Método Kjeldahl

O método Kjeldahl é uma técnica para determinar o nível de nitrogênio em uma amostra . É aplicável para a determinação de nitrogênio diferentes compostos de nitrogênio, como aminas e sais de amônio quaternário . Não permite a dosagem direta de nitratos , nitritos , nitrosilos , cianetos que devem primeiro ser reduzidos a amônia .

Quando o nitrogênio está na forma orgânica , o composto é primeiro mineralizado para passar para o nitrogênio mineral. A molécula orgânica é destruída por oxidação no ponto de ebulição com ácido sulfúrico concentrado (H 2 SO 4 ), na presença de um catalisador : o carbono é eliminado na forma de dióxido de carbono (CO 2), o hidrogênio na forma de água e o nitrogênio permanecem em solução na forma de íon amônio (NH 4 + ).

O método Kjeldahl, usado para calcular o teor de proteína de produtos alimentícios , mostrou seus limites em 2008, quando foi descoberto o escândalo da melamina : esse ensaio não distingue entre diferentes fontes de nitrogênio. Assim, a adição dessa molécula contendo 66% de nitrogênio em diversos produtos agroalimentares, ao aumentar o teor desse elemento, fez crer em níveis protéicos maiores do que realmente eram.

Histórico

Em 1883, o pesquisador dinamarquês Johan Kjeldahl , trabalhando na evolução do conteúdo protéico dos grãos usados na fabricação de cerveja, desenvolveu um método para determinar o nitrogênio orgânico. A técnica tem sofrido muitas mudanças desde a sua 1 st publicação no mesmo ano em um jornal alemão Analytical Chemistry . Na verdade, foi Gunning quem sugeriu a adição de sulfato de potássio ao ácido sulfúrico já usado para aumentar a taxa de mineralização, aumentando a temperatura de ebulição. O método é conhecido internacionalmente como determinação de nitrogênio de acordo com Kjeldahl, Wilforth e Gunning .

Princípio

O 1 r passo é mineralização. Seu objetivo é degradar a matéria orgânica nitrogenada na forma de sal de amônio. Equação de mineralização:

{\ displaystyle {\ rm {M_ {Organic} \ rightarrow NH_ {4} ^ {+}}}}

O pH ácido permite que o sal de amônio apareça em sua forma ácida de NH 4 + de amônio .

A degradação da matéria orgânica é o nitrogênio usando um catalisador (o sulfato de cobre e o sulfato de potássio ), de ácido sulfúrico em alta temperatura ( 380 ° C ).

O 2 nd passo é a destilação do amónio por adição de soda : o objectivo é o de transformar o amónio na sua forma volátil, amoníaco .

Equação de destilação:

{\ displaystyle {\ rm {NH_ {4} ^ {+} + NaOH \ rightarrow Na ^ {+} + NH_ {3} + H_ {2} O}}}

A soda é adicionada em excesso para mudar o pH ácido para um pH básico, que tem por efeito a obtenção de amônia. A amônia é arrastada pelo vapor d' água por destilação. ${\ displaystyle {\ rm {NH_ {3}}}}$

Os vapores de amônia são condensados em contato com um refrigerante.

O 3 ° passo é a dosagem, quer directamente ou indirectamente. Para um ensaio direto, a amônia é coletada em uma solução de ácido bórico (H 3 BO 3 ). O ácido bórico é um ácido fraco que não reage com a amônia, ele simplesmente serve como uma armadilha de amônia. (Deve estar com excesso de amônia). A amônia assim capturada é neutralizada à medida que chega com uma solução calibrada de ácido forte (HCl ou H 2 SO 4 ) na presença de um indicador colorido. Então nós temos : ${\ displaystyle {\ ce {NH3 + H + -> NH4 +}}}$

Para uma determinação indireta, a amônia é coletada em um volume conhecido e em excesso de uma solução padrão de ácido forte (HCl ou H 2 SO 4 ). O excesso de ácido é então determinado usando uma solução calibrada de base forte, na presença de um indicador colorido. Então nós temos: então

{\ displaystyle {\ ce {NH3 + H + -> NH4 +}}}

{\ displaystyle {\ ce {H + + OH- -> H2O}}}

Modo operacional

Para determinar as proteínas contidas em uma amostra pelo método Kjeldahl, a primeira etapa é a mineralização . Para fazer isso, introduzimos em um frasco ( frasco ):

a quantidade m da amostra;
um volume de ácido sulfúrico (geralmente 50 ml);
o sulfato de potássio e o catalisador de sulfato de cobre (na forma de cristais ou na forma de um grânulo);
um agente antiespumante (prático para a fase de destilação e resfriamento após a digestão).

A mineralização geralmente é feita em um mineralizador por 1h 30 min a 3h. A mineralização é realizada em capela (os vapores da mineralização são muito irritantes e tóxicos por causa do ácido sulfúrico) ou por sucção por sino que recupera a liberação do ácido para fazê-lo passar na água e depois em uma solução de refrigerante com um indicador colorido (geralmente azul de bromotimol ).

Permitido para esfriar e cuidadosamente introduzida água destilada . Aviso : adicionar água a um ácido forte , como ácido sulfúrico aqui, pode causar uma reação muito forte ou até mesmo uma explosão.

O frasco agora contém os átomos de nitrogênio na forma de sal de amônio (exceto nitratos e nitritos).

Destilação de amônia

O frasco é colocado em uma destilaria. É conectado a uma solução de ácido bórico saturado, vermelho de metila e azul de bromotimol (em ambiente profissional é utilizado um aparelho de destilação a vapor , a dosagem geralmente é realizada por pHmetria ).

Adicione o excesso de soda concentrada enquanto aquece levemente o frasco para mudar o pH para um meio básico, esta mudança no pH irá transformar os sais de amônia em amônia que irá “evaporar”.

A amônia passará por um refrigerante que fará com que ela retorne em sua forma líquida e então fluirá para o ácido bórico (dosagem direta) ou em excesso de ácido forte (dosagem indireta) que irá prendê-la (ver princípio).

Determinação direta de amônia

É realizado um ensaio ácido-base direto; existe um método indireto: o ácido bórico é substituído pelo ácido sulfúrico em excesso e esse ácido em excesso é dosado após a destilação.

O ácido bórico não tem efeito sobre o pH (ácido fraco).

Determine a amônia com uma solução padrão de ácido sulfúrico ou ácido clorídrico . A equivalência é marcada por uma coloração rosa devido ao vermelho de metila.

Como precaução, remova a solução antes de interromper o aquecimento para evitar sifonagem.

Cálculo da dosagem direta

Exemplo de ácido clorídrico (nota: o ácido sulfúrico é um diácido ).

Encontrando o resultado em g% (m / V):

1 mol de ácido reage com 1 mol de amônia, então obtemos a seguinte igualdade:

1 mol de ácido = 1 mol de amônia (observado mol N)

Sabendo que :

n (mol) = C (mol / L) * V (L)

chegamos em:

mol N = C do ácido (observado C1) * V da equivalência (anotado Va).

é :

mol N = C1 * Va

Sabendo que :

m N (massa de nitrogênio) = M massa molar de nitrogênio (g / mol) * n N (mol)

é :

m N = M * C1 * Va

procuramos um resultado em g%, multiplicamos por 100 e dividimos pela massa da amostra.

Exemplo: determinação do nitrogênio total no leite

O leite contém entre 32 e 35 g / l de matéria orgânica nitrogenada, da qual 95% do nitrogênio está na proteína e os 5% restantes em aminoácidos .

Modo operacional

Mineralização

Para medir as proteínas contidas no leite por este método, primeiro procedemos à mineralização . Para fazer isso, coloque em um frasco:

2 ml de leite medido exatamente;
15 a 20 ml de ácido sulfúrico concentrado;
6 g de sulfato de potássio ;
1 g de sulfato de cobre ;
alguns grãos de pedra-pomes .

Leve para ferver. Em seguida, a partir da clarificação da solução, a fervura é continuada por três horas.

Deixar esfriar e introduzir cuidadosamente de 30 a 50 ml de água destilada .

Recuperação de amônia

Uma montagem de destilação é realizada :

no balão, apresentamos:

o conteúdo do frasco (ver acima) bem enxaguado (para extrair todos os compostos de nitrogênio; perfazer a 250 ml com água destilada;
algumas gotas de fenolftaleína ;
de hidróxido de sódio a 400 g / l até que o conteúdo do frasco se torne rosa.

A ponta do condensador é imersa em um béquer contendo 20 ml de ácido bórico e 2-3 gotas de vermelho de metila .

O frasco é aquecido moderadamente.

A amônia é dosada, à medida que é liberada, com uma solução padrão de ácido sulfúrico a 0,05 mol / l . O ensaio é concluído assim que a coloração permanecer estável por aproximadamente 5 min .

Cálculos

x representa o progresso da reação. Na primeira reação, a amônia é colocada em contato com um excesso de ácido onde a parte n 'do ácido reage. O restante do ácido n '' reage com o hidróxido de sódio. , é uma dosagem em troca. ${\ displaystyle {\ rm {nH_ {3} O ^ {+} = n '+ n' '}}}$

	${\ displaystyle {\ rm {NH_ {3}}}}$	${\ rm {H_ {3} O ^ {+}}}$	${\ displaystyle {\ rm {NH_ {4} ^ {+}}}}$	${\ rm {H_ {2} O}}$
Estado inicial	${\ displaystyle {\ rm {nNH_ {3}}}}$	${\ displaystyle {\ rm {n'H_ {3} O ^ {+}}}}$	${\ displaystyle 0}$	excesso
Estado intermediário	${\ displaystyle {\ rm {nNH_ {3} -x}}}$	${\ displaystyle {\ rm {n'H_ {3} O ^ {+} - x}}}$	$x$	excesso
Estado final	${\ displaystyle 0}$	${\ displaystyle 0}$	${\ displaystyle x_ {max}}$	excesso

${\ displaystyle {\ rm {nNH_ {3} -x = 0}}}$
${\ displaystyle {\ rm {n'H_ {3} O ^ {+} - x = 0}}}$
portanto ${\ displaystyle {\ rm {nNH_ {3} = n'H_ {3} O ^ {+}}}}$

	${\ rm {H_ {3} O ^ {+}}}$	${\ rm {OH ^ {-}}}$	${\ displaystyle {\ rm {2H_ {2} O}}}$
Estado inicial	${\ displaystyle {\ rm {n''H_ {3} O ^ {+}}}}$	${\ displaystyle {\ rm {nOH ^ {-}}}}$	${\ displaystyle 0}$
Estado intermediário	${\ displaystyle {\ rm {n''H_ {3} O ^ {+} - x}}}$	${\ displaystyle {\ rm {nOH ^ {-} - x}}}$	${\ displaystyle {\ rm {2x}}}$
Estado final	${\ rm {0}}$	${\ rm {0}}$	${\ displaystyle {\ rm {2x_ {max}}}}$

{\ displaystyle {\ rm {n''H_ {3} O ^ {+} - x = 0}}}

{\ displaystyle {\ rm {nOH ^ {-} - x = 0}}}

portanto ${\ displaystyle {\ rm {n''H_ {3} O ^ {+} = nOH ^ {-}}}}$

{\ displaystyle {\ rm {nH_ {3} O ^ {+} = n'H_ {3} O ^ {+} + n''H_ {3} O ^ {+}}}}

{\ displaystyle {\ rm {H_ {3} O ^ {+} = nNH_ {3} + nOH ^ {-}}}}

{\ displaystyle {\ rm {2C_ {H_ {2} SO_ {4}} \ vezes V_ {H_ {2} SO_ {4}} = C_ {NH_ {3}} \ vezes V_ {NH_ {3}} + C_ {NaOH} \ vezes V_ {NaOH}}}}

{\ displaystyle {\ rm {C_ {NH_ {3}} = {\ frac {2C_ {H_ {2} SO_ {4}} \ times V_ {H_ {2} SO_ {4}} - C_ {NaOH} \ times V_ {NaOH}} {V_ {NH_ {3}}}}}}}

Um mole de NH 3 vem de um mole de átomos de nitrogênio (N). Portanto, ao encontrar o número de mols de átomos de nitrogênio, podemos determinar sua concentração de massa.

Veja também

Johan Kjeldahl
Método Dumas , outro método mais antigo de determinação de nitrogênio, por combustão completa,
Método do biureto , método colorimétrico de determinação de nitrogênio
Análise orgânica
Liga devarda