-1

e do aumento de intensidade da banda em 1386 cm

-1

. Pode-se formular a

hipótese do tipo de ligação que há entre os íons metálicos e os COO

, de acordo

com os valores observados para as bandas de estiramento assimétrico e

simétrico, sugerindo a formação de quelatos que podem envolver dois grupos

COOH adjacentes (ftalatos) ou um grupo carboxílico e um grupo fenol (salicílico).

Boyd et al.

(in: ADRIANO,D.C.)

encontraram uma grande separação para os

complexos de Cu(II) e Fe(III) com AH de solo, ou seja, encontraram o valor de

1720 cm

-1

para a banda de estiramento de absorção de C = O do AH e 1614

(para o complexo C=O/Cu) e 1625 cm

-1

para a banda de estiramento assimétrico

dos grupos COO

(para o complexo C=O/Fe), isto pode sugerir que haja a

formação de complexos metálicos unidentados. Tais observações foram

confirmadas por Prasad et al. (in: ADRIANO,D.C.)

para complexos de Fe(III),

Co(II) e Zn(II) com AF. Estes resultados também são consistentes com quelação

metálica envolvendo ambos grupos COO

adjacentes (tipo ftalato) ou um grupo

COO

e um fenólico adjacente (tipo salicílico), cada qual formando ligações

simples com o íon metálico

Piccolo e Stevenson

observaram o

desaparecimento da pequena banda em 1855 cm

-1

atribuída a anidridos cíclicos,

em complexos metal : AH altamente carregados (razão > 1 para metal:AH) que

confirmariam a formação de quelatos do tipo metal : ftalato. Quando são

envolvidos OH de grupos fenólicos na complexação de metais separadamente ou

em associação com grupos COO

é esperada uma diminuição de intensidade e/ou

um deslocamento da absorção do infravermelho próximo à 3440 cm

-1

. Vários

autores

14,75,78,79,80

observaram um leve deslocamento nas bandas de OH

(fenólicos) de 3500 a 3400 cm

-1

em AH e AF, para 3300 a 3200 cm

-1

complexos com Zn(II), Fe(III), Cu(II), Pb(II) e Mn(II). Grupos fenólicos podem,

desta forma, formar ligações covalentes com os íons metálicos. Banerjee e

Mukherjee

determinaram que a extensão dos deslocamentos do estiramento OH

através de frequências menores depende do tipo de metal e seguiu a seguinte

ordem: Mn (3383) < Co (3354) < Cu (3334) < Fe (3325), onde ocorreu um

aumento inesperado para o Zn (3442). No presente trabalho, conforme as

Figuras 30, 31, 32 e 33, com aumento do pH observa-se que a frequência de

onda das bandas de OH fenólicas diminuiu no caso dos íons Cd (II), com exceção

do Cu (II) que aumentou. A intensidade se manteve praticamente constante em

todos os casos. Piccolo e Stevenson

mediram um aumento progressivo da

banda centrada em 3420 cm

-1

e o aumento das quantidades de Cu(II) e Pb(II)

adicionadas ao AF extraído de turfa. Este resultado junto com a resistência desta

banda de infravermelho ao aquecimento à 100°C por 24 h, sugerem que parte

desta absorção se deve à água de hidratação do complexo metálico. Prasad e

Sinha

observaram mudanças nas bandas em 1070 cm

-1

sugerindo que

estruturas de polissacarídeos possam também serem envolvidas na complexação

com o metal. Alguns autores

14,75,80

atribuem as bandas de infravermelho muito

intensas observadas na região de 1130 a 1080 cm

-1

e em ~ 890 cm

-1

para AH e

AF complexados com Cu(II), Zn(II), Al(III), Cd(II) ou Fe(III)

à vibração metal-

oxigênio de hidroxilatos e/ou íon metálico hidratado ligado à SH. Juste e Delas

(In: ADRIANO, D.C.)

observaram bandas adicionais de infravermelho em

comprimentos de onda mais baixos (853, 817, 781, 697 cm

-1

) em complexos de

Cu(II)

-AH preparados com AH e Cu(II) em pH 7 que foram atribuídos à vibrações

Cu(II)-OH. Neste trabalho, a intensidade da banda em torno de 1000 cm

-1

aumentou em todos os espectros (Figuras 30, 31, 32 e 33). Stevenson e Go

determinaram a absorção na região de 1660 a 1600 cm

-1

em espectros de SH em

parte a cetonas conjugadas. Apesar dos deslocamentos das freqüências nesta

região serem fortemente detectáveis devido à alta absorção. Piccolo e Stevenson

observaram um deslocamento a freqüências menores para a banda de 1610

-1

nos complexos de Cu(II) - AF, que é atribuído à vibração do grupo C=O em

cetonas conjugadas diminuída pela ressonância entre C – O – Cu e C = O – Cu

nos complexos. Espectros de infravermelho posteriores levaram à conclusão que

estruturas cetônicas são as que são envolvidas primeiramente na complexação de

metais com AF. A complexidade e heterogeneidade das SH é ainda causa de

algumas ambigüidades e incertezas na interpretação do espectro de infravermelho

de seus complexos metálicos. A espectroscopia de infravermelho pode fornecer

informações úteis sobre a natureza e reatividade dos componentes das estruturas

das SH que interagem com íons metálicos e nos arranjos moleculares dos sítios

de ligação das SH envolvidas na complexação com o metal, como foi no caso do

presente trabalho, onde pode-se formular a hipótese dos íons metálicos formarem

ligações do tipo quelato com os ligantes do AFRS, havendo a participação de

grupos fenólicos e carboxílicos.

3.9 . Aplicação da espectroscopia de fluorescência ao estudo da

complexação dos grupos funcionais do AFRS com os íons Cu (II), Zn (II)

e Cd (II)

Na Figura 34 tem-se os espectros de emissão de fluorescência do AFSR

(20 mg L

-1

), complexado com Cu (II), Zn (II) e Cd (II), em 4 pH diferentes, e na

forma não-complexada (puro) (no espectro da Figura 34(a)) para efeitos de

comparação com os complexados.

Figura 34

–

Espectros de emissão de fluorescência do AFSR (20 mg L

-1

) em 4 pH

diferentes (

= 313 nm). Em

(a)

AFSR,

(b)

AFSR + Cu(II) 0,005 mmols,

(c)

AFSR + Zn (II) 0,005 mmols,

(d)

AFSR + Cd (II) 0,005 mmols.

Na Figura 34

(a) observa-se os espectros de fluorescência do AFRS em

4 pH diferentes, apresentando todos como máximo de intensidade relativa o valor

em torno de 435 nm que está na faixa de fluorescência de amostras de AF de

água doce que vai de 410 a 490 nm

11,84

. Na Figura 34

(b) observa-se que em

p[H] 5,5 deve haver a formação de complexos, pois a intensidade relativa da

fluorescência diminui com o aumento do p[H] da solução, sugerindo a formação

de espécies complexadas com o Cu (II). Até p[H] 7,0 supõe-se que estejam

sendo formadas espécies do tipo ML, como ocorre nos diagramas de espécies da

Figura 26. Em p[H] 10,5 a intensidade relativa da fluorescência diminui ainda

mais provavelmente devido a formação da espécie ML

(conforme diagrama de

espécies da Figura 26). Na Figura 26 (c) observa-se um pequeno abaixamento

da intensidade relativa da fluorescência a partir de p[H] 10,5. Na Figura 26 (d)

não houve abaixamento da intensidade relativa da fluorescência, como era de se

esperar, segundo a literatura para o Cd (II) não existe abaixamento da

fluorescência porque se trata de elemento diamagnético

. Em geral, íons

metálicos, em especial íons paramagnéticos são capazes de provocar diminuição

da fluorescência de ligantes orgânicos pelo aumento da taxa de alguns processos

não radioativos que competem com a fluorescência, tais como cruzamentos

intersistemas. Transições paramagnéticas de íons metálicos tais como Cu(II),

Fe(III), Cr(III) ou VO(II), os quais possuem níveis d de energia mais baixa do que

o estado singlete excitado, podem diminuir a intensidade de fluorescência de

ligantes em SH via transferência de energia intramolecular

Apesar do efeito da

diminuição de intensidade para íons metálicos diamagnéticos ser teoricamente

menos efetivo do que para íons paramagnéticos, os íons Pb(II) e Al(III) diminuem

a fluorescência de SH, ao passo que Cd(II), o qual forma complexos em menor

quantidade, não diminui a fluorescência

. Deslocamentos de comprimento de

onda da emissão do máximo de fluorescência e/ou excitação dos picos também

podem ser observados através de interações entre SH e íons metálicos

paramagnéticos

. Isto sugere que alguns complexos fluorescentes metal-SH

podem envolver a transição entre dois níveis de energia metálicos ou entre um

nível de energia metálico e um nível π de energia no ligante, como por exemplo,

uma transição de transferência de carga. Curvas de titulação de SH que tem sua

fluorescência diminuída versus concentração de agente diminuidor adicionado

(íon metálico) tem sido usadas para obter a capacidade complexante de SH

ligantes e as constantes de estabilidade do complexo metal-SH

. Adhikari e

Hazra

mediram um deslocamento através do comprimento de onda menor para

picos de excitação de AF de solos na presença de Cu(II) ou Ni(II), ao passo que

nenhum deslocamento no máximo de comprimento de onda foi observado por

Almgren et al.

para AF extraído de água do mar com Cu(II). Ghosh e

Schnitzer

mostraram que a posição e intensidade do pico de mais alto

comprimento de onda (465 nm) de AF de solos é mantido constante mesmo que

seja adicionado Cu(II) ou Fe(III), enquanto que a intensidade do pico de

comprimento de onda mais baixo (360 nm) diminui e se desloca para

comprimentos de onda maiores (390 nm) em aproximadamente pH 4 e 6.

Ghosh e Schnitzer

concluíram que estruturas aromáticas fluorescentes

similares são envolvidas em complexação metálica de AF em condições naturais

ou simulações de laboratório. Diversos pesquisadores observaram que a

diminuição da fluorescência de AF e AH de diferentes fontes com vários íons

metálicos, incluindo Cu(II), Pb(II), Ni(II) e Mn(II) , cresce com o aumento de pH

85,90,91

. Saar e Weber

observaram que não há diminuição de fluorescência para

o AF/Cu(II) até pH 2,1, e até pH 4 para Co(II), Ni(II) e Mn(II), para AF de solo e de

água de rio na mesma razão íon metálico/AF. Em pH entre 6 e 7, o Cu(II) diminui

a fluorescência do AF em aproximadamente 80%, o Co(II) é pelo menos 50%

menos efetivo e o Mn(II) é aproximadamente 1/3 menos efetivo do que o Cu(II)

Underdown et al.

são defensores da hipótese de um mecanismo de diminuição

da fluorescência estático, dependendo a princípio da fração de sítios de ligantes

de AF complexantes, e excluem a possibilidade de um mecanismo de diminuição

da fluorescência dinâmico que possa ocorrer com a colisão de fluoróforos de AF

com íons metálicos. O mecanismo dinâmico irá depender exclusivamente da

concentração do íon causador da diminuição da fluorescência. Underdown et al.

observou também um aumento da fluorescência do AF com o aumento do pH

acima do ponto de equivalência, o que indica que prótons são agentes

diminuidores da fluorescência similares ao Cu(II) e Mn(II) e confirma que a

diminuição da fluorescência não é colisional desde que a concentração de prótons

livre seja pequena. Os metais Pb(II) e Mn(II) requerem uma concentração muito

maior do que o Cu(II) para dar o mesmo grau de diminuição de fluorescência

85,92

Isto confirma que deve haver uma forte associação íon metálico versus ligante

para que haja a diminuição da fluorescência. Os íons metálicos Cu(II)

(paramagnético) e o Pb(II) (diamagnético) são mais efetivos do que os íons

paramagnéticos Ni(II), Co(II) e Mn(II) para diminuir a fluorescência do AF, uma

vez que o íon diamagnético Cd(II) não é capaz de diminuir a fluorescência do AF.

Ryan e Weber

atribuíram a maior habilidade da diminuição da fluorescência do

Cu(II) à sua capacidade de formar fortes complexos de esfera interna.

Olson

sugere que isto possa ocorrer para AH extraído de turfa especialmente

em pH 10, onde o AH dissolvido seria relativamente flexível, ao passo que em pH

7 ligações de hidrogênio intra e intermoleculares intensas reduziriam o acesso do

Cu(II)

a certos sítios. Underdown et al.

mostram que a maioria dos fortes grupos

carboxílicos ácidos reagem primeiramente com o Cu(II), como ocorreria em sítios

de quelação bidentados, tais como estruturas do tipo salicilatos ou ftalatos.

Bartoli et al.

propuseram dois mecanismos para explicar a adsorção do Cu(II)

por AF de solo em pH 3,5; 5 e 7 e várias razões Cu : AF. Uma reação protolítica

(estritamente complexação), ocorrendo acima da razão Cu : AF de 0,6; e

neutralização de carga da razão de Cu : AF de 0,6 a 1,1. Acima da razão 1 : 1, a

constante de fluorescência sugere que o Cu(II)

não seja mais absorvido pelo AF.

Gregor et al.

mostraram pelo estudo da diminuição da fluorescência que

nenhum ligante simples descreve adequadamente a complexação do Cu(II) e AF

ao longo de toda a faixa de pH. Um modo misto de coordenação é proposto com

os sítios dominantes variando com o pH e razão metal:ligante. Comparações de

curvas de complexação metal - AF com as curvas para modelos de ligantes

indicaram que os grupos potencialmente fluorescentes, tais como salicilatos ou

ftalatos parecem estar diretamente envolvidos em complexação com o Cu(II) em

baixos pH. Grupos aminoácidos aromáticos, tal como tirosina, fenilamina, citrato

e malonato em AF podem ser importantes sítios de complexação para Cu(II) em

pH de 3 a 7. Em pHs altos, cada quantidade polidentada fluorescente é

diretamente envolvida na complexação, ou centros fluorescentes de complexação

fracos se tornam envolvidos devido a sua proximidade a sítios doadores fortes,

como por exemplo, contendo 1 a 2 átomos de carbono das partes complexantes

Ryan et al.

mediram um aumento de espalhamento de luz muito pequeno

durante a titulação do AF com Mn(II) e Co(II), ao passo que um grande aumento

foi observado quando Cu(II)

era adicionado, principalmente em pH maiores. Isto

sugere que a coagulação induzida por cátions é menor para os cátions Mn(II) e

Co(II)

devido ao fato da sua associação com o AF ser fraca. Os experimentos de

espalhamento de luz feitos por Underdown et al.

indicaram, contudo, que quase

nenhuma agregação ocorre abaixo de 6 mmol de Cu(II)

por grama de AF. Desta

forma, a diminuição da fluorescência não está aparentemente relacionada à

agregação. Íons metálicos diamagnéticos, tais como o Ca(II)

podem competir

com o Cu(II) promovendo uma diminuição no efeito da fluorescência, ao passo

que íons paramagnéticos que não complexam com a SH não podem diminuir a

fluorescência. Na maioria dos casos, as capacidades de complexação média

determinadas por diminuição da fluorescência foram da mesma ordem de

magnitude daquelas determinadas por titulação polarográfica. O método da

diminuição da fluorescência tem sido usado também para o estudo da

complexação de metais por SH não fracionadas que se encontram em águas

naturais não tratadas. Ryan e Weber

observaram que o Cu(II) pode complexar

SH dissolvidas em águas naturais e águas marinhas provavelmente pela troca de

íons metálicos fracamente ligados, tais como o Zn(II), Cd(II), Ca(II) e Mg(II). Íons

mais fortemente ligados, tais como o Al(III), Fe(III) e Pb(II) parecem competir

satisfatoriamente com o Cu(II) pelos sítios, a menos que o Cu(II) esteja presente

em grandes quantidades

Tuschall e Brezonik (in: ADRIANO, D.C.)

confirmaram que o Cu(II) é mais efetivo do que os íons divalentes Cd(II) e Zn(II)

na complexação de SH dissolvidas em águas de lagos. Os baixos valores

medidos em todos os casos para os máximos de diminuição de intensidade de

fluorescência sugerem que nem todos os fluoróforos das SH são envolvidos na

complexação com o Cu(II). Um resultado semelhante obtido para AF extraído da

decomposição de folhas sugere baixa interação entre os sítios de complexação

dos metais e as unidades fluorescentes nestes materiais

. Foi observada

contudo uma discrepância entre a capacidade de complexação medida por

fluorescência e por voltametria anódica diferencial de pulso. Isto pode ser

explicado devido a presença de ligantes orgânicos não fluorescentes ou a

reações de troca de Cu(II) adicionado com metais fracamente complexados, por

isso produzem baixa diminuição da fluorescência

. Em resumo, a espectroscopia

de fluorescência tem algumas vantagens em relação a outras técnicas em

solução, como por exemplo: as medidas são relativamente rápidas, não há a

necessidade de separação entre os metais livres e complexados, evitando erros

que podem ocorrer com a separação das espécies. Nesta técnica não é

necessário o uso de tampões, nem de agentes absorventes. O método é muito

mais sensível do que voltametria diferencial de pulso por exemplo. Porém, a

principal desvantagem da fluorescência é que ela é muito mais eficiente para

metais paramagnéticos, tal como o Cu(II), como foi observado neste trabalho.

CONCLUSÕES

• Na primeira etapa, foram determinadas as quantidades dos grupos

funcionais oxigenados (carboxílicos e fenólicos) utilizando o método

matemático de Gran modificado e feita a comparação dos resultados com o

BEST7 e com os valores teóricos. Os valores obtidos por BEST7 foram

mais próximos dos valores teóricos do que os valores obtidos pelo método

matemático de Gran modificado.

• Foram determinados os valores das constantes de complexação dos íons

Cu (II), Zn (II) e Cd (II) com os grupos funcionais da mistura modelo,

através de titulações potenciométricas, sendo interpretados os resultados

com os programas BEST7 e SPE, e comparados com os valores da

literatura, indicando uma boa reprodutibilidade da metodologia empregada.

O íon Cu (II) coordenou com todos os grupos funcionais da mistura

modelo, formando apenas espécies do tipo ML e ML

. Os íons Zn (II) e Cd

(II) apresentaram baixos valores de logK bem como pequena quantidade

de espécies formadas. Acima de pH 7 também foram observadas espécies

hidróxidas do tipo MOHL, para os íons Cd (II) e Zn (II).

• Os resultados obtidos pela técnica de espectroscopia de luz UV-Vis

comprovaram as espécies encontradas nos diagramas de espécie obtidos

por potenciometria da mistura modelo com o Cu (II).

• Na segunda etapa deste trabalho foi aplicada ao AFRS a metodologia

desenvolvida na primeira etapa. Titulou-se o AFRS e determinou-se a

quantidade dos seus grupos carboxílicos e fenólicos (meq g

-1

) pelo método

de Schnitzer e Gupta e titulação potenciométrica com auxílio do programa

BEST7. Com os dados obtidos por BEST7 dividimos os valores

encontrados para os grupos carboxílicos e fenólicos em 5 grupos:

fenólicos, benzóicos, catecóis, ftálicos e salicílicos.

• Através da potenciometria foram calculados os valores das constantes de

dissociação de prótons de cada um dos 5 grupos ácidos do AFRS e seus

valores obtidos foram muito próximos aos da literatura.

• O grupo funcional que mais formou complexos com os íons bivalentes foi o

catecol, pois complexou com todos os íons estudados neste trabalho, e em

maior quantidade com os íons Cu (II). De acordo com os resultados

obtidos por potenciometria pode-se fazer a seguinte série de reatividade

para os íons divalentes e o AFRS: Cu (II) >> Cd (II) > Zn (II).

• Foi observado por FTIR que até pH 3,5 houveram fracas interações

eletrostáticas entre os íons metálicos estudados e os grupos ligantes do

AFRS. O começo da ionização dos grupos COOH é observado a partir de

pH 5,5 através do deslocamento do comprimento de onda da banda de

1720 cm

-1

(quando estava em pH 3,5) para 1591 cm

-1

(em pH 5,5).

Podendo-se sugerir a formação de quelatos formados entre dois grupos

COOH adjacentes (tipo ftalato) ou um grupo COOH e um OH fenólico

adjacente (tipo salicilato), cada qual formando ligações simples com os

íons metálicos. Foi observado que a freqüência de onda das bandas de

OH fenólicos diminuiu no caso dos íons Cd (II), com exceção do Cu (II) que

aumentou. A intensidade se manteve praticamente constante em todos os

casos. A intensidade das bandas em torno de 1000 cm

-1

atribuída às

interações de íons metálicos com grupos OH aumentou em cada faixa de

pH.

• Através dos espectros de fluorescência observou-se a formação de

complexos com os íons Cu (II) a partir de pH 5,5 devido a diminuição da

intensidade relativa da fluorescência. Até pH 7,0 supõe-se que foram

formadas espécies do tipo ML. Em pH 10,5 a intensidade relativa da

fluorescência diminui ainda mais devido à formação de espécies ML

TRABALHOS FUTUROS

• Aplicar a metodologia desenvolvida para o estudo da complexação da

mistura modelo com os íons trivalentes: Al (III) e Fe (III).

• Aplicar a metodologia desenvolvida para o estudo da complexação de outras

substâncias húmicas da IHSS com os íons trivalentes: Al (III) e Fe (III).

REFERENCIAS

1–RAUEN, T.G. Ácidos húmicos como agentes tensoativos e sua influência na

solubilização de compostos apolares em solução aquosa. Florianópolis,

SC, p.1, Dissertação (Mestrado) – Química, UFSC (Florianópolis), 2001

2–STEVENSON, F.J. Humus Chemistry (Genesis, Composition, Reactions),

2nd ed.; New York, Ed. John Wiley and Sons, p.189, 1994

3–MARTINS, A.O. Extração e caracterização química e morfológica de

substâncias húmicas da lagoa do Peri. Florianópolis, SC,

p.3, monografia (estágio do curso de graduação) – Química, UFSC

(Florianópolis), 1999

4–ROCHA, J.C.; ROSA, A. H. Substâncias Húmicas Aquáticas: Interação com

espécies metálicas. São Paulo, Ed.UNESP, p.27, 2003

5–ROCHA, J.C.; ROSA, A. H. Substâncias Húmicas Aquáticas: Interação com

espécies metálicas. São Paulo, Ed.UNESP, p.29, 2003

6–ROCHA, J.C.; ROSA, A. H. Substâncias Húmicas Aquáticas: Interação com

espécies metálicas. São Paulo, Ed.UNESP, p.25, 2003

7–ROCHA, J.C.; ROSA, A. H. Substâncias Húmicas Aquáticas: Interação com

espécies metálicas. São Paulo, Ed.UNESP, p.19, 2003

8–ROCHA, J.C.; ROSA, A. H. Substâncias Húmicas Aquáticas: Interação com

espécies metálicas. São Paulo, Ed.UNESP, p.41, 2003

9–MUSSAK, E. Em nosso devido lugar (ensaio), Super Interessante,

Especial: Ecologia (Como salvar a Terra), p.14, junho/2001

10–KARINI, A.A.; SINGER, P.C. Trialomethane formation in open reservoirs.

Journal of American Water Works, v.83, p.84-88, 1991

11–SENESI, N.; MIANO, T.M.; PROVENZANO, M.R.; BRUNETTI, G.

Spectroscopic and compositional comparative characterization of I.H.S.S.

reference and standard fulvic and humic acids of various origin. The

science of the Total Environment, v. 81/82, p.143-156, 1989

12–LOBARTINI, J.C. The geochemical nature and agricultural importance of

commercial humic matter. The Science of the Total Environment, v.113,

p.1-15, 1992

13–KORDEL, W. The importance of natural organic material for environmental

process in waters and soils. Pure and Applied Chemistry, v.69,

p.1571-1600, 1997

14–SENESI, N.; SPOSITO, G.; MARTIN, J.P. Copper(II) and Iron(III)

complexation by soil humic acids: An IR and ESR study. The Science

Total Environment, v. 55, p.351-362, 1986

15–ROCHA, J.C.; ROSA, A. H. Substâncias Húmicas Aquáticas: Interação com

espécies metálicas. São Paulo, Ed.UNESP, p.39, 2003

16–ROCHA, J.C.; ROSA, A. H. Substâncias Húmicas Aquáticas: Interação com

espécies metálicas. São Paulo, Ed.UNESP, p.34, 2003

17–CHEN, J.; GU, B.; LE BOEUF, E.J.; PAN, H.; DAI, S. Spectroscopic

characterization of the structural and functional properties of natural

organic matter fractions. Chemosphere, v.48, p.59-68, 2002

18–STEVENSON, F.J. Humus Chemistry (Genesis, Composition, Reactions),

2nd ed.; New York, Ed. John Wiley and Sons, p.230, 1994

19–ROCHA, J.C.; ROSA, A. H. Substâncias Húmicas Aquáticas: Interação com

espécies metálicas. São Paulo, Ed.UNESP, p.43, 2003

20–ROCHA, J.C.; ROSA, A. H. Substâncias Húmicas Aquáticas: Interação com

espécies metálicas. São Paulo, Ed.UNESP, p.44, 2003

21–PRESTON, C. M. Characterization and transformations of organic matter

and humic substances detected by NMR of

N and

In: Anais, 2

Encontro Brasileiro sobre Substâncias Húmicas,

Embrapa -São Carlos/SP, p.26-31, 1997

22–STEVENSON, F.J. Humus Chemistry (Genesis, Composition, Reactions),

2nd ed.; New York, Ed. John Wiley and Sons, p.291, 1994

23–ELKINS, K.M.; NELSON, D.J. Spectroscopic approaches to the study of the

interaction of aluminum with humic substances. Coordination Chemistry

Reviews, v.228, p.205-225, 2002

24–KILOPS, S.D.; KILOPS, V. J. Organic Geochemistry, New York, Ed.John

Wiley and Sons, p.95-106, 1993

25–ROCHA, J.C.; ROSA, A. H. Substâncias Húmicas Aquáticas: Interação com

espécies metálicas. São Paulo, Ed.UNESP, p.70, 2003

26–BIRKETT, J.W.; JONES, M.N.; BRYAN, N.D. The effects of solution

onditions on partial specific volumes of humic substances.

Analytica Chimica Acta, v. 362, n.2-3, p.299-308, 1998

27–WERSHAW, R.L. Model for humus in Soils and Sediments, Environmental

Science Technology, v.27, p. 814-816, 1993.

28–ROCHA, J.C.; ROSA, A. H. Substâncias Húmicas Aquáticas: Interação com

espécies metálicas. São Paulo, Ed. UNESP, p.33, 2003

29–BAALOUSHA, M.; MOTELICA-HEINO, M.; Le COUSTUMER, P. Conformation

and size of humic substances: Effects of major cation concentration and

type, pH, salinity, and residence time. Colloids and Surfaces A:

Physicochem. Eng. Aspects, v.272, p.48-55, 2006

30–CALACE, N.; CARDELLICCHIO, N.; PETRONIO, B.M.; PIETRANTONIO, M.;

PIETROLETT, M. Marine Environmental Research, v. 61, p.40–58, 2006.

31–ALVAREZ-PUEBLA, R.A.; VALENZUELA-CALAHORRO, C.; GARRIDO, J.J.

Theoretical study on fulvic acid structure, conformation and aggregation: A

molecular modelling approach. Science of The Total Environment, v.358, p.

243-254, 2006.

32–LU, X.Q.; JOHNSON, W.D. The reaction of aquatic humic substances with

copper (II) ions: an ESR study of complexation. The Science of the Total

Environment, v.203, p.199-207, 1997

33–SIERRA, M.M.S.; AREND, K.; FERNANDES, A.N.; GIOVANELA, M.;

SZPOGANICZ, B. Application of potentiometry to characterize acid

and basic sites in humic substances. Testing the BEST 7 program

with a weak-acid mixture. Analytica Chimica Acta, v.445, p.89-98,

2001

34–SPOKES, L.J.; LISS, P.S. Photochemically induced redox reactions in

seawater, I. Cations. Marine Chemistry, v.49, p.201-213, 1995

35–ASTER, B.; VON BOHLEN, A.; BURBA, P. Determination of metals and their

species in aquatic humic substances by using total-reflection X-ray

fluorescence spectrometry. Spectrochimica Acta Part B, v.52,

p.1009-1018, 1997

36–SARGENTINI,Jr. E.; ROCHA, J.C.; ROSA, A.H.; ZARA, L.F.; DOS SANTOS,

A.Substâncias Húmicas Aquáticas: Fracionamento molecular e

caracterização de rearranjos internos após complexação com íons

metálicos. Química Nova, v.24, n.3, p.339-344, 2001

37–MARTELL, A. The Design and Synthesis of Chelating Agents. In:

Development of Iron Chelators for Clinical Use; Elsevier North

Holland, Inc, p.68-69, 1981

38–STEVENSON, F.J. Humus Chemistry (Genesis, Composition, Reactions),

2nd ed.; New York, Ed. John Wiley and Sons, p.394-395, 1994

39–SCORZELLI, I.B.; FRAGOMENI, A.L.; TOREM, M.L. Encontro Nacional de

Tratamento de Minérios e Metalurgia Extrativa, São Pedro, SP, 1998

40–LORENZO, J.I.; NIETO, O.; BEIRAS, R. Effect of humic acids on speciation

and toxicity of copper to Paracentrotus lividus larvae in seawater.

Aquatic Toxicology, 58, p. 27-41, 2002

41–GIACOMELLI, M.B.O.; LIMA, M.C.; BORTOLUZZI, I.P.; KLUG, M.; STÜPP,

V. Determinação de Metais Pesados em Sedimento do Rio

Tubarão, SC. Engenharia Sanitária Ambiental, v.5, n.3 e 4,

p.178-184, 2000

42-HANSTEN, C.; HEINO, M.; PYNNÖNEN, K. Viability of glochidia of Anodonta

anatina (Unionidae) exposed to selected metals and chelating

agents. Aquatic Toxicology, v.34, p.1-12, 1996

43–MOORE, J.N. Contaminant Mobilization Resulting from Redox Pumping in a

Metal Contaminated River-Reservoir System. In: Environmental

Chemistry of Lakes and Reservoirs. Washington, DC, American

Chemical Society, p. 453 e 489, 1994

44–SCHWARTZENBACH, G.; FLASCHKA, H., Complexometric titrations.

London, Ed. Methuen & Co. LTDA, p.256, 1969

45–INTERNET: SUWANNEE river. Disponível em:

<http://www.floridastateparks.org/wilderness/info.cfm >

46–INTERNET: SUWANNEE river. Disponível em:

<http://www.srwmd.state.fl.us>

47–LEENHEER, J.A.; WERSHAW, R.L.; REDDY, M.M. Strong-acid carboxyl-

group structures in fulvic acid from the Suwannee River,

Georgia. 1.Minor Structures. Environmental Science Technology, v.29,

p.393-398, 1995

48–WOOLARD, C.D.; LINDER, P.W. Modelling of the cation binding properties

of fulvic acids: an extension of the RANDOM algorithm to include

nitrogen and sulphur donor sites. The Science of the Total

Environment, v.226, p.35-46, 1999

49–MARTELL, A. E.; MOTEKAITIS, R.J. Determination and Use of Stability

Constants, Ed. VCH Publishers, New York, 1992

50–ALEIXO, L.M.; GODINHO, O.E.S.; COSTA, W.F. Potentiometric study of

acid-base properties of humic acid using linear functions for

treatment of titration data. Analytica Chimica Acta, 257, p.35-39,

1992

51–GAMBLE, D.S. Potentiometric Titration of Fulvic Acid: Equivalent Point

Calculations and Acidic Functional Groups. Canadian Journal of

Chemistry, v.50, p.2680-2690, 1972

52–AREND, K. Determinação dos grupos funcionais e estudo das

características de complexação de compostos húmicos

sedimentares por métodos químicos e potenciométricos.

Florianópolis, SC, p.46-50, Dissertação (Mestrado) – Química

–

UFSC, 1999

53–EPHRAIM, J.H.; BORÉN, H.; ARSENIE, I.; PETTERSSON, C.; ALLARD, B.

A combination of acid-base titrations and derivatization for

functional group determinations of an aquatic fulvic acid. The

Science of the Total Environment, v.81/82, p.615-624, 1989

54–SIERRA, M.M.D.; FERNANDES, A.N.; SZPOGANICZ, B. Influence of amide

linkages on acidity determinations of humic substances. Talanta,

v.62, p.687-693, 2004

55–MASINI, J.C.; ABATE, G.; LIMA, E.C.; HANN, L.C.; NAKAMURA, M.S.;

LICHTIG, J.; NAGATOMY, H.R. Comparison of methodologies for

determination of carboxylic and phenolic groups in humic acids.

Analytica Chimica Acta, v.364, p.223-233, 1998

56–GUIOTOKU, M. Estudo dos equilíbrios de monossacarídeos com os íons

vanadila (IV) e zinco (II) em solução aquosa. Florianópolis, SC,

p.20, Dissertação (Mestrado) – Química – UFSC, 2002

57–BAKER, L. A. Environmental Chemistry of Lakes and Reservoirs.

Washington, DC., Ed. American Chemical Society, p. 199, 1994

58–ELKINS, K.M.; NELSON, D.J. Spectroscopic approaches to the study of the

interaction of aluminum with humic substances. Coordination

Chemistry Reviews, v.228, p.205-225, 2002

59–NIFANT’EVA, T.I.; SHKINEV, V.M.; SPIVAKOV, B.Ya.; BURBA, P. Membrane

filtration studies of aquatic humic substances and their metal

species: a concise overview. Part 2: Evaluation of conditional

stability constants by using ultrafiltration. Talanta, v.48, p.257-

267, 1999

60–KISS, T.; KOZLOWSKI, H.; MICERA, G.; ERRE, L.S. Cupric ion binding by

dihydroxybenzoic acids. Polyhedron, v.8, n.5, p.647-651, 1989

61–MARTELL, A.E.; SMITH , R.M. In: Critical Stability Constants (Encyclopedia);

v.1,2, e 3, Plenum Press, Ed.; New York. 1982

62–GEREGA, K.; KOZLOWSKI, H.; KISS, T.; MICERA, G.; ERRE, L.S.;

CARIATI, F. Cupric complexes with 3,4-dihydroxybenzoic acid.

Inorganica Chimica Acta, v.138, p.31-34, 1987

63–MICERA, G.; ERRE, L.S.; CARIATI, F.; CIANI, G.; SIRONI, A. Interaction of

metal- ions with humic-like models. Part 8

: Mn(II), Co(II), Ni(II),

Cu(II) and Zn(II). Complexes of 2,4-dihydroxybenzoic acid.

Inorganica Chimica Acta, v. 108, p.L1-L2, 1985

64–STEVENSON, F.J. Humus Chemistry (Genesis, Composition, Reactions),

2nd ed.; New York, Ed. John Wiley and Sons, p.380, 1994

65–BAES Jr., C.F.; MESMER, R.E. The hydrolysis of cations. New York, Ed.

John Wiley & sons, Inc., p.267-274, 1976

66–STEVENSON, F.J. Humus Chemistry (Genesis, Composition, Reactions),

2nd ed.; New York, Ed. John Wiley and Sons, p.226, 1994

67–SUTHEIMER, S.H.; FERRACO, M.J.; CABANISS, S.E. Molecular size

effects on carboxyl acidity: implications for humic substances.

Analytica Chimica Acta, v.304, p.187-194, 1995

68–LEENHEER, J.A.; WERSHAW, R.L.; BROWN, G.K.; REDDY, M.M

Characterization and diagenesis of strong-acid carboxyl groups in

humic substances. Applied Geochemistry, v.18, n.3, p.471 - 482, 2003

69–SENESI, N. Methods of soil analysis. Part 3. Chemical Methods-SSSA Book

Series n.5, Chapter 11: Eletron spin (or Paramagnetic Resonance

Spectroscopy, Madison, Ed. Soil Science Society of America and

American Society of Agronomy, p.323-356, 1996

70–SENESI, N.; SENESI, G.S. Encyclopedia of Soils in the Environment,

Chapter: Electron-spin resonance spectroscopy, Ed.Elsevier, p.426-

437, 2005

71–SENESI, N.; CHESHIRE, M.V. Structure and surface reactions of soil

particles, Chapter 9: Electron Spin Resonance Spectroscopy of

Organic and Mineral Soil Particles, Ed.John Wiley & sons Ltd, p.327-

367, 1998

72–SENESI, N.; SPOSITO, G. Residual copper (II) complexes in purified soil

and sewage sludge fulvic acids: An electron spin study. Soil

Science Society American Journal, v.48, p.1247-1253, 1984

73–ABDUL-HALIM, A.L.; EVANS, J.C.; ROWLANDS, C.C.; THOMAS, J.H.

An EPR spectroscopic examination of heavy metals in humic

and fulvic soil fractions. Geochimica Cosmochimica Acta,

v.45, p.481-487, 1981

74–BOYD, S.A.; SOMMERS, D.E.; NELSON, D.W.; WEST, D.W. Copper(II)

binding by humic acid extracted from sewage sludge: An electron spin

resonance study. Soil Science Society American Journal, v.47, p.43-

46, 1983

75–SENESI, N.; SPOSITO, G.; MARTIN, J.P. Copper(II) and iron (III)

complexation by humic acid-like polymers (melanins) from soil

fungi. The Science of the Total Environment, v.62, p.241-252, 1987

76–BRESNAHAN, W.T.; GRANT, C.L.; WEBER, J.H. Stability constants for the

complexation of copper(II) ions with water and fulvic acids

measured by an ion selective electrode, Analytical Chemistry,

v.50, p.1675-1679, 1978

77–BROWN, G.K.; CANABISS, S.E.; MacCARTHY, P.; LEENHEER, J.A. Cu(II)

binding by a pH-fractionated fulvic acid. Analytica Chimica Acta,

v.402, p.183-193, 1999

78–BANERJEE, S.K.; MUKHERJEE, S.K. Studies of infrared spectra of some

divalent transitional metal humates. Journal Indian Society Soil

Science, v.20, p.91-94, 1972

79–PRASAD, B.; SINHA, M.K. Physical and chemical characterization of

molecularly homogeneous fulvic acid fractions and their metal

complexes. Journal Indian Society Soil Science, v.31, p.187-191,

1983

80–PICCOLO, A.; STEVENSON, F.J. Infrared spectra of Cu

, Pb

, Ca

complexes of soil humic substances. Geoderma, v.27, p.195-208,

1982

81–VINKLER, P.; LAKATOS, B.; MEISEL, J. Infrared spectroscopic

investigations of humic substances and their metal complexes.

Geoderma, v.15, p.231-242, 1976

82–ADRIANO, D.C. Biogeochemistry of trace metals. Ed.Lewis Publishers,

Florida, p.461-462, 1992

83–STEVENSON, F.J.; GOH, K.M. Infrared spectra of humic acids and related

substances. Geochimica Cosmochimica Acta, v.35, p.471-483, 1971

84–SENESI, N. Molecular and quantitative aspects of the chemistry of fulvic

acid and its interactions with metal ions and organic chemicals.

Analytica Chimica Acta, v.232, p.77-106, 1990

85–SAAR, R.A.; WEBER, J.H. Comparison of spectrofluorimetry and ion-

selective eletrode potentiometry for determination of complexes

between fulvic acid and heavy-metal ions. Analytical Chemistry, v.52,

p.2095-2100, 1980

86–SEITZ, W.R. Fluorescence methods for studying speciation of pollutants in

water. Trends in Analytical Chemistry I, v.16, p.79-83, 1981

87–ADHIKARI, M.; HAZRA, G.G. Humus-metal complex: spectra studies.

Journal Indian Chemistry Society, v.53, p.513-516, 1976

88– ALMGREN, T.; JOSEFSON, B.; NYQUIST, G. A fluorescence method for

studies of spent sulfite liquor and humic substances in sea water.

Analytica Chimica Acta, v.78, p.411-422, 1975

89–GHOSH, K.; SCHNITZER, M. Fluorescence excitation spectra and viscosity

behavior of a fulvic acid and its copper and iron complexes. Soil

Science Society American Journal, v.45, p.25-29, 1981

90–RYAN, D.K.; THOMPSON, C.P.; WEBER, J.H. Comparison of Mn

, Co

and Cu

binding to fulvic acid as measured by fluorescence

quenching. Canadian Journal Chemistry, v.64, p.1505-1509, 1983

91–OLSON, B.M. The use of fluorescence spectroscopy to study herbicide-

humic acid interactions: preliminary observations. Canadian

Journal Soil Science, v.70, p.515-518, 1990

92–UNDERDOWN, A.W.; LANGFORD, C.H.; GAMBLE, D.S. The fluorescence

and visible absorbance of Cu(II) and Mn(II) complexes of

fulvic acid: the effect of metal ion loading. Canadian Journal Soil Science,

v.61, p.469-474, 1981

93–RYAN, D.K.; WEBER, J.H. Fluorescence quenching titration for

determination of complexing capacities and stability constants of fulvic

acid. Analytical Chemistry, v.54, p.986-990, 1982

94–BARTOLI, F.; HATIRA, A.; ANDRE, J.C. PORTAL, J.M. Proprietes

fluorescentes et colloidales d´une solution organique de podzol au

cours du processus de complexation par le cuivre. Soil Biological

Biochemistry, v.19, p.355-362, 1987

95–GREGOR, J.E.; POWELL, H.K.J.; TOWN, R.M. Evidence for aliphatic

mixed mode coordination in copper(II)-fulvic acid complexes.

Journal Soil Science, v.40, p.662-673, 1989

96–RYAN, D.K.; WEBER, J.H. Copper(II) complexing capacities of natural

waters by fluorescence quenching. Environmental Science

Technology, v.16, p.866-872, 1982

97–FRIMMEL, F.H.; BAUER, H. Influence of photochemical reactions on the

optical properties of aquatic humic substances gained from fall

leaves. The Science of the Total Environment, v.62, p.139-148, 1987

98–BOUSSEMART, M.; BENAMOU, C.; RICHOU, M.; BENAIM, J.Y.

Comparison of differential pulse anodic stripping voltammetry

and spectrofluorimetry for determination of complexes between

copper and organic matter in interstitial waters extracted from

marine sediments. Marine Chemistry, v.28, p.27-39, 1989

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