caai-analize instrumentale lucrĂri practice

7/21/2019 CAAI-ANALIZE INSTRUMENTALE LUCRĂRI PRACTICE

http://slidepdf.com/reader/full/caai-analize-instrumentale-lucrari-practice 1/180



2

Analize instrumentale- Lucrări practice

Duşa Silvia Profesor universitar, doctor în chimie

Universitatea de Medicină şi Farmacie din Tg. Mureş

Balint AlinaAsistent univesitar, doctorand

Universitatea de Medicină şi Farmacie din Tg. Mureş Kun Csilla

Preparator universitar, doctorandUniversitatea de Medicină şi Farmacie din Tg. Mureş

Cârje Gabriela Anca Preparator universitar, doctorand

Universitatea de Medicină şi Farmacie din Tg. Mureş

Referenţi ştiinţifici

Prof.dr. Imre SilviaŞef lucrări dr. Hancu Gabriel

Coperta: Asist.drd. Balint Alina

Descrierea CIP a Bibliotecii Naţionale a României Analize instrumentale : lucrări practice / Balint Alina,

Kun Csilla, Cârje Anca Gabriela, Duşa Silvia. – Târgu Mureş : University Press, 2011

Bibliogr.Index

ISBN 978-973-169-155-8

I. Balint, Alina

II. Kun, Csilla

III. Cârje, Anca Gabriela

IV. Duşa, Silvia

543.5(075.8)(076.5)

Tehnoredactare computerizată: Asist.drd. Balint Alina

Editura University Press- Târgu Mureş

Director de editură: Prof. Univ. Dr. Alexandru Şchiopu

Corespondenţă / comenzi: U.M.F. Târgu Mureş, Romania

Direcţia editurii: Tg Mureş, Str. Gh. Marinescu Nr. 38, cod 540130

Mail [email protected]

Tel. 0744527700, 0265215551 – 126, Fax: 0265210407

mailto:[email protected]





3

CuprinsCuprins.......................................................................................................................21. METODE INSTRUMENTALE DE ANALIZĂ Generalităţi.......................................52. Prelucrarea datelor experimentale.........................................................................10

2.1. Introducere. Definiţii.........................................................................................9

2.2. Evaluarea matematică a erorilor ....................................................................102.3. Eliminarea rezultatelor nesigure....................................................................142.4. Analiza de regresie........................................................................................15

2.4.1. Regresia liniară.......................................................................................152.4.2. Regresia neliniară...................................................................................17

3. Exprimarea concentraţiilor ....................................................................................183.1. Grade de puritate şi etaloane în analiza cantitativă.....................................183.2. Apa distilată..................................................................................................193.3. Etaloane.......................................................................................................203.4. Soluţii standard............................................................................................213.5. Prepararea soluţiilor titrate...........................................................................26

3.5.1. Prepararea unei soluţii titrate folosind o titrosubstanţă........................263.5.2. Prepararea unei soluţii titrate folosind o substanţă care nu are proprietăţile

unei titrosubstanţe....................................................................................................273.5.3. Prepararea unei soluţii titrate dintr -o soluţie mai concentrată..............27

3.6. Factorul unei soluţii......................................................................................283.6.1. Stabilirea factorului de corecţie............................................................293.6.2. Corectarea factorului volumetric..........................................................30

4. Metode optice de analiză.....................................................................................324.1. Aspecte generale...........................................................................................32

4.1.1. Caracteristicile radiaţiei electromagnetice...............................................33 4.1.2. Legea fundamentală a absorbţiei............................................................344.1.3. Spectre de absorbţie. Caracteristicile calitative şi cantitative..................37

4.2. Metode de determinare cantitativă.................................................................394.2.1. Determinarea concentraţiei prin metoda curbei de etalonare..............394.2.2. Determinarea concentraţiei prin folosirea substanţelor de referinţă....404.2.3. Determinarea mai multor componenţi din amestec.............................414.2.4. Titrări spectrofotometrice.....................................................................424.2.5. Determinarea pH-ului spectrofotometric..............................................43

4.3. Aparatur a folosită în spectrofotometrie..........................................................434.4. Aplicaţii practice ale spectroscopiei în vizibil.................................................46

4.4.1. Dozarea spectrofotometrică a Fe3+ cu SCN-...........................................46

4.4.2. Dozarea spectrof otometrică a fosfaţilor ..................................................484.4.3. Titrări spectrofotometrice........................................................................514.5. Aplicaţii ale spectrofotometriei în UV la identificarea şi dozarea compuşilororganici.....................................................................................................................53

4.5.1. Determinarea cantitativă a sulfatului de atropină prin spectrofotometrie UV ...........................................................................................................................554.5.2. Determinarea cantitativă a papaverinei hidroclorice prin spectrofotometrieUV......................................................................................................................554.5.3. Determinarea concentraţiei unei soluţii în fenacetină şi aspirină.............59

5. Conductometria.....................................................................................................595.1 Aspecte generale.............................................................................................59

5.2. Titrări conductometrice...................................................................................625.2.1. Titrări acido- bazice..............................................................................64



4

5.2.2. Titrări bazate pe formare de combinaţii complexe...............................675.2.3. Titrări bazate pe reacţii de precipitare.................................................68

5.3. Aparatura folosită...........................................................................................685.4. Aplicaţii practice.............................................................................................69

5.4.1. Determinarea factorului soluţiei de NaOH................................69

5.4.2. Dozarea conductometrică a HCl...............................................705.4.3. Titrarea conductometrică a CH3COOH.....................................725.4.4. Titrarea conductometrică a NH4Cl............................................725.4.5. Titrarea conductometrică a oxalaţilor ........................................735.4.6. Determinarea conductometrică a sulfaţilor ................................74

6. Potenţiometria.......................................................................................................756.1 Aspecte generale.............................................................................................75

6.1.1. Electrozi şi aparatură............................................................................766.2. Domenii de aplicare a potenţiometriei.............................................................90

6.2.1. Metode directe. Determinări de pM, pH, pX..........................................916.2.2. Metode indirecte. Titrări potenţiometrice...............................................97

6.3. Aplicaţii practice.............................................................................................1066.3.1. Titrări acido-bazice cu indicarea potenţiometrică a punctului de

echivalenţă...............................................................................................................1076.3.2. Titrări redox cu indicarea potenţiometrică a p.e...................................110

6.3.2.1 Dozarea potenţiometrică a Fe2+ cerimetric..............................1126.3.2.2. Dozarea permanganometrică a Fe2+ cu indicare potenţiometrică a

p.e....................... .....................................................................................................1156.3.2.3. Titrarea dicromatometrică a Fe2+ cu indicare potenţiometrică a

p.e.............................................................................................................................1166.3.3. Titrări de precipitare cu indicarea potenţiometrică a p.e......................118

6.3.3.1. Dozarea diferenţială a amestecurilor de Cl-+ Br - şi Br -+ I- cu soluţiede AgNO3 O.1N........................................................................................................1217. Metode de separare.............................................................................................125

7.1. Clasificarea metodelor cromatografice...........................................................1267.2. Cromatografia pe hârtie..................................................................................128

7.2.1. Generalităţi...........................................................................................1287.2.2. Aparatura şi tehnica de lucru................................................................1327.2.3. Aplicaţiile cromatografiei pe hârtie........................................................137

7.2.3.1. Separarea cromatogr afică a cationilor din subgrupa tiobazelor..................................................................................................................................1377.3. Cromatografia pe strat subţire............................................................................139

7.3.1. Aspecte generale..................................................................................1397.3.2. Aparatura şi tehnica de lucru................................................................1407.3.3. Aplicaţii practice....................................................................................144

7.3.3.1. Cromatografia pe strat subţire a alcaloizilor ............................1457.4. Cromatografia de lichide de înaltă performanţă.................................................146

7.4.1. Aspecte generale..................................................................................1467.4.2. Tehnica şi aparatura.............................................................................1467.4.3. Aplicaţii practice....................................................................................157

7.5. Cromatografia pe coloană prin schimb ionic......................................................1597.5.1. Aspecte generale..................................................................................1597.5.2. Aplicaţii practice....................................................................................166

8. Probleme de analiză instrumentală.......................................................................168Bibliografie.................................................................................................................178



5

1. METODE INSTRUMENTALE DE ANALIZĂ.Generalităţi

Scopul chimiei analitice este obţinerea unei serii de informaţii bine precizate

asupra substanţei studiate, indiferent de metodele pe care analistul le foloseşte pentru aajunge în posesia acestor informaţii, cu condiţia ca metoda aleasă să furnizeze datele

solicitate cu maximum de randament şi exactitate, iar metodele folosite în analiză sunt

variate.

În cazul metodelor instrumentale de analiză, se studiază relaţiile compoziţie-

proprietăţi, nu se măsoară direct masa componentului de dozat, ci o proprietate fizico-

chimică dependentă de ea (de exemplu: intensitatea culorii, conductivitatea electrică,

potenţial, curent, etc.).Raportul proprietate-masă se determină cu ajutorul unor aparate de măsură şi

necesită folosirea ca referinţă a unor etaloane ce trebuie să conţină substanţele

analizate în concentraţie cunoscută. Concentraţia etaloanelor se determină pr in metode

chimice independente.

Etalonarea are o importanţă deosebită pentru metodele instrumentale, deoarece

precizia determinărilor depinde de precizia cu care se face determinarea substanţelor

din etaloane prin metode chimice.

În macroanaliză, metodele instrumentale au o precizie, respectiv, o exactitate

mai mică decât metodele chimice, dar micrometodele instrumentale sunt mai exacte.

Metodele instrumentale sunt mai rapide, mai sensibile şi mai selective, având

aplicaţii mai largi decât metodele chimice în studiile privitoare la stabilirea structurii

substanţelor şi la explicarea diverselor mecanisme de reacţie.

Metodele instrumentale, din punct de vedere al operaţiilor, prezintă următoarele

aspecte comune:

1. Condiţiile experimentale, reprezentate prin totalitatea parametrilor care determină

natura chimică şi fizică a sistemului examinat şi a măsurătorilor efectuate cum sunt:

compoziţia chimică a sistemului, temperatura, forma şi natura electrozilor, sursa de

lumină, filtre, geometria vasului în care se fac determinările, modul de transformare a

unor mărimi caracteristice sistemului în semnale electrice, magnetice etc.

Tot în cadrul condiţiilor experimentale trebuie menţionaţi parametrii ca: mărimea probei,

timpul disponibil analizei, exactitatea cerută etc.



6

2. Semnalul de intrare, semnalul de comandă sau excitaţia care se aplică sistemului

cu scopul de a perturba starea lui iniţială, generând şi susţinând acele fenomene care

stau la baza măsurătorii.

Astfel, pentru metodele electrochimice, semnalul de intrare este curentul sau

tensiunea aplicate sistemului, la cele spectrofotometrice radiaţia electromagnetică

incidentă, în cazul metodelor magnetice câmpul magnetic etc.

3. Răspunsul sau semnalul de ieşire reprezintă totalitatea fenomenelor care se

produc în sistem sub acţiunea semnalului de intrare, inclusiv modificările acestuia din

urmă. În cazul unei titrări se consideră semnal de ieşire variaţia concentraţiei unor

componenţi sub acţiunea titrantului, care se sesizează prin intermediul unui sistem de

indicare chimic sau fizico-chimic. O valoare a intensităţii radiaţiei transmise, a

curentului, a potenţialului de electrod, a temperaturii, sunt de asemenea semnale de

ieşire.

Transformarea semnalului de ieşire într -un semnal măsurabil se face prin

intermediul traductorilor .

În general, un semnal de intrare produce mai multe semnale de ieşire; se alege

acela care are selectivitatea şi sensibilitate maximă, se poate măsura repede şi se

cunoaşte interpretarea sa teoretică; un astfel de semnal se numeşte semnal analitic .

Clasificarea metodelor instrumentale de analiză

Metodele instrumentale sau metodele fizico-chimice de analiză sunt acele

metode care permit determinarea compoziţiei unei substanţe prin măsurarea unei

mărimi fizice, direct proporţională cu compoziţia chimică. Proprietatea fizică apare şi se

modifică ca urmare a unui proces chimic.

Comparând metodele chimice cu cele fizico-chimice, se poate afirma că:

Metodele chimice se caracterizează prin aceea că raportul masă-compoziţie este

bine cunoscut :

sunt absolute, independente;

nu necesită etalonare;

au o exactitate mare pe scară macro;

proprietatea este direct sau indirect legată de masa componentului.

Metodele fizico-chimice se caracterizează prin aceea că măsoară o proprietate denatură fizico –chimică direct legată de masă cu ajutorul instrumentelor de măsură :



7

sunt relative, dependente;

necesită aparate de măsură;

raportul dintre proprietatea măsurată şi masă (concentraţie) trebuie

determinat prin etalonare;

sunt exacte pe scară micro;

pot fi utilizate în dozări cantitative;

permit determinări de structură;

permit stabilirea mecanismelor de reacţie;

permit determinarea constantelor de echilibru etc.

Clasificarea metodelor de analiză instrumentală poate fi făcută ţinând cont de

procesul fizic ce stă la baza determinării cantitative astfel:

` I. Metode op tice :

1. Refractometria.

2. Polarometria.

3. Spectrofotometria de absorbţie moleculară :

UV- VIS

IR

4. Spectrometria de emisie moleculară

Fluorescenţa

Fosforescenţa

5. Spectrometria de absorbţie atomică

6. Spectrometria de emisie atomică

7. Spectrometria de difuzie

Nefelometrie

Turbidimetrie

8. Spectrometria de difracţie de raze X

electroni

neutroni

I I. Metode m agnetice

1. Rezonanţa magnetică nucleară ( RMN)

2. Rezonanţa electronică de spin ( RES )



8

I II . Metode electro chim ice:

1. Metode electrochimice la curent nul

a) Potenţiometria

b) Conductometria

2. Metode electrochimice la curent finit

a) Coulometria

b) Voltamperometria

Prin combinarea oricărei tehnici de analiză instrumentală enumerate mai sus cu o

metodă de separare se ajunge la următoarele două clase :

Metode cromatografice de analiză

Metode electroforetice de analiză

O reprezentare simplificată a unei metode de analiză instrumentală este redată în

schema de mai jos ( Figura 1.1. )

Fig. 1.1. Schema unei metode de analiză instrumentală

Schematic un proces prin care se obţin analize chimice are o structură asemănătoare

cu un flux tehnologic şi convenim să-l numim de aceea flux analitic.

Simplificat la maximum acesta poate fi redat ca în figura 1.2.

Detector

Stimul :

Lumină

Căldură

Curent

Proba

AmplificatorÎnregistrator



9

PERTURBAŢII

X1 X2.............Xn

Fig. 1.2. Schema bloc a unui flux analitic

Se remarcă faptul că rezultatul unui astfel de flux este o informaţie, adică un rezultat

care, evident, înglobează o anumită eroare.

MATERIAL PROCES DE

ANALIZĂ

INFORMARE

PARAMETRII FIZICO

CHIMICI



10

2. PRELUCRAREA DATELOR EXPERIMENTALE

2.1. INTRODUCERE. DEFINIŢII

Pentru efectuarea unei analize se realizează o suită de operaţii printr-un anumit

procedeu experimental, executat în anumite condiţii experimentale ( aparatură, sticlărie

de laborator). Se examinează, pe de o parte posibilităţile intervenţiei erorilor, cărora

trebuie să li se acorde o atenţie deosebită, precum şi modul de funcţionare a aparaturii

utilizate şi performanţele pe care le oferă.

După obţinerea rezultatului final, întrebarea la care trebuie să se răspundă este

dacă acesta este acceptabil şi, mai ales, sigur. Orice măsurătoare fizică este

susceptibilă de un anumit grad de incertitudine. Modificarea procedeului şi utilizareaaltei aparaturi pentru efectuarea măsurătorilor pot mări gradul de incertitudine.

Exactitatea este un criteriu de măsură a abaterii valorii măsurate de la valoarea

adevărată. Aceasta presupune cunoaşterea valorii exacte sau adevărate, ceea ce nu

este întotdeauna posibil, deoarece implică posedarea unui etalon studiat pentru

comparaţie.

Precizia este un criteriu de măsurare a repetabilităţii şi reproductibilităţii

măsurătorii. Dacă diferenţa între măsurătorile repetate este mare, precizia este mică. Oprecizie bună nu înseamnă şi exactitate, deoarece este posibil să se facă mereu

aceeaşi greşeală.

Incertitudinea este o expresie a extinderii unei erori într -o măsurătoare şi se

determină statistic sau prin propagarea erorilor estimate. O "valoare adevărată" a unei

mărimi măsurate experimental nu este niciodată cunoscută. Valoarea raportată, care

este adeseori media unei serii de măsurători, este considerată "cea mai bună valoare".

Raportând valorile măsurătorilor la această valoare "cea mai bună", este util să se

estimeze erorile exprimate ca incertitudine prin semnul .

O eroare este prin definiţie (1) diferenţa dintre valoarea măsurată şi valoarea

adevărată sau (2) incertitudinea estimată în executarea experienţei, exprimată în

termeni de mărimi statistice.

Erorile se pot clasifica în funcţie de cauzele care le produc, modul de exprimare

şi modul de calcul.



11

După cauze toate erorile pot fi împărţite în două grupe mari :

Erori sistematice ( determinante sau permanente)- sunt incluse şi erorile

nepermise.

Erori întamplătoare ( accidentale sau temporare)

Erori instrumentale ( eroarea de lucru din fabricaţie)

Se mai pot clasifica în funcţie de acelaşi parametru în :

Erori de metodă

Erori de reproductibilitate

Erorile întâmplătoare sau de reproductibilitate sunt întâlnite când o măsurătoare

este repetată şi valorile rezultate nu corespund în mod exact (afectează precizia).

Erorile sistematice apar în cazul în care toate valorile individuale au o eroare de

aceeaşi mărime. Sunt determinate de cauze permanente, se repetă în toate

determinările şi ele afectează exactitatea metodei. Ele se datorează procedeului aplicat

sau sunt rezultatul erorilor de calibrare a instrumentului, erorilor datorate observatorului

şi al erorilor datorate imperfecţiunii tehnicii folosite.

Erorile nepermise sunt erorile ce pot fi evitate, rezultând din citiri greşite, la

aparate sau la balanţe, sau din calcule greşite.

2.2. EVALUAREA MATEMATICĂ A ERORILOR

Dacă exactitatea măsurătorii poate fi adesea garantată prin corectarea

erorilor sistematice, precizia rămâne totuşi limitată de erorile accidentale, care

afectează reproductibilitatea măsurătorii. Pentru reprezentarea unui rezultat cât mai

precis posibil sau când precizia fixată apriori corespunde unei erori mai mici decât cea

rezultată în determinare, se aplică erorilor accidentale calculul statistic (care ascultă de

legile de repartiţie ale hazardului), ceea ce permite prezentarea rezultatului unei analizechimice într -o formă corespunzătoare şi dă posibilitatea verificării determinărilor

obţinute. Să presupunem că pentru a determina o mărime a cărei valoare adevărată

este A, se efectuează "n" măsurători, având ca rezultat valorile experimentale

desemnate prin:

x1, x2, x3,.........xi..., xn

Fiecare dintre aceste valori este afectată de o eroare absolută:

ea1 = | A-x1 | ; ea2 = | A- x2 | ; ... eai = | A-xi | ; ... ean= | A - xn |



12

În mod obişnuit nu se cunoaşte valoarea adevărată A şi de aceea în calcul se

introduce media aritmetică a valorilor experimentale:

n

X

x

n

1i

i

med

; eai= |xmed - xi| (1)

Dacă s-ar putea efectua o infinitate de măsurători, valoarea medie ar coincide cu

valoarea adevărată, iar valorile particulare x i ar fi dispersate în jurul valorii adevărate.

Frecvenţa valorilor apropiate de valoarea adevărată (sau de medie) este mare şi

descreşte de o parte şi de alta a lui xmed, după o lege de distribuţie normală, atunci când

probabilitatea de obţinere a unei valori A + ea este aceeaşi ca şi pentru a obţine

valoarea A - Ea.Curba de distribuţie (variaţia frecvenţei în funcţie de valorile x) prezintă formă de

clopot. Frecvenţa este maximă pentru valoarea xmed a tuturor determinărilor, apoi

descreşte simetric aşa cum se observă din Fig. 2.2.1.

Fig. 2.2.1. Distribuţia normală de frecvenţă

Curba frecvenţei este o curbă f(x) Gauss pentru o populaţie infinită, fiind

reprezentarea grafică a unei funcţii matematice de forma:

2

2

22

1

x

e f x (2) în care:

-f(x) este frecvenţa relativă a unei anumite valori xi

- este media unei populaţii infinite, care în lipsa erorilor sistematice se

poate considera egală cu A



13

- este deviaţia standard pentru o populaţie infinită

-(x-) gradul până la care valoarea individuală xi deviază de la medie.

Factorul caracterizează dispersia măsurătorilor. În cazul determinărilor reale ne

mulţumim cu un număr limitat, n, de măsurători, ceea ce este in suficient pentru acunoaşte cu certitudine valorile lui şi . Pentru o populaţie finită, atunci când valorile

erorilor întâmplătoare sunt mici, independente unele de altele şi dispuse de o parte şi

de alta a valorii medii cu aceeaşi probabilitate, se poate considera că frecvenţa

măsurătorilor corespunde unei distribuţii normale, reprezentarea grafică fiind tot o curbă

gaussiană.

Pentru cazurile reale, valoarea xmed este cea mai bună estimare a lui A şi se

poate deduce din informaţiile de care dispunem, iar cea mai bună estimare a deviaţiei

standard () va fi eroarea medie pătratică (s), definită prin:

1n/es n1i

2ai

în care: (n-1) este numărul gradelor de libertate, adică numărul măsurătorilor

independente.

Plecând de la eroarea medie pătratică, s, se poate defini intervalul în care orice

măsurătoare nouă se va situa cu oarecare probabilitate, caracterizând valoarea reală Aprin deviaţia standard sm (eroarea medie pătratică a mediilor) :

)1n(n/en

ss n

1i

2aim

Intervalul de certitudine (de siguranţă) al mediei este dat pentru o populaţie

infinită de măsurători de relaţia:

= xmed t . sm

în care t (denumit coeficient Student) caracterizează limita de siguranţă.

Valorile lui t sunt date în tabele pentru diferite grade de libertate şi diferit e

probabilităţi. Din expresia intervalului de certitudine se observă că acesta prezintă

limitele de o parte şi de alta a lui xmed, între care se află (media populaţiei infinite).

Deoarece poate fi asimilat cu A, se consideră că între limitele intervalu lui de

certitudine se găseşte valoarea reală.

Abaterea relativămed

m

x

st caracterizează precizia determinării:



14

med

nai

med

m

x

e

nn

t

x

st

2

)1(

Rezultatele se dau cu un număr de cifre corespunzător preciziei; incertitudinea o

poartă ultima cifră.

2.3. ELIMINAREA REZULTATELOR NESIGURE

Cu cât numărul măsurătorilor (determinărilor) ce se fac într -o analiză este mai

mare, cu atât se poate acorda mai multă încredere mediei aritmetice. Nu întotdeauna

este posibil să se execute un număr mare de determinări, fie pentru că proba de

analizat este dată în cantitate limitată, fie că executarea analizei trebuie să se facă într -

un anumit timp, de regulă redus. În astfel de condiţii trebuie verificat, prin teste

matematice, care dintre rezultatele analitice sunt acceptabile şi merită încredere şi care

nu.

În condiţiile analizei de laborator, când se execută un număr mic de determinări,

este posibil ca un rezultat să fie în mod "evident" diferit (îndoielnic, nesigur) faţă de

restul rezultatelor. Luarea în considerare a acestui rezultat şi înglobarea lui în media

aritmetică a tuturor rezultatelor poate influenţa negativ rezultatul final al analizei. Pe de altă parte, adesea eliminarea necontrolată a rezultatelor "îndoielnice"

poate constitui o pierdere pentru analiza efectuată.

Verificarea rezultatelor analitice se face cu ajutorul unor teste de exactitate,

printre care menţionăm testul t (Student), testul Grubbss, testul Romanovski, tesul Q şi

altele. Dacă se utilizează testul t, se aplică expresia:

1n

n

s

))1n(xx(t medi

în care xmed (n/1) este media aritmetică a determinărilor (în care nu intră rezultatul

îndoielnic), iar xi este rezultatul îndoielnic. Mărimea s (eroarea medie pătratică) se

calculează pentru restul de n-1 determinări cu ajutorul relaţiei:

1n

2medi

2n

))1n(xx(s



15

În funcţie de valoarea mărimii t, se procedează la păstrarea sau eliminarea

rezultatului îndoielnic. Dacă t > tp (tp este valoarea criteriului t dat în tabele pentru

probabilitatea aleasă), rezultatul considerat este într -adevăr nesigur şi se elimină. Dacă

t < tp, rezultatul nu este nesigur şi se poate încadra în media aritmetică a tuturor

rezultatelor.

2.4. ANALIZA DE REGRESIE

În practica analitică, pentru evaluarea analizelor cantitative se utilizează cel mai

des curba de calibrare. Construirea ei şi evaluările pe curbă se pot face grafic, însă o

finalizare pretenţioasă a analizei cantitative presupune utilizarea metodelor matematice

de calcul.

2.4.1. Regresia liniară

Cazul cel mai simplu din punct de vedere matematic este când legătura între

două variabile ale procesului analizat se poate exprima prin ecuaţia unei drepte.

Fie variabila independentă yi, de exemplu, concentraţia speciei chimice yi, care

se determină dintr-o soluţie, şi variabila dependentă xi, de exemplu absorbanţa soluţiei

măsurată la un spectrofotometru.

Să presupunem că în domeniul cercetat absorbanţa xi variază liniar cu

concentraţia yi. Se poate scrie :

xi = myi + n

De unde concentraţia va fi :

yi = -n + 1/m xi sau yi = a + bxi unde a= -n şi b= 1/m

Dacă vom executa un număr de n măsurători, concentraţiile se pot exprima prin

următorul sistem de ecuaţii liniare:

y1 = a1 + b1x1

y2 = a2 + b2x2

. . .

yn = an + bnxn

în care yi şi xi sunt cunoscute din datele experimentale, iar a şi b sunt constante

denumite coeficienţi de regresie, ale căror valori trebuie determinate prin calcul.

Dintre variabilele cuprinse în ecuaţiile date anterior, variabilele independente y1,

y2...yn conţin erori experimentale, sunt deci variabile aleatorii, astfel încât aceleaşi valoria şi b nu vor satisf ace toate ecuaţiile din sistem.



16

Prin urmare, problema se reduce la calcularea coeficienţilor a şi b care vor

exprima cel mai bine ecuaţiile din sistemul considerat, fără a avea însă pretenţia ca

toate ecuaţiile sistemului să fie satisfăcute cu exactitate.

Problema poate fi rezolvată cu ajutorul metodei celor mai mici pătrate, care

permite să se găsească o ecuaţie lineară.

Yi = a + bxi

care să satisfacă condiţia conform căreia suma pătratelor abaterii valorilor observate y i

de la valorile Yi calculate cu ajutorul ecuaţiei anterioare să fie minimă, adică:

n

1i

2ii

2nn

222

211 )Yy() bxa(y..) bxa(y) bxa(yQ =minim

Valoarea Q va fi minimă dacă derivatele parţiale în raport cu coeficienţii de

regresie a şi b vor fi egale cu zero, adică:

n

i

ii bxa ya

Q

1

0)(2

n

i

ii bxa yb

Q

1

0)(2

Ecuaţiile pot fi însă egale cu zero numai dacă sumele sunt egale cu zero, prin

urmare coeficientul -2 se poate neglija în ambele ecuaţii.

Efectuând operaţiile algebrice, după rearanjarea ecuaţiilor se obţine:

n

1ii

n

1ii yx bna

n

1i

n

1i

n

1iii

2ii yxx bxa

Aceste ecuaţii poartă denumirea de ecuaţii normale. Deoarece valorile tuturor

sumelor pot fi calculate din datele experimentale, coeficienţii de regresie se obţin uşor

prin rezolvarea ecuaţiilor normale.

Drept unitate de măsură pentru exactitatea cu care ecuaţia de regresie exprimă

variaţia variabilei dependente în funcţie de variaţia variabilei independente, se foloseşte

dispersia 2yxs a valorilor observate, aşa numita dispersie reziduală în jurul liniei de

regresie:

2n

)Yx(

s

n

1i

2ii

2yx



17

În această expresie numărătorul este suma abaterilor pătratice a valorilor

observate yi de la valorile calculate Yi cu ajutorul ecuaţiei de regresie. La numitor găsim

(n-2) grade de libertate, deoarece cei doi coeficienţi de regresie a şi b definesc valorile

Yi.

După cum am văzut, coeficienţii de regresie care determină valorile Y i se

calculează din datele experimentale xi şi yi care trebuie considerate ca o probă luată

dintr-o populaţie infinită. Ca urmare, valorile Yi vor oscila între anumite limite, în funcţie

de erorile experimentale, care se pot calcula cu ajutorul formulei:

2i

2i )SyxtY;SyxtY(

valorile t găsindu-se în tabele la gradul de semnificaţie ales şi la gradele de libertate

cu care s-a calculat dispersie 2yxs .

2.4.2. Regresia neliniară

La analiza de regresie se întâlnesc cazuri când în intervalul cercetat relaţia între

două variabile nu poate fi exprimată printr -o dreaptă. În practică se deosebesc douăsituaţii şi în consecinţă două procedee pentru exprimarea relaţiei de dependenţă

neliniară între variabile:

a). Relaţia între variabilele x şi y nu este liniară, ea poate fi însă transformată în

aşa fel încât să devină liniară. În acest caz coeficienţii de regresie se pot calcula uşor

prin metoda arătată pentru analiza de regresie liniară.

Exemplu:

Y = k ecx

care prin logaritmare conduce la relaţia liniară

lg Y = lg k + 0,4343 cx

în care a = lg k şi b = 0,4343 c

b). Nu există nici o posibilitate simplă de transformare a relaţiei neliniare î ntr-o

relaţie liniară. În acest caz, din diagrama de regresie se apreciază forma relaţiei

(parabolică, hiperbolică etc.), calculând apoi coeficienţii de regresie ai funcţiei cu

ajutorul ecuaţiilor normale corespunzătoare.



18

Un exemplu tipic este relaţia parabolică de gradul doi:

Y = bo + b1x + b2x2

sau un polinom de grad superior. Pentru calcularea coeficienţilor de regresie bo, b1,

b2.... vom folosi şi în acest caz metoda celor mai mici pătrate. Va trebui deci minimizată

expresia valabilă pentru cazul general:

n

1i

221oii ...) b, b, b,x(f y

sau în cazul de faţă:

n

1i

n

1i

22i2xi1oi

2ii )x b b b(y)Yy( = minim

Egalând cu zero derivatele parţiale în raport cu coeficienţii de regresie b0, b1 şi

b2, după aranjarea termenilor se obţine:

i2i2i1o yx bx bnb

ii3i2

2i1io xyx bx bx b

2ii

4i2

3i1

2io xyx bx bx b

Prin rezolvarea sistemului de ecuaţii se obţin coeficienţii de regresie ai funcţieiparabolice.

Odată cu creşterea gradului polinomului, calculele devin mai complicate, dar uşor

de rezolvat cu ajutorul calculatoarelor electronice moderne. De cele mai multe ori, în

chimie, funcţiile de gradul doi descriu fenomenul cercetat cu exactitate satisfăcătoare.

Este însă necesar să se evite construirea curbelor empirice, care contrazic legi sau

relaţii cunoscute sau care nu se pot justifica din punct de vedere chimic sau fizic.



19

3. EXPRIMAREA CONCENTRAŢIILOR

3.1. GRADE DE PURITATE ŞI ETALOANE

ÎN ANALIZA CANTITATIVĂ

Înainte de a discuta cum se face etalonarea în chimia analitică cantitativă, trebuie

specificate unele noţiuni fundamentale privid puritatea şi etaloanele.

O substanţă pură este formată din ioni, molecule, atomi de acelaşi fel,

proprietăţile fizice sunt invariabile (p.f., p.t., densitate etc.). Nu se poate vorbi de o

puritate absolută deoarece aceasta nu există. Cu toate acestea se pot obţine substanţe

de puritate avansată. Din punctul de vedere al purităţii există mai multe grade depuritate:

1. Reactiv pur – trebuie să conţină cel puţin 99,5% din componentul major.

Aceşti reactivi se folosesc în industrie sau în analize calitative.

2. Reactiv pentru analiză (pro analysi -p.a., pour analyse, analytic grade)

trebuie să conţină cel puţin 99,7 % component major.

3. Reactiv chimic pur : are o puritate avansată şi un conţinut de impurităţi sub

limita de interferenţă a reacţiilor pentru care este utilizat. Cei mai mulţireactivi din analiza cantitativă trebuie să îndeplinească o astfel de condiţie.

4. Reactiv spectral pur (spec.pur., spectral grade) al cărui conţinut de

impurităţi trebuie să fie atât de mic încât să nu poată fi detectat prin metode

spectrale.

5. Reactiv cromatografic pur (chromatographic grade, pour chromatographie)

ale cărui impurităţi nu trebuie să deranjeze separările şi detecţiile

cromatografice.6. Reactiv nuclear pur: conţine un singur izotop.

Pentru unele analize, există cazuri în care reactivii utilizaţi sunt ceruţi de

metodă fără anumite impurităţi. De ex: pentru determinarea arsenului se cere acid

sulfuric fără arsen, iar aceast lucru este menţionat pe etichetă: „ sine arsen‖.



20

3.2. APA DISTILATĂ

Apa este utilizată în laboratoare atât ca solvent, cât şi pentru spălarea vaselor.

Dacă pentru spălarea grosieră a vaselor de laborator este suficientă o apă de gradul

întâi, mai puţin pură, cu conductivitatea () mai mare de 50 S/cm, pentru analize

cantitative, mai ales cele în urme, este necesară o apă foarte pură , cu conductivitate

mică, conţinut scăzut de substanţe organice, bacterii, fără suspensii.

Apele naturale conţin, în funcţie de provenienţa lor, săruri minerale, substanţe

organice, suspensii coloidale etc. Pentr u purificarea lor se foloseşte fie distilarea, fie

deionizarea lor.

Distilarea apei : se obţine o apă cu conductivitatea de 1- 2 S/cm. Calitatea apei

distilate variază mult în funcţie de vasul în care are loc fierberea a pei, de serpentinele

de răcire etc.

Deionizarea apei : este un procedeu modern care foloseşte un amestec de

schimbători de ioni ce reţin practic integral ionii anorganici. În funcţie de calitatea

coloanei se poate obţine:

apă deionizată de gradul I cu < 50 S / cm, cu pH acid;

apă deionizată de gradul II, de mare puritate, cu cuprinsă între 0,1-1,0 S / cm, cu

pH neutru; se foloseşte pentru prepararea soluţiilor etalon;

apă ultrapură, obţinută prin trecerea apei de gradul II peste un schimbător de ioni de

înaltă calitate; se poate spune că această apă are un grad de puritate nuclear.

Tabelul 3.2.1. Conţinutul în microelemente al apei distilate

Vasul de distilare

g metal / litru apă

Cu Fe Mn Zn Mo

O distilare în vas de sticlă Pyrex 1,00 0,10 0,20 0,12 0,002

Două distilări în vas de sticlă

Pyrex

0,50 0,02 0,10 0,04 0,001

O distilare în vas de cupru

cositorit

10,00 2,00 1,00 2,00 2,00



21

3.3 ETALOANE

În conformitate cu normele ISO franceze etalonul este: „ măsura materializată,

aparatul de măsură, sistemul de măsurare destinat să definească, realizeze, să

conserve sau să reproducă o unitate sau mai multe valori cunoscute ale unei mărimipentru a le transmite, în comparaţie, la alte instrumente‖. De ex.: masa etalon de 1 kg,

rezistenţa etalon de 100 Ω, ampermetru etalon etc.

Etalonul naţional: este recunoscut printr-o hotărâre oficială naţională, pentru a fi

utilizat ca bază în ţara respectivă.

Etalon internaţional: este recunoscut printr-un acord internaţional şi este utilizat ca bază internaţională pentru a fixa valori pentru toate centrele etalon ale mărimii

măsurate sau considerate.

În Comunitatea Europeană sunt folosite următoarele tipuri de etaloane:

Etalon de referinţă: etalon general al celei mai înalte calităţ i metrologice

disponibile într -un loc dat, din care derivă măsurătorile efectuate în acest loc.

Etalon de lucru: este un etalon etalonat prin comparaţie cu un etalon de

referinţă, care apoi este utilizat pentru a etalona sau controla măsurători sau aparate de

măsură.

Etaloane primare: substanţe care prezintă cele mai înalte calităţi metrologice

într -un domeniu specificat.

Etaloane secundare: substanţe a căror valoare este fixată prin comparaţie cu

un etalon primar.

Condiţiile pe care etaloanele primare şi secundare trebuie să le îndeplineascăsunt: puritate avansată ( cel puţin 99,95 %), compoziţie chimică cunoscută, reacţiile la

care participă să fie simple, stoechiometrice, cunoscute, fără reacţii secundare, foarte

stabile în condiţiile standard de conservare, soluţiile etalon să aibă o stabilitate mare şi

titrul lor să rămână neschimbat cel puţin 2 – 3 luni, masă moleculară mare, astfel încât

erorile lor de cântărire să fie mici.



22

3.4. SOLUŢII STANDARD

Determinarea concentraţiei unei anumite substanţe, analit, prin metode

titrimetrice presupune folosirea unor soluţii de concentraţie bine cunoscută, numite

soluţii titrate, concentraţia se exprimă prin titru, formularitate, normalitate, denumitesoluţii standard.

Orice soluţie se poate caracteriza prin cantitatea de substanţă dizolvată într -un

anumit volum de solvent sau de soluţie. În practica analitică se folosesc două moduri de

exprimare a concentraţiei oarecum arbitrar delimitate:

a) o exprimare fizică care se referă strict la cantitatea de solut (substanţa

dizolvată) într -un anumit volum de solvent sau soluţie -concentraţia procentuală de

masă sau de volum, concentraţia la mie, litru etc. şi

b) o exprimare chimică a concentraţiei care ţine cont de cantităţile de substanţă

care ar putea intra în reacţie şi se defineşte prin: normalitatea, molaritatea, molalitatea,

fracţia molară.

În tabelul următor sunt redate cele mai utilizate metode de exprimare a

concentraţiei soluţiilor :

Tabelul 3.4.1. Exprimarea concentraţiei soluţiilor

Denumire Simbol Definiţie Formulă

Concentraţieprocentuală

de masă

g/g

%Grame de substanţă

dizolvată în 100 g soluţie

100

2m1m

1m%

m1 – masa de solut

m2 – masa de solvent

Concentraţieprocentuală

de volum

v/v

%mL de substanţă dizolvată

în 100 mL soluţie

100

2V1V

1V%

V1 – volum de solut

V2 – volum de solvent

Concentraţiela mie de

masă

0/00Grame de substanţă

dizolvată în 1000 g soluţie

1000

2m1m

1m%

m1 – masa de solut

m2 – masa de solvent



23


Concentraţiela mie de

volum

0/00 mL de substanţă dizolvată

în 1000 mL soluţie

1000

2V1V

1V%

V1 – volum de solutV2 – volum de solvent

Titru TGrame de substanţă

dizolvat în 1 mL soluţie

V

mT

m – masa de solut

(în g)

V – volumul desolvent (în mL)

Părţi permilion

ppmmg substanţă dizolvate

(solut) într -un litru desoluţie

L g V

m ppm /310m – masa de solut

(în mg )

V – volumul soluţiei(în litri)

Părţi perbilion

ppbg substanţă dizolvate(solut) într -un litru de

soluţie

L g V

m ppb /610

m – masa de solut

(în g)V – volumul soluţiei(în litri)

Părţi pertrilion

pptng substanţă dizolvate într -

un litru de soluţie

L g V

m ppm /910

m – masa de solut(în ng)

V – volumul soluţiei(în litri)

Raport masic(de volume)

-grame ( mL ) solut

raportate la grame ( mL )solvent

X : Y

X - grame (mL) solut

Y - grame (mL)solvent

Molaritate

(concentraţiemolară)

m

Număr moli (molecule-gram) de substanţă

dizolvaţi într -un litru desoluţie

V

nm

n – număr moli desolut

V –volumul soluţiei

(în litri)



24


Formularitate FNumăr de formule-gramdizolvate într -un litru de

soluţie

V

fgF

fg – număr formule-

gram de solutV – volumul soluţiei(în litri)

Normalitate

(concentraţienormală)

N sau nNumăr echivalenţi-gram desubstanţă dizolvaţi într -un

litru de soluţie

V

e N

e – numărechivalenţi-gram desolut

V –volumul soluţiei

(în litri)

Molalitate

(concentraţiemolală)

MNumăr de moli dizolvaţi în

1000 grame solvent

2m

nM

n – număr moli desolut m2 – masa desolvent (g)

Fracţia

molară X

Raportul dintre numărul demoli de solut şi numărultotal de moli din soluţie

2n1n

1nX

n1 - număr moli solut,n2 – număr molisolvent

Pentru calcularea corectă a concentraţiei unei soluţii trebuie să se ţină cont de

unităţile de măsură a mărimilor şi a ordinelor de mărime exact cerute în relaţiile

respective. Prefixele folosite în denumirea ordinelor de mărime sunt date în tabelul de

mai jos:



25

Tabelul 3.4.2. Unităţi de măsură, ordin de mărime şi denumirea lor

Unitatea (gram, m etc.)

denumire prescurtare ordin de mărime

atto a 10-

femto f 10-15

pico p 10-12

nano n 10-

micro µ 10-

mili m 10-

centi c 10-2

deci d 10-

deca da 10

hecto h 10

kilo k 103

mega M 10

giga G 10

tera T 10

În practica analitică se foloseşte mai puţin exprimarea concentraţiei prin

formularitate (F).

Acestă concentraţie a fost introdusă pentru a face o diferenţiere între acele

substanţe care prin dizolvare disociază şi cele care nu disociază. De ex: prin dizolvarea

unei cantităţi de KCl corespunzătoare masei moleculare (75,55 g) se obţine o soluţie

exact 1 molar în sare de KCl. Dar această sare este total disociată în soluţie, în ioni de

K+ şi ioni de Cl- , deci soluţia va fi de fapt o soluţie 1 molar în ioni de K+ şi 1 molar în ioni

de Cl- şi practic 0 molar în sare KCl. Aplicând formularitatea se poate spune că soluţia

noastră este 1F în KCl, 1F în K+ şi 1F în Cl- deoarece sarea este total disociată.

Acidul acetic este un acid slab care în soluţii apoase disociază în ioni H3O+ şi

CH3COO-, iar o parte din cantitatea de acid dizolvată va rămâne nedisociată. Prin

dizolvare a 6,005 g acid acetic în 1000 mL soluţie se obţine o soluţie 1 molar. Dar

acestă cantitate de acid acetic duce la formarea prin disociere a 0,00134 moli/L H3O+;

0,00134 moli/L CH3COO

-

şi 0,0987 moli/L CH3COOH nedisociat. Uzual se foloseştepentru exprimare concentraţiei, în acest caz, molaritatea.



26

Pentru exprimarea concentraţiei normale este necesară cunoaşterea

echivalentului-gram (Eg) al substanţei dizolvate. Dacă această substanţă participă la

reacţii cu schimb de protoni, Eg este cantitatea de substanţă, exprimată în grame, care

reacţionează cu un ion-gram de hidrogen, care reprezintă un echivalent-gram de protoni

(1,00797 g ioni de hidrogen). Dacă reacţia este una redox, Eg este cantitatea de

substanţă care reacţionează cu un electron-gram (5,49.10-4 electroni).

Ex: E acid acetic= M = 60,0528

E Na2CO3= M/2 = 52,994 E AgNO3 = M = 169,888

E NaOH = M = 39,999 E KI = M = 166,01

Legea care guvernează dozările volumetrice este legea echivalenţilor: substanţele reacţionează în cantităţi proporţionale cu numărul de echivalenţi-gram şi

invers proporţional cu volumele soluţiilor lor.

Pentru o reacţie generală de tipul: A + B = C + D , se poate scrie:

A

B

B

A

BBAA

BA

V

V

n

n

VnVn

ee

e- echivalenţi

n- nr. echivalenţi

Deşi nu este des folosită în alte domenii, exprimarea concentraţiei prin titru are o

mare importanţă analitică. Prin titrul unei soluţii se înţelege cantitatea de substanţă

exprimată în grame, dintr-un mL de soluţie. Se notează cu T.

Dacă se dizolvă 3,9997 g NaOH (solut) într -un litru de soluţie se obţine o soluţie

cu:

0039997,01000

9997,3T g NaOH/ mL

Dacă se cunoaşte cantitatea exactă de solut care se dizolvă , titrul se numeşte

titru teoretic. Pentru soluţiile care au o concentraţie aproximativă se numeşte titru

real.



27

Soluţiile cu concentraţie cunoscută (titru cunoscut) se numesc soluţii titrate.

Titrul unei soluţii care se exprimă cu ajutorul unei alte substanţe , se numeşte

titru raţional. De ex:

39,997 g NaOH (1 mol) poate titra conform legii echiv.…36,461g HCl (1 mol)

0,003997 g NaOH………………………………………………………….x

x = Traţional = 0,0036461 g HCl/ mL

Deci fiecare mL din soluţia de NaOH consumă la titrare 0,0036461 g HCl.

Această exprimare are avantajul unui calcul rapid deoarece pentru calcularea cantităţii

de HCl pe care soluţia de NaOH îl consumă la o titrare, în exemplul nostru, se

înmulţeşte doar volumul cu Traţional

.

3.5. PREPARAREA SOLUŢIILOR TITRATE

Pentru prepararea unei soluţii titrate se pot aplica trei metode şi anume:

1. folosind o titrosubstanţă (substanţă standard sau etalon);

2. folosind o substanţă care nu întruneşte condiţiile cerute de o titrosubstanţă;

3. folosind o soluţie titrată mai concentrată ce urmează a fi diluată.

3.5.1. Pr epararea unei soluţii titrate folosind o titrosubstanţă (substanţă

standard sau etalon)

Substanţele standar d (titrosubstanţe, substanţe etalon) sunt acele substanţe cu

ajutorul cărora se pot prepara soluţii titrate, direct prin cântărire şi dizolvare într -un

volum anumit, sau cu ajutorul cărora se poate stabili titrul soluţiilor volumetrice. Soluţiile

preparate din titrosubstanţe se numesc soluţii etalon (au F teoretic = 1,000).

Pentru ca o substanţă să fie titrosubstanţă trebuie să îndeplinească anumite

condiţii de stabilitate, puritate etc. :

- să aibă o compoziţie bine definită şi cunoscută;

- să fie stabilă, neschimbându-şi compoziţia în contact cu aerul, adică să

poată fi cântărită cu uşurinţă;

- să corespundă condiţiilor de puritate;

- să reacţioneze cu alte substanţe după ecuaţii simple şi bine cunoscute;



28

- să fie solubilă în solventul ales, dând soluţii stabile ce se pot păstra un

anumit timp;

- să aibă pe cât posibil o greutate echivalentă cât mai mare.

Pentru a prepara o soluţie folosind o titrosubstanţă se procedează astfel:

-se calculează echivalentul gram al substanţei în funcţie de reacţiile chimice la

care va lua parte;

-se determină prin calcul cantitatea de substanţă ce trebuie cântărită la balanţa

analitică în funcţie de volumul de soluţie ce urmează a se prepara;

-se cântăreşte la balanţa analitică cantitatea de substanţă calculată;

-se trece cantitativ într -un balon cotat, se adaugă solventul ales şi se umple la

2/3 balonul cotat. Se lasă în repaus până lichidul primeşte temperatura camerei şi

întreaga cantitate de substanţă solidă s-a dizolvat, după care se completează la semn.

În acest caz factorul soluţiei este 1,000.

3.5.2. Prepararea unei soluţii titrate folosind o substanţă care nu are

pr oprietăţile unei titrosubstanţe

În cazul în care se folosesc substanţe care nu îndeplinesc condiţiile unei

titrosubstanţe se va prepara o soluţie aproximativă căreia i se stabileşte apoi factorul

de corecţie.

Se calculează pentru aceasta cantitatea de substanţă ce trebuie luată în lucru, în

funcţie de volumul de soluţie care trebuie preparat, se cântăreşte apoi la balanţa de

mână sau farmaceutică, cantitatea calculată, se trece într -un vas de capacitate

convenabilă, se dizolvă în solventul ales şi se completează la volumul necesar într -un

cilindru gradat.

Factorul soluţiei astfel preparate se determină cu ajutorul unei titrosubstanţe

solide, faţă de o soluţie etalon sau faţă de o altă soluţie cu factor cunoscut.

3.5.3. Prepararea unei soluţii titrate dintr-o soluţie mai concentrată

Se aplică în cazul preparării unor soluţii titrate cu o concentraţie mai mică de

0,1n. Prepararea acestor soluţii se face, de regulă, pornind de la o soluţie 1n sau 0,1n.

În acest caz se ţine cont de legea echivalenţilor.



29

De ex.: se prepară 500 mL soluţie ( 2 ) 0,01n dintr-o soluţie ( 1 ) 0,1n, se iau în

considerare următoarele relaţii, deja definite:

mL501V

50001,01V1,0

2V2n1V1n

2e1e

Se pipetează 50 mL soluţie 0,1n cu pipetă cotată (cu bulă), se trece cantitativ

într -un balon cotat de 500 mL, se aduce la semn cu solventul ales.

Orice diluţie, chiar dacă este făcută unei soluţii etalon, atrage după sine

modificarea F, deci se impune de fiecare dată stabilirea factorului de corecţie.

3.6. FACTORUL UNEI SOLUŢII

Întrucât prepararea unei soluţii de normalitate exactă 0,1 n; 1 n; 0,01 n cere mai

mult timp, în mod obişnuit se prepară soluţii de normalitate apropiată (aproximativă) de

cea propusă (exactă).

În acest caz este necesară cunoaşterea factorului de trecere de la un anumit

volum din soluţia de normalitate aproximativă, la soluţia de normalitate exactă.

Să presupunem o soluţie de NaOH cu T = 0,0042 g/mL, adică o soluţie mai

concentrată decât aceea 0,1 n care are T = 0,0040 g/mL; cum 0,0040 g NaOH

echivalează cu un mL soluţie exact 10-1 n.

0,0042 echivalează cu

0040

00420

,

,F = 1,050 mL

Acest număr arată corespondenţa dintre un mL soluţie aproximativ normală şi o

soluţie exact normală, se notează cu F şi poartă numele de factor de corecţie sau

factor volumetric. Deci:

teoretic

real

T

TF

Factorul se poate defini ca fiind număr ul de mL de soluţie de normalitate exactă

care corespunde la 1 mL de soluţie de normalitate aproximativă:



30

practic

teoretic

t

r

t

r

teoretică

reală

V

V

C

C

T

T

n

nF

‰

‰

unde: nreală, Vreal , Treal – normalitatea reală, volum real, titrul real

nteoretică, Vteoretic, Tteoretic - normalitatea teoretică, volum teoretic, titrul teoretic

Factorul de normalitate ne arată de câte ori o soluţie preparată este mai

concentrată sau mai diluată decât o soluţie de normalitate exactă. În practica analitică

se acceptă un factor de corecţie cuprins într e [0,980 – 1,020]. O soluţie cu F > 1,000

este o soluţie mai concentrată decât cea propusă, iar dacă F < 1,000 soluţia este mai

diluată decât concentraţia ţintă. Dacă F = 1,000 soluţia are exact concentraţia propusă.

3.6.1. Stabilirea factorului de corecţie

Stabilirea factorului de corecţie se face practic în 3 moduri.

A. Faţă de o soluţie standard

O soluţie standard primar (etalon) sau o soluţie standard de referinţă se obţine

prin dizolvarea în balon cotat a cantităţii corespunzătoare de standard primar

(titrosubstanţă) într -un balon cotat, într -un volum determinat de solvent, discutat la

capitolul „prepararea soluţiilor titrate‖. Din soluţia etalon se pipetează 10 mL şi setitrează cu soluţia al cărui F nu se cunoaşte, până la virajul indicatorului.

În acest caz formula de calcul este:

realreal

teoretic

V

10

V

VF

unde V real – volumul consumat la titrarea celor 10 mL soluţie etalon (volumul practic).

B. Faţă de tirosubstanţă solidă

Se calculează cantitatea de titrosubstanţă care este consumată de 10 mL soluţie

titrată. Se cântăreşte la balanţa analitică o cantitate egală cu cea calculată, se dizolvă în

solventul ales şi se titrează cu soluţia a cărui F trebuie determinat, până la virajul

indicatorului. F se calculează după formula:

nVE

1000aF

g



31

unde a – cantitatea de titrosubstanţă cântărită la balanţa analitică

Eg – echivalentul gram al titrosubstanţei

V – volumul de soluţie titrată consumat

n – normalitatea soluţiei titrate

ATENŢIE ! Este foarte important, în acest caz, să se respecte limita inferioară de

cântărire la balanţa analitică utilizată !

C. Faţă de o altă soluţie titrată cu factor cunoscut- soluţie standard

secundar

Aceste soluţii sunt obţinute din substanţe care nu îndeplinesc condiţiile unui

standard primar, ele fiind preparate în concentraţii aproximative, apropiată de ceadorită, şi al cărui factor a fost determinat cu ajutorul unui standard primar.

Se pipetează 10 mL din soluţia titrată de standard secundar al cărui F îl

cunoaştem (notată cu 1) şi se titrează cu soluţia titrată cu F necunoscut (notată cu 2)

până la virajul indicatorului. Pentru calcularea F se foloseşte legea echivalenţilor, în final

obţinându-se următoarea formulă:

2

1

2

112V

V10

V

VFF

3.6.2. Corectarea factorului volumetric

A. F >1,020 : soluţia este mai concentrată decât cea propusă (F= 1,000)

Cu ajutorul factorului se poate şti uşor câţi mL de apă distilată trebuie să se

adauge la o soluţie de o normalitate mai mare decât cea dorită pentru a obţine soluţiede normalitate exactă. De exemplu, pentru prepararea unei soluţie de NaOH 0,1n sunt

necesare 4 grame NaOH solid care se dizolvă în apă distilată, se aduce la 1000 mL

pentru a obţine o soluţie 0,1 n . Dar la stabilirea F se obţine F = 1,060, deci soluţia este

mai concentrată decât 0,1n , ea va trebui să fie diluată astfel încât F = 1,000. Volumul

de apă distilată care se adaugă pentru corectarea factorului volumetric la 1,000 se

calculează din ecuaţia:

VmL = ( F – 1,000 ). Vsoluţie unde,



32

- V mL – volumul de apă distilată, în mL, necesar corecţiei

- F – factorul volumetric stabilit ( în acest caz 1,060 )

- 1,000 – factorul soluţiei de normalitate exact 0,1n

- V soluţie – volumul soluţiei rămase, în mL.Este necesar ă măsurarea acestui volum (Vsoluţie) deoarece pentru stabilirea F s-a

consumat soluţie titrată, deci acest volum nu poate fi considerat 1000 mL.

Se amestecă volumul de apă distilată calculat cu restul soluţiei şi se restabileşte

F.

B. F < 1,000 : soluţia este mai diluată decât cea propusă

După prepararea soluţiei titrate de NaOH se determină practic un F = 0,920.

Acest F este mult prea mic faţă de cel acceptat în analiza volumetrică, deci şi aceastăsoluţie trebuie corectată; ea va trebui să fie concentrată prin adăugare de NaOH solid

astfel încât F = 1,000.

Cantitatea de NaOH care se adaugă pentru corectarea soluţiei se poate calcula

după formula:

V mL = ( 1,000 – F ). V soluţie

1000 mL soluţie NaOH 0,1n…………………………4 grame NaOH

V mL apă distilată……………………………………x grame NaOH

1000

4mLVx

g NaOH , unde:

- V mL – volumul de apă distilată care diluează soluţia

- F – factorul volumetric ( în acest caz 0,920 )

- 1,000 – factorul soluţiei de normalitate exactă 0,1n- V soluţie – volumul soluţiei rămase, în mL.

Este necesar ă măsurarea acestui volum deoarece pentru stabilirea F s-a consumat

soluţie titrată, deci acest volum nu poate fi considerat 1000 mL.

Se dizolvă cantitatea calculată de NaOH în soluţia rămasă, se omogenizează

soluţia şi se restabileşte F.



33

METODE INSTRUMENTALE APLIC ATE ÎN DETERMINĂRI C ANTITATIV

4. METODE OPTICE DE ANALIZĂ

4.1. Aspecte generale

Metodele spectrale se bazează pe determinarea şi interpretarea spectrelor

constituite din totalitatea frecvenţelor radiaţiilor simple, componente ale unor radiaţii

electromagnetice compuse, la trecerea ei printr-un instrument optic adecvat.

Spectrele de absorbţie se obţin la trecerea unei radiaţii continue, provenită de la

o sursă luminoasă, prin substanţ a de cercetat, care absoarbe din spectru, linii sau benzi

(absorbţie selectivă) sau porţiuni mai mari (absorbţie continuă).

Spectrele de emisie se obţin numai dacă se aplică moleculei o anumită energie,

sub acţiunea căreia substanţele solide în stare incandescentă emit spectre continue, iar

gazele incandescente, spectre discontinue.

Atomii şi moleculele substanţelor pot absorbi o cantitate de energie dependentă

de structura şi numărul moleculelor care interacţionează cu radiaţia electromagnetică.

Studiul acestor relaţii constituie obiectul spectroscopiei de absorbţie.

Atunci când un atom sau o moleculă absoarbe energie, va trece într -o stare de

energie superioară, numită stare de excitaţie, f iecărei stări de excitaţie îi corespunde unnivel de energie definit, unui anumit atom sau unei anumite molecule putându-i fi

caracteristice mai multe nivele.

Eo = starea electronică normală

(nivel de energie inferior)

E* = starea electronică de excitare

(nivel de energie superior)

Fig. 4.1.1. Absorbţia şi emisia de energie

Ţinând cont de notaţiile din fig. 4.1.1. este posibilă tranziţia de la Eo la E* când

molecula (sistemul) primeşte energie sub formă de lumină sau căldură.

absorbţie

emisie

E0

*



34

Când are loc revenirea de la starea energetică E* la Eo, se emite o radiaţie a

cărei frecvenţă este dată de:

E* Eo + h h

E

h

E E o

*

Atomii excitaţi emit o radiaţie corespunzătoare unei anumite lungimi de undă,

caracteristică acestora.

După natura procesului determinat la interacţia radiaţiilor cu sistemul de analizat

metodele optice se pot clasifica în:

Metode de absorbţie (UV,VIS,IR);

Metode de difuzie (Nefelometrice, turbidimetrice);

Metode de difr acţie (cu raze X, electroni, neutroni);

Metode de emisie (în UV,VIS,RazeX, fluorescenţă).

4.1.1. Caracteristicile radiaţiei electromagnetice

lungime de undă - - exprimată în cm, Å, nm, m

frecvenţă - - exprimată în cps (cicli pe secundă), Hz, Hz cps

numărul de undă - 1/ - exprimată în 1/cm, Kayser (1 Kayser=1/cm)

viteza de propagare a radiaţiei depinde de mediul pe care-l traversează. În vid

viteza de propagare a luminii este c=3.1010 cm/sec.

Între şi există relaţia: · = c.

energia (E) cor espunzătoare radiaţiei (frecvenţei) este dată de relaţia:

E = h· = h·c/

unde h = constanta lui Planck = 6,620 . 10-27 ergi.sec.

Energia se exprimă în kcal/mol, ergi sau eV (1 eV) = 23,04 kcal/mol = 1,6 . 10 -12

ergi).

Spectrul electromagnetic este format din totalitatea regiunilor spectrale indicate

în figura 4.1.1.1 Domeniile spectrale de interes analitic sunt redate în tabelul nr. 4.1.1.1.



35

VIOLET

3700

INDIGO

4300

ALBAST

RU

4500

VERDE

4900

GALBEN

5500

ORANJ

6500

ROŞU

7500

10.01

RAD. RAD. RAD. X. RAD. UV RAD. IR MICRO RADIO

102 104 106 108 1010 1012A

o

COSMI

CE

UNDE UNDE

Fig.4.1.1.1. Spectrul electromagnetic

Tabelul. 4.1.1.1. Domeniile spectrale de interes analitic

REGIUNEA LUNGIMEA DE UNDĂ UV îndepărtat 100-200 nm

UV 200-400 nm

VIZIBIL 400-750 nm

IR apropiat 0,75-2 m

IR mediu 2.00-25 m

IR îndepărtat 25-1000 m

Unităţile de măsură a lui λ pentru diferite regiuni ale spectrului

Regiunea Unitatea Valoarea

Raze X Angstrom Å 10-10 m

UV/VIS Nanometru nm 10-9 m

Infraroşu Micrometri μm 10-6 m

4.1.2. Legea fundamentală a absorbţiei radiaţiei electromagnetice

La trecerea unui fascicol luminos printr-o substanţă, intensitatea lui scade

datorită absorbţiei, reflexiei şi difuziunii (Fig.4.1.2.1). În cazul în care reflexia şidifuziunea sunt neglijabile, cauza principală a scăderii intensităţii este absorbţia. Măsura

cantitativă a efectului produs (absorbţie) este absorbanţa sau transmitanţa.

Absorbanţa (A) se deter mină plecând de la intensitatea radiaţiei incidente (Io) şi

a celei care a traversat mediul respectiv (intensitatea radiaţiei transmise I).

Absorbanţa depinde de natura mediului, adică de compoziţia sa (K), de grosimea

stratului străbătut (b) şi de numărul de centri absorbanţi (c=concentraţie) şi se defineşte

prin expresia matematică a legii lui Lambert-Beer:I = Io . 10-εbc



36

Fig. 4.1.2.1. Interacţiunea radiaţiilor electromagnetice cu materia

în care:

Io = intensitatea radiaţiei incidente

I = intensitatea radiaţiei transmise

Ia = intensitatea radiaţiei absorbite

Id = intensitatea radiaţiei difuzate

ε = absorbanţa molară, ce depinde de: natura substanţei, de lungimea de undă,

solvent, pH, temperatură, independentă de concentraţie.

- se defineşte absorbanţa, ca fiind:

A = lg (Io/I) = εbc

Transmitanţa (T) reprezintă fracţiunea de radiaţie incidentă transmisă după

trecerea ei printr-un mediu:

T = I/A = I/Io = -εbc

b

AC

bC

A

Absorbanţa A se mai întâlneşte şi sub denumirea de densitate (D), densitatea

optică (DO), extincţie (E).

Sub denumirea de absorbanţă specifică %1

1cm A ; absorbanţa unui strat de soluţie

cu grosimea de 1 cm, care conţine 1 gram de substanţă în 100 mL. Absorbanţa

specifică este o constantă ce corespunde fiecărei substanţe la un λ dat şi se utilizează

la calcularea concentraţiei.

I0 IIa

Id



37

Tabelul 4.1.2.1. Simboluri şi termeni curent utilizaţi în spectrofotometrie:

Denumire Simbol Definiţie

Absorbanţă (densitate optică,extincţie)

A (D)

T I

I A

1lglg 0

Coeficient de absorbţie (absorbtivitate) a

C b

Aa

.

Coeficient de absorbţie specifică E

C. b

AE (C = g/l)

Coeficient molar de absorbţie Absorbanţă molară

ε ε = E.M C. b

A

c = mol/Lε = L/cm mol

Absorbanţă specifică %1

1cm A M E C b

A

A cm

10

10.

%1

1

Transmitanţă T

0I

IT

Legea lui Lambert-Beer , definită de expresia: I = Io . 10-εbc

care stă la baza determinării acestor mărimi se verifică numai atunci când:

radiaţia incidentă este monocromatică;

centrele absorbante (molecule sau ioni) nu interacţionează (diluţii mari); absorbţia se face într -un mediu omogen.

Din această lege se deduce că absorbanţa şi transmitanţa radiaţiei, variază cu

concentraţia substanţei dizolvate în mediul traversat, această lege constituie baza

aplicaţiilor cantitative ale spectroscopiei de absorbţie.

Practic există trei metode de determinare a concentraţiilor:

colorimetria: se bazează pe măsurarea concentraţiei unei substanţe colorate în

soluţie prin compararea culorii sale cu a unei soluţii de referinţă.

Compararea culorilor se realizează:

a. Pe cale vizuală (cu ajutorul unor serii etalon);

b. Prin egalarea intensităţii luminii transmise prin soluţia de concentraţie

necunoscută, cu cea retransmisă printr -o soluţie necunoscută, variind grosimea de strat

absorbant:

x

ii

xb

bC C



38

Aparatele la care se fac determinările colorimetrice se numesc colorimetre (ex.

Colorimetrul Dubosque).

fotometria: se bazează pe determinarea valorii absolute a absorbţiei în regiuni

spectrale mai largi, selecţionate cu ajutorul filtrelor colorate. Determinările pot fi

efectuate la un fotometru cu filtre (Fek, Pulfrich).

spectrofotometria: se bazează pe determinarea valorii absolute a absorbanţ ei unei

radiaţii aproape monocromatice absorbite de către o substanţă aflată în soluţie sau

dispersată într -un mediu adecvat; astfel de spectre se obţin cu ajutorul

spectrofotometrelor în regiunea UV, VIS sau IR (200 nm-25 m).

Metodele fotometrice sau spectrofotometrice nu necesită soluţie de comparaţie

de concentraţie cunoscută; în una din cele două cuve ale aparatului, se introduce

solvent pur sau solvent şi reactiv pentru a compensa absorbţia acestora în probă.

Determinările analitice se efectuează pe baza unei curbe de etalonare în anumite limite

de concentraţie şi sunt condiţionate de valabilitatea legii lui Lambert-Beer şi de

constanţa de compoziţie spectrală a radiaţiei utilizate.

4.1.3. Spectrele de absorbţie. Caracteristici calitative şi cantitative

Spectrele de absorbţie pot fi reprezentate în diferite moduri: T-, A(E)-, lgA (lg

E)-, - şi lg -.

Curbele T-f() şi A(E)-f() depind de condiţiile experimentale în care au fost

trasate curbele, concentraţia (c) şi grosimea cuvei (d), ceea ce explică modificarea

formei cur belor de absorbţie prin varierea acestor parametri. Astfel de spectre nu sunt

indicate pentru caracterizarea speciilor moleculare.

Fiecare substanţă are un spectru caracteristic ca formă generală, cu anumit

domeniul spectral max (şi max), cu anumit număr de maxime (picuri).

Caracteristicile unui spectru sunt date

în Fig. 4.1.3.1.

Figura 4.1.3.1. Caracteristicile unui

spectru de adsorbţie



39

Poziţia maximului max şi valoarea lui εmax, cât şi forma generală a curbei sunt

caracteristici calitative, după care se pot identifica substanţele.

Înălţimea curbei la max

, respectiv suprafaţa acesteia sunt caracteristici

cantitative, din care se poate determina concentraţia probei de analizat.

Selectivitatea unei curbe spectrale este dată de lăţimea (grosimea) spectrului (x

la A1:2, respectiv 1/2, sau la x' la baza spectrului). Din punct de vedere analitic se preferă

ca banda de absorbţie să fie mai îngustă (x sau x' cât mai mici) şi Amax cât mai mare.

Condiţia de identificare, separare şi determinare a doi componenţi, pe baza

spectrelor de absorbţie, este ca cele două spectre (benzi) să fie bine separate.

Punctul isosbestic (de egală absorbanţă) este punctul de intersecţie a două

curbe de absor bţie. Numărul punctelor isosbestice evidenţiază numărul speciilor

chimice în echilibru, care absorb la diferite lungimi de undă (Fig. 4.1.3.2)

Figura 4.1.3.2. Curbele de absorbţie ale p-nitrofenolului la diferitele valori ale pH-ului, cu

un singur punct isosbestic.



40

4.2. METODE DE DETERMINARE CANTITATIVĂ

În chimia analitică metodele optice sunt aplicate la determinări de concentraţii cu

precădere în domeniul UV şi vizibil. Pentru aceasta este necesară:

cunoaşterea aspectului chimic al reacţiei,dacă determinarea are la bază o reacţie de

culoare în cursul unei titrări, alegerea reactivului şi a solventului, cunoaşterea exactă

a stoechiometriei reacţiei de determinare, stabilitatea coloraţiei în timp, cunoaşterea

efectului diferiţilor factori asupra reacţiei (succesiunea adăugării reactivilor, pH-ul, a

temperaturii, a ionilor străini), sensibilitatea reacţiei, domeniul optim de concentraţie;

alegerea lungimii de undă;

cunoaşterea domeniului de valabilitate a legii lui Bougner-Lambert-Beer;

construirea curbei de etalonare;

citirea valorii concentraţiei de pe curba de etalonare, respectiv, calcularea ei din

datele titrării fotometrice.

Metodele spectrofotometrice se disting prin sensibilitatea lor, selectivitate şi

rapiditate. Datorită acestor caracteristici şi existenţ ei unor instrumente moderne, ele

sunt frecvent aplicate la:

determinarea concentraţiilor prin metoda curbei de etalonare;

titrări spectrofotometrice;

determinarea constantelor de protonare ale poliacizilor, a constantelor de

stabilitate ale complexonaţ ilor metalici, a formulei empirice a complecşilor.

4.2.1. Determinarea concentraţiilor prin metoda curbei de etalonare

Coeficientul molar de extincţie variază cu lungimea de undă . Diferitele

substanţe pot fi caracterizare prin valorile max şi max, cât şi prin forma curbei de

absorbţie - variaţia absorbanţei cu lungimea de undă A= f(λ). Pentru determinări

cantitative se alege acea lungimea de undă la care absorbţia este maximă.

Se înregistrează curbele de absorbţie pentru diferitele concentraţii, apoi se

întocmeşte graficul variaţiei absorbanţei cu concentraţia la lungimea de undă aleasă

obţinând curba de etalonare.



41

Pe baza curbei de etalonare şi după stabilirea limitelor de concentraţii în care se

aplică legea lui Lambert-Beer, se poate determina concentraţia necunoscută prin

exploatarea absorbanţei citite pe această curbă de etalonare (Fig.4.2.1.1).

b a

Figura 4.2.1.1. Curbe de absorbţie şi curba de etalonare

În mod practic se construieşte o serie etalon, se înregistrează curbele de

absorbţie (fig.a), se citesc valorile Amax pentru fiecare curbă înregistrată, se reprezintă

grafic variaţia absorbanţei în funcţie de concentraţie, obţinându-se curba de etalonare

(fig.b).

Pe baza criteriilor de validare şi prin calcularea ecuaţiei dreptei celei mai probabile se

poate aprecia validitatea metodei abordate( Vezi Capitolul 2- Prelucrarea datelorexperimentale).

4.2.2. Determinarea concentraţiei prin folosirea substanţelor de referinţă

O altă metodă, mai simplă, în cazul în care sunt cunoscute condiţiile precise de

verificare a valabilităţii legii Lambert-Beer - solvent, pH, concentraţie, temperatură,

reactivi, se fac măsurătorile de absorbanţă pentru o soluţie de referinţă şi o soluţie

probă. Calcularea concentraţiei necunoscute se face ţinând cont de absorbanţa soluţiei

de referinţă, etalon, Ae, de concentraţie cunoscută, Ce, şi apropiată de concentraţia

soluţiei probă Cp, şi care a fost tratată în condiţii identice cu soluţia etalon.

Valorile obţinute se introduc în formula:

e

p

e

p

C

C

A

A , de unde

e

e p

p A

C AC

În cazul în care se determină concentraţia unei substanţe dintr -o probă solidă,

după dizolvare şi fotometrare, calculele se efectuează după formula:



42

a A

C AC

et

et p

%

unde:

Ap = absorbanţa probei;

Aet = absorbanţa etalonului;

a = cantitatea de probă cântărită.

În fiecare caz se va lua în considerare şi diluţia aplicată.

4.2.3. Determinarea mai multor componenţi în amestec

Unul dintre avantajele specifice ale spectrofotometriei constă în posibilitatea ei de

a rezolva cu uşurinţă dozarea a doi, eventual, chiar a mai multor componenţi, fără

separare.

Spectrul de absorbţie a componenţilor se suprapune parţial; din această

suprapunere se deduc ecuaţii matematice cu ajutorul cărora se calculează

concentraţiile respective. Se presupune absenţa interacţiunii dintre specii şi că legea

Bouguer-Lambert-Beer este valabilă.

Pentru un sistem binar, dacă este de ajuns să cunoaştem doar suma

concentraţiilor celor doi componenţi X şi Y, se determină absorbanţa sistemului la

lungimea de undă a oricărui punct isosbestic.

Fig.4.2.3.1 Alegerea lungimilor de

undă pentru dozarea amestecurilor

Concentraţiile individuale se pot determina făcând două măsurători de

absorbanţă la două lungimi de undă diferite, 1 şi 2, pentru care 1 şi 2 sunt cunoscute.

La una din lungimile de undă ambii componenţi trebuie să absoarbă puternic, iar la

cealaltă trebuie să existe diferenţe semnificative între absorbanţele celor doicomponenţi (Fig. 4.2.3.1).



43

Absorbanţele determinate la cele două lungimi de undă vor fi:

A1 = (xx1 + yy1)b

A2 = (xx2 + yy2)b

Concentraţiile x şi y a celor două substanţe x şi y se calculează rezolvândecuaţiile de mai sus. Calculele se simplifică dacă există lungimi de undă pentru care x

sau y au valoarea zero (substanţa nu absoarbe deloc).

4.2.4. Titrări spectrofotometrice

Punctul de echivalenţă al reacţiei de titrare:

X + Y =P

poate fi sesizat pe cale spectrofotometrică dacă se măsoară absorbanţa sistemului în

funcţie de volumul de titrant adăugat.

Metoda se poate aplica dacă fie partenerii reacţiei, fie produşii de reacţie absorb

la lungimea de undă aleasă.

Absorbanţa depinzând linear de concentraţie, curba de titrare va fi lineară şi va

consta din două segmente de dreaptă care se intersectează în punctul de echivalenţă.

Notând cu oxC concentraţia iniţială a substanţei x, cu x, y şi p absorbtivităţile

molare respective, iar cu f gradul de avansare al titrării, ecuaţia segmentelor de dreaptărespective se poate reda prin ecuaţiile (b=1):

-pentru f<1 A = oxC [(1-f)x+f p]

-pentru f>1 A = oxC [(f-1)y + p]

Pantele corespunzătoare sunt:

-pentru f>1 dA/df = oxC (p - x)

-pentru f>1 dA/df = oxC . y

În Fig. 4.2.4.1. sunt ilustrate câteva curbe de titrare posibile. Dacă reacţia nu este

cantitativă, intersecţia este rotunjită. Titrările spectrofotometrice se pot efectua şi în

cadrul soluţiilor diluate (10-4 - 10-6 mol/l), având marele avantaj că se pot efectua şi în

cazul când sistemul conţine mai multe specii absorbante, cu condiţia ca reacţia chimică

cu y să fie specifică numai speciei x.

Selectivitatea metodei se poate mări prin alegere condiţiilor optime de mediu (pH,

temperatură, prezenţa anumitor ioni etc.), alegerea reactivilor, a lungimii de undă.



44

Sensibilitatea este mai mare decât la titrările amperometrice, potenţiometrice şi

conductometrice, în unele cazuri dând rezultate bune şi în domeniul de concentraţii de

10-6 - 10-7 mol/l.

A

Conc.

Fig.4.2.4.1 Curbele de titrare spectrofotometrică (1.-numai X absoarbe; 2.-numai

Y absoarbe; 3.-numai P absoarbe)

4.2.5. Determinarea pH-ului.

Determinarea spectrului de absorbţie a indicatorilor acido-bazici în intervalul de

viraj (pH=lgK1), efectuat la o anumită lungime de undă, poate fi folosită la

determinarea pH-ului soluţiilor apoase prin metoda spectrofotometrică. În ecuaţia dată K

reprezintă constanta de ionizare a indicatorului.

4.3. APARATURA FOLOSITĂ ÎN SPECTROFOTOMETRIE

Un spectrofotometru de absorbţie se compune din următoarele părţi principale

(fig. 4.3.1): sursă de radiaţii S, monocromator (M), suport pentru proba de analizat (P),

receptor (R) sau detector (D), amplificator (A) şi înregistror (I). Radiaţia transmisă(neabsorbită de proba de analizat) este transformată de detector în curent electric, care

este înregistrat sub formă de spectru (curbă) de absorbţie.

În figura 4.3.2 este prezent un spectrofotometru UV-VIS modern, coordonat prin

intermediul unui calculator.

1

p.e.

3

…..3

..2

2 1



45

Fig nr 4.3.1. Schema optică a unui spectrofotometru de absorbţie sursa de radiaţie (S); monocromatorul (M); cuva cu proba de analizat (P); detectorul

(D); afişajul (A) ; fante (F)

Fig.4.3.2. Spectrofotometru UV-Vis

Caracteristicile generale ale părţilor constitutive sunt redate în tabelul 4.3.1.

Tabelul 4.3.1. Caracteristicile componenţilor unui spectrofotometru de absorbţie.

Domeniul Sursa Monocromator Suport ptr.probă

Receptor

Vizibil350-800nm

Bec-filamentde W

Prismă sticlă,reţea medie

Cuve sticlă Celulăfotoelectrică saufotomultiplicator

U.V.180-400nm

Lampăhidrogensaudeuteriu, Ar, Xe

Prismă cuarţ,prismă NaCl(unghi m),

filtru de

interferenţă

Cuve cuarţ Celulăfotoelectrică saufotomultiplicator



46

SPECTROFOTOMETRUL SPECOD UV-VIS - (cu înregistrator şi dublu fascicol),

este prevăzut cu prismă de cuarţ, fiind folosit pentru determinări de absorbanţe şi

transmisii în domeniul 185-800 nm. Este prevăzut cu următoarele surse de radiaţii: tub

de descărcare electrică în deuteriu tip D2E (185-357 nm) şi becuri incandescente (325-

800 nm) şi cu detectori de tip fotomultiplicatori.

Schema optică a aparatului este reprezentată în Fig.4.3.3.

Drumul unei radiaţii luminoase ce pleacă de la sursa de radiaţii 1,2 care poate fi

schimbată după nevoie cu oglinda 3, fascicolul de radiaţii este reflectat de oglinda 6 pe

prisma 7, de unde ajunge pe oglinda Littrow 8 care reflectă pe prisma 7. Prin rotirea

prismei se poate obţine lumină pe diferite lungimi de undă, care reflectate pe oglinda 9,

trece prin fanta de ieşire 10 şi prin lentila 11 este reflectată de oglinda 12 pe sectorul

modulator 13 şi pe oglinda rotatoare 14. De aici fascicolul de radiaţii monocromatice

este reflectat de oglinzile 15, 16, 17, trece prin cuva de comparaţie 18, respectiv prin

cuva de măsură 19 şi după ce este reflectat de oglinzile 21, 15, trece prin lentila 20 şi

ajunge pe fotomultiplicatorul 23.

Fig. 4.3.3. Schema optică a unui SPECKORD UV-VIS



47

4.4. APICAŢII PRACTICE ALE SPECTROSCOPIEI ÎN VIZIBIL

4.4.1. Dozarea spectrofotometrică a Fe3+ cu SCN-

Principiul metodei

Ionul Fe3+ formează cu SCN- un complex de culoare roşie fotometrabilă la

lungimea de undă de 480 nm. În funcţie de concentraţia de sulfocianură se pot forma

complecşi diferiţi, astfel la concentraţii de 4 x 10-2 M se formează Fe(SCN)3.

Reacţia ce are loc este:

Fe3+ + 3SCN- = Fe(SCN)3

La concentraţii mai mari de SCN- pot rezulta complecşi diferiţi în exces

[Fe(SCN)6]3-.

Pentru dozarea Fe3+ se construieşte o curbă de etalonare prin adăugarea la

soluţia acidulată de Fe3+ a KSCN sau NH4SCN şi măsurarea intensităţii coloraţiei roşii la

lungimea de undă de 480 nm.

Tehnica de lucru

Reactivii necesari:

soluţie standard de Fe3+, care se prepară din 0,8612 g de

Fe(NH4)(SO4)2.12H2O până la 100 mL în apă;

soluţie Fe3+ de concentraţie necunoscută;

HNO3 1:1;

KSCN sau NH4SCN 10%.

Din soluţia standard ce conţine 1 mg Fe3+/mL se pr epară o a doua diluţie de

5:200, astfel, 1 mL de soluţie va conţine 0,025 mg Fe3+/mL.

Construirea curbei de etalonare

În baloane cotate de 50 mL se pipetează 1, 2, ...10 mL (5ml) din soluţia standard,

corespunzând unei serii etalon cu un conţinut între 0,025-0,250 mg Fe3+; se adaugăcâte 1mL HNO3 1:1, 5 mL KSCN şi după agitare se completează la semn cu apă

distilată.

Se agită energic pentru omogenizare. Paralel se prepară şi o probă oarbă,

adăugând toţi reactivii, în afara soluţiei de Fe3+.

Reglarea aparatului

Se verifică punctul de ZERO al aparatului şi transmisia 100% (absorbanţă 0) prin

introducerea în cuva aparatului a probei oarbe (citirile se efectuează cu fanta pe jumătate deschisă, tija în interior, deoarece măsurătorile se efectuează la lungimea de



48

undă de 480 nm). Se fotometrează apoi soluţiile succesiv, se citesc absorbanţele

corespunzătoare, se reprezintă grafic absorbanţa în funcţie de concentraţie, obţinând

astfel curba de etalonare.

Pentru determinarea probei de concentraţie necunoscută se alege mărimea

probei astfel încât valoarea absorbanţei să cadă într-o porţiune de mijloc a curbei de

etalonare. Se efectuează obligatoriu 3-5 probe din soluţia cu concentraţie necunoscută.

Din curba de etalonare se citeşte valoarea concentraţiei în funcţie de absorbanţa

obţinută, prin metoda extrapolării.

Rezultatele vor fi prelucrate statistic.

Dacă soluţia de proba necunoscută necesită o diluţie D= 1:10 se vor lua 10 mL

soluţie si se vor completa la 100 mL în balon cotat cu apa distilată. Dacă diluţia se face

luând 5 mL probă şi se diluează la 50 ml cu apă distilată, atunci D va fi tot 1:10.

Din soluţia astfel diluată se vor pipeta 3-5 probe şi se vor pregăti identic, ca şi

probele pentru seria etalon. Se vor citi absorbanţele Ax ale celor 3-5 probe.

După trasarea curbei de etalonare şi stabilirea limitelor de concentraţii în care se

aplică legea lui Lambert-Beer, se poate determina concentraţia necunoscută prin

interpolarea absorbanţei citite Ax pe această curbă de etalonare, sau din ecuaţia dreptei

celei mai probabile, parametr ii dreptei fiind calculaţi prin metoda celor mai mici pătrate,

utilizând programe de calcul. Rezultatele vor fi prelucrate statistic.

Rezultatele se pot calcula dupa formula:

DV A

C AC

et

et p

x

1

Ap = absorbanţa probei;

Ae = absor banţa etalonului;

V = volumul de soluţie de probă necunoscută pipetat;

D = diluţia probei necunoscute.

În fiecare caz se va lua în considerare şi diluţia aplicată.



49

4.4.2. Dozarea spectrofotometrică a fosfaţilor

Principiul metodei

Această metodă se bazează pe reacţia de formare a fofsfomolibdatului de

amoniu

H3PO4+12(NH4)MoO4+21HNO3=(NH4)3(PO4(MoO3)12)+21NH4NO3+10H2O

În prezenţa unui reducător (ca de exemplu acidul ascorbic) fosfomolibdatul de

amoniu este redus la albastru de molibden (MoO2)2MoO4. Reacţiile fiind totale, se poate

determina cantitativ fosfatul prezent. Prin această metodă se poate determina fosfatul

prezent ca poluant în apele curgătoare.

Metod a I

Tenhica de lucru

Reactivi necesari :

soluţie standard de fosfat; 1ml= 0.050 mg PO43-

probă de apă curgătoare;

H2SO4 conc.;

(NH4)2MoO4 soluţie 5%;

soluţie de acid ascorbic 10% proaspăt preparată (3-4 grame la 27 ml de

apă).

Soluţia standard de fosfat se prepară cântărind 0,7165 g KH 2PO4 (menţinut la

105 oC până la greutate constantă), se dizolvă în apă distilată într -un balon cotat de

1000 mL, se completează la semn (1 mL = 0,5 mg 34

PO ).

Se diluează această soluţie 1:10 pentru formarea unei soluţii la care 1 mL =

0,050 mg 3

4

PO .

Construirea curbei de etalonare:

Se prepară o serie etalon în baloane cotate de 50 mL, prin pipetarea a 1,2,3....10

mL soluţie standard (0,05-0,5 mg fosfat), se adaugă apă distilată până la aproximativ 40

mL, se adaugă 0,5 mg acid sulfuric concentrat, câte 1 mL (NH4)2MoO4 5% şi câte 2 mL

de acid ascorbic 10%. După fiecare adăugare de reactiv se agită soluţia şi se

completează la semn.



50

După un repaus de 15 minute se fotometrează probele faţă de proba martor

(care a fost preparată în mod analog, dar fără adaus de fosfat). Fotometrarea se face la

lungimea de undă de 725 nm.

Analiza probelor de apă.

Din probele de apă se iau între 10-40 mL şi se procedează identic cu seria

etalon; din fiecare soluţie se fac mai multe probe (3 probe).

Se reprezintă grafic absorbanţa în funcţie de concentraţie şi după fotometrarea

probelor se citesc din grafic concentraţiile corespunzătoare, în mg 34

PO /L, prin metoda

extrapolării sau calculând ecuaţia dreptei celei mai probabile.

Metoda II

Tehnica de lucru

Soluţii necesare:

1. Soluţia de bază: se cântăreşte la balanţa analitică 0,7165 g de KH 2PO4 uscat

în prealabil în etuvă la 105oC până la greutate constantă şi se aduce cantitativ în balon

cotat de 100 mL:1 mL soluţie de bază = 0,5 mg 34

PO .

2. Soluţia de lucru: se pipetează cu pipeta cotată 10 mL soluţie de bază şi se

trece cantitativ în balon cotat de 100 mL: 1 mL soluţie de lucru = 0,05 mg 34PO

3. Amestec de reactivi: pentru fiecare probă sunt necesari:

- 5 mL soluţie H2SO4 5N

- 2 mL soluţie molibdat de amoniu 3%

- 3 mL soluţie acid ascorbic 0,6% (se prepară la începutul lucrării

cântărind la balanţa tehnică 0,3 g de acid ascorbic care se dizolvă în

50 mL apă distilată).

Trasarea curbei de etalonare:

Se pipetează (sau se măsoară cu biureta) în baloane cotate de 50 mL

următoarele volume din soluţia de lucru: 1....10 mL. Se adaugă 10 mL din amestecul de

reactivi.

Se aduce la semn cu apă distilată, după 30 minute se citeşte absorbanţa

soluţiilor la λ=725 nm faţă de o probă martor (care a fost preparată în mod ana log, dar

care nu conţine fosfaţi). Se trasează grafic curba de etalonare A=f(c).



51

Determinarea conţinutului în fosfat a unei probe necunoscute :

Proba necunoscută se diluează astfel încât absorbanţele corespunzătoare

diluţiilor efectuate să se încadreze între cea mai mică şi cea mai mare absorbanţă a

curbei de etalonare. Se citesc de pe graficul A=f(c) concentraţiile diluţiilor efectuate. Se

calculează rezultatele ţinând cont de diluţie:

Dv

CC x

p

în care Cp-concentraţia probei analizate;

Cx- concentraţia probei de analizat determinată din graficul curbei de

etalonare prin interpolarea valorii absorbanţei probei de analizat

v-volumul probei luate în lucru;

D-diluţia

4.4.3. Titrări spectrofotometrice

Principiul metodei

Constă în urmărirea variaţiei absorbanţei unei soluţii, absorbanţă ce se modifică în procesul de titrare.

În titrarea Fe2+ cu KMnO4, până la punctul de echivalenţă nu are loc o

modificarea a culorii, Fe2+ nu absoarbe în domeniul de lungimi de undă ales. După

punctul de echivalenţă, când apare în exces ionul MnO4-, acesta absoarbe la lungimea

de undă aleasa, de 520 nm, valorile de absorbanţă înregistrate crescând odată cu

creşterea cantităţii de MnO4-, în exces.

Curba de titrare va avea forma celei redată în fig. 4.4.3.1.

La titrarea Fe(II) cu permanganat:

O H Fe Mn H MnO Fe 2

32

4

2 4585

Lungimea de undă la care se face determinarea este de 520 nm (lungimea de undă la

care absoarbe ionul permanganat).

Tehnica de lucru

Cuva care conţine proba de Fe(II) este plasată în aparat, soluţia de permanganat

se adaugă în volume mici de 0.5 ml (sau 0,2ml).



52

Valorile citite pentru absorbanţă vor rămâne relativ constante până la apariţia

ionului permanganat în exces. În acest stadiu, absorbanţa va creşte în mod liniar, în

funcţie de cantitatea de permanganat adăugată (figura 4.4.3.1). Punctul de echivalenţă

se stabileşte din curba A = f(V).

Reactivi necesari:

soluţie de KMnO4 0,01 N;

sare de Fe(II);

sol. H2SO4 20%.

Soluţia de KMnO4 0,01N se prepară diluând 10 mL de soluţie KMnO4 0,1N la 100

mL cu apă distilată, într -un balon cotat.

Pentru determinarea factorului soluţiei de KMnO4 0.01N se prepară o soluţie de

acid oxalic 0,01 N, din care se scot 5 mL cu pipeta cu bulă, se încălzesc cu 3 mL H2SO4

20% şi se titrează cu soluţie KMnO4 0,01 N până la slab roz persistent.

În vederea determinării concentraţiei în Fe2+ a unei probe date, se prepară într -

un balon cotat de 100 mL o soluţie aproximativ 0,01 N de Fe(II), prin cântărire cu 4

zecimale a sării de fier corespunzătoare, la balanţa analitică şi adăugarea direct peste

substanţa solidă a 1-2 ml H2SO4 20 % pentru a retrograda hidroliza, apoi se aduce la

semn cu apă distilată în balon cotat.

Din această soluţie se scot cu o pipetă cu bulă 2 mL de soluţie în cuva de 30 mL

a aparatului, se adaugă 0,5 mL de soluţie de acid sulfuric 20%, se diluează cu apă

distilată până la semn (să fie acoperit cercul aparatului pe unde pătrunde fluxul de

lumină) Se pune cuva în aparat şi se porneşte agitarea.

Se citeşte absorbanţa corespunzătoare, se începe adăugarea soluţiei de KMnO4

0,01 N dintr-o microbiuretă, în porţiuni de 0,1-0,2 mL, se citeşte absorbanţa după

fiecare adăugare, titrantul este colorat şi absoarbe la lungimea de undă de lucru aleasă.

Fig.4.4.3.1. Curbă de titrare spectrofotometrică a Fe(II) cu KMnO4.

E

(ε)

V ml



53

După terminarea titrării se reprezintă grafic absorbanţa în funcţie de volumul de

soluţie titrată adăugată. Se determină volumul de echivalenţă şi se calculează conţinutul

în Fe(II) a sării date după formulele utilizate la volumetrie:

D%a

n E f bc

unde b- Ve al KMnO4;

f - factorul soluţiei de KMnO4 0,01N;

E- Eg al Fe2+;

n- normalitate;

a- grame proba Fe2+ ;

D- diluţia

4.5. APLICAŢII ALE SPECTROFOTOMETRIEI ÎN UV LA IDENTIFICAREA ŞI

DOZAREA COMPUŞILOR ORGANICI

Spectrofotometria de absorbţie în UV este o metodă curentă de investigaţie în

chimia analitică cu aplicaţii în: cunoaşterea constituţiei moleculare a unor substanţe, bazată pe recunoaşterea

unor grupări cromofore sau a unor grupări care modifică benzile de absorbţie

atribuite altor cromofori;

identificarea şi controlul purităţii unor substanţe;

dozarea unor substanţe ca atare şi din amestecuri;

studiul echilibrelor în soluţie, formarea combinaţiilor complexe, determinarea

constantelor de stabilitate sau instabilitate, ordinul unor reacţii, gradul depolimerizare, interacţiuni posibile.

Spectrofotometria în UV se poate folosi la determinarea cantitativă fie a

substanţelor pure ca atare, fie a componentelor unui amestec, cu sau fără separarea lor

prealabilă.

Metoda adaosurilor

Presupune înregistrarea valorilor A pentru o probă de analizat a cărei

concentraţie urmează a fi determinată, utilizând un adaos bine cunoscut de soluţie

etalon a componentului ce se determină.



54

Se procedează în felul următor:

1. Se efectuează o măsurătoare asupra soluţiei probei de analizat.

2. Se efectuează cel puţin 2-3 măsurători asupra soluţiei de probă la care s-au

adăugat cantităţi diferite, dar cunoscute, dintr-o soluţie etalon a componentului ce se

determină.

Reprezentând grafic absorbanţa pentru probă se obţine o dreaptă (o linie

continuă). Concentraţia componentului de analizat se determină grafic sau prin calcul.

Se prelungeşte dreapta în partea stângă (linia permutată) până întâlneşte axa

concentraţiilor (Fig.4.5.1).

Fig. 4.5.1. Metoda adaosului standard

Prin metoda adaosurilor standard, interferenţele sunt practic eliminate, influenţa

componenţilor probei asupra substanţei de analizat este aceeaşi pentru toate probele

supuse analizei. Metoda aceasta este considerată a fi mai precisă decât metoda

curbei de calibrare.

Metoda se aplică doar în acele cazuri în care curba de etalonare este liniară.

Concentraţia corespunzătoare punctului de intersecţie este concentraţia probei

Cx.

Prin calcul:x)sx(

xsx

AA

ACC

unde Cs este concentraţia soluţiei etalon adăugată probei de analizat, iar A(x+s)

absorbanţa probei în care s-a adăugat etalon în concentraţie Cs.



55

4.5.1. Determinarea cantitativă a sulfatului de atropină prin spectrofotometrie UV

Principiul metodei:

Cunoscând absorbanţa specifică )( %1

1cm A la 257 nm = 5,95 a sulfatului de atropină,

se poate determina concentraţia unei soluţii de concentraţie necunoscută.

Pentru acest lucru soluţia de probă se diluează corespunzător şi se citeşte

absorbanţa în cuva de 1 cm de cuarţ, la lungimea de undă 257 nm, faţă de apa distilată.

După unii autori se poate citi la lungimea de undă de 189 nm, unde sulfatul de

atropină are )( %1

1cm A = 1230.

Tehnica de lucru

Reactivi necesari: soluţie standard de atropină sulfurică de 0,1% în apă distilată.

Pentru construirea curbei de etalonare: se iau 1; 1,5;.... 3 mL din această soluţie

şi se diluează la 25 mL în baloane cotate, cu apă distilată. Se înregistrează curbele de

absorbţie între 185-357 nm, din înălţimea picurilor la 250 nm se construieşte curba de

etalonare A = f(c). Determinările se execută faţă de apă distilată.

Pentru determinarea concentraţiei soluţiei necunoscute se fac diluţii

corespunzătoare, astfel încât absorbanţa înregistrată să intre în curba de etalonare. Concentraţia în atropină se calculează fie prin extrapolare de pe curba de etalonare, fie

din ecuaţia dreptei celei mai probabile.

4.5.2. Determinarea cantitativă a papaverinei hidroclorice prin spectrofotometrie

UV

A. Determinarea papaverinei clorhidrat pe baza absorbanţei specifice se

poate realiza cunoscând absorbanţa specifică la 250 nm pentru clorhidratul de

papaverină )( %1

1cm A = 5,95. Pentru acest lucru soluţia probă se diluează corespunzător şi

se citeşte absorbanţa în cuva de 1 cm de cuarţ, la lungimea de undă 250 nm, faţă de

HCl.

Pentru substanţe pure se măsoară A la o concentraţie oarecare, A la max, iar

cunoaşterea%1

1cm A (absorbanţa unei soluţii de concentraţie 1% într -o cuvă de 1 cm)

permite calcularea concentraţiei dintr -o probă a unui component după relaţia:



56

p A

A g

cm

%1

1

100%

în care p este mărimea probei luate în lucru.

B. Determinarea cantitativă a papaverinei hidroclorice folosind ca referinţă

o soluţie etalon

Determinarea cantitativă poate fi efectuată şi prin folosirea unei probe etalon a

cărei extincţie se măsoară în aceleaşi condiţii cu a probei de analizat.

În acest caz concentraţia necunoscută poate fi calculat astfel:

p DC

A

AC e

e

x x

1

unde: Ax – absorbanţa probei necunoscute

Ae – absorbanţa etalonului

Ce – concentraţia etalonului D – diluţia

Ee – extincţia etalonului p – mărimea probei

C. Determinarea cantitativă a papaverinei hidroclorice prin

spectrofotometrie UV cu ajutorul curbei de etalonare

Papaverina hidroclorică poate fi determinată şi cu ajutorul curbei de etalonare.

Metoda este foarte sensibilă, spectrul de absorbţie al papaverinei prezentând două

maxime la 250 şi 300nm. Î nregistrarea acestui spectru poate da informaţii şi asupra

purităţii papaverinei.

Tehnica de lucru

Reactivi necesari

Soluţie de bază de papaverină 0,04g Pa.HCl

HCl 0,02 N

Cuve de cuarţ

Baloane cotate de 50mL, pipete, biuretă

Se prepară o soluţie etalon de papaverină prin dizolvarea a 0,0400 g Pa .HCl în

balon cotat de 100 mL în HCl 0,02 N.; 10 mL din această soluţie se diluează cu

HCl 0,02 N la 100 mL 1 mL = 0,0004g;



57

Construirea seriei de etalon: se iau 1; 2,0;....,5 mL din această soluţie şi se

diluează la 25 mL în baloane cotate cu HCl 0,02 N;

Se înregistrează curbele de absorbţie între 185-357 nm. Determinările se execută

faţă de HCl 0,02 N, în cuve de cuarţ;

Din înălţimea picurilor la 250 nm se citeşte absorbanţa;

Se construieşte curba de etalonare A = f(c) prin reprezentare grafică, sau

utilizând un program pe calculator;

Pentru determinarea concentraţiei soluţiei necunoscute se fac diluţii

corespunzătoare, astfel încât extincţia înregistrată să intre în domeniul de

concentraţii a cur bei de etalonare.

Se prepară 3-4 probe din două concentraţii la alegere, elaborate în mod identic cu

seria etalon;

Se înregistrează valorile absorbanţei probelor necunoscute;

Se citeşte valoarea absorbanţei corespunzătoare picului curbei.

În acest caz concentraţia necunoscută poate fi calculată astfel:

pDC

A

AC e

e

xx

1

unde: Ax – absorbanţa probei necunoscute

Ce – concentraţia etalonului

Ae – absorbanţa etalonului

D – diluţia

p – mărimea probei (g sau mL)

Exprimarea concentraţiei în procente presupune aplicarea formulei:

Cx% = Cx ·100

Determinarea concentraţiei soluţiei necunoscute se face şi prin citirea valoriiconcentraţiei corespunzătoare a absorbanţei Ax a probei necunoscute de pe curba de

etalonare; se poate calcula concentraţia şi din ecuaţia dreptei de etalonare

corespunzătoare.

Utilizarea curbelor de etalonare este metoda cea mai frecvent utilizată în

determinările cantitative prin metode spectrofotometrice.

Din datele experimentale, prin metoda celor mai mici pătrate se calculează

ecuaţia dreptei celei mai probabile, se citeşte valoarea absorbanţei probei necunoscute Ax şi se introduce în ecuaţia dreptei.



58

Prin intermediul coeficienţilor dreptei se calculeză concentraţia necunoscută,

Cx. Pentru o interpretare exactă a rezultatelor se impun minim 5 determinări şi

prelucrarea statistică a acestora.

Curba de etalonare Pa.HCl

A = 6.7c - 0.06

R2 = 0.9982

0

0.2

0.4

0.6

0.8

1

1.2

1.4

0 0.05 0.1 0.15 0.2 0.25

Concentraţia, mg/mL

A b s o r b a n ţ a

Series1

Linear (Series1)

Fig 4.5.2.1. Exemplu de curbă de etalonare pentru PaHCl

Ecuaţia dreptei celei mai probabile calculată are expresia

A = 6,7C – 0,06, iar R2= 0.998



59

4.5.3. Determinarea concentraţiei unei soluţii în fenacetină şi aspirină

Principiul metodei :

Fenacetina şi aspirina, dacă se află în amestec, se pot determina pr in

spectroscopie în UV. Pentru aceasta se prepară o soluţie metanolică. Se citesc

absorbanţele (A1, A2) la două lungimi de undă, pentru care se cunosc valorile )( %1

1cm A .

Valorile )( %1

1cm A obţinute din spectrele individuale ale aspirinei (AS) şi fenacetinei

(F) la 1 = 297,5 nm şi 2 = 250,0 nm sunt următoarele:

Tabelul 4.5.3.1. Valorile şi )( %1

1cm A

Denumirea nm )( %1

1cm A

Aspirină 1 = 297,5

2 = 250,0

214,021,5

Fenacetină 1 = 250,0

2 = 297,5

840,059,0

Înlocuind absorbanţa (A1 şi A2) obţinute în ecuaţiile:

840214595,21

84059 12

A AC As

595,21840214

5,21214 12

A AC F

obţinem C As şi CF = concentraţia aspirinei, respectiv, a fenacetinei, din amestecul

studiat.



60

5. CONDUCTOMETRIA

5.1. ASPECTE GENERALE

Conductometria cuprinde metode electro-analitice bazate pe determinareavariaţiei conductibilităţii electrice a soluţiilor de electroliţi, datorată reacţiilor de

neutralizare, precipitare şi în general a reacţiilor care au ca efect variaţia concentraţiei

ionilor din soluţie. Măsurarea conductibilităţii soluţiilor poate fi aplicată pentru indicarea

punctului final al unor determinări titrimetrice. Aceste titrări se numesc titrări

conductometrice.

Substanţele disociate total sau parţial în ioni capabili de a conduce curentul

electric se numesc electroliţi. Aşa de exemplu soluţiile de acizi, baze, săruri suntreprezentanţi tipici ai electroliţilor, şi conduc curentul electric.

Conductibilitatea unei coloane de electroliţi de lungime l şi de secţiune A, aflată

între doi electrozi, este definită ca inversul rezistenţei R:

AR

l

l

A

R

1 (1)

unde:

= rezistivitate; în cazul în care l = A, se numeşte rezistenţă

specifică, se măsoară în (ohm, )

l , conductibilitatea specifică, sau conductibilitatea electrolitului (-1 cm-1)

Conductibilitatea specifică () este conductibilitatea unui cm3 dintr-o soluţie de

electrolit, plasat între doi electrozi aflaţi la distanţă de 1 cm şi între care se stabileşte o

diferenţă de potenţial de 1 volt.

Conductibilitatea echivalentă este conductibilitatea specifică a unui cm3 de

soluţii ipotetice în care s-a dizolvat un echivalent gram dintr-un electrolit şi se exprimă

prin relaţia:

c/1000 (2)

considerând că 1/c=v (concentraţia este inversul diluţiei), conductibilitatea se poate

exprima în funcţie de diluţie, astfel obţinem:

=1000..v,

unde c=concentraţia şi v=diluţia.



61

Conductibilitatea echivalentă se exprimă în cm2 val -1ohm-1. Înlocuind valoarea

conductibilităţii specifice , cu expresia:

C v 10001000

(3)

obţinem expresia conductibilităţi unei coloane de electrolit în funcţie de

concentraţie şi conductibilitatea echivalentă:

l

c A λ

1000R

1

Valoarea efectivă a raportului l /A este constantă pentru o anumită celulă şi se

numeşte constanta celulei:

A

l

1000

R Rc λ

ζ se determină pe baza relaţiei de mai sus, prin determinarea rezistenţei R a

celulei cu o soluţie de electrolit cu conductibilitate specifică bine cunoscută.

Conductibilitatea echivalentă a soluţiilor de electroliţi, în cazul ideal, este

independentă de concentraţie, practic însă descreşte cu creşterea concentraţie i,

datorită modificării activităţii soluţiei. În cazul electroliţilor tari, chiar în soluţii diluate, interacţiile care au loc între ioni

sunt destul de mari, astfel încât mobilitatea fiecăruia depinde de prezenţa celorlalţi ioni.

Mobilitatea este influenţată de sfera ionică din jurul ionului, astfel, direcţia de migrare a

fiecărui ion depinde de direcţia de migrare a ionilor de semn opus.

La concentraţii nu prea mari, în cazul electroliţilor tari, variaţia conductibilităţii

echivalente cu concentraţia se poate reda prin ecuaţia empirică a lui Kohlrausch:

= o - k . c Pentru electroliţii slabi, relaţia similară dintre conductibilitate şi concentraţie este

dată de legea diluţiei lui Ostwald:

)(

cK

oo

2

d

unde: Kd = constanta de disociere a electrolitului respectiv.

La diluţie foarte mare, conductibilitatea echivalentă a electroliţilor slabi tinde către

o valoare limită, numită conductibilitate echivalentă limită (Fig.5.1.1).



62

Fig. 5.1.1. Variaţia λ în funcţie de diluţie la electroliţi slabi

În soluţia electroliţilor slabi, concentraţia ionică este mică, interacţiile

electrostatice se pot neglija, mobilitatea ionilor, indiferent de concentraţie , este aceeaşi

cu mobilitatea la diluţie infinită.

Conductibilitatea echivalentă creşte cu diluţia datorită măririi gradului de

disociere () şi în mai mică măsură datorită mobilităţii ionilor. Pentru electroliţii tari (=1)

variaţia conductibilităţii echivalente cu diluţia este legată numai de variaţia mobilităţii

ionilor.

La diluţii foarte mari, conductibilitatea echivalentă () tinde către o valoare limită

(inf ), deoarece dispar interacţiunile dintre ioni. Se numeşte conductibilitate echivalentă

limită deoarece, când diluţia tinde către infinit, se poate scrie:

uu

uu)uu(F

unde: F = numărul lui Faraday, iar u+ şi u- = mobilităţile ionilor .

Dacă se consideră în prima aproximaţie că variaţia mobilităţii ionilor cu diluţia

este neglijabilă, relaţia de mai sus devine:

o

Dacă se măsoară deci şi o la o anumită concentraţie, se poate calcula gradul

de disociere .

λ

λ∞

Diluţia1/C



63

Metodele conductometrice pot fi aplicate în dozări cantitative având la bază

măsurarea variaţiei conductibilităţii electrice a soluţiilor, variaţie survenită în urma unei

reacţii chimice.

5.2. TITRĂRI CONDUCTOMETRICE

Stabilirea punctului de echivalenţă prin metode conductometrice constă în

urmărirea variaţiei conductibilităţii electrice a unei soluţii în cursul titrării. Punctul de

echivalenţă în cazul acestor titrări poate fi determinat numai dacă există o variaţie

suficientă a conductibilităţii cu variaţia compoziţiei ionice a soluţiei.

Pentru aceasta nu este necesară cunoaşterea valorii reale a conductibilităţii

specifice, ci doar variaţia acesteia, ceea ce simplifică mult aparatura şi interpretarea

rezultatelor.

În analiza chimică titrările conductometrice se clasifică în funcţie de tipul reacţiei

chimice în următoarele categorii:

A. Metode bazate pe reacţii acido-bazice;

B. Metode bazate pe formarea de combinaţii complexe;

C. Metode bazate pe reacţii redox;

D. Metode bazate pe reacţii de precipitare.

Cele mai des întâlnite metode conductometrice sunt cele bazate pe reacţii acido-

bazice. Titrările conductometrice se bazează pe modificarea conductibilităţii specifice a

soluţiilor , ca urmare a modificării concentraţiei în ioni în urma reacţiilor chimice, după

adăugarea fiecărei părţi din soluţia titrată, se modifică conductibilitatea soluţiei. Datele

obţinute se folosesc pentru alcătuirea graficelor , care indică dependenţa conductibilităţii

soluţiei în funcţie de cantitatea soluţiei titrate adăugate, această dependenţă se exprimă

prin curbele de titrare.

Curbele de titrare conductometrică se caracterizează printr -o multitudine de

forme.

Orice curbă de titrare este alcătuită din două drepte care se intersectează;

punctul de echivalenţă se găseşte la punctul de intersecţie a celor două drepte.

Forma curbei depinde de mobilitatea relativă a ionilor care participă la reacţie:

nk + na = 1

uu

unk



64

uu

u1n K a

unde: u+ = mobilitatea cationilor, u- = mobilitatea anionilor, na = numărul de transport al

anionului, iar nk = numărul de transport al cationului. Relaţiile sunt valabile doar la diluţii foarte mari pentru ionii respectivi. La

concentraţii mari, depinde de mobilitatea absolută a ionilor prezenţi.

Pentru construirea curbelor de titrare este necesar ă calcularea conductibilităţii

specifice a soluţiei în procesul titrării, dată de ecuaţia următoare:

n

1iiic

1000

1

unde: ci = concentraţia ionilor formaţi în soluţie, i = conductibilitatea echivalentă. Dacă considerăm titrarea electrolitului AB cu titrantul CD pe baza ecuaţiei:

B+ + A- + C+ + D+ = BD + C+ + A-

Produsul BD poate fi o substanţă puţin disociată, o combinaţie complexă sau un

precipitat.

La începutul titrării în soluţie sunt prezenţi numai ionii B+ + A-, iar în cursul titrării

concentraţia ionilor B+ descreşte în favoarea ionilor C+. Variaţia conductibilităţii în

decursul titrării, şi deci, forma curbei de titrare va depinde de diferenţa între mobilităţile ionilor B+ faţă de C+, care se î nlocuiesc în cursul titrării, precum şi de particularităţile

reacţiei care are loc.

Prin urmare există mai multe tipuri de curbe de titrare conductometrică, forma lor

este redată în Fig.5.2.1.

Fig 5.2.1. Curbe de titrare conductometrică

1 2 3 4 5



65

Tipul de curbă indică faptul că înaintea punctului de echivalenţă conductibilitatea

poate să descrească, cazul acizilor sau bazelor tari, (curba 1,2), să rămână aceeaşi sau

să se schimbe puţin, ca în cazul titrărilor prin precipitare sau complexare (curba 3 şi 5),

sau poate să crească diferit, ca de exemplu în cazul titrării acizilor şi bazelor slabe

(curba 4).

După punctul de echivalenţă, conductibilitatea soluţiilor , în general, creşte sau

rămâne constantă (curbele 2, 3, 4) în funcţie de natura produşilor de reacţie. Sunt cu

totul speciale cazurile când după punctul de echivalenţă conductibilitatea soluţiei scade

(curba 5). În imediata vecinătate a punctului de echivalenţă însă liniile nu sunt drepte,

sunt curbate.

Curba de titrare conductometrică este liniară doar în puţine cazuri (ex. în titrările

acido-bazice tari), însă majoritatea prezintă porţiuni neliniare din cauza formării

amestecurilor de ioni de echilibru în procesul titrării (ex. disocierea în trepte a acizilor

slabi), precum şi din cauza reversibilităţii reacţiilor chimice.

5.2.1. Titrări acido-bazice

Reacţia de bază în cazul acestor titrări constă în înlocuirea ionilo r de hidrogen cu

cationul bazei folosită la titrare:

H+ + X- + M+ + HO- = H2O + M+ + X-

În cazul electroliţilor tari (acizi tari şi baze tari) conductibilitatea soluţiei înaintea

punctului de echivalenţă este dată de relaţia de mai jos:

)(1000

11

X X M M H H C C C

R

Dacă concentraţia iniţială a acidului tare este c şi fracţiunea titrată într -un

moment dat este f, vom avea următoarele valori de concentraţie:

c)f 1(CH cf CM cCX

Înlocuind aceste valori în relaţia precedentă, se obţine expresia conductibilităţii

soluţiei în cursul titrării

f )(1000

c

R

1

HMXH

Există, deci, o relaţie liniară între 1/R şi f - gradul de înaintare al titrării, la volumconstant şi conductibilitate echivalentă constantă.



66

Conductibilitatea ionilor H3O+ şi HO- este mai mare cu câteva ordine de mărime

decât conductibilitatea celorlalţi ioni, deci variaţia conductibilităţii soluţiei poate fi

atribuită doar celor doi ioni.

1. Titrarea unui acid tare cu o bază tare sau invers.

În cazul titrării unui acid tare cu o bază tare sau invers, curba de titrare prezintă

un minim în punctul de echivalenţă, datorită faptului că suma concentraţiilor ionilor de

H+, respectiv de HO- este minimă în acest punct, conductibilitatea fiind dată doar de

ionii sării, rezultaţi în urma titrării.

Conductibilitatea sării formate este 0 la începutul titrării, apoi creşte cu creşterea

gradului de înaintar e al titrării până la punctul de echivalenţă, când concentraţia ionilor

H3O+ şi HO- devine neglijabilă şi sarea este cea care determină conductibilitatea întregii

soluţii (Fig.5.2.1.1.).

Linia de sare după punctul de echivalenţă rămâne orizontală, deoarece cu

adăugarea soluţiei titrate nu se mai formează sare, după cum se observă şi din grafic,

după punctul de echivalenţă, cu creşterea concentraţiei HO- creşte şi conductibilitatea.

Fig. 5.2.1.1. Curba de titrar e conductometrică a unui acid tare cu o bază tare.Titrarea HCl 0,1n cu NaOH 0,1 n

V(ml)Ve

H+ OH

-



67

2. Titrarea acizilor slabi.

În acest caz, curba de titrare diferă de cea înregistrată în cazul titrării acizilor tari.

La început se înregistrează o scădere a conductibilităţii soluţiei, din cauza neutralizări i

ionilor de H3O+, rezultaţi din disocierea acidului, disocierea fiind retrogradată şi de sarea

rezultată din reacţie.

Cu înaintarea titrării, după un minim pe curba de titrare, conductibilitatea creşte,

deoarece rezultă o sare care disociază puternic.

Fig.5.2.1.2. Curba de titrare conductometrică a unui acid slab cu o bază tare

Cu cât acidul este mai slab, cu atât minimul pe curba de titrare apare mai repedeşi curba tinde mai mult spre linia de sare.

În cazul acizilor foarte slabi, conductibilitatea acidului este neglijabilă în raport cu

conductibilitatea sării formate.

Dacă se foloseşte ca soluţie titrantă o bază tare, se poate întâmpla ca unghiul

format de linia de sare până la punctul de echivalenţă şi linia ce reprezintă creşterea

conductibilităţii bazei adăugate după punctul de echivalenţă să fie prea mare şi în acest

caz nu se poate echivala corect punctul de echivalenţă, pentru acesta se recomandăfolosirea bazelor slabe ca soluţii titrante.

În general, la titrarea acizilor, curba de titrare prezintă un "minim", acest "minim"

numai în cazul acizilor foarte slabi se deplasează spre 0; cu cât acidul este mai tare, cu

atât minimul se deplasează mai mult spre punctul de 100% titrare. Valoarea procentului

de titrare (amin) se poate calcula după relaţia lui Gilbert:

V(ml)Ve



68

o

d

o

dmin

C

K K ...

C

K a

în care:

Co = concentraţia iniţială a acidului, K = constanta ce include numărul de ioni în soluţie,

iar Kd = constanta de disociere a acidului.

În cazul titrării acizilor slabi, punctul de echivalenţă nu coincide cu minimul curbei

de titrare, de aceea se determină prin metode grafice.

3. Titrarea sărurilor hidrolizabile

În cazul titrării sărurilor hidrolizabile se obţin curbe de tipul celei prezentate în

Fig. 5.2.1.3 Astfel, în cazul titrării clorurii de amoniu cu hidroxid de sodiu, are loc reacţia:

Cl NaOH NHHO NaCl NH 44

Electrolitul slab care rezultă în cursul reacţiei disociază slab, conductibilitatea lui

fiind neglijabilă. În cursul titrării, ionii de amoniu, sunt înlocuiţi treptat cu ionii de sodiu şi

ca urmare a acestui fapt, în prima porţiune a curbei de titrare se observă o scădere a

conductibilităţii; după punctul de echivalenţă, prin creşterea numărului de ioni liberi din

soluţie, reacţia chimică practic a luat sfârşit, iar curba de titrare creşte treptat pe măsura

adăugării reactivului de titrare (Fig. 5.2.1.3.).

0 2 4 6 8 10 12

0.6

0.8

1.0

1.2

1.4

1.6

1.8

2.0

2.2

2.4

2.6

Curba de titrare conductometrica a NH4Cl-

c o n d u c t i b i l i t a e a , m S

Volumul, mL

B

Fig 5.2.1.3. Curba de titrare conductometrică a NH4Cl

5.2.2. Titrări bazate pe formare de combinaţii complexe

Curba de titrare în acest caz este asemănătoare cu cea obţinută în cazul titrării

sărurilor hidrolizabile, în locul electrolitului slab, puţin disociat, apare combinaţiacomplexă care, de asemenea este puţin disociată.



69

Prin această metodă se pot titra conductometric Cu2+, Zn2+, Ca2+, Mg2+, Cd2+ cu

complexon III, în medii de soluţii tampon corespunzătoare, dar trebuie să se ţină cont şi

de faptul că datorită ionilor soluţiei tampon este afectată variaţia conductibilităţii din

cursul titrării.

5.2.3. Titrări bazate pe reacţii de precipitare

În cazul formării pr ecipitatelor , conductibilitatea soluţiei se schimbă, are loc

scăderea concentraţiei ionilor activi din soluţie, în urma obţinerii precipitatului. De

exemplu, în cazul titrării unei soluţii de NaCl cu soluţie de AgNO3, reacţia ce are loc

este:

Na+ + Cl- + Ag+ +

3 NO = AgCl + Na+ +

3 NO

Conductibilitatea soluţiei care se titrează se schimbă deoarece conductibilitatea,

respectiv, mobilitatea ionilor de 3 NO diferă de cea a ionilor de clorură, mobilitatea

cationilor fiind asemănătoare, după punctul de echivalenţă, excesul de soluţie titrată

determină o creştere a conductibilităţii, prin înlocuirea ionilor de Cl- cu ioni de NO3-.

5.3. APARATURA FOLOSITĂ

Funcţionarea aparatului are la bază măsurarea tensiunii dezvoltate în urma proceselor

electrolitice, modificare sesizată de doi electrozi inerţi, bine definiţ i din punct de vedere

geometric, electrozi de Pt cu 3 inele (Fig.5.3.2.).

Aparatul indică valorile de conductibilitate ce se modifică în funcţie de natura

electroliţilor ce participă la reacţia de titrare.

În figura 5.3.1. este prezentat un aparat tipic de măsurare a conductibilităţii.

Fig 5.3.1. Conductometru portabil.



70

Aparatul este prevăzut cu o scală gradată în unităţi de conductibilitate, scală

Siemens (ohm-1), care face posibilă citirea directă a conductibilităţii.

Domeniul de măsurare este cuprins între 0,1 s-0,5 S, astfel încât se poate

utiliza la măsurarea conductibilităţii oricăror soluţii întâlnite în practica analitică.

Fig.5.3.2. Schema electrozilor conductometrici.

Electrozi utilizaţi în conductometrie :

a- clopot;

b-cu inele de platină

5.4. APLICAŢII PRACTICE

5.4.1. Determinarea factorului soluţiei de NaOH

Principiul metodei

Acidul oxalic este un acid tare la prima treaptă de titrare având pK1=1,25 şi este

un acid slab la a doua treaptă de titrare, având pK2=4,25.

Titrarea lui conductometrică cu soluţie de NaOH se poate realiza până la prima

treaptă, pe baza reacţiei:

COOH

COOH

COONa

COOH+ NaOH +H2O

Pe curba de titrare se observă o scădere a conductibilităţii soluţiei până la

neutralizarea completă a primului H+

, după acest punct are loc neutralizarea celui de-al

doilea H+:

COONa

COOH

COONa

COONa+ NaOH +H2O

Însă oxalatul acid de sodiu format la prima treaptă hidrolizează bazic, iar NaOH

format fiind puternic disociat conform reacţiei :



71

COONa

COOH

+ H2O

COOH

COOH+ Na+ + HO-

se constată o creştere puternică a conductibilităţii soluţiei, astfel încât la a doua treaptă,

punctul de echivalenţă nu se poate sesiza corespunzător.

Tehnica de lucru

Reactivi necesari

soluţie de NaOH 0,1 N;

acid oxalic.

Se prepară o soluţie de acid oxalic exact 0,1 N, având în vedere că în acest caz,

se titrează doar prima treaptă, echivalentul gram al acidului oxalic va fi: E = M =

126,068.

Se pipetează 10 mL (sau 5ml) de soluţie etalon de acid oxalic 0,1N în paharul de

titrare al aparatului şi se diluează până când soluţia acoperă cele trei inele de platină

ale electrodului, apoi se începe titrarea.

Se citeşte valoarea conductibilităţii la momentul 0 al titrării, iar apoi se începe

adăugarea soluţiei de NaOH 0,1 N câte 1 mL (sau 0.5ml). După fiecare adăugare de

soluţie se notează conductibilitatea corespunzătoare, indicată de aparat.

Titrarea se repetă de 3 ori, apoi se reprezintă grafic conductibilitatea în funcţie devolumul de soluţie de NaOH adăugat.

Se interpretează curba, se stabileşte valoarea Ve (volumul de echivalenţă) şi se

calculează factorul soluţiei de NaOH 0,1 N după formula cunoscută.

Înainte de fiecare titrare, aparatul se calibrează introducând electrodul în apă

distilată.

5.4.2. Dozarea conductometrică a HCl Principiul metodei

Acidul clorhidric, fiind un acid tare, poate fi dozat cu o soluţie de NaOH 0,1 N cu

factor cunoscut după reacţia:

H3O+ + Cl- + Na+ + HO- = NaCl + 2H2O

Conductibilitatea până la punctul de echivalenţă este determinată de ionii de

H3O+ proveniţi din disocierea acidului, după p.e. este determinată de ionii OH- proveniţi

din excesul bază adăugat.



72

Se recomandă această metodă mai ales în cazul soluţiilor colorate, când

indicarea punctului de echivalenţă cu ajutorul indicatorilor de culoare nu este posibilă.

Tehnica de lucru

Reactivii necesari

soluţie de NaOH 0,1 N;

soluţie de HCl de concentraţie necunoscută.

Pentru determinarea concentraţiei unei soluţii de HCl, se procedează ca şi în cazul

titrărilor acido-bazice, când utilizăm indicatori pentru evidenţierea punctului de

echivalenţă.

Soluţiile de acizi trebuie să aibă o concentraţie de aproximativ 0,1 N pentru ca

volumul de titrant să nu depăşească semnificativ 10 mL.

De aceea se determină densităţile soluţiilor cu concentraţie necunoscută, se

caută concentraţiile corespunzătoare în funcţie de densităţile respective, în tabele

analitice şi se stabileşte cantitatea de acid ce trebuie luată în lucru pentru prepararea a

100 mL soluţie de aproximativ 0,1 N.

Din această soluţie se iau exact 10 mL (5ml) (cu o pipetă cu bulă), se pipetează

în paharul de titrare al aparatului, se diluează cu aproximativ 50 mL de apă distilată şi,

după calibrarea aparatului şi fixarea corespunzătoare a electrodului (cele trei inele de

platină să fie în soluţie), se începe titrarea.

Construirea curbei de titrare

Se citeşte valoarea conductibilităţii soluţiei la momentul 0, când nu s-a adăugat

încă soluţie de NaOH 0,1 N, iar apoi se începe adăugarea soluţiei titrante, câte 1 mL

(0,5ml); după fiecare adăugare se notează conductibilitatea corespunzătoare în S sau

mS. Volumul de echivalenţă se determină din graficul = f(V). Se interpretează curbele

de titrare obţinute.

Concentraţia soluţiilor se calculează după aceeaşi formulă ca în cazul titrărilor

volumetrice cu diferenţa că volumul de echivalenţă se citeşte din grafic:

a

n E f V C

%

unde: V = volumul de soluţie de NaOH 0,1 N folosit, f = factorul soluţiei de NaOH 0,1 N,

n- normalitatea E = echivalentul-gram al acidului, a = cantitatea în grame de acid luat în

lucru.



73

5.4.3. Titrarea conductometrică a CH3COOH

Principiul metodei:

Acidul acetic poate fi titrat cu NaOH după reacţia:

CH3COOH + Na+ + HO- = CH3COO-+ Na+ + H2O

Acidul CH3COOH prezent în soluţie, fiind un acid slab puţin disociat, nu

influenţează semnificativ conductibilitatea acesteia. După punctul de echivalenţă,

datorită excesului de NaOH, cr eşte puternic conductibilitatea, ionii de OH- prezenţi în

exces mărind semnificativ conductibilitatea.

Tehnica de lucru

Reactivi necesari:

soluţie de NaOH 0,1 N cu factor cunoscut;

soluţie de CH3COOH de concentraţie necunoscută

Se prepară o soluţie diluată de aproximativ 0,1 N de CH 3COOH din soluţia cu

concentraţie necunoscută prin cântărirea la balanţa analitică a cantităţii

corespunzătoare volumului dat. Se pipetează 5 mL în paharul de titrare al aparatului, se

diluează cu apă până când cele trei inele ale electrodului sunt acoperite cu soluţie şi se

începe titrarea cu o soluţie de NaOH 0,1 N cu factor cunoscut. Se urmăreşte variaţia

conductibilităţii soluţiei în cursul titrării. Se construieşte curba de titrare, iar după

evaluarea acesteia se calculează rezultatele.

Calcularea rezultatelor se face după formula:

a

E f V C

1.0...%

unde: V = volumul de soluţie de NaOH 0,1 N folosit, f = factorul soluţiei de NaOH 0,1 N,

E = echivalentul-gram al acidului acetic, a = cantitatea de acid acetic căntărită.

5.4.4. Titrarea conductometrică a NH4Cl

Principiul metodei

Clorura de amoniu poate fi titrată cu NaOH după reacţia:

4

NH + Cl- + Na+ + HO- = NH4OH + Na+ + Cl-

NH4OH rezultat nu influenţează conductibilitatea soluţiei. După punctul de

echivalenţă, datorită excesul de NaOH, creşte puternic conductibilitatea.



74

Tehnica de lucru

Reactivi necesari

soluţie de NaOH 0,1 N cu factor cunoscut;

soluţie de NH4Cl de concentraţie necunoscută

Se prepară o soluţie diluată de aproximativ 0,1 N de NH4Cl din sarea sau soluţia

cu concentraţie necunoscută. Se pipetează 10 mL (5ml) în paharul de titrare al

aparatului, se diluează şi se începe titrarea cu o soluţie de NaOH 0,1 N cu factor

cunoscut. Se urmăreşte variaţia conductibilităţii soluţiei în cursul titrării.

Se construieşte curba de titrare, iar după evaluarea acesteia, citirea volumului de

echivalenţă, se calculează rezultatele în mod similar cu titrarea precedentă.

5.4.5. Titrarea conductometrică a oxalaţilor

Principiul metodei

Oxalaţii solubili pot fi titraţi cu o soluţie de CaCl2 0,1 N, în urma reacţiei rezultând

un precipitat alb, după reacţia:

4222

42 OCaCCaOC

Până la punctul de echivalenţă conductibilitatea este dată de prezenţa ionilor de

oxalat şi cationii sării respective, conductibilitatea soluţiei scade pe măsura consumării

ionilor de C2O42-.

Creşterea conductibilităţii soluţiei după punctul de echivalenţă va fi mai puţin

pronunţată, datorită formării oxalatului de calciu, combinaţie greu solubilă, car e nu va

elibera ioni în soluţie, conductibilitatea va fi asigurată doar de ionii metalici din sarea cu

conţinut de oxalat (Na2C2O4), precum şi de anionul sării de calciu (CaCl2).

Tehnica de lucru

Reactivi necesari

soluţie de CaCl2 0,1 N;

soluţie complexon III 0,05 M;

soluţie de NaOH 2N;

murexid;

soluţie de oxalat de concentraţie necunoscută.

Metoda poate fi aplicată şi pentru titrarea ionilor de calciu cu Complexon III.



75

Se prepară o soluţie de CaCl2 de aproximativ 0,1 N, al cărei factor se determină

complexometric: la 10 mL de soluţie CaCl2 se adaugă 2 mL de NaOH 2N şi se titrează

cu complexon III 0,05 M în prezenţă de murexid.

Se prepară o soluţie de oxalat de aproximativ 0,1 N din sarea sau soluţia

necunoscută.

Se pipetează 10 mL în paharul de titrare al aparatului, se diluează cu apă

distilată, astfel încât cele 3 inele de platină ale electrodului să fie în soluţie.

Se începe titrarea şi se urmăreşte variaţia conductibilităţii soluţiei pe măsura

adăugării soluţiei de CaCl2 0,1 N.

Se construieşte curba de titrare şi, după evaluarea acesteia, se calculează

rezultatele.

5.4.6. Determinarea conductometrică a sulfaţilor solubili

Principiul metodei

Sulfaţii solubili pot fi determinaţi cantitativ folosind o soluţie de Ba(NO3)2 0,1 N.

Conductibilitatea soluţiei ce conţine ionii sulfat va scădea odată cu formarea sulfatului

de bariu, solubilitatea BaSO4 fiind foarte mică, din sistem se elimină SO42-,

conductibilitatea va scădea până la punctul de echivalenţă.

Ba2+ + 24

SO = BaSO4

Tehnica de lucru

Reactivi necesari

soluţie de Ba(NO3)2 0,1 N cu factor necunoscut;

soluţie cu conţinut necunoscut în 24

SO .

Factorul soluţiei de Ba(NO3)2 0,1 N se determină, de asemenea

complexonometric în prezenţă de tampon amoniacal pH = 8,5 (2,5 mL) şi a indicatorului

negru erio T.

După titrare se construieşte curba conductometrică, din punctul de inflexiune al

acesteia se determină Ve.

În continuare se procedează ca în cazul oxalaţilor.



76

6 . METODE POTENŢIOMETRICE

6.1 Principii

Metodele electroanalitice ce permit măsurarea concentraţiei ionilor dintr -o soluţie,

din valoarea sau variaţia potenţialului unui electrod indicator introdus în soluţ ia unui

electrolit adecvat, se numesc metode potenţiometrice.

În aceste metode, atât semnalul de intrare, cât şi cel de ieşire, sunt de natură

electrică.

Măsurarea directă a valorii potenţialului unui singur electrod nu este posibilă de

aceea se construiesc celule electrochimice formate din electrodul indicator al

concentraţiei ionului analizat, asociat cu un alt electrod, de referinţă şi se măsoară

diferenţa de potenţial dintre cei doi electrozi.

Asocierea a doi electrozi imersaţi într -o soluţie, fie în două soluţii puse în contact

printr-o punte de legătură, formează o celulă electrolitică sau o pilă galvanică. Se disting

celule ireversibile la care reacţiile de electrod au loc la trecerea curentului electric, şi

celule reversibile la care reacţiile de electrod au loc şi în lipsa curentului.

Reacţia totală din celulă este o reacţie de tip redox, la unul din electrozi are loc o

reacţie de reducere –numit catod- însoţită de depunerea ionilor pe catod, iar la celălat

electrod are loc un proces de oxidare însoţit de trecerea ionilor în soluţie, numit anod.

Forţa electromotoare a pilei galvanice este o expresie a afinităţii faţă de electroni

a sistemelor redox din celulă.

Pentru determinarea concentraţiei unui ion din soluţie se măsoară f.e.m a unei

astfel de celule.

Reacţii de oxido-reducere, sunt reacţiile în care are loc transferul de electroni

de la un reactant la altul. De exemplu:

Ce4+ + Fe2+ Ce3+ + Fe3+

În această reacţie Ce4+ are o afinitate mare faţă de electroni, deci va accepta

electronul cedat de Fe2+, Ce4+ se compor tă ca agent oxidant,(se reduce), Fe2+ este

agentul reductor (se oxidează).

Reacţiile parţiale:

Ce4+ + e- Ce3+ reducere

Fe2+ Fe3+ + 1e- oxidare



77

În reacţiile redox numărul de electroni acceptaţi trebuie să fie egal cu numărul

electronilor cedaţi, de aceea, în reacţia ce implică un număr diferit de electroni,

coeficienţii vor fi diferiţi , de exemplu:

5Fe2+ +

4 MnO + 8 H+ = Mn2+ + 5Fe3+ + 4H

2O.

Reacţiile parţiale:

Fe2+ Fe3+ + 1e-

4MnO + 5 e- + 8 H+ Mn2+ + 4H2O

În aceste reacţii, numărul de electroni acceptaţi trebuie să fie egal cu numărul de

electroni cedaţi.

6.1.1. Electrozi şi aparatură

Din cele prezentate mai sus reiese că determinarea concentraţiei unui substanţe

de analizat, se poate face potenţiometric prin măsurarea potenţialului redox a unui

electrod indicator adecvat, în raport cu potenţialul redox a unui electrod de referinţă,

dacă aceştia sunt introduşi în soluţia de analizat.

Electrozii sunt traductori care transformă concentraţia într -o mărime electrică,

potenţial, curent, conductibilitate; pot să fie deci electrozi potenţiometrici, amperometrici,

conductometrici, etc.

Caracteristicile oricărui electrod, denumit şi sensor, sunt următoarele :

Funcţia de transfer exprimă relaţia dintre: semnalul de intrare –

concentraţie şi semnalul de ieşire: potenţial, curent, conductibilitate;.

Funcţia de transfer în potenţiometrie este ecuaţia lui Nernst, care exprimă

legătura dintre concentraţ ie – potenţial;

Funcţia de transfer în polarografie, ecuatia lui Ilkovič, care redă legătura

dintre concentraţie – curent;

Legătura dintre cei doi parametrii potenţial-concentraţie poate fi o expresie

matematică, logaritmică sau o relaţie liniară;

Un electrod este cu atât mai bun cu cât funcţia lui de transfer este liniară,

într -un domeniu cât mai larg de concentraţii, şi are o pantă cât mai mare, adică este cît

mai sensibil la modificările de concentraţie;

Selectivitatea, exprimată prin raportul semnal înregistrat/fond trebuie să fie

cât mai mare ;



78

Sensibilitatea reprezintă concentraţia minimă pe care electrodul o poate

semnala;

Electrozii trebuie să aibă o stabilitate mare în timp;

Timpul de răspuns este diferenţa de timp între modificarea semnalului de

intrare şi modificarea semnalului de ieşire (concentraţie –potenţial), trebuie să fie cât

mai mic;

Gradul de participare – perturbaţiile cauzate de prezenţa electrodului în

sistemul de analizat, să fie cât mai mic;

Siguranţă în utilizare şi economicitate .

Electrozii ocupă un loc important în determinările analitice cantitative, ei

furnizează informaţii deosebit de importante necesare intrepretării fenomenelor din

soluţii, permiţând şi caracterizarea echilibrelor din soluţie. Ei sunt componenţii principali

într -o instalaţie electrochimică.

Fig.6.1.1.1 Schema generală a unui circuit de

măsurare a unui potenţial;

1 - circuit de polarizare

2- celulă electrolitică;

3- aparat pentru măsurarea curentului;

4 - aparat pentru măsurar ea potenţialului de electrod ;

5 - electrod de lucru;

6 - electrod auxiliar;

7 - electrod de referinţă;

8 - sursă de curent

Pentru determinarea potenţialului unui sistem este necesar să se construiască

un circuit electrochimic, format dintr-o celulă electrochimică, ce conţine soluţia deanalizat, precum şi componente auxiliare ca: sistem de agitare, circuit de polarizare şi

de măsurare, sursă de curent, stabilizator de tensiune sau curent, instrument de

măsură, sau de înregistrare a mărimii urmărite, a semnalului de ieşire.

Electrodul auxiliar E A- are rolul de a mijloci trecerea curentului prin circuit;

Electrodul de referinţă ER - este o semicelulă, ce are un potenţial constant

independent de concentraţia substanţei analizate sau de alţi ioni prezenţi în soluţie.



79

Electrodul indicator (de lucru) EL- este acel electrod, care, introdus în soluţia de

analizat, indică un potenţial; pe acest electrod au loc procesele de electrod ce

generează un potenţial, notat cu Eind, valoarea acestuia fiind funcţie de concentraţia

speciei electr oactive din soluţie.

Puntea de sare- asigură trecerea ionilor dintr -o semicelulă în alta, împiedicând

amestecarea soluţiei de analizat cu soluţia electrodului de referinţă.

Potenţialul celulei este dat de ecuaţia:

Ecell = Eind - Eref + E j

Termenul Eind furnizează informaţii asupra concentraţiei substanţei de analizat-

specia electroactivă din soluţie.

Pe lângă aceste componente se mai disting următoarele porţiuni ale circuitului:

circuitul extern: conductori metalici prin care trecerea curentului electr ic se realizează

prin electroni; zona de electrolit unde curentul este transportat de către ioni; zona la

interfaţa electrod - soluţie, unde au loc reacţiile electrochimice, adică transformarea

conductibilităţii ionice în conductibilitate electronică şi invers.

Metodele potenţiometrice de analiză necesită o gamă largă de electrozi indicatori

cu ajutorul cărora se poate determina concentraţia ionilor de dozat din soluţie. Alegerea

corectă a electrodului indicator, cât şi a celui de referinţă, presupune cunoaşterea

tipurilor de electrozi cât şi a mecanismului lor de funcţionare.

Tipuri de electrozi

După natura sistemului electrochimic ce stă la baza determinării potenţialului,

distingem următoarele tipuri de electrozi:

Electrozi ind icatori m etal ic i

Sunt electrozi construiţi din metale în contact cu soluţia de analizat. Pot fielectrozi de speţă I, de speţă II şi de speţă III, tipul şi modul de funcţionare a acestora

va fi redat mai jos.

Electrozi de speţă I

1. Electrozi din metale pure, Me, în echilibru direct cu soluţia cationului

propriu ce participă la o singură reacţie:

n

)aq(Me + ne- Me(S)



80

Pentru aceşti electrozi, expresia potenţialul este dată de formula lui Nernst şi are

forma:

n

n

Meo

Me

oind an

E an

E E log0592,01

log0592,0

În care Eind este potenţialul electrodului, n Mea - activitatea ionului metalic în

concentraţie molară [Men+].

Dacă se ia în considerare că:

-log [Men+] = pMe (exponentul concentraţiei ionilor metalici)

expresia pentru potenţialul electrodului se reduce la formu la:

pMen

E E n Meind

0592,0

Astfel de electrozi sunt utilizaţi pentru următoarele sisteme: Cu/Cu2+; Zn/Zn2+;

Cd/Cd2+; Bi/Bi3+; Pb/Pb2+; Ti/Ti+. Forma redusă a sistemului respectiv este insolubilă

deci potentialul electrodului depinde doar de concentraţia ionului din soluţie aceste

sisteme se numesc sisteme ireversibile.

2. electrodul de Ag confecţionat dintr -un fir de argint în contact cu o soluţie

de Ag+. Potenţialul electrodului este dat de relaţia :

E = 0,7995+0,0591 log a Ag+ , EoAg= 0,7995

Se utilizează în titrările potenţiometrice la care participă ionii Ag+.

3. electrodul de mercur poate fi utilizat atât ca elecrod de pH; de speţa I –

pHg, şi de speţa a II , pX(X= halogen); cât şi ca electrod de speţa a III- pYn-. Ca electrod

de speţa I, funcţionează reversibil în raport cu ionii Hg2+, respectiv Hg22+. Folosit ca

electrod de mercur în contact cu Hg2+, are expresia potenţialului:

E=0,85+log aHg2+

Folosit ca electrod indicator pentru ionii mercuroşi, are expresia potenţialului:

E= 0,798+log aHg 2

2

4. electrodul de hidrogen, standard de hidrogen ESH, (SHE), acest

electrod este constituit din Pt-platinată (acoperită cu negru de platină), pentru a mări

suprafaţa specifică de contact Acest electrod este cufundat într -o soluţie apoasă de acid

cu activitate Ha constantă. Această soluţie este saturată în H2 gaz la o presiune de 1

atm. Reacţia parţială ce are loc la acest electrod este reducerea ionilor H+ la [H] :

2 H+ (aq.) + 2 e- = H2 (g)



81

Semicelula corespunzătoare poate fi reprezentată astfel:

Pt, H2 (p = 1,00 atm)|H+ (aH+ = 1,00)||

Dacă electrodul este scufundat într -o soluţie ce conţine H+ , electrodul este

reversibil faţă de ionii de hidrogen în soluţia în care este scufundat, potenţialul

semicelulei, deci a electrodului de hidrogen, este dat de relaţia:

2

ln0 H

H

P

a

nF RT E E

prin înlocuirea ln (logaritmului natural) cu log (logaritm zecimal) expresia devine:

E = E0+2

log058,0 H

H

P

a

Prin convenţie, potenţialul electrodului de hidrogen este considerat ca având

valoarea 0,000 V la toate temperaturile şi în toate mediile, fiind ales ca electrod de

referinţă pe scara potenţialelor standard de electrod.

Electrozi de speţa a II -a

Metalele sunt utilizate ca electrozi indicatori, nu numai pentru cationi, ci şi pentru

anioni, dacă dau un răspund faţă de activitatea anionilor din soluţie. Potenţialul

electrodului de Ag reproduce concentraţia ionilor Cl- din soluţie, dacă este imersat într -o

soluţie saturată de AgCl. Reacţia de electrod fiind următoarea: Ag + Cl- AgCl + e- Eo = 0,222V

Ecuaţia lui Nernst pentru acest proces este dată de formula:

E = o

AgClE + 0,0592 log[Cl-] = o

AgClE + 0,0592 pCl

Acest electrod se numeşte electrod de speţa II, pentru ionii de Cl-.

Dacă concentraţia anionului este constantă, aceşti electrozi pot fi folosiţi ca

electrozi de referinţă, când această concentraţie este variabilă electrozii funcţionează ca

electrozi indicatori faţă de anion. Câteva exemple de astfel de electrozi sunt redate în cele ce urmează:

1. electrodul de calomel este format din Hg metalic Hg2Cl2 şi este reversibil

faţă de ionii Cl- schematic este redat astfel:

Hg | Hg2Cl2 sol. sat. KCl (XM) |

Unde x reprezintă molaritatea soluţiei care poate fi 0,1N ,1M sau saturată ( 4,6

M).

În funcţie de concentraţia soluţiei există mai multe tipuri de electrozi de calomel:decinormal normal şi saturat (cel mai utilizat).



82

Electrodul saturat de calomel (ESC).

Reacţia de electrod a semicelulei acestui electrod este următoarea:

Hg2Cl2(S) + 2 e- 2 Hg + 2 Cl- (aq)

Eo= 0,24444V la 25 oC

Acest electrod este constituit dintr-un tub de 5-15 cm lungime şi diametru 0,5-1,0

cm. În tub este introdusă o pastă de Hg/Hg2Cl2, în contact cu soluţie KCl saturată. În

pastă este imersat un electrod inert ,Pt.

Contactul cu soluţia de analizat se realizează printr -o punte de sare, agar – agar

+ KCl, şi un disc de filtru poros, care asigură trecerea doar a ionilor între cele două

soluţii, soluţia de analizat şi soluţia din spaţiul interior al electrodului. Structura acestui

electrod poate fi redată astfel: Hg/Hg2Cl2/KCl iar reacţia r edox de funcţionare a

semicelulei este:

2Hg Hg22+ + 2e-

Expresia generală a potenţialului, dată de formula lui Nernst este:

]log[2

059,0 2

20

Hg E E

Concentraţia ionilor mercuroşi Hg22+ se exprimă din produsul de solubilitate alprecipitatului Hg2Cl2 :

Ps, 2

2222

2 ]Cl[

Ps]Hg[

ClHg

Înlocuind această valoare în formula lui Nernst, potenţialul electrodului, se va

calcula după formula:

E = E0 + 0,029logPsHg2Cl2 – 0,0291log[Cl-]

Cunoscând valoarea potenţialului normal redox a Hg22+/ 2Hg, ca fiind E0 =

0,789V, şi efectuând calculele numerice, potenţialul electrodului în soluţie saturată de

KCl, va avea valoarea E = +0,24444V la 25 °C Acest electrod, cel mai adesea, se

foloseşte ca electrod de referinţă cu prescurtarea, ESC, electrod saturat de calomel,

adică în soluţie saturată de KCl.

Precauţii de utilizare a acestui electrod: nu se utilizează peste 800C şi trebuie

evitat contactul cu O2, dizolvat în soluţie, pentru a impiedica oxidarea Hg la Hg2

2+

. Avantaje: poate fi utilizat atât în soluţii apoase cât şi neapoase.



83

2 electrodul de Ag/AgCl - electrod de referinţă.

Un sistem analog (ca cel de calomel saturat) îl constituie electrodul de argint Ag,

imer sat în soluţie-pastă de AgCl şi soluţie saturată de KCl. Schema acestui electrod

este:

Ag | AgCl, KCl sat ||

Reacţia semicelulei va fi:

AgCl (S) + e- Ag + Cl

Iar expresia potenţialului este redată mai jos:

E = E0 + 0,059logPs AgCl – 0,0591log[Cl]

Potenţialul acestui electrod este 0,199V la 25 oC.

3. electrod pentru complexonaţi metalici Hg/HgY2-

În afara precipitatelor unor ioni se pot folosi şi electrozi ce se bazează pe

utilizarea unor complecşi, cu o stabilitate mare, ai unor ioni metalici, un astfel de

exemplu este electrodul de HgY2- (complexonat mercuric). Mercurul serveşte ca

electrod indicator pentru ionii de Y4—complexon III, participând la următorul sistem

redox:

HgY2- + 2 e- = Hg(e) + Y4- E=0,21 V

E =

2

4

2

HgY

yo

HgY a

alog

2

0592,0E

Deoarece constanta de stabilitate a HgY2- este mare (6,3.1021), concentraţia

complexului poate fi considerată constantă faţă de concentraţia mare a ligandului Y4-,

practic potenţialul electrodului depinzând doar de variaţia concentraţiei acestuia:

E = K +2

0592,0 pY

în care pY= -log[Y4-]

Aceşti electrozi sunt utilizaţi cu bune rezultate în titrările complexonometrice a

cationilor metalici.

Electrozi de speţa a III -a



84

Sunt electrozi reversibili în raport cu ligandul unui complex stabil , se mai cunosc

ca electrozi metal-complex.

Sunt alcătuiţi dintr -un metal M1 şi un complex stabil M1X al metalului M1 şi un

complex mai puţin stabil al altui ion metalic M2X, în soluţia ce conţine ionii acestui metal,

şi ligandul cu care ionul metalic formează acest complex.

Exemple de electrozi de speţa a treia : M1/M1X/M2X/M2+,

M2+ + HgY2- = MY2- + Hg2+

Reacţia de indicare bazându-se pe complexarea ionului metalic de electrodul de

mercur Hg/HgY2-/MY2-/M2+.

Constantele de stabilitate ale complexonaţilor metalici, ce participă în construcţia

acestor electrozi trebuie să aibă valori mult diferite, cel puţin cu patru ordine de mărime

între ele. În aceste cazuri potenţialul electrozilor depinde numai de concentraţia

metalului liber sau a ligandului liber:

E = const + 0,0296 log[M2+] KHgY >> KMeY

E = const – 0,0296 log[Y4-]

Cei mai utilizaţi electrozi de acest tip sunt electrozi utilizaţi pentru dozarea ionilor

de Ca2+, de exemplu pilele reprezentate mai jos folosesc la dozarea ionilor de Ca 2

astfel de electrozi, reprezentat de schema:

(-) Ag/Ag2C2 O4,/Ca C2 O4,/Ca2+.(+)

(-)Zn/Zn-oxalat/Ca-oxalat/Ca2+ (+) Schema I

E = E0 + 0,029log[Zn2+]

concentraţia ionilor de Zn2+ în funcţie de produsul de solubilitate al precipitatului de

oxalat de zinc va fi:

[Znn+] =]Ox[

P OxsZn

2

şi [Ox2-] =]Ca[

P OxsCa

2

înlocuind în expresia potenţialului de electrod al pilei redată în schema I, se va obţine:

E = E0 +0,029logPsZn-Ox +0,029logPsCa-Ox + 0,029log[Ca2+]

Primii termeni ai acestei egalităţii fiind valori constante pot fi cuprinşi într -o

singură constantă, E0’ simplificând astfel expresia ce redă potenţialul electrodului

indicator:

E = E0’+ 0,029log[Ca2+]



85

Expresia de mai sus arată că potenţialul electrodului este reversibil faţă de

ionii de Ca2+ şi nu faţă de cei de Zn2+, stabilitatea complexonatului de Zn2+ fiind

mult mai mare decât a celui de Ca2+ (cu Ox- s-a prescurtat oxalat).

Electrozi de t ip redox

Metalele ca Pt, Au, Pd, Ir, sau carbonul, sunt conductori inerţi, dar prezintă un

răspuns faţă de variaţia concentraţiei unui sistem redox, dacă sunt în contact cu soluţia,

în care există sistemul redox reversibil, dobândind un potenţial redox stabil şi

reproductibil.

Mecanismul funcţionării acestor electrozi poate fi explicat astfel: metalul nobil în

soluţie de oxidanţi (bicromat de potasiu, permanganat de potasiu) se acoperă cu un

strat de oxid, funcţionând ca un electrod de metal-oxid metalic.

În soluţii de reducători hidrogenul gazos degajat, saturează suprafaţa electodului

de platină făcând ca acesta să funcţioneze ca electrod de hidrogen. Electrozii de tip

redox se utilizează mai des în titrări redox în care sunt implicate sisteme redox

reversibile.

Un astfel de electrod este şi electrodul de chinhidronă, reversibil faţă de ionii de

H+.

Electrodul de chinhidronă este constituit dintr-o placă sau un fir de Pt sau Au,

imersat în soluţia saturată cu chinhidronă (amestec izomolar de chinhidronă şi

hidrochinonă). Procesul de electrod presupune oxidarea hidrochinonei la chinonă după

reacţia:

OH

OH

O

O

+ 2 H2O + 2 H3O+ + 2 e-

Potenţialul electrodului, dat de primul echilibru, este dependent de pH şi poate fi

redat prin expresia:

pH059,0]QH[

]Q[log

2

0592,0E

]QH[

]H][Q[log

2

0592,0EE

2

0

2

2

0

La pH<9 expresia de calculare a potenţialului este:

E = E0 +0.059 log aH+ = E0 - 0.059 log pH

electrodul funcţionând ca electrod indicator de pH.



86

Peste pH>9 electrodul nu funcţionează în acest mod, funcţia de electrod ne mai

putând fii controlată, survin erori mari în măsurarea pH-lui, de aceea nu se utilizează la

pH>9.

Avantajul folosirii acestui electrod este uşurinţa preparării lui, dar dezavantajul

constă în impurificarea soluţiilor.

Electrodul de Pt este cel mai utilizat electrod redox, la suprafaţa căruia au loc

procese redox, de tipul celor prezentate mai jos:

Fe2+ Fe3+ + 1e

Ce3+ Ce4+ + 1e

Potenţialul electrodului de Pt imersat în soluţia care conţine ioni de Ce3+ şi Ce4+,

poate fi redat prin expresia:

Eind =

3

4o

)IV(CeCe

Celog0592,0E

Electrodul de Pt poate fi folosit în titrările sistemelor redox reversibile; ca electrozi

indicatori, în: permanganometrie, dicromatometrie, cerimetrie, iodometrie, iodatomerie,

bromatometrie etc. (Sisteme în care atât forma oxidată cât şi forma redusă sunt solubile

Fe3+/ Fe2+, Ce4+/ Ce3+, MnO4-/Mn2+, Cr 2O7

2-/2Cr 3+ etc).

În afară de Pt ca electrod indicator se folosesc, dar mai rar, şi alte metale nobile.

Electrozi membrană

Electrozi cu membrană sunt sisteme electrochimice constituite dintr -o membrană

ce separă două soluţii ce conţin acelaşi electrolit, dar cu activităţi (concentraţii) diferite.

Cel mai reprezentativ exemplu de astfel de electrod este electodul membrană

de sticlă utilizat pentru determinarea pH-ului soluţiilor, specific pentru ionii de hidrogen,

denumit electrod de pH (Fig.6.1.1.2.).

Electrodul este construit dintr-o membrană de sticlă permeabilă pentru ionii de[H3O

+], "balonaş", în interiorul căruia se află o soluţie cu activitatea ionilor de [H3O+]

constantă, numită soluţie internă, precum şi un electrod de referinţă AgCl (sat)|Ag, [Cl -]

= 1M. Potenţialul electrodului respectiv se măsoară faţă de un electrod de referinţă

extern.



87

Schema pilei electrochimice este următoarea:

ESC|Sol.de analizat(H3O+=ai)||Membr.sticlă|[H3O

+]=ax, faţă de

[Cl]=1M,AgClsat|Ag,Electr.deref.2

Fig. 6.1.1.2. Electrodul de sticlă

În figura 6.1.1.3. sunt redate câteva tipuri de electrozi tip membrană.

Fig.6.1.1.3. Diferite tipuri de electrozi membrană

A-electrod de sticlă; B-electrod cu membrană lichidă;

C-electrod cu membrană solidă;

1-membrană ,2-electrolitul intern, 3-corpul electrodului,

4 -electrod de referinţă intern.,5-membrană lichidă,

6-tub de sticlă

În momentul în care electrodul este imersat în soluţia de analizat, soluţia externă,

la suprafaţa lui apare o diferenţă de potenţial, datorită diferenţei de concentraţii dintre

cele două soluţii, interioară a electrodului şi exterioară din paharul de titrare.



88

Ionii de hidrogen vor tinde să treacă din soluţia mai concentrată spre cea diluată,

prin membrana semipermeabilă, acest proces va determina în acest caz apariţia unui

potenţial, o diferenţă de potenţial EM, ce depinde de activitatea ionilor de hidrogen din

ambele soluţii. Pe lângă acest proces mai are loc şi un fenomen de adsorbţie a ionilor

din soluţie pe suprafaţa sticlei, de difuziune a ionilor solvataţi în interiorul balonaşului de

sticlă, ceea ce va avea ca efect modificarea potenţialului electrodului.

S-a demonstrat că cel mai important contact electric între suprafaţa elecrodului şi

instrumentul de măsură, s-a realizat prin intermediul unui electrod de referinţă intern,

format din Ag|AgCl|Cl-, astfel că electrodul de sticlă poate fi scris conform schemei

prezentate :

ESC|Sol.deanalizat(H3O+=ai)||Membr.sticlă|[H3O

+]=ax,[Cl]=1M,AgClsat|Ag,Electr.deref.2

Prin || s-a marcat membrana de sticlă a electrodului

Diferenţa de potenţial este dată de modificarea activităţii ionilor de H+ atât în

cavitatea electrodului cât şi în exteriorul acestuia (mediu de reacţie), după următoarea

relaţie:

xa

ia

nF

RTM

lnE

în care:ax - este activitatea ionilor de hidrogen din soluţia de analizat

ai - este activitatea ionilor de hidrogen din soluţia tampon cu pH cunoscut din

interiorul balonaşului de sticlă.

Înlocuind logaritmii naturali cu logaritmi zecimali, expresia potenţialului electrodului de

sticlă va fi:

EM= 0,059(log ai-log ax) = 0,059(pHi – pHx) sau

E = k - 0,059pHx

Deoarece activitatea ionilor de H+

din interiorul balonaşului de sticlă esteconstantă produsul 0,059pH2=K, reiese că la suprafaţa membranelor de sticlă, care

sunt în contact cu soluţii apoase, apar diferenţe de potenţial care, în funcţie de

compoziţia sticlei, variază cu activitatea ionilor de H+ din soluţie.

În soluţii apoase sticla se hidratează, se umflă, structura unui astfel de electrod

poate fi redată astfel:

(1)Soluţia

internă

Strat hidratat Sticlă

uscată

Strat

hidratat

(2) soluţiade cercetat



89

În conformitate cu această schemă, Eisenman dă pentru expresia potenţialul

membranei, următoarea formulă:

)2(

cd

)1(

cm VVVV

unde Vc - potenţialul de contact în faze (1) şi (2) ,Vd - potenţialul de difuziune. Potenţialele de contact, de difuziune, între faze, apar în urma reacţiilor de schimb

ionic între ionii de H+ şi ionii de Na+:

¯ H+ (soluţie) + Na+ (sticlă) H+ (sticlă) + Na+ (soluţie)

Potenţialul de difuziune depinde de raportul mobilităţii ionilor de H +, Na+, sticla

având o importanţă foarte mare în procesele de echilibru, chiar şi variaţii mici în

compoziţia acesteia, poate duce la modificări mari în funcţionarea electrodului.

Electrozii de sticlă pot fi şi electrozi cation sensibil, mai ales la cationi

monovalenţi ai metalelor alcaline: Li+, Na+ ,K+, ,Rb+ ,pr ecum şi la Ag+ ,Tl+.

Electrodul de sticlă, fiind cel mai utilizat electrod membrană, este verificat şi

etalonat în raport cu un electrod de hidrogen, folosind o soluţie tampon cu pH cunoscut.

Electodul de sticlă dă rezultate bune pe domeniul de pH=1-11 (unii electrozi chiar

pâna la pH-13); în soluţii mai alcaline sticla este atacată de alcalinitatea soluţiei.

Electrodul de sticlă are avantajul că;

permite măsurarea pH-lui cu precizie mare;

permite determinarea rapidă a pH-ului;

nu este atacat de soluţii de oxidanţi, deci poate fi utilizat şi în prezenţa

acestora;

poate fi folosit şi în soluţii colorate.

Are dezavantajul că;

este foarte fragil;

în timp, potenţialul lui este influenţat de îmbătrânirea sticlei; dând erori de

măsurare

- abaterea de la liniar itate în mediu alcalin, eroare alcalină. Apare la pH>11, ea

depinde de natura sticlei (compoziţie), de pH şi de ionii prezenţi în soluţie.

- abaterea în mediu acid, eroarea acidă este de semn contrar.

Se utilizează pe domeniul de pH 1-10.



90

Dacă pH-ul din interiorul sticlei este egal cu cel din exterior şi cei doi electrozi de

referinţă sunt identici, f.e.m. a pilei ar trebui să fie egală cu zero, în practică însă este

diferită de zero şi se numeşte potenţial de asimetrie al electrodului de sticlă datorat

diferenţei în propietăţile fizico-chimice ale celor două suprafeţe.

Deoarece valoarea K din expresia potenţialului E = k - 0,059pHx nu este

cunoscută, funcţia E= f(pH) se stabileşte prin etalonare, utilizând soluţii tampon

standard, verificarea se face periodic.

Electrodul de sticlă se utilizează la determinarea pH-ului şi în titrările acido-

bazice, atât în mediu apos, cât şi neapos.

Sensori i ion-select iv i , sunt semipile electrochimice (electrozi), în care la

interfaţa electrod-electrolit apare o diferenţă de potenţial datorită repartizării inegale a

sarcinilor. Interfaţa se realizează cu ajutorul unor membrane selective; în acest caz,

transportul de materie între fazele interioare şi exterioare se realizează altfel decât dacă

cele două faze ar fi în contact direct. Transportul selectiv se realizează prin schimb de

ioni, de electroni, prin adsorbţie, extracţie sau procese cinetice interfaciale. Aceste

fenomene duc la apariţia potenţialului de membrană, care este determinat de activitatea

ionilor din soluţiile exterioare.

Membranele schimbătoare de ioni au în constituţia lor grupări funcţionale ionizate

sau ionizabile. Aceste membrane trebuie să îndeplinească următoarele caracteristici:

a). să existe un echilibru de repartiţie a ionilor pe ambele interfeţe. Unul dintre

ioni să fie favorizat în ambele faze;

b). să aibă loc schimb de ioni pe interfeţe (membrane permeabile);

c). masa membranei să transmită câmpul prin conductibilitate ionică sau

electronică.

Numărul sensorilor ion-selectivi este mare; ei se pot clasifica în funcţie de

procesul care generează potenţialul, de starea de agregare sau natura chimică amaterialului electroactiv după cum urmează:

1. Electrod ion selectiv cu membrană de sticlă;

2. Electrod ion selectiv cu membrană solidă;

3. Electrod ion selectiv cu membrană lichidă:

a) schimbători de ioni - drept componente de membrană

b) cu grupări ligand neutre drept componente de membrană.



91

Electrod ion selectiv pentru halogenuri.

Sunt constituiţi dintr -un material activ şi unul inactiv (suport).

Materialul activ este fixat pe un suport inactiv, cu scopul de a mări stabilitatea

mecanică a membranei. Drept material inactiv se utilizează PVC, polietilenă, cauciuc

siliconic. Pe această membrană au fost fixate precipitate greu solubile: AgCl, AgBr, AgI,

Ag2S .

Un astfel de electrod este construit dintr-o bară poroasă, cilindrică, preparată prin

presare din grafit hidrofilizat cu teflon, fixat într -un tub de teflon.

Contactul electric se realizează cu o bară de oţel inoxidabil. Electrodul se

activează prin acoperirea suprafeţei expuse cu substanţă activă (frecare). Potenţialul

unui astfel de electrod este dat de relaţia:

E = E - 0,059 log xa .

în care xa este activitatea ionilor care determină procesul redox de electrod

(Funcţionarea- vezi titrări potenţiometrice prin precipitare).

APLICAŢII PRACTICE 6.2. Determinări potenţiometrice

Pot fi directe şi indirecte după cum se determină activitatea unui ion din soluţiade analizat prin măsurarea f.e.m. a unei pile, şi metode indirecte, în care cantitatea unui

ion se determină din variaţia potenţialului în urma unui proces de titrare. Măsurarea

atât a unei valori date de potenţial cât şi a variaţiei de potenţial se face cu

potenţiometre. Circuitul electric al unui potenţiometru este redat în Fig.6.2.1 şi cuprinde:

o sursă de curent, un instrument de măsură, galvanometrul G, comutatoarele K1 şi K2’

electrodul indicator, EX şi electrodul de referinţă EN

Fig.6.2.1 Schema unui potenţiometru.E x - potenţialul ce urmează a fi măsurat; E -valoarea de potenţial aplicată; E.N -element normal-de referinţă



92

6.2.1. Măsurătorile directe. Determinări de pM şi pX

Se bazează pe relaţia între potenţialele de electrod şi activitatea ionilor din

soluţie: ioni metalici, ioni de hidrogen, ioni de halogeni, etc

a) Determinări de pM, pH-ului şi pX. Concentraţiile ionilor metalici se determină

printr-o singură măsurătoare de f.e.m., iar calcularea acestora, se face din ecuaţia lui

Nernst. Pentru a determina concentraţia unei singure specii, toţi ceilalţi parametrii ai

sistemului trebuie să fie constanţi şi cunoscuţi. Astfel, concentraţia ionilor de Ag+ se

poate măsura prin măsurarea f.e.m. a pilei, constituită dintr -un electrod de Ag în contact

cu soluţia ionilor proprii (electrod de speţa I) şi un electrod de referinţă, ESC. (-)Hg; Hg2Cl2; KCl sat || Ag+ (x moli); Ag(+)

Ecuaţia după care se poate determina f.e.m. este:

Ag calomel

o

Ag anF

RT E E E ln

în care o

Ag E şi Ecalomel f iind cunoscute, concentraţia ionilor de argint, [Ag+],se poate

exprima din ecuaţia lui Nernst dată mai sus, conform relaţiei:

S

E E E E

antia jref

Ag

0

log

Valoarea numerică a acestei expresii, sau concentraţia corespunzătoare în ioni

de argint, se determină cu ajutorul unei curbe de etalonar e, din care se calculează S,

fiind panta acestei curbe, restul valorilor fiind cunoscute.

Aceste măsurători au o precizie redusă datorită apariţiei potenţialului de

difuziune (joncţiune) la limita de separare a celor doi electrozi şi necunoaşterii valorii

exacte a coeficienţilor de activitate.

Toate aceste măsurători folosesc o semicelulă formată dintr -un electrod de speţa

I Ag/Ag+, Hg/Hg2+, Fe/Fe2+Fe3+ etc. în contact cu un electrod de referinţă, de cele mai

multe ori, ESC, sau pentru determinarea valorilor Eo a unui sistem, electrozii de speţa I

sunt cuplaţi cu ENH.

Metodele potenţiometriei directe sunt aplicate mai ales la determinarea activităţii

ionilor metalici, deci a pM-ului, cu precădere la determinarea concentraţiilor în ioni a

Na+, K+, X-, etc.



93

Fig.6.2.1.1. pH –metru digital

Pentru ionii ce nu participă la reacţii de electrod reversibile, ca în cazul ionilor

metalelor alcaline, determinarea concentraţiei acestora este mai greu de realizat prin

metode chimice.

Metoda este cel mai frecvent aplicată la determinări de pH. Aparatul cu ajutorul

căruia se măsoară pH-ul numit pH-metru este redat în Fig.6.2.1.1.

Determinarea pH-ului.

Pentru determinarea valorii pH-ului, concentraţia în H+ a unei soluţii date, se

utilizează electrodul de sticlă; aşa cum s-a menţionat şi la capitolul de sensori ion-

selectivi; electrodul de sticlă are următoarele avantaje:

funcţionează cu precizie, ca indicator de pH, într -un interval de la pH -1-12;

răspunsul electrodului este rapid (cu excepţia soluţiilor puternic alcaline);

măsurătorile nu sunt influenţate de agenţi oxidanţi, reducători, gaze dizolvate în

soluţie;

permite măsurători în soluţi colorate, medii heterogene, soluţii coloidale;

are o durabilitate mai mare decât cea a electrodului de hidrogen.

Dezavantaje pe care le prezintă acest electrod sunt:

are o comportare anormală în soluţii puternic acide (pH<1) şi în soluţii puternic

bazice (pH>12). ,funcţia lui este liniară doar între pH =1-12;

prezintă un potenţial de asimetrie datorită curburii sticlei cât şi a hidratării

diferenţiate a celor două suprafeţe a balonaşului de sticlă (interioară şi

exterioară);

fragilitatea mare;

necesitatea etalonării periodice a electrodului.



94

Măsurătorile de pH se execută astfel: se alcătuieşte o pilă dintr -un electrod de

sticlă şi un electrod de calomel şi se determină f.e.m. a acestei pile, expresia acesteia

pentru măsurători la 250C este dată de ecuaţia:

E = ε +0,05915 pH

unde constanta ε = Eref + E j , iar E j reprezintă potenţialul de joncţiune, care se

determină prin măsurarea f.e.m. a pilei, în care soluţia de cercetat este înlocuită cu o

soluţie standard cu pH bine cunoscut, conform schemei:

a) electrod de sticlă

b) electrod de sticlă

soluţie standardcu pH cunoscut

electrod decalomel saturat

electrod decalomel saturatsoluţie x pHx

La construcţia actuală a electrodului de sticlă este indus şi electrodul de referinţă

exterior, ceea ce simplifică semnificativ măsurătorile.

Considerând Es f .e.m. a celulei ce conţine soluţia standard şi Ex f.e.m. a celulei

ce conţine soluţia necunoscută, valoarea pHx va fi calculată după formula:

10lnRT

F)EE( pH pH sx

sx

în care pHs- este pH-ul soluţiei standard

Ex şi Es potenţialele corespunzătoare a celor 2 electrozi

Aceasta presupune, existenţa unor soluţii standard cu pH cunoscut, cu care să

se compare soluţiile cu pHx , necunoscut.

Cei doi electrozi se imersează în soluţie de analizat şi se ajustează butonul pH-

metrului, până când aparatul indică pHs.

Se aleg soluţii standard cu pH-ul apropiat de cel al soluţiei necunoscute. Se

impune etalonarea electrodului de sticlă şi a celui de calomel saturat, înaintea măsurăr ii

unei valori de pH.

Se etalonează nu numai electrozii dar şi pH-metrele, folosind electrozi deja

etalonaţi şi 3 soluţii standard: una cu pH în domeniul acid, alta în domeniul bazic şi o a

treia soluţie standard pentru verificare.



95

Calibrarea sistemului de electrozi se impune, deoar ece electrodul de sticlă poate

îmbătrânii, ducând la alterarea semnalului, deci la erori.

Calibrarea se face prin urmărirea răspunsului electrodului indicator care trebuie

să fie liniar î ntre pH 1,0-12,0 .

Calibrarea se face în două puncte de pH , preparând soluţii tampon cu diferenţe

de pH cât mai mari (4-5 ordine de mărime).

Cel mai des se foloseşte o soluţie de biftalat de potasiu, KHC6H4(COO)2 0,05

mol/L, care are pH = 4,008 la 250 C şi soluţie de borax 0,01mol/L care are pH = 9,170 la

250.

Tehnica de lucru

Se măsoară mai întâi pH-ul primei soluţii şi se calibrează pH-metrul pentru

domeniul acid, apoi se calibrează cu ajutorul celei de a doua soluţii, pentru domeniul

bazic. Se verifică răspunsul optim cu a treia soluţie cu pH cunoscut.

Calibrarea se repetă de atâtea ori până când prima calibrare şi a doua calibrare

dau valori exacte de pH. Calibrări se fac zilnic pentru măsurători exacte de pH.

Pregătirea electrodului de sticlă şi utilizarea l ui se face în conformitate cu

instrucţiuni date de către fabrica producătoare. Ca regulă generală, înainte de utilizarea

electrodului acesta se hidratează 24 de ore, ţinându -l în HCl 0,1mol/L sau într -o soluţie

cu pH cunoscut de obicei pH = 7 (soluţie tampon).Între două măsurători, electrodul se

ţine în apă distilată. Deoarece membrana electrodului este foarte sensibilă, electrodul

se protejează cu un manşon de sticlă, ştergerea electrodului are dezavantajul

modificării potenţialului.

Din cauza fenomenului de îmbătrânire se procedează uneori la reactivarea

electrodului (membranei) prin imersare 20-20 de secunde în HCl 1:1 şi NH3 20%.

Această operaţie se face de mai multe ori, apoi se lasă electrodul să stea 10-12 ore în

HCl 0,1mol/L

Măsurarea activităţii ionilor utilizând electrozi ion-selectivi. Existenţa unui

mare număr de electrozi membrană ion-selectivi permite măsurarea activităţii ionilor

pentru care au fost construiţi.

Dacă se consideră ionul A+, pentru care există un electrod membrană cu ajutorul

căruia i se poate măsura activitatea acestuia, principiul este analog cu cel aplicabil la

măsurarea pH-ul:



96

Se defineşte pA = - log Aa

exponentul concentraţiei ionului de analizat

Se alcătuieşte celula:

electrod membranăindicator aA+


soluţie x pAx=?

electrod membranăindicator aA+

soluţie standardcu pH cunoscut


şi

Analog cu pH-ul, exponentul ionului de analizat va fi definit ca fiind:

10lnRT

ZF)EE( pA pA sx

sx

Se procedează la verificarea, etalonarea electrozilor, etalonarea potenţiometrelor

utilizând soluţii standard cu activităţile ionului respectiv determinate convenţional. Prin

acest mod se pot determină pNa, pK, pCa pX, pF, pO2 şi orice altă activitate pentru

car e există un electrod indicator, inclusiv medicamente.

Metodologia practică de determinare a pH-ului.

După cum s-a arătat şi în paragraful anterior, pH-ul unei soluţii, se exprimă în

raport cu pH-ul unei soluţii de referinţă, conform formulei:

pH = pHS -K

EE S

în care: pH -soluţiei de analizat; pHS - pH-ul soluţiei de referinţă;

E - potenţialul soluţiei de analizat exprimat în volţi (V);ES - potenţialul soluţiei de

referinţă cu pH cunoscut; K - constantă care depinde de temperatură, valoar ea ei pentru

anumite temperaturi este redată în tabelul 6.2.1.1.

Tabelul.6.2.1.1 Valorile constantei K la diferitetemperaturi ToC

T (oC) K

15 0,0572

20 0,0582

25 0,0592

30 0,0601

35 0,0611



97

Practic, determinarea potenţiometrică a pH-ului se efectuează prin măsurarea

diferenţei de potenţial dintre 2 electrozi (electodul indicator şi electodul de referinţă),

introduşi în soluţie. În mod obişnuit se foloseşte ca electrod-indicator electrodul de

sticlă, care permite efectuarea unor determinări în serie şi nu este influenţat de prezenţa

agenţilor oxidanţi sau reducători. Acest electrod poate fi folosit în intervalul de pH 1,0-

12,0.

În intervalul dintre două determinări electrodul se păstrează în apă.Ca electrod

de referinţă se foloseşte în mod obişnuit electrodul de calomel saturat.

Etalonarea aparatului. Aparatul pentru determinarea pH-ului trebuie etalonat cu

soluţii-tampon pentru etalonare.

Cele două soluţii tampon pentru etalonare trebuie astfel alese, încât să prezinte o

diferenţă de pH care să nu depăşească 4 unităţi de pH, iar pH -ul soluţiei de analizat să

fie situat între ele.

Reactivi necesari

1. Soluţia tampon Walpole, care se prepară din soluţii de CH3COOH 0,2 M şi

soluţie de CH3COONa 3H2O 0,2 M.

2. Soluţia tampon NH 4OH/NH 4Cl , care se prepară din NH4OH 0,2 M şi soluţie de

NH4Cl 0,2 M.

Din prima soluţie tampon se prepară, spre exemplu, un etalon cu pH=5,0, din a

doua soluţie tampon un etalon cu pH=9,0. (Se pot alege şi alte valori de pH din tabele

specifice).

Substanţele folosite la prepararea soluţiilor tampon pentru etalonare trebuie să

prezinte un grad înalt de puritate.

Soluţiile tampon pentru etalonare cât şi soluţiile probă se prepară cu apă

distilată, sau bidistilată.

Determinarea pH-ului unor săruri hidrolizabile.

Pentru determinarea pH-ului acestor săruri se prepară soluţii de 0,1 M din

sărurile de analizat şi se determină pH-ul acestora după ce aparatul şi electrozii au fost

etalonaţi.

Substanţele folosite la prepararea soluţiilor trebuie să prezinte un grad înalt de

puritate. Soluţiile de pr obă se prepară cu apă distilată. Există un număr mare de săruri care hidrolizează în soluţii.



98

De exemplu:

1. sărurile provenite de la un acid tare cu o bază slabă hidrolizează conform

reacţiilor:

NH4OH + (H+

+ Cl )

-

(NH4 + Cl ) + HOH

-+

Al(OH)Cl2 + (H+ + Cl )-(Al3+ + 3Cl ) + HOH-

Formula de calculare a valorii pH-lui:

pH = 7 – ½ pKb – ½ log cs

2. Săruri provenite de la un acid slab şi o bază tare de tipul

CH3COONa, KCN, Na2CO3, Na2B4O7

(K + + CN ) + HOH (K + + OH ) + HCN- -

-(2Na+ + CO3 ) + 2HOH 2Na+ + 2OH + H2CO3

2-

Calcularea valorii pH-lui

pH = 7 + ½ pKa + ½ log cs

Metoda potenţiometrică permite determinarea pH-ului tuturor soluţiilor de săruri

în apă . Substanţele folosite la prepararea soluţiilor trebuie să prezinte un grad înalt de

puritate. Soluţiile de probă se prepară cu apă distilată. Tehnica de lucru Se prepară soluţii de 0,1 M prin cântărirea la balanţa

farmaceutică a cantităţilor corespunzătoare unui volum de 50mL de soluţie , se

determină pH-ul acestora după ce aparatul şi electrozii au fost etalonaţi.

6.2.2. Metode potenţiometrice indirecte

Titrări potenţiometrice

În determinările instrumentale cele mai utilizate metode de indicare a punctuluide echivalenţă sunt metodele potenţiometrice, care măsoară variaţia f.e.m., E, în funcţie

de volumul V în ml, de titrant adăugat. Indicarea este posibilă deoarece saltul de

potenţial maxim are loc în jurul punctului de echivalenţă.

Se măsoară variaţia f.e.m. şi nu valoarea absolută, deci nu mai este necesară

cunoaşterea valorii potenţialului de joncţiune şi nici valorile absolute ale activităţilor

ionice, nu necesită etalonarea electrozilor şi nici existenţa soluţiilor standard.

Reacţia chimică de titrare de forma generală:

aA + bB = cC + dD



99

în care A este substanţa de titrat, B este reactivul de titrare, C şi D sunt produşii

de reacţie, poate fi indicată potenţiometric dacă:

între reactant (soluţia titrată) şi ionul ce urmează a fi determinat există o

reacţie cantitativă: de neutralizare, redox, precipitare, complexare, etc;

reacţia este totală din punct de vedere practic şi se petrece cu viteză mare;

există un electrod indicator al ionului ce se dozează;

un electrod de referinţă;

aparatură de măsurare a valorii f.e.m. (potenţiometru, pH-metru);

dispozitive de titrare (vas, biuretă, sistem de agitare).

Dacă între coeficienţii reacţiei există relaţia a=b=c=d, reacţia de titrare se

numeste izovalentă, dacă sunt diferiţi se numeşte heteroval entă, în funcţie de aceasta

şi curbele de titrare, vor fi simetrice şi nesimetrice.

Se numeşte curbă de titrare potenţiometrică, graficul funcţiei E = f(V), adică

variaţia potenţialului electrodului indicator în funcţie de volumul de soluţie titrată

adăugat.

Deoarece acest potenţial, conform ecuaţiei lui Nernst, depinde logaritmic de

concentraţie, curba de titrare va fi logaritmică, sub formă de S- numită, curbă

sigmoidală.

Curba de titrare este simetrică dacă punctul ei de simetrie este mijlocul curbei,

adică titrarea se bazează pe o reacţie simetrică, între coeficienţii reacţiei ce stă la baza

dozării există relaţia a=b=c=d, modificările de potenţ ial înainte de echivalenţă şi după

echivalenţă, sunt egale.

Titrarea se poate realiza prin construirea unei instalaţii formate dintr -o biuretă un

electrod de sticlă, un electrod de referinţă, un agitator magnetic folosit pentru

omogenizarea soluţiei, un pH-metru (potenţiometru).

Pentru determinările în serie se utilizează un titrator automat, Fig. .6.2.2.1

prevăzut cu o biuretă automată, o celulă de electroliză, şi un pH-metru-potenţiometru.

Fig. .6.2.2.1. Titrator automat



100

Fig. 6.2.2.2. Schema unei instalaţ ii de titrare: sistem

de electrozi, biuretă, agitator magnetic

Ca tehnică de lucru: se introduc cei doi electrozi în soluţia ionului de dozat într -un

pahar Berzelius, (în acest mod s-a constituit celula propriu-zisă) paharul, aşezat pe

platanul unui agitator magnetic mai conţine şi o bară confecţionată dintr -un miez de fier,

acoperit cu o folie de polietilenă, ermetic închis (pentru ca miezul de fier să nu vină în

contact cu soluţia).

Electrozii (porţiunea indicatoare) trebuie să fie acoperiţi cu soluţie (electrolit+apă)

şi se conectează la aparatul de măsură.

Cu ajutorul unei biurete se adaugă soluţia de titrat în porţiuni mici şi se agită

continuu. Se citeşte şi se notează valoarea de potenţial indicată după fiecare porţiune

adăugată, aşteptând până ce electrozii ating valoarea potenţialului de echilibru.Titrarea

se face prin adăugarea unui volum constant de 1 mL (V=1mL) până în apropierea

punctului de echivalenţă, când incrementul de volum va fi V=0,1mL sau 0,2ml. Se aleg

un număr egal de puncte înainte şi după punctul de echivalenţă.

Soluţia titrată se adaugă în porţiuni mici şi egale la intrervale egale de timp;

soluţia se omogenizează şi se aşteaptă până la stabilizarea potenţialului la electrozi, se

citesc valorile înregistrate şi se notează alături de volumul de soluţie corespunzător

momentului dat.

La sfârşitul titrării se reprezintă curba E(mV)-V(ml), E f(V).

Reprezentarea grafică a variaţiei potenţialului în funcţie de volumul de soluţie

adăugat, deci a funcţiei E=f(v), se numeşte curbă de t itrare.

Măsurătorile potenţiometrice pot fi realizate în următoarele condiţii:

a) la curent zero

b) la curent constant.



101

a). Măsurările potenţiometrice la curent zero efectuate în potenţiometria

clasică constau în măsurarea directă a diferenţei de potenţial dintre doi electrozi fără

aplicarea unui potenţial din exterior. În acest caz, trec prin celulă, curenţii de ordinul

10-11 – 10-16 A, care nu perturbă condiţiile de echilibru ale reacţiilor de electrod.

Această metodă potenţiometrică clasică în curent nul (i=0) se aplică doar

sistemelor redox rapide (reversibile) şi nu poate fi aplicată la acele reacţii, la care

potenţialele se stabilesc lent. Metodele potenţiometrice în curent nul sunt sensibile până

la concentraţii de 10-5 mol/L.

b). Măsurătorile potenţiometrice la curent constant, cu electrozi polarizabili,

constau în impunerea unui curent constant electrozilor, de i=10 -3μA. În acest caz

potenţialul se stabilizează rapid, chiar şi la reacţiile lente de electrod, astfel se poate

realiza titrarea potenţiometrică a multor sisteme fie reversibile, fie ireversibile.Curentul

de intensitate constantă se ia de la o sursă de alimentare, o baterie şi o rezistenţă mare

şi se leagă în serie cu celula.

Metoda se aplică la determinări de soluţii în concentraţii 10 -3mol/L (precizie 1%)

şi 10-2m (precizie 0,1%).

Curbe de titrare logaritmică. Metode de stabilire a punctului de echivalenţă.

În toate aceste cazuri, de titrări potenţiometrice, parametrul urmărit este

potenţialul; conform ecuaţiei lui Nernst, acesta depinde logaritmic de concentraţie, c,

deci de stadiul de înaintare a titrării, respectiv de volumul de soluţie titrată adăugată;

legătura dintre cele două variabile fiind redată de expresia:

P = K log f = K log V

în care : P este proprietatea urmărită (pH, pM, E) şi depinde logaritmic de f, gradul de

înaintare al titrării. Forma curbelor de titrare este de S (curbă sigmoidală) cu unul sau

mai multe puncte de inflexiune, depinzând de echilibrul reacţiei de titrare.

În cazul reacţiilor de titrare acido-bazică şi de formare de precipitate, punctul de

inflexiune al curbei coincide cu punctul de echivalenţă.

În cazul titrărilor acizilor slabi sau bazelor slabe precum şi în cazul titrărilor redox

nesimetrice, punctul de echivalenţă se va găsi în porţiunea liniară mai mare a curbei de

titrare, în acest caz stabilirea p.e. este mai greu de realizat, existând posibilitatea

comiterii de de erori.



102

Pentru stabilirea punctului de echivalenţă se pot aplica atât metode grafice cât şi

metode matematice. Câteva exemple ale metodicii de stabilire a punctului de

echivalenţă vor fi discutate în continuare.

Metoda dreptelor paralele.

Se prelungesc părţile liniare ale curbei de titrare Fig.6.2.2.3. Prin punctele de

intersecţie, ale dreptelor prelungite, se duc paralele la axa abscise lor, apoi punctul

corespunzător înălţimii h/2 al curbei de titrare, se proiectează pe axa abciselor şi se

citeşte volumul corespuzător; valoarea obţinută va fi volumul de echivalenţă, Ve.

În celelate cazuri se procedează conform imaginilor din Fig.6.2.2.4, Ep

corespunde volumului de echivalenţă

Fig.6.2.2.3. Metoda dreptelor paralele

Fig 6.2.2.4. A. Metoda cercurilor concentrice Metoda lui Tubbs

B. Metoda lui Hohn-Zitko- metoda ariilor egale



103

Metodele de calculare a V e, sunt cele mai exacte.

Metoda lui Hostetter şi Roberts aproximează punctul de inflexiune al curbei de

valoare minimă a raportului: 0

V

E

2

2

deci anularea derivatei de ordinul lI.

Presupunem că valorile de potenţial măsurate, la titrarea Cl- cu AgNO3 0,1N

utilizând un electrod ion X- (halogen) selectiv, faţă de un electrod ESC (electrod saturat

de calomel), sunt cele trecute în tabelul următor.

Metoda lui Hasteller-Roberts presupune calcularea volumului de echivalenţă

după formula:

2

2

2

2

22

III

Ie

V

E

V

E

V/EVVV

În exemplul dat, aceste calcule duc în final la valoarea:

34,904,03,9590440

4401,03.9

V

(Vezi tabelul 6.2.2.1.)



104

Tabelul.6.2.2.1 Calcularea Ve prin metoda lui Hostetter şi Roberts:

Volumul

AgNO3, mL

E mV vs

ESC

E/ V

mL

E2 / V

2

1 73

1

1,0

1

2,0

2

0,0

3

0,04

0,0

5

0,0

6

5,0

90,0

110,0

390,0

830,0

240,0

110,0

70,0

50,0

2

4,0

2

2,0

1

5,0

20,0

280,0

440,0

590,0

130,0

30,0

20,0

3,0 84

4,0 96

5,0 116

6,0 146

7,0 186

8,0 236

9,0 296

9,1 315

9,2 326

9,3 365

9,4 448

9,5 472

9,6 483

9,7 490

10,0 562

10,5 67211,0 747



105

Pe cale grafică de exemplu în titrări acido bazice, dacă se

reprezintă grafic mai întâi valoarea pH=f(v), se obţine o curbă

logaritmică cu punct de inflexiune Fig.6.2.2.5 (grafic curba a).

Dacă se reprezintă grafic E/V în funcţie de V, mL se obţine

o curbă sub forma derivatei a I-a a curbei logaritmice (II),

Volumul de echivalenţă, Ve, corespunde valorii picului curbei,

valoarea maximă a E/V (grafic, curba b).

Reprezentând grafic 2E/V2 se obţine o curbă de

forma derivatei a II-a (grafic, curba c), unde Ve corespunde

valorii în care 2E/V2=0.

Fig 6.2.2.5 Metoda lui Hostetter şi Roberts Curbe de titrare

acido bazice :a-curba de titrare;b- derivata întâia;c - derivarta a doua

Metoda de liniarizare a cur belor de titrare după

Gran.

Metoda lui Gran de liniarizare a curbelor de titrare se bazează pe transformarea

datelor exponenţiale (logaritmice) obţinute în funcţie liniară

Funcţia lui Gran, Γ

Γ A= (V0+v)10E/S = (V0+v) antilog E/S

În care :

(V0+v)- corecţia de volum; V0 –volumul iniţial; v-volumul de titrant adaugat

E= E0 ; S=RT/nF

Reprezentarea grafică a acestei funcţii va da drepte ce intersectează axa

abciselor în punctul de echivalenţă

y=b Γ A + a ve=b Γ A + a

Când funcţia Γ A tinde spre zero, primul termen al ecuaţiei se anulează şi ve = a

Considerând titrarea unui acid tare cu o bază tare şi făcând următoarele notaţii:

C A- concentraţia soluţiei titrate de acid;

V0 -volumul probei ce se titrează;

CB – concentraţia soluţiei titrate de bază;

VB -volumul soluţiei titrate de bază cu care se titrează;

VE -volumul punctului de echivalenţă.



106

Domeniul înaintea punctului de echivalenţă(p.e)

B

B B E

V V

C V V H

0

Luând în considerare că H = 10-pH se poate scrie:

(V0+VB). 10-pH =(VE—VB)CB

Reprezentând grafic expresia din primul membru a ecuaţiei de mai sus, în funcţie

de VB, se obţine o dreaptă care intersectează axa abciselor în Ve ,volumul de

echivalenţă, Fig. 6.2.2.6.

Fig.6.2.2.6 . Reprezentarea grafică a funcţiei lui Gran pentru o curbă de titrare

simetrică.În ordonată, gradul de înaintare al titrării;în abcisă, volumul de soluţie titrată

consumat.

Domeniul de după punctul de echivalenţă, când în exces se află baza cu care se

titrează, se poate calcula după formula :

B

Be B

V V

C V V

HO

0

din produsul ionic al apei luând în considerare că

HO = 10-pH—pKw

Expresia lui Gran pentru porţiunea de după punctul de echivalenţă va fi:

(V0+VB). 10-pH—pKw = (VB —VE)CB



107

Dacă din această expresie se reprezintă grafic, membrul întâi, în funcţie de VB’

(volumul de reactiv) se obţine o dreaptă ce intersectează axa abciselor la aceeaşi

valoare, în Ve.

Metoda de liniarizare a curbelor de titrare este exactă, utilizarea programelor de

calculator (softuri specializate), permite calcularea rapidă şi exactă a volumului de

echivalenţă.

6.3. Aplicaţiile potenţiometriei la indicarea punctului de echivalenţă în titrări

volumetrice

A. Reacţii acido-bazice

Dozarea acizilor şi a bazelor (tari sau slabi), se bazează pe reacţia de

neutralizare:

H3O+ + HO- = 2H2O

Indicarea potenţiometrică a punctului de echivalenţă se poate face, atât în soluţii

apoase incolore sau colorate, cât şi în medii neapoase.

Ca electrozi indicatori se pot folosi electrodul de hidrogen, electrodul de sticlă,

electrodul de chinhidronă şi electrodul de stibiu. Ca electrod de referinţă se utilizează

electrodul de calomel saturat (ESC).

Se măsoară variaţia pH-ului (f.e.m. a celulei), în funcţie de mililitri de soluţie

titrată adăugată.

electrodulindicator de pH

soluţiaaH+

ESC

Saltul de pH la punctul de echivalenţă depinde de concentraţia acidului sau a

bazei, de tăria acestor electroliţi (Ka, Kb).

Astfel, pentru o determinare cu o precizie de 1% se pot titra acizi tari în

concentraţie de până la 10-4M, acizi slabi cu Ka10-6 în concentraţie de 10-3M.

Se pot titra şi amestecuri de acizi sau acizi polibazici cu condiţia respectării

relaţiei 4 pKa

pKa

2

1 , adică să existe o diferenţă între constantele de aciditate, respectiv

bazicitate de cel puţin patru ordine de mărime.



108

De asemenea, se pot doza în amestec electroliţi cu constante de ionizare

aproximativ egale, dar concentraţiile lor să difere cu cel puţin patru ordine de mărime

(10-4).

Metodele acido-bazice cu indicare potenţiometrică a punctului de echivalenţă se

pot aplica şi în soluţii neapoase, utilizând soluţiile titrate acide sau bazice adecvate

mediului neapos.

Titrările acido-bazice, implicând variaţia activităţii ionilor de hidrogen, la

realizarea acestora utilizând ca electrod indicator , electrodul de sticlă.

6.3.1. Titrări acido- bazice cu indicarea potenţiometrică a punctului de

echivalenţă

Determinarea concentraţiei NaOH (KOH) potenţiometric

Reactivi şi aparatură

HCl 0,1 N Soluţie titrată HCl 0,1N cu factor cunoscut;

Probă NaOH cu concentraţie necunoscută;

pH-metru;

electrod de sticlă, electrod de calomel (electrod combinat);

balon cotat;

agitator magnetic;

pahar Berzelius de 100ml;

pipete adecvate.

Tehnica de lucru

Pentru titrarea potenţiometrică acido-bazică a NaOH se prepară proba de

analizat din proba necunoscută, o soluţie cu concentraţie aproximativ 0,1N, prin

cântărire la balanţa analitică în fiola de cântărire a cantităţii necesare de NaOH şi

aducerea cantitativă într -un balon cotat de 100ml sau 50ml.

Se pipetează 10 mL (se pot pipeta şi numai 5ml) din soluţia de NaOH de analizat

, se aduc într -un pahar Berzelius de 100 mL, se adaugă apă distilată până la 50 mL. Se

aşează paharul pe platanul agitatorului. Se introduc electrozii în soluţie şi se

conectează la pH-metru.

Cu ajutorul unei biurete, se adaugă treptat soluţia de titrant HCl, notând pentrufiecare mL adăugat, valoarea de pH indicată de aparat (pH-metru).



109

În apropierea p.e. titrantul se adaugă în cantităţi mai mici, v=0,1 mL sau 0,2ml,

pe o porţiune de cel puţin 2 mL în jurul p.e., apoi se continuă titrarea şi după momentul

de echivalenţă, în aşa fel încât să se obţină o curbă aproximativ simetrică cu cea

obţinută înaintea momentului de echivalenţă, cele 2 ramuri ale curbei să fie aproximativ

egale ca număr de puncte citite.

Volumul soluţiei titrate la momentul de echivalenţă se observă direct cu ajutorul

instrumentului de măsură sau se poate determina grafic sau prin calcul matematic.

Trasarea curbei de titrare.

Pentru determinarea grafică se înscrie pe abscisă, volumul soluţiei titrate folosit

(în mL), iar pe ordonată valoarea corespunzătoare a pH-ului, se obţine o curbă

asemănătoare cu cea redată în Fig.6.3.1.1.

Stabilirea volumului de echivalenţă din grafic se face după metodele descrise la

punctul 6.2.2 se calculează concentraţia soluţiei după procedeul folosit în titrările

volumetrice formula :

D ya

n E f V ...%

în care V-volumul soluţiei titrare până la echivalenţă; f-factorul soluţiei titrate; E-

echivalentul gram al substanţei analizate;n-normalitatea soluţiei; a-cantitatea de probă

luată în lucru; D-diluţia.

Determinarea concentraţie HCl potenţiometric


Soluţie de HCl de concentraţie necunoscută;

Soluţie titrată NaOH 0,1 N cu factor cunoscut;

pH-metru;

electrod de sticlă, electrod de calomel;

balon cotat;

pahar Berzelius de 100ml;

pipete;

agitator magnetic;

Instalaţie de titrare.



110

Tehnica de lucru

Pentru titrarea potenţiometrică acido-bazică a acidului clorhidric se prepară

proba necunoscută prin căntărirea cantităţii corespunzătoare unei soluţii 0,1N de acid

clorhidric, la balanţa analitică în fiola de cântărire şi aducere cantitativă în balonul cotat.

Se pipetează 10 mL (sau 5ml) din soluţia de analizat de HCl preparată anterior ,

se aduc într -un pahar Berzelius de 100 mL, se adaugă apă distilată până la 50 mL. Se

aşează paharul pe platanul agitatorului. Se introduc electrozii în soluţie şi se

conectează la pH-metru.

Cu ajutorul unei biurete se adaugă treptat soluţia de titrant NaOH o,1N, notând

pentru fiecare mL adăugat, valoarea de pH indicată de aparat.

În apropierea p.e. titrantul se adaugă în cantităţi mai mici, v=0,1 mL (0.2mL ),

pe o porţiune de cel puţin 2 mL în jurul p.e., apoi se continuă titrarea şi după momentul

de echivalenţă, în aşa fel încât să se obţină o curbă aproximativ simetrică cu cea

obţinută înaintea momentului de echivalenţă.

Volumul soluţiei titrate la momentul de echivalenţă se observă direct cu ajutorul

instrumentului de măsură, sau se poate determina grafic, sau prin calcul.

Trasarea curbei de titrare.

Pentru determinarea grafică se înscrie pe abscisă volumul soluţiei titrate folosit

(în mL), iar pe ordonată valoarea corespunzătoare a pH-ului.

Stabilirea volumului de echivalenţă din grafic se face după metodele descrise la

punctul 6.2.2. se calculează concentraţia soluţiei după procedeul folosit în titrările

volumetrice, formula:

D ya

n E f V ...%

în care: V-volumul soluţiei titrare până la echivalenţă;

f-factorul soluţiei titrate; E-echivalentul gram al substanţei analizate;

n-normalitatea soluţiei;

a-cantitatea de probă luată în lucru;

D-diluţia.



111

Titrarea potenţiometrică a unei baze tari cu un acid tare

0

2

4

6

8

10

12

14

0 0.5 1 1.5 2 2.5 3 3.5 4 4.5 5 5.5 6 6.5 7 7.5

Volumul de soluţie titrată. mL

p H

Fig 6.3.1.1 Curba de titrare potenţiometrică a unui baze tari cu un acid tare,

electrod indicator-electrod de sticl ă vs ESC (electrod saturat de calomel).

6.3.2 . Titrări redox cu indicarea potenţiometrică a punctului de echivalenţă

Potenţiometria poate fi aplicată şi la indicarea punctului de echivalenţă în titrările

redox, adică la reacţiile ce au loc prin transfer de electroni. O reacţie redox redată de

echilibrul:

m ox1 + n red

2 m red

1 + n ox

2

în care ox1 este substanţa analizată, iar red2 este titrantul, se caracterizează prin

constanta de echilibru :

nm

mn

redox

redoxK

21

12

Pentru ca această reacţie să poată fi indicată potenţiometric, este necesar ca valoarea lui K>>1. Reacţiile redox parţiale, la care participă cei doi parteneri ai reacţiei

de titrare sunt:

m ox1 + mne m red1 I

n ox2 + mne n red2 II

Potenţialul electrodului redox, în funcţie de cele două sisteme poate fi redat prin

ecuaţia lui Nernst.

Înainte de echivalenţă va fi determinat de primul sistem, formula acestuia fiind:



112

1

1log303,2

red

ox

en

RT E E o

I I

După punctul de echivalenţă de cel de-al doilea sistem:

22log

303,2

red

ox

em

RT E E o II II

La echivalenţă vor fi prezente ambele sisteme, relaţiile între concentraţiile

acestora vor fi:

m [ox1] = n [red2]

m [red1] = n [ox2]

Potenţialul punctului de echivalenţă va fi dat de media aritmetică a potenţialelor

celor două sisteme, conform relaţiei de mai jos:

nm

mEnEE

oII

oI

e

După cum reiese din expresiile de mai sus, potenţialul electrodului indicator

depinde de potenţialul redox al fiecărui sistem şi de concentraţia ionilor implicaţi în

reacţia chimică.

Variaţia acestei concentraţii determină şi modificările de potenţial (creşterea sau

scăderea lui). La punctul de echivalenţă, potenţialul depinde numai de potenţialele

normale ale celor două sisteme.

Saltul de potenţial la punctul de echivalenţă este cu atât mai mare, cu cât există

o diferenţă semnificativă între potenţialele normale ale celor două sisteme, oIE şi o

IIE .

Potenţiometria poate fi aplicată cu bune rezultate la indicarea titrărilor redox în

care soluţia titrată este Ce4+, 4MnO , 2

72OCr , [Fe(CN)6]4-,

3IO , 3ClO , iar reducători:

Fe2+, 33AsO , Ti3+, 2

32OS , etc.

În alegerea titrantului trebuie să se ţină cont de faptul ca potenţialul redox al

titrantului, să fie cât mai diferit faţă de potenţialul redox al substanţei care se titrează. O

importanţă deosebită o are şi valoarea de pH.

Electrodul cel mai des utilizat în titrările redox, ca electrod indicator, este

electrodul de Pt, metal nobil, care nu interacţionează cu soluţia de anal izat. Ca electrod

de referinţă se utilizează cel mai des ESC.

Un caz concret de titrare potenţiometrică redox este titrarea Fe 2+ cu Ce4+.

Potenţialele redox normale ale celor două sisteme, fiind:



113

V E şiSO H E CeCe Fe Fe

44,1)(783,0 3423 /042/0 .

Pentru a aprecia gradul de înaintare a titrării într -o astfel de titrare, se defineşte

mărimea:

ev

vf gradul de titrare (stadiul titrării), în care:

v reprezintă volumul soluţiei titrate adăugată la un moment dat, iar ve este

volumul de soluţie titrată, măsurat la punctul de echivalenţă.

Astfel: f=0 corespunde momentului începerii titrării, când nu s-a adăugat

soluţie de titrant;

f=1 corespunde momentului de echivalenţă;

f<1 înainte de echivalenţă;

f>1 după echivalenţă

Cunoaşterea valorilor de potenţial în cele patru momente ale titrării permite

evaluarea exactă a rezultatelor analitice.

6.3.2.1. Titrarea potenţiometrică a Fe2+ cu sulfat de ceriu.

Dozarea cantitativă a Fe(II) prin titrare cu Ce(IV) are la bază reacţia redox:

Fe2+ + Ce4+ Fe3+ + Ce3+

La această titrare se poate aplica indicarea potenţiometrică a p.e., deoarece diferenţa

între potenţialele normale a celor doi componenţi este mare, saltul de potenţial în jurul

echivalenţei fiind mare, permite evaluarea exactă a punctului de echivalenţă.

Această reacţie chimică este rapidă, sistemele Fe3+/Fe2+ şi Ce4+/Ce3+ sunt de

asemenea sisteme redox rapide pe un electrod de Pt, procesele redox din cursul titrării

fiind bine cunoscute.

Înaintea p.e., în prezenţa unei mari cantităţi de Fe3+ şi Fe2+, la electrod se atinge

rapid un potenţial stabil dat de relaţia:

f

f E

Fe

Fe

E E

1

lg059,0lg059,0 012

3

011

în care f este fracţiunea Ce4+ adăugată. În vecinătatea imediată a p.e., concentraţia

Fe2+ devine foarte mică şi singurii ioni prezenţi în cantitate apreciabilă vor fi ionii de Fe3+

şi Ce3+. Astfel la echivalenţă se va măsura un potenţial mixt Fe3+/Ce3+ puţin stabil.

2

EEE 0201eq



114

După p.e. creşte concentraţia în Ce4+ şi potenţialul de echilibru va fi dat de

relaţia:

105900590 023

4

021

f lg,ECe

Celg,EE

Curba obţinută va fi simetrică, p.e. va coincide cu punctul de inflexiune al curbei.

Până la punctul de echivalenţă în soluţie procesul anodic constă în oxidarea Fe2+Fe3+

+ 1e-, iar cel catodic în reducerea oxigenului din soluţie, sau în cazul soluţiilor libere de

aer, în reducerea apei.

După începerea titrării, până la apropierea punctului de echivalenţă (0<f<1),

datorită prezenţei sistemului reversibil Fe2+/Fe3+, diferenţa de potenţial dintre electrozi

creşte prin creşterea [Fe3+] în apropierea punctului de echivalenţă.

La echivalenţă, f=1, când Fe2+ nu mai există în sistem. Potenţialul electrodului

indicator va fi dat de cele două procese Ce3+Ce4++1e şi Fe3++1e Fe2+.

După punctul de echivalenţă f>1, când în soluţie apare sistemul reversibil

Ce3+/Ce4+, valoarea de potenţial va creşte, Eo= 1,44V.

Înlocuind valorile potenţialelor normale, formulele de calculare a potenţialelor în

cele patru momente importante ale titrării pot fi redate după expresiile :

f = 0 E = 0,783 + 0,059 log

2

3

Fe

Fe

0 < f < 1 E = 0,783 + 0,059 logf 1

f

f=1 E =2

44,1783,0

f > 1 E = 1,44 + 0,059 log (f-1)

Reprezentând grafic variaţia potenţialului în funcţie de volumul de soluţie

adăugat, respectiv gradul de înaintare al titrării se obţine în acest caz o curbă

logaritmică ascendentă, simetrică, punctul de inflexiune al curbei fiind corespunzător

volumului de echivalenţă.


sare cu conţinut de ioni Fe(II);

Ce(SO4)2 0,1 N; soluţie titrată

K4[Fe(CN)6]; soluţie etalon



115

electrod de Pt, electrod de calomel;

potenţiometru; agitator magnetic

H2SO4 2N;

H2SO4 40%.

Tehnica de lucru

Soluţia titrată de sulfat ceric 0,1 N se poate prepara din Ce(SO4)2 4H2O sau din

sulfat dublu de ceriu şi amoniu Ce(SO4)2 2(NH4)2SO4 2H2O.

În primul caz se cântăresc la balanţa tehnică 41 g Ce(SO4)2 4H2O, se dizolvă

într -o soluţie de H2SO4 2 N, se completează la 1000 mL. Dacă rămâne reziduu, soluţia

se filtrează.

Factorul soluţiei se poate determina cu o titrosubstanţă (As2O3, H2C2O4, 2H2O

sau sare Mohr), fie în prezenţa indicatorilor (feroină), fie potenţiometric.

Pentru dozarea sărurilor feroase se cântăreşte la balanţa analitică o probă de

sare feroasă din care se prepară 100 mL soluţie aproximativ 0,1 N Fe2+.

Din această soluţie se pipetează probe de 10 mL (sau 5ml), se adaugă 10-15 mL

H2SO4 40%, se completează cu apă la aproximativ 50 mL, se introduc electrozii în

soluţie şi sub continuă agitare se adaugă soluţia de Ce(SO4)2 0,1 N cu factor cunoscut.

Se citeşte valoarea potenţialului E(mV) pe scala aparatului.

Curba de titrare.

Reprezentând grafic E=f(v), se va obţine curba de titrare logaritmică. Stabilirea

Ve se face după metoda indicată în cazul titrărilor acido-bazice (6.2.2.) Calcularea

concentraţiei în ioni de Fe2+ a sării date se va face conform metodele volumetrice

cunoscute.

D ya

n E f V ...%

Pentru determinarea grafică se înscrie pe abscisă volumul soluţiei titrate folosit(în mL), iar pe ordonată valoarea corespunzătoare a E (în mV). Curba de titrare pentru

un caz concret de titrare practică a unei probe de concentraţie necunoscută în ioni

f eroşi este redată în Fig.6.3.2.1.1.



116

0

200

400

600

800

1000

1200

1400

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11

V,mL soluţie de sulfat de Ce(IV)

E , m

V

Fig.6.3.2.1.1. Curba de titrare a FeII cu sulfat de ceriu.

6.3.2.2. Titrarea permanganometrică a Fe2+ cu indicare potenţiometrică a p.e.

Un alt exemplu de dozare redoxometrică, în care are loc un schimb mai mare de

electroni, şi la care participă şi ionii de H+, îl constituie dozarea sărurilor feroase cu o

soluţie de permanganat de potasiu.

Cele două potenţiale redox a sistemelor care participă la reacţie sunt:

Eo(FeII)/Fe(III) = 0,771 V Eo(MnO4-/Mn2+ + 8H+) = 1,52 V

5Fe2++ MnO4- + 8H+= 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O

Reacţia având loc la pH=0, adică CH+ = 1,0, formula după care se calculează

potenţialul până la punctul de echivalenţă este:

f

f lg,E

Fe

Felg,EE

105900590 012

3

011

Expresia după care se calculează potenţialul la punctul de echivalenţă este dat

de relaţia:

V395,1)51(

E1E5E 0201

După punctul de echivalenţă, potenţialul se calculează cu ajutorul formulei:

82

4021 H

Mn

MnOlg

5

059,0EE



117

Întrucât pH-ul la care se lucrează este 0, formula de calcul nu include valoarea

de pH , potenţialul va fi dat de expresia:

2

4021

Mn

MnOlg

5

059,0EE

Curba de titrare în acest caz este asimetrică, deoarece cei doi reactanţi schimbă

un număr diferit de electroni.


sare cu conţinut de ioni de Fe2+;

soluţie titrată de KMnO4 0,1 N;

acid sulfuric 1:3;

electrod de platină; electrod de calomel; potenţiometru

agitator magnetic.

Tehnica de lucru

Soluţia de permanganat de potasiu se prepară în conformitate cu indicaţiile date

la ,,Soluţii titrate‖. Factorul soluţiei de permanganat se determină cu acid oxalic.

Pentru determinarea conţinutului în Fe2+ a sării date, se prepară 100 mL de

soluţie de Fe2+ de aproximativ 0,1 N Fe2+, cântărind la balanţa analitică o cantitate

corespunzătoare de sare.

Pentru a împiedica hidroliza sării de Fe2+, se adaugă de la început la probă, 2 mL

H2SO4 20%, apoi se completează cu apă distilată în balonul cotat până la semn.

Se pipetează din soluţia astfel preparată probe de câte 10 mL (sau 5ml) într -un

pahar Berzelius, se acidulează cu 5 mL acid sulfuric 20% şi o cantitate de apă distilată

până la un volum constant (50 mL), se montează electrozii astfel încât vîrful electrozilor

să fie introdus în soluţie, se începe adăugarea soluţiei de permanganat, cu factor

cunoscut. După fiecare adăugare se citeşte valoarea potenţialului E, în mV, de pe scala

aparatului. Determinarea se efectuează sub continuă agitare.

Reprezentarea grafi că a valorilor de potenţial citite, în funcţie de volumul de

soluţie titrată adăugat, se generează curba de titrare, E=f(V), din care se citeşte volumul

de echivalenţă, conform tehnicilor descrise anterior . Calcularea conţinutului în Fe(II) se

efectuează în conformitate cu formulele de calcul cunoscute din metodele volumetrice.



118

6.3.2.3. Titrarea dicromatometrică a Fe2+ cu indicarea p.e. potenţiometric.

Dicromatometria este o metodă redox, care foloseşte acţiunea oxidantă a K2Cr 2O7 în

mediu acid.

V04,1E;OH7Cr 2H14e6OCr o232

72

Viteza celor două procese este dependentă de pH. La pH=2, reacţia de la stânga

la dreapta decurge lent, iar la pH alcalin, viteza reacţiei de la dreapta la stânga este mai

mare. Din aceste motive se lucrează la un pH=0. Dozarea ionilor de Fe2+ prin metoda

dicromatometrică se bazează pe următoarea reacţie:

6FeSO4 + K2Cr 2O7 + 7H2SO4 =3Fe2(SO4)3 + Cr 2(SO4)3 + K2SO4 + 7 H2O

Potenţialul redox al sistemului Fe3+/Fe2+ este de 0,771 V, iar a Cr 2O72-/2Cr 3+ este

1,24V deci reacţia este cantitativă, indicarea p.e. se poate face potenţiometric utilizând

un electrod indicator de Pt vsc ESC.


sare cu conţinut de Fe2+;

K2Cr 2O7 0,1 N;

H2SO4 20%;

potenţiometru;

agitator magnetic;

electrod de platină, electrod saturat de calomel.

Tehnica de lucru

Se prepară o soluţie de K2Cr 2O7 0,1 N, cântărind exact cantitatea necesară de

K2Cr 2O7 p.a la balanţa analitică şi aducere cantitativă în balonul cotat, factorul soluţiei

va fi F = 1,000.

Din sarea de Fe2+, sau soluţia a cărei concentraţie în Fe2+ vrem să o

determinăm, se prepară o soluţie aproximativ 0,1 N, prin cântărirea probei la balanţa

analitică cu 4 zecimale, aducere cantitativă în balon cotat (pentru a împiedica hidroliza

sării de Fe2+, se adaugă de la început la probă în balonul cotat, 2 mL H2SO4 20%). Se

iau 10 mL (sau 5ml) din această soluţie, se introduc în paharul de titrare al aparatului,



119

se acidulează cu 20 mL de H2SO4 20% şi după introducerea electrozilor în soluţie şi

punerea în funcţiune a aparatului se începe titrarea.

După adăugarea fiecărei porţiuni de soluţie de K2Cr 2O7 0,1 N se notează

potenţialul corespunzător indicat de aparat în mV. Se efectuează mai multe titrări.

După terminarea titrării se reprezintă grafic curba E = f(V) şi se determină

volumul de echivalenţă, Ve şi se calculează % de Fe2+ din sarea sau soluţia dată după

formulele cunoscute din volumetrie. Adăugarea soluţiei titrate în jurul punctului de

echivalenţă se face în porţiuni mai mici de 0,1-0,2 mL.

Titrarea Fe2+

cu K2 Cr 2O7

300

400

500

600

700

800

900

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13Volumul de K2 Cr 2O7 în mL

P o t e n ţ i a l u l , E ,

m V

Series1

Fig 6.3.2.3.1. Curba de titrare potenţiometrică a Fe2+ cu K2Cr 2O7

6.3.3. Titrări de precipitare cu indicare potenţiometrică a p.e.

Un număr mare de ioni pot fi dozaţi pr in titrare, având la bază o reacţie cu

formare de precipitate, folosind indicarea potenţiometrică a p.e, şi dacă există un

electrod sau doi electrozi indicatori sensibil: fie faţă de ionii titrantului, fie faţă de ionii

care se dozează.

Reacţia de precipitare ce stă la baza dozării poate fi redată în mod general:

mBn+ + nAm+=Bm An.

Această titrare poate fi indicată potenţiometric dacă Ps al precipitatului este mic,

solubilitatea fiind mai mică decît sensibilitatea balanţei. Până la punctul de echivalenţă,

concentraţia ionului de dozat va fi dată de concentraţia iniţială, înmulţită cu gradul de

inaintare al titrării, potenţialul electrodului indicator având expresia:

nnn B

o

B B B B a

nF

RT E E ln

//



120

În care Ba este activitatea ionului ce se dozează.

La echivalenţă concentraţia ionului de dozat va fi calculată prin intermediul

produsului de solubilitate, deci activitatea ionului va fi dată de:

nmnm

snB nm

Pa

Potenţialul la punctului de echivalenţă va fi generat de concentraţia ionilor din

soluţie, în limita Ps (produsului de solubilitate):

nmnm

P o

B B B B nn

snn

nF

RT E E ln

//

Saltul de potenţial la punctul de echivalenţă depinde de solubilitateaprecipitatului: cu cât aceasta este mai mică, cu atât saltul de potenţial este mai mare şi

deci determinarea mai exactă.

În cazul reacţiilor de precipitare, electrodul indicator poate fi un electrod

membrană selectiv, sensibil la cationul sau anionul care se dozează.

În reacţiile de precipitare, cel mai adesea se foloseşte ca soluţie titrantă AgNO3

(se pot folosi şi alţi ioni: Pb2+, Ba2+, 22Hg , de aceea se poate utiliza ca electrod

indicator un fir de Ag, dacă concentraţia soluţiei este mai mare ca 0,1%, iar ca electrodde referinţă ESC, precum şi electrozi ioni selectivi cu membrane îmbibate în precipitate.

Electrodul de argint Ag/Ag+ se poate folosi şi în cazul titrării halogenurilor şi

pseudohalogenurilor. În acest caz electrodul de Ag se acoperă cu un strat de

halogenură greu solubilă, funcţionând până la punctul de echivalenţă ca electrod de

speţa II - indicator pentru X-.

Potenţialul electrodului de argint în titrarea argentometrică a Cl - poate fi redat

prin expresia:

]Cl[log0592,0EE oAgClAg 0,222 - 0,0592 log [Cl-],

unde oAgCl

E este potenţialul standard de reducere a AgCl la Ag.

Se poate folosi şi expresia potenţialul de reducere:

Ag

log,, Ag

log,EE o

Ag Ag

1059207990

105920



121

În cazul dozărilor ce implică Ag+ sau 22Hg este necesar ca semicelulele să fie

despărţite şi legate între ele printr -o punte de agar-agar cu KNO3 pentru a evita

contactul direct cu ionii de Cl-, ce provin din electrodul de referinţă şi precipitarea

acestora cu Ag+

din soluţia titrată. Aceste dozări potenţiometrice pot fi aplicate şi la determinarea amestecurilor de

halogenuri, cu AgNO3.

De exemplu, dozarea amestecului de Cl ¯ şi I ¯ - sau Br ¯ şi I ¯ ; Cl ¯ şi Br ¯ sau toţi cei

trei halogeni, se poate realiza, deoarece există diferenţe între Ps al celor trei halogenuri.

Mai întâi precipită ionul I ¯ (Ps=8,5.10-17), apoi Br - (Ps=5,0.10-13) şi ultimul, ionul

de Cl ¯ (Ps=1,57.10-10). Curba de titrare va prezenta două sau trei trepte de titrare în

funcţie de numărul ionilor din amestec. (Fig.6.3.3.1.2). În afara electrodului de argint, se mai utilizează ca electrod indicator şi electrozi

ioni selectivi pentru Cl ¯ . Br ¯ , etc

Dacă se titrează Ag+ cu X ¯ după reacţia:

Ag+ + X- = AgX

unde X- poate fi Cl ¯ , Br ¯ , I ¯ , SCN ¯ , etc.

Reacţia indicatoare este:

Ag+ + e- = Ag

Potenţialul de echilibru al electrodului de argint scufundat într -o soluţie ce conţine

Ag+ se va calcula după formula: Ee = 0,80 + 0,059 lg [Ag+]

Dacă se consideră Co concentraţia iniţială a ionilor de Ag+ şi xCo concentraţia

ionilor X ¯ adăugaţi se poate exprima potenţialul de echilibru în funcţie de gradul de

înaintare al titrării prin expresia:

Ee = 0,80 + 0,059 lg Co(1-x)

Se poate prevedea că, potenţialul variază brusc dacă x=1, deci tocmai la p.e. În

cazul titrării anionilor, reacţia indicatoare înainte de p.e. este:

AgX + e- = Ag + X ¯

Potenţialul de echilibru va fi dat de relaţia: AgXs Ag/ Age Plg,EE 0590

undeAgXsP reprezintă produsul de solubilitate a sării de argint. În funcţie de cantitatea

de titrant adăugată valoarea potenţialului în diferite momente ale titrării va fi calculată

astfel: Ee = 0,80 + 0,059 lgAgXsP - 0,059 lg Co (1-x)

După p.e. reacţia indicatoare este reducerea ionilor Ag+ + e- = Ag



122

6.3.3.1. Dozarea diferenţială a amestecurilor de ioni care dau precipitate cu

acelaşi titrant.

Considerând că anionii X' şi X'', ambii, formează cu cationul B+ combinaţii puţin

solubile, BX' şi BX'', precipitarea diferenţiată a acestor anioni de către cationul B + , va

depinde de solubilitatea celor două săruri.

La adăugarea cationului B+ în soluţia amestecului de anioni X' şi X'' se va

precipita în primul rând BX' mai puţin solubil. În momentul când va începe să precipite şi

produsul BX'' mai solubil, va trebui să se satisfacă relaţia:

IIBX

s

IBXs

III

P

PXX

Curba de titrare a ionilor X'-

nu va fi afectată de prezenţa ionilor X''-

până când,concentraţia ionilor X'- ,se reduce la valoarea dată de ecuaţia de mai sus (poate

interveni însă fenomenul de coprecipitare). Curba de titrare atinge salt maxim înainte de

a începe precipitarea compusului BX'' şi punctul final este atins la punctul de

echivalenţă.

Se observă o menţinere constantă a potenţialului pe măsură ce începe să

precipite BX'', de aici înainte curba de titrare este corespunzătoare anionului X''-, sarea

mai solubilă nu va precipita până când întreaga cantitate de anion ce formează unprecipitat mai greu solubil, nu a precipitat:

IIBXs

IBX

s

'II

'I

P

P

X

X

Dozarea diferenţială a amestecurilor de Cl + I şi Br -- + I- cu soluţie de AgNO3 0,1

N se realizează astfel:

Considerând un amestec de halogenuri Cl- + I- şi Br - + I- în concentraţie de 10-1

M, care se titrează cu o soluţie de AgNO3 0,1 M, anionii vor forma cu Ag+

precipitatele

AgCl, AgBr şi AgI, cu următoarele Ps şi S (tabelul 6.3.3.1.).

La adăugarea soluţiei de AgNO3 în amestecul

celor 2 ioni, la început va precipita AgI, care

are solubilitatea cea mai mică, apoi AgBr

respectiv AgCl.

Tabelul.6.3.3.1.Valoarea Ps şi

solubilităţii halogenurilor de Ag

Precipitatul Ps(mol/L) S (mol/l)

AgI 8,3.10- 9,1.10-

AgBr 3,3.10-13 5,8.10-7

AgCl 1,7.10- 1,3.10-



123


soluţie de amestec de săruri Cl ¯ + I ¯ , Br ¯ + I ¯ ;

soluţie de AgNO3 0,1 N cu factor cunoscut;

electrod Br

-

selectiv; electrod de calomel;

potenţiometru;

agitator magnetic.

Tehnica de lucru

Deteminar ea factorului soluţiei de AgNO3 0,1 N

Pentru determinarea factorului soluţiei de azotat de argint se pregăteşte o soluţie

etalon de NaCl (50mL) prin cântărirea la balanţa analitică a cantităţii corespunzătoare

de clorură de sodiu şi dizolvare în balon cotat; se pipetează 5 mL din aceasta, în

paharul de titrare al aparatului şi după introducerea electrozilor în soluţie, se adaugă

apă distilată 45mL până la acoperirea electrozilor, se începe titrarea.

Soluţia de AgNO3 0,1 N (poate fi şi 0.05N) se adaugă în porţiuni de 0,5 mL, iar în

apropierea p.e. în porţiuni mai mici de 0,1 mL. După fiecare adăugare se notează

valoarea potenţialului indicat de aparat, în mV.

Se reprezintă grafic E = f(V), obţinându-se curba de titrare. Se stabileşte volumul

de echivalenţă, factorul soluţie şi se calculează după formula:

bcititpec

pipet

V

VF

real

teoretic

V

V F

Determinarea amestecu lui de halogeni

Se prepară o soluţie de bază conţinând un amestec de ioni de halogenură prin

cântărirea la balanţa analitică a cantităţilor corespunzătoare unei concentraţ ii de 0,1N

(sau 0,05N) şi aducerea cantitativă în balon cotat.

Din soluţia care conţine ionii de halogenură la o diluţie de aproximativ 0,1 N

(0,05N), se pipetează 5 mL din aceasta, în paharul de titrare al aparatului şi după

introducerea electrozilor în soluţie, se începe titrarea.

Electrozi folosiţ i : electrodul Br (halogen) selectiv iar ca electrod de referinta

electrodul de calomel.



124

Soluţia de AgNO3 0,1 N se adaugă în porţiuni de 1 mL, iar în apr opierea p.e. în

porţiuni mai mici de 0,2 mL. După fiecare adăugare se notează valoarea potenţialului

indicat de aparat, în mV.

Se reprezintă grafic E = f(V), obţinându-se curba de titrare. Se stabilesc volumele

de echivalenţă pentru ionii prezenţi în soluţie şi se calculează concentraţiile.

Titraea potenţiometrică a NaCl

0

50

100

150

200

250

300

350

400

450

500

0 0.5 1 1.5 2 2.5 3 3.5 4 4.5 5 5.5 6 6.5 7 7.5 8 8.5 9 9.5 10 10.5 11 11.5 12 12.5 13

volumul, mL

P o t e n ţ i a l u l E , m V

Series1

Fig.6.3.3.1.1 Curba de titrare potenţiometrică a NaCl

Curba de titrare a amestecului de clorura şi bromură

0

100

200

300

400

500

600

0 2 4 6 8 10 12 14

V, mL AgNO3 0,1n

E , m V

Series1

Fig 6.3.3.1.2 Dozarea unui amestec de Cl - +Br -



125

Da

n Br E F I V y

...%

D y an E F V Cl II ...%

în care:

VI-volumul soluţiei titrate corespunzător primului punct de echivalenţă;

VII-volumul soluţiei titrate corespunzător celui de al doilea punct de

echivalenţă;

F-factorul soluţiei titrate;

E-echivalentul gram al substanţei analizate;

n-normalitatea soluţiei;

a-cantitatea de probă luată în lucru;

D-diluţia.



126

7. METODE DE SEPARARE

7.1. GENERALITĂŢI. CLASIFICAREA METODELOR CROMATOGRAFICE

Analiza amestecurilor de substanţe ridică o serie de probleme analitice dincauza existenţei unor interferenţe care pot denatura rezultatele, aceste interferenţe pot

fi înlăturate prin separarea componenţilor.

Cromatografia este o metodă fizico-chimică modernă de separare a

componentelor dintr-un amestec complex în timp scurt şi cu exactitate suficient de

mare.

Selectivitatea mare, sensibilitatea mare, precum şi posibilitatea de aplicare în

studiul a numeroase produse, situează cromatografia printre cele mai utilizate metodede separare, identificare, precum şi de determinare cantitativă.

Cromatografia permite studiul proprietăţilor fizice şi chimice ale substanţelor.

Botanistul rus Twet în 1906 realizează prima separare a pigmenţilor din plante, în

principal din clorofilă, trecând extractul de plante printr -o coloană solidă (de carbonat de

calciu), utilizând ca solvent eterul de petrol. El a denumit metoda cromatografie ceea ce

înseamnă scriere colorată (kroma - culoare, grafien - a scrie).

N.A. Ismailov şi Schreiber (1938) sunt cei care descriu principiul cromatografiei

în strat subţire utilizând pentru separare plăci acoperite cu alumină. E. Stahl pune

bazele cromatografiei pe strat subţire utilizând Kieselgel G ca adsorbant, lucrările lui

fiind numeroase. Contribuţiile semnificative aduse de acesta au determinat atribuirea

denumiri metodei ca Dünnschichtchromatographie a lui Stahl (cromatografia în strat

subţire a lui Stahl).

Noţiunea de cromatografie include metode oarecum diferite dar care au trăsături

comune. Separarea cromatografică este o metodă fizică în care constituenţii sunt

distribuiţi între două faze, una staţionară, cu suprafaţă mare, iar cealaltă mobilă, un fluid

(lichid sau gaz).

Datorită complexităţii proceselor, a diversităţii procedeelor, a complexităţii

interacţiunilor dintre cele două faze s-a încercat o clasificare a acestor metode fără a se

ajunge, însă, la o delimitare netă între diferitele tipuri de cromatografii. În cele ce

urmează vor fi inserate câteva metode de clasificare.



127

Clasificarea metodelor cromatografice în funcţie de procesele care stau la baza

separării:

A) După natura forţelor care stau la baza procesului de separare, forţe care se

stabilesc între substanţa de analizat şi faza mobilă sau staţionară, se disting:

Cromatografia de adsorbţie;

Cromatografia de repartiţie;

Cromatografia de excluziune (de difuzie);

Cromatografia chimică;

Cromatografia de afinitate.

B) După natura fazelor, a procesului care are loc la interfaţa celor două faze, a

formei izotermei care descrie distribuţia componentelor între cele două faze şi după

condiţiile de lucru, metodele cromatografice se pot clasifica în următoarele tipuri:

Tabelul 7.1.1. Clasificarea metodelor cromatografice

Faza

mobilă

Faza staţionară Solidă

CROMATOGRAFIA DE

ADSORBŢIE

Lichidă

CROMATOGRAFIA DE

REPARTIŢIE

Lichidă

Cromatografia de

adsorb ie lichid – solid

Cromatografia de repartiţie

lichid – lichid C.L.L.Cromatografia pe strat

subţire (C.S.S.)

Cromatografia pe hârtie

(C.H.)

Gazoasă Cromatografia gaz - solid

(C.G.S.)

Cromatografia gaz - lichid

(C.G.L.)

Cromatografia de lichide în care faza mobilă este un lichid, iar faza staţionară unadsorbant solid, se numeşte cromatografie de adsorbţie lichid - solid (C.L.S.) şi are la

bază un mecanism de separare bazat pe adsorbţia diferită a componentelor între cele

două faze.

În cazul în care faza staţionară este un lichid, faza mobilă tot lichid mecanismul

separării se bazează pe repartiţia diferită a componentelor între cele două faze lichide

în contact, este vorba de cromatografie de repartiţie lichid - lichid (C.L.L.).



128

În C.L.L., faza staţionară lichidă impregnează un suport poros constituit din

materiale organice sau anorganice, inerte faţă de componentele de separat şi cu o

capacitate de adsorbţie redusă.

O clasificare riguroasă a metodelor cromatografice trebuie să ţină seama atât de

natura forţelor, a proceselor de la interfaţa fazelor, a tehnicilor de lucru, cât şi a

regimului de temperatură.

NOMENCLATURA ÎN CROMATOGRAFIE

Prin separare cromatografică se înţelege totalitatea procedeelor care au la bază

separarea componenţilor dintr -un amestec utilizând coloane sau strat subţire de

substanţă inertă sau reactivă, hârtie de filtru, ca faze staţionare sau suport, şi o fază

mobilă, un fluid (lichid sau gaz) care străbate faza staţionară.

Rezultatul analizei cromatografice se numeşte cromatogramă.

Materialul cu care este umplută coloana cromatografică, impregnată hârtia sau

confecţionat stratul subţire, se numeşte fază staţionară.

Coloana cromatografică poate fi închisă (un tub umplut cu adsorbant) sau

deschisă, placa cu strat subţire.

Developarea cromatogramei reprezintă procesul de separare a componenţilor

dintr-un amestec în urma trecerii developantului (faza mobilă) prin coloană.

Developantul reprezintă fluidul (gazul sau lichidul) care serveşte la deplasarea

componenţilor pe coloană. În cazul în care substanţa separată se îndepărtează complet

de pe adsorbant se utilizează termenul de eluant (eluent).

Zona este porţiunea de pe cromatogramă care conţine mai mult decât un

component, iar banda porţiunea care conţine un component. În cromatografia pe hârtie

şi pe strat subţire porţiunea de pe faza staţionară care conţine un singur component senumeşte spot.

Identificarea componenţilor separaţi . În cromatografia planară se poate face prin

culoare proprie, dacă sunt coloraţi (în lumină albă), sau prin culoarea caracteristică în

UV. De cele mai multe ori se folosesc însă reactivi specifici care pulverizaţi pe

cromatoplăci dau coloraţii specifice.

Identificarea se face pe baza valorilor factorului de retenţie R f , raportul dintre

distanţa parcursă de substanţa de analizat şi distanţa parcursă de faza mobilă, numităfrontul solventului.



129

Identificarea unor compuşi din amestecuri complexe se face prin compararea

valorilor R f obţinute pentru amestec cu cele ale unor substanţe de referinţă.

În cromatografia pe coloană, de gaze sau de lichide, identificarea se poate face

prin compararea timpilor de retenţie corespunzători componenţilor probei cu cei obţinuţi

cu substanţe de referinţă, sau prin măsurarea spectrelor substanţelor separate (spectru

de masă, în infraroşu, de rezonanţă magnetică nucleară) şi interpretarea acestora.

Identificarea univocă prin interpretarea spectrului UV-VIS este practic imposibilă, se pot

obţine informaţii legate de prezenţa anumitor cromofori în moleculă.

Pentru substanţele radioactive se utilizează contoare Geiger Müler, iar în cazuri

specifice se pot utiliza şi metode bacteriologice.

7.2. Cromatografia pe hârtie

7.2.1. Generalităţi

A fost introdusă de Consden, Gordon şi Martin şi constituie una din tehnicile cele

mai utilizate în separarea şi identificarea componenţilor dintr -un amestec.

Principiul separării este procesul de repartiţie diferenţiată a componentelor între

două faze nemiscibile, doi solvenţi nemiscibili CLL (Cromatografia lichid-lichid).

Pe lângă procesul de repartiţie pot interveni şi alte procese, dacă hârtia este

pretratată prin impregnare cu reactivi care modifică structura fizică. Astfel poate

participa la un mecanism de adsorbţie, schimb ionic, reacţii chimice.

Faza staţionară este fixată pe un suport care nu este altul decât celuloza - hârtia.

Celuloza utilizată este de calitate superioară, fibrele cele mai pure – linters. Celuloza

utilizată pentru cromatografie conţine între 2000 - 3600 unităţi de monozaharide

(Henser) şi 1000 – 20000 (Kirschner). Diametrul fibrelor este între 0,015 - 0,04 mm.

Suprafaţa mată se notează cu M, suprafaţa netedă cu G-1.

MGl GL este formată din α-celuloză insolubilă în NaOH 17,5%. Ionii anorganici

calciu, magneziu, cupru şi fier nu pot depăşi 0,004 - 0,01%.

Hârtia cromatografică mai conţine mici cantităţi de grupe -COOH, aminoacizi

legaţi, substanţe lipofile. Fiecare hârtie cromatografică se caracterizează printr-o serie

de parametrii ce influenţează în mare măsură procesul cromatografic (Tabelul.7.2.1.1.).



130

Tabelul 7.2.1.1 Sortimente de hârtie de filtru utilizate în cromatografia pe hârtie

Toate sorturile de hârtie (Whatman, Schleicher -Schüll, Munktel, Toyo, etc.) sunt

caracterizate prin viteza de migrare a solventului, porozitate, aspectul suprafeţei (mată,

lucioasă), grosimea ei şi pr etratarea .

Exemplu: Schleicher-Schüll, a, MG-1 înseamnă: a - hârtie subţire, M - suprafaţă

mată; G-1 - suprafaţă netedă.

Hârtia pentru cromatografie este supusă unei purificări chimice, spălare cu acizi

(HCl, HF, CH3COOH) pentru îndepărtarea urmelor de metale existente din celuloza

folosită la prepararea hârtiei.

Hârtia Sortiment

Greutatea

medie,

g/cm2

Viteza de adsorbţie

a apei, mm/30min

Alte

caracteristici

Whatman 1 85 140-220 Hârtie etalon

Whatman 2 97 200-300Hârtie cu migrare

lentă

Whatman 3 185 150-250

Separări de

substanţe

anorganice

Whatman 4 93 70-100 Migrare rapidă

Schleicher-Schüll 2040a 85-95 100-110

Schleicher-Schüll 2040b 120-125 140-160Corespunzătoare

W4

Schleicher-Schüll 2043a 90-95 90-95Corespunzătoare

W1

Schleicher-Schüll 2043b 110-120 90-95

Corespunzătoare

W1

Arches 302

Arches 303

Arches 202



131

Pentru separarea substanţelor hidrofobe se impregnează cu ulei de parafină,

uleiuri vegetale, siliconi, alcooli şi acizi graşi superiori.

Pot fi acetilate grupările hidroxil din structura celulozei cu un amestec de acid

acetic şi anhidridă acetică.

Se poate folosi şi hârtie modificată prin impregnare cu schimbători de ioni sau

alte substanţe. Poate fi impregnată cu suspensie coloidală de anionit, cationit, răşină

redox, pentru separ ări bazate pe schimb ionic, etc. Pentru separarea cationilor hârtia se

impregnează cu complexanţi (8-oxichinoline, EDTA, etc.).

Impregnată cu reactivi de precipitare (AgNO3, X-,2

4CrO ,

24

SO , Na2SiO3) se

poate folosi la separarea bazată pe reacţii chimice de precipitare.

Celuloza se poate modifica prin tratare cu acid monocloracetic (esterifica),monoesterul acidului ftalic, derivaţi ai acidului butansulfonic.

Se poate impregna cu solvenţi sau cu soluţii cu pH diferit cu săruri solubile, etc.

Solvenţii utilizaţi în cromatografia pe hârtie se aleg în funcţie de proprietatea

substanţelor de separat, cele mai importante proprietăţi fiind solubilitatea şi polaritatea

solvenţilor.

Solvenţii folosiţi se pot clasifica pe baza proprietăţii de a forma legături de

hidrogen în trei categorii:

donori sau acceptori de electroni care pot forma legături de hidrogen foarte

stabile (solvenţi hidrofili sau polari)

solvenţi fără aceste proprietăţi (solvenţi hidrofobi sau apolari)

solvenţi cu caracter semihidrofil care fac trecerea între aceste două categorii.



132

Tabel.7.2.1.2. Exemple de solvenţi şi aplicaţiile lor

Substanţe Faza staţionară Faza mobilă

Semihidrofile

-celuloza + solvent organic

polar

- formamidă

- dimetilformamidă

- propilenglicoli

- alcooli inferiori

Solvent organic nemiscibil

- ciclohexan

- cloroform

- benzen, toluen

Hidrofobe celuloză+solvent hidrofob un solvent hidrofil

-soluţii apoase de alcooli,acizi

Hidrofile

celuloză+solvent hidrofil

- vaporii de apă

- vaporii fazei mobile

1. un solvent hidrofil

izopropanol+NH3+H2O

2. nbutanol+CH3COOH+H2O

3. fenol+apă

Substanţele hidrofile sau semihidrofile se separă cu ajutorul sistemelor formate

din apă (faza fixă) şi un solvent organic (ca fază mobilă) nemiscibil cu apa.

La solventul apolar se poate adăuga alcooli, cetone sau acizi pentru mărirea

solubilităţii apei în aceşti solvenţi.

Pentru substanţe semihidrofile se indică folosirea fazei staţionare formată din

formamidă, dimetilformamidă, propilenglicol sau alcooli inferiori, iar ca fază mobilă un

solvent organic nemiscibil cu faza staţionară (ciclohexan, cloroform, benzen, toluen,

heptan, tetraclorură de carbon, etc.).

Pentru substanţe hidrofobe se folosesc ca fază staţionară solvenţi hidrofobi puţin

volatili - silicon, cauciuc, uleiuri vegetale, hidrocarburi cu punct de topire ridicat, iar ca

fază mobilă soluţii apoase de alcooli, acid acetic, acid formic. Solvenţii se aleg

cunoscându-se structura substanţelor de separat.

În cazul substanţelor hidrofile, hârtia cromatografică se suspendă în camera de

cromatografiere pentru a se satura în vaporii solventului care vor deveni astfel faza

staţionară.



133

Metodele cromatografiei pe hârtie

După sensul de migrare a fazei mobile (developantul) de-a lungul fazei staţionare

se disting următoarele metode cromatografice:

Cromatografia ascendentă - developantul migrează în sens invers forţei de gravitaţie,

prin capilaritate (Fig.7.2.2.1. a).

Cromatografia descendentă - developantul migrează în sensul forţei de gravitaţie;

Cromatografia radială (circulară) - developantul migrează în direcţii radiale,

perpendiculare pe direcţia forţei de gravitaţie.

Cromatografia orizontală - developantul migrează orizontal, perpendicular pe forţa de

gravitaţie.

După numărul direcţiilor de migrare se mai disting:

a)Cromatografia unidimensională - developantul migrează într -o singură direcţie;

b)Cromatografia bidimensională - developantul migrează în mai multe direcţii,

consecutiv (Fig.7.2.2.2.).

7.2.2. Aparatura şi tehnica de lucru

Etapele cele mai importante ale metodei de cromatografie pe hârtie sunt:

aplicarea probelor;

developarea;

uscarea cromatogramelor;

localizarea zonelor; analiza calitativă;

analiza cantitativă;

păstrarea cromatogramelor.

Camera cromatografică este construită din sticlă, etanşă, de diferite forme şi

dimensiuni (cilindrică, paralelipipedică, etc.).



134

a b

Fig 7.2.2.1 Tehnici în cromatografia pe hârtie:

a. tehnica ascendentă, b. tehnica circulară

Camera cromatografică este construită din sticlă, etanşă, de diferite forme şi

dimensiuni (cilindrică, paralelipipedică, etc.).

Deoarece atmosfera camerei trebuie să fie saturată cu apă sau vaporii

solventului, se pune pe fundul vasului apă, uneori pereţii camerei sunt tapetaţi cu hârtie

de filtru îmbibată cu apă.

Developantul se aşează pe fundul vasului într -o cutie Petri sau într -un rezervor

adecvat. Camera cromatografică mai este prevăzută şi cu un suport pentru hârtie.

Închiderea etanşă a camerei se realizează cu plăci de sticlă şlefuite.

În cromatografia descendentă, dispozitivul cu developantul se aşează în partea

superioară a camerei cromatografice (dispozitive speciale), solvenţii migrând de sus în

jos.

Aplicarea probelor . În funcţie de scopul urmărit se alege hârtia de

cromatografie, se dimensionează în funcţie de număr ul spoturilor ce trebuie aplicate. Se

trasează linia de start cu un creion de grafit, se marchează la 1,5 cm de marginea

hârtiei punctele de start la distanţe de 0,75-1,5 cm.

Pe linia de start, cu ajutorul capilarelor sau a micropipetelor se spotulează

substanţele de analizat în volum de 2-5 µL, cu un conţinut de 5-20 µg/mL pentru fiecare

component, cât şi pentru amestecul de analizat.

Spoturile se usucă la curent de aer, hârtia se introduce în camera cromatografică

în prealabil saturată în vaporii de solvent, se suspendă în cameră şi se lasă suspendată

între 30 minute - 1 oră, pentru a se îmbiba în vaporii solventului.

Se porneşte developarea introducând hârtia de filtru cu partea în care s -au pusspoturile, în solvent.



135

Hârtia trebuie să fie în poziţie verticală şi să nu atingă pereţii vasului cu

developant sau pereţii camerei. Se lasă să migreze developantul, până se ajunge la o

distanţă de 1,5 cm de la marginea superioară a hârtiei. Se scoate hârtia de filtru şi se

lasă la aer să se usuce pentru a îndepăr ta developantul.

Se vor ident i f ica spoturile prin metode specifice substanţelor analizate şi se vor

determina valorile Rf (vezi paragraful aplicaţii practice).

Cromatografia circulară separă substanţele în zone de separare. Hârtia

cromatografică are formă circulară. Se marchează linia de start la o distanţă de 1-1,5

cm de centrul rondelei.

Se decupează o fâşie de 2-4 mm radial, până la centrul hârtiei. Aceste fâşii

numite şi picioruşe vor intra în vasul cu developant, care va urca prin capilaritate până

la nivelul hârtiei.

Camera de cromatografiere constă din două cutii Petri, cu diametrul mare şi o

cutie Petri cu diametrul mai mic, în care se va aşeza developantul (Fig. 7.2.2.1.).

Spoturile se aduc pe hârtia cromatografică sub formă de arcuri de cerc,

componentele se vor separa sub forme de zone uşor curbate.

Developarea se face până frontul solventului ajunge la o distanţă de 1,5 -2 cm de

marginea rondelei.

Solvenţii în care se pregătesc probele sunt de obicei substanţe organice

(acetonă, alcool, eter, cloroform) şi volatile pentru a se evapora rapid.

Developarea se realizează ascendent, descendent sau radial, în funcţie de

tehnica de migrare aleasă.

Uscarea cromatogramelor se realizează fie la temperatura camerei, sub nişă, fie

cu ventilator, etuvă sau lampă de IR.

Fig.7.2.2.2. Cromatografia bidimensională



136

Localizarea zonelor şi analiza calitativă Această operaţie se execută utilizând

mai multe metode:

metode fizice: prin iradierea cromatogramelor cu radiaţii UV (254 - 365 nm) sub

acţiunea cărora substanţele devin fluorescente, sau se pot trata cu indicatori

fluorescenţi, zonele cu substanţă fiind întunecate pe fond fluorescent;

metode chimice: se bazează pe reacţiile chimice care au loc între substanţele

separate pe hârtie şi reactivii care se pulverizează pe suprafaţa cromatogramei

sau se introduc în sistemul de migrare sau în soluţia în care se imersează hârtia;

culorile pot apărea imediat sau după încălzire, tratarea hârtiei cu vaporii reactivului

(NH3), etc.

metode biologice: se bazează pe proprietăţile unor substanţe de a trece în substanţe

cromogene sau fluorescente sub acţiunea unor enzime. În acest scop, hârtia

cromatografică se tratează în prealabil cu soluţia unor enzime

Identificarea substanţelor separate se face prin folosirea de substanţe de

referinţă sau prin compararea cu valorile R f din literatura de specialitate obţinute în

aceleaşi condiţii de lucru (apreciere orientativă).

Localizarea zonelor presupune identificarea substanţelor separate pe

cromatogramă, fie prin colorarea lor caracteristică, fie prin factorul de retenţie (Rf ).

Practic Rf -ul reprezintă raportul dintre deplasarea substanţei de la linia de start şi

deplasarea fazei mobile de la linia de start. Se determină din raportul distanţelor de

migrare ale substanţei, a, şi ale solventului, b, care se măsoară în cm:

b

a R f

Fig.7.2.2.3 Caracteristicile generale al unei cromatograme developate



137

Valoarea Rf a substanţelor cromatografiate pe hârtie poate fi influenţată de

următorii factori:

calitatea hârtiei: grosime, puritate, capilaritate;

natura solventului folosit (compoziţia);

temperatura;

configuraţia sterică a substanţelor;

dipolmomentul substanţelor;

legăturile de hidrogen intramoleculare;

izomeria cis – trans,

izomeria optică;

tehnica de migrare;

gradul de saturare a hârtiei;

distanţa dintre linia de start şi suprafaţa solventului;

lungime hârtiei; cantitatea de substanţă, etc.



138

7.2.3. Aplicaţiile cromatografiei pe hârtie

7.2.3.1. Separarea cromatografică a cat ioni lor din s ubgru pa t iobazelor

Principiul metodei : Substanţa de analizat se dizolvă în apă sau într -o soluţie slab

acidă. Se recomandă ca analiza să se efectueze din cloruri sau azotaţi şi din soluţii de

concentraţie 1%.

Anionii influenţează semnificativ Rf -ul cationilor (ex. pentru sărurile de Cu2+:

Rf =0,27 pentru CuSO4, Rf = 0,4 pentru CuCl2, Rf = 0,54 pentru Cu(NO3)2, Rf = 0,57

pentru Cu(CH3COO)2.

Urmele de cationi prezente în hârtia folosită pentru cromatografiere pot deranja,

mai ales în cazul determinărilor cantitative, din această cauză frecvent se utilizează

hârtie impregnată în prealabil cu complexanţi sau răşini schimbătoare de ioni.

Ca solvenţi se folosesc: alcooli, cetone, eteri, esteri, rar baze organice.

Analiza se efectuează de obicei la temperatura camerei, prin metodă ascendentă

sau orizontală.

Spoturile se revelează cu soluţii de reactivi ai ionilor.

Separarea tuturor cationilor printr-o singură metodă este mai greoaie, însă există

metode pentru separarea cationilor grupelor analitice:

Separarea cromatografică a cationilor din subgrupa tiobazelor

Cationii tiobazelor Cd(II), Cu(II), Pb(II), Hg(II), Ag(I), Bi(III), precum şi cei ai

grupei a III-a: Co(II), Ni(II), Fe(III), pot fi separaţi şi identificaţi dintr -un amestec prin

cromatografie pe hârtie. Identificarea lor se poate realiza cu ajutorul S2-.

Aparatura şi reactivi necesari:

Soluţii de concentraţie 1% din aceşti cationi;

Hârtie cromatografică Schleicher-Schüll 2045 a, de dimensiune adecvată(20x20 cm);

developant: acetonă : acid acetic glacial : apă=7:2:1

reactiv de identificare (revelare): sol. Na2S 3%, proaspăt preparată;

cameră de cromatografiere; capilare.

Tehnica de lucru:

Se dimensionează hârtia cromatografică în mod corespunzător (20x20 cm). Se

trasează linia de start cu ajutorul unui creion grafit, se fixează punctele de start la 1,5cm distanţă unele de altele.



139

Cu ajutorul capilarelor se picură soluţiile conţinând cationii, precum şi din

amestecul necunoscut. Se usucă hârtia, cu ajutorul unui ac şi aţă se apropie marginile

hârtiei până se realizează un sul, cu specificarea că cele două margini nu trebuie să se

atingă sau să se suprapună (se menţine o distanţă de 0,5 cm).

Pregătirea camerei de cromatografiere:

Se tapetează cu hârtie filtru obişnuită, se toarnă pe fundul vasului 50 -60 mL apă

distilată, se aşează cutia Petri pe fundul vasului şi se introduce în cutia petri,

developantul.

Se suspendă în această cameră hârtia de filtru, se acoperă vasul cu o placă de

sticlă şi se lasă să stea timp de o oră pentru saturare în vaporii de solvent. Apoi se

imersează hârtia de filtru în solventul de migrare (developant).

Se lasă să migreze până la 5 cm de la marginea de sus a hârtiei şi se scoate

cromatograma din soluţie.

Se usucă, se pulverizează cu Na2S 5%. După uscarea cromatogramei se

stabilesc Rf şi se identifică spoturile.



140

7.3. Cromatografia pe strat subţire

Cromatografia pe strat subţire (C.S.S.) a fost utilizată pentru prima dată de N.A.

Izmailov şi M. Schreiber (1938), dar E. Stabil este considerat părintele acestei metode.

Mai întâi a fost denumită "cromatografie pe suprafaţă" sau "cromatografie pe coloanădeschisă", apoi E. Stabil o denumeşte „Dünnsicht-Chromatographie" - cromatografie în

strat subţire, denumire sub care a fost consacrată.

7.3.1. Aspecte generale

C.S.S. este o metodă car e permite separarea componentelor unui amestec pe

baza diferenţei lor de deplasare de-a lungul unui strat adsorbant (care acoperă o placă

de sticlă, metal sau polimer), sub acţiunea unui sistem de solvenţi.

Stratul adsorbant (sau adsorbant impregnat cu un solvent, agent de chelataresau indicator fluorescent) constituie faza staţionară şi poate avea o grosime de 0,25 -2

mm, după cum se urmăreşte un scop analitic calitativ (0,2-0,3 mm) sau cantitativ (1-2

mm).

În cromatografia pe strat subţire separarea poate avea la bază un proces de

adsorbţie, de repartiţie sau schimb ionic, după cum stratul subţire este constituit dintr -un

adsorbant (silicagel) care poate participa direct în procesul de separare (cromatografia

de adsorbţie), sau poate fi impregnat cu un lichid (cromatografia de repartiţie), sau

conţine un schimbător de ioni (cromatografia de schimb ionic); procesul poate fi mai

complex, de adsorbţie – repartiţie, ca în cazul mecanismului de separare în

cromatografia cu faze inverse (faza staţionară este formată dintr -un suport solid de care

sunt legate covalent grupe hidrocarbonate care conferă un caracter mai puţin polar în

raport cu faza mobilă polară).

În momentul în care faza mobilă ajunge la spotul iniţial – dat de soluţia cu

componentele de analizat aplicată pe linia frontului pe placă - are loc repartiţia sau

adsorbţia componentelor din amestec între faza mobilă şi faza staţionară, producându -

se transportul de-a lungul plăcii. Substanţele se vor separa în funcţie de coeficientului

de adsorbabilitate.

Cromatografia pe strat subţire prezintă o serie de avantaje în raport cu

cromatografia pe hârtie, azi fiind cea mai răspândită metodă cromatografică planară.

Metodele cromatografiei planare sunt deosebit de avantajoase datorită:

timpului relativ scurt al developării

caracterului de metodă microanalitică;



141

existenţei plăcilor cromatografice gata preparate;

are o sferă de aplicabilitate nelimitată;

stratul subţire este rezistent la agenţi chimici;

permite o separare net superioară cromatografiei de lichide pe coloană

clasică şi hârtie;

permite o dozare cantitativă a componentelor separate mult mai uşoară decât

în cazul separării pe coloană;

detectarea se poate realiza independent de metoda aleasă şi poate fi oricând

repetată.

Printre dezavantaje se pot enumera dificultatea relevării repetate a spoturilor cu

diferiţi reactivi, păstrarea mai dificilă a cromatogramelor.

Tipuri ale cromatografiei pe strat subţire:

Cromatografia descendentă, solventul migrează în sensul forţei

gravitaţionale;

Cromatografia ascendentă solventul se deplasează în sens invers forţei

gravitaţionale (cea mai des utilizată);

Cromatografia orizontală în care solventul migrează perpendicular pe forţa

gravitaţională.

Adsorbanţii

Cei mai uzuali adsorbanţi utilizaţi în cromatografia pe strat subţ ire sunt:

silicagelul, oxidul de aluminiu, kiselgurul, pulberea de poliamidă, hidroxidul şi silicatul de

magneziu, calciu, etc.

Developanţii (faza mobilă) sunt solvenţi organici sau anorganici de puritate

avansată, cu capacitate de eluţie diferită în funcţie de faza staţionară. Pentru

adsorbanţii care conţin oxigen se utilizează solvenţi polari cu constantă dielectrică mare

şi cu proprietăţi de a forma legături de hidrogen.

7.3.2. Aparatura şi tehnica de lucru

Aparatura constă în plăci de sticlă, cu dimensiuni de 20 x 20, 20 x 10 sau 20 x 5

cm, pe care se etalează amestecul adsorbant silicagel (sau alumină) : apă (sau

solvent), la care uneori se adaugă un liant (CaSO4, agar, etc.) şi un indicator

fluorescent. Suspensia trebuie să fie omogenă, iar plăcile de sticlă perfect curate

(spălate cu amestec cromic, apă şi un solvent organic volatil, cum ar fi alcool, acetonă). Aplicarea se face cu un dispozitiv special sau manual.



142

Suprafaţa trebuie să fie perfect uniformă şi să aibă grosimea de 0,01 -0,5 mm.

Plăcile se usucă la aer, apoi se introduc în etuvă la 120-150 oC pentru activarea lor.

După răcire se păstrează în exicatoare pe silicagel.

Plăcile pot fi preparate diferit în funcţie de scopul urmărit, adăugând acizi, baze,

soluţii tampon, etc. Pentru cromatografierea în faze inverse, placa acoperită cu suportul

solid se imersează alternativ într -o fază hidrofobă (uleiuri siliconice) şi un solvent volatil.

Există plăci standardizate, gata preparate pe sticlă, folii de aluminiu sau material

plastic, care asigură o reproductibilitate optimă a Rf -urilor.

Dispozitive de aplicare a probelor. Probele de analizat sunt pregătite în mod

similar cu cele de la cromatografia pe hârtie, în concentraţie de 1%; se aplică spoturi cu

diametrul de 0,3 cm, în volume de 2,5 µL. Se pot aplica de mai multe ori în acelaşi

spot, dar după fiecare aplicare se usucă spotul.

Pentru aplicarea soluţiilor, se pot folosi:

1. capilare, micropipete sau seringi micrometrice

2. dispozitive de aplicare a probelor (micropipete cu autoumplere care au mai multe

vârfuri calibrate pentru aplicarea unor volume de 2-100 µl soluţie aplicată)

3. şabloane din material plastic cu scară gradată pentru aplicarea probelor la distanţă

egală, cu un număr de orificii cu diametru variabil care permit estimarea suprafeţei

zonelor.

4. aplicatoare automate şi semiautomate (sisteme robotizate de aplicare)

În practica CSS se mai folosesc dispozitive colectoare pentru zonele de substanţă

separate în scop preparativ.

Cuvele cromatografice, de formă paralelipipedică, confecţionate de obice i din

sticlă, saturate sau nu în prealabil cu vaporii fazei mobile, sunt de mai multe forme şi

dimensiuni (Fig.7.3.2.1). Există două tipuri principale de cuve care diferă prin prezenţa

sau absenţa atmosferei de vapori. Pot fi: cuve de tip N – normale - în care distanţa întrestrat şi peretele cuvei este mai mare de 3 mm; pot fi saturate cu vaporii fazei mobile;

cuve de tip S – Sandwich - în care distanţa dintre strat şi peretele cuvei este mai mică

de 3 mm şi nu necesită saturarea prealabilă a atmosferei din cuvă; permit o separarea

mai rapidă.



143

Fig 7.3.2.1. Schema unei cuve CSS de tip N; b. Cuve CSS comercializate de

diverse forme

Metode de detecţie în cromatografia planară

În urma developării, probele se separă în spoturi, care după uscarea plăcii nu îş i

schimbă poziţia, detectarea lor realizându-se prin mai multe metode. Ponderea

metodelor cromatografice a crescut vertiginos tocmai datorită creşterii posibilităţilor de

detectare şi de dozare cantitativă a componenţilor separaţi.

Tehnicile de vizualizar e a spoturilor utilizate în tehnica cromatografiei pe hârtie

se întâlnesc şi în cazul cromatografiei pe strat subţire, dar spre deosebire de C.H., înaceastă metodă zonele pot fi vizualizate şi prin pulverizarea cu reactivi corozivi, de

exemplu acid sulfuric (70-80%), amestec H2SO4 şi K2Cr 2O7, HNO3, şi pot fi încălzite la

100 oC. La locul de aplicare a probei se pot efectua şi reacţii de oxidare, reducere,

hidroliză, cuplare, etc. printr -o cromatografie funcţională pe strat subţire (C.F.S.S.).

În cromatografia planară şi, în special, în cea pe strat subţire, cele mai utilizate

metode de detectare sunt: metodele fizice, reacţii microchimice şi metode bio -

fiziologice.Detectarea componentelor prin m etode chimice

Dacă componentele nu pot fi detectate prin metode fizice se utilizează reacţii

chimice specifice înainte sau după separare.

Substanţele de separat pot fi supuse unor procese precromatografice de

derivatizare în timpul preparării probelor sau după developare.

Derivatizarea are ca scop introducerea de gr upări cromofore în substanţă,

modificând astfel procesele de absorbţie a luminii sau devin fluorescente.



144

Aceste procese de derivatizare măresc selectivitatea şi eficienţa detecţiei şi,

implicit, a metodei.

Metodele chimice de identificare se bazează pe:

- măsurarea Rf şi compararea cu o substanţă etalon;

- folosirea unor reacţii de culoare, sensibile şi specifice, pulverizând direct

pe placa cromatografică reactivi de identificare .

Identificarea componentelor în cromatografia planară, în primul rând se

realizează pe baza factorului de retenţie Rf , care se poate calcula după formula:

Rf =0 Z Z

Z

f

x

unde Zx - distanţa parcursă de spotul de substanţă, cm; Zf - distanţa parcursă de frontul

de solvent, cm; Z0 - linia de start sau înălţimea solventului în cuvă, cm.

În cazul metodelor la care developarea este continuă sau în cazul developărilor

multiple unde nu se poate determina distanţa de migrare a frontului solventului, se

utilizează valoarea Rx care se calculează ca fiind raportul dintre distanţa de migrare a

componentului A de la linia de start şi distanţa de migrare a unui standard intern X. În

loc de Rf deseori se utilizează hRf =100Rf .

Identificarea unor componente separate nu se poate face pe baza valorilor R f ,

hRf , Rx publicate în literatura de specialitate deoarece aceste valori depind mult de

condiţiile de lucru: calitatea fazei staţionare, grosimea stratului, umiditate, temperatură,

distanţa de migrare, atmosfera de vapori, etc., toţi aceşti factori influenţând într -o

măsură mai mare sau mai mică factorii de retenţie.

În cromatografia planară două componente se consideră identice dacă sunt

satisfăcute următoarele cerinţe:

Dacă factorii de retenţie ai componentului necunoscut şi standardului sunt identici pe

două faze staţionare diferite din punct de vedere al polarităţii, cu trei developanţi

diferiţi

Dacă spectrele de absorbţie UV-VIS ale componentului necunoscut şi ale

standardului sunt identice înainte de derivatizare şi după derivatizarea

postcromatografică.



145

7.3.3. APLICAŢII ALE CROMATOGRAFIEI PE STRAT SUBŢIRE ÎN

CONTROLUL MEDICAMENTELOR

C.S.S. este o metodă oficială în Farmacopeea Română, ediţia a X-a, fiind

aplicată la:

determinarea identităţii şi purităţii medicamentelor prin compararea Rf -urilor

cu a unui standard extern sau intern;

separarea şi identificarea componentelor dintr -un amestec complex;

evaluarea proceselor şi reacţiilor chimice în industrie;

evaluarea cantitativă şi calitativă a medicamentelor şi metaboliţilor din medii

biologice.

Aplicaţii ale cromatografiei pe strat subţire în analiza calitativă:

Analiza amestecurilor de cationi;

Separarea amestecurilor de acizi şi baze organice;

Separarea şi identificarea aminoacizilor;

Separarea şi identificarea antibioticelor, etc.

În practică mai sunt utilizate şi alte tehnici cromatografice pe strat subţire:

cromatografia pe strat subţire cu faze inverse, precum şi cromatografia funcţională pe

strat subţire (C.F.S.S.) şi tehnici cromatografice pe strat subţire de înaltă performanţă

(H.P.T.L.C.) rapide şi sensibile.

Identificarea compuşilor din zonele separate se realizează prin:

tehnica standardelor externe - adică prin compararea Rf -ului cu ale

standardului aplicat pe aceeaşi cromatoplacă;

tehnica standardelor interne - în diferite diluţii (se aplică amestec probă +

standard în concentraţii crescânde), când trebuie să obţinem zone cu acelaşi

Rf şi de arii crescânde;

metode eluţiei compusului de pe cromatoplacă prin raderea adsorbantului,

suspendare în solvenţi adecvaţi, agitare, filtrare şi determinarea substanţei

extrase (µg) prin metode spectrale (UV, VIZ), refractometrie, polarografie, etc.

Puritatea substanţei poate fi evaluată în condiţiile în care metoda de relevare

prezintă o sensibilitate corespunzătoare pentru evidenţierea impurităţilor în urme (0,5-

5%). În unele cazuri se cunoaşte natura impurităţii, în alte cazuri se presupune.



146

7.3.3.1. Cromatografia pe strat subţire a alcaloizilor

Reactivi necesari:

sol. Atropină 0,25% în metanol;

sol. Papaverină 0, 25% în metanol;

sol. Codeină 0,25% în metanol;

sol. Morfină 0,50% în metanol;

sol. de developant: amoniac concentrat 2 mL în 100 mL de metanol; sau 1 ml

amoniac concentrat în 49 ml metanol.

revelator: soluţie Dragendorff (iodobismutat de potasiu);

plăci cromatografice, cuve de cromatografiere.

Tehnica de lucru:

Pregătirea cromatoplăcilor: se spală cromatoplăcile, se degresează cu eter şi se

trage stratul subţire compus din silicagel (Kiselgel) şi CaSO4 fin pulverizat şi cernut.

Grosimea stratului trebuie să fie uniform (de cca. 0,5 mm). Se usucă şi apoi se

activează 60 de minute la 110 oC.

Developantul se toarnă în cuvele de cromatografiere, pe cromatoplăci, se

notează pe margine linia de start (nu se trasează), se aplică probele la distanţe de 1,5

cm şi se introduc în soluţia de developant. Timpul de migrare este până când frontul

solventului ajunge la 2 cm de marginea superioară a plăcii.

După migrare se scot plăcile din cuve, se usucă la temperatura camerei şi se

revelează cu soluţia Dragendorff.

Se calculează: b

aRf

unde a - distanţa în cm, parcursă de spotul de substanţă;

b - distanţa parcursă de solvent.

După calcularea Rf -urilor se identifică substanţele din amestecul necunoscut.



147

7.4. Cromatografia de lichide de înaltă performanţă


Cromatografia de lichide de înaltă performanţă (CLIP) sau High-performance liquid

chromatography (high-pressure liquid chromatography, HPLC) acoperă azi, în proporţie

aproximativ 80%, analiza substanţelor moleculare: organice, organo-metalice şi

anorganice inclusiv compuşii foarte polari sau labili termic precum şi compuşii cu masă

moleculară ridicată (naturali sau sintetici). De aceea, împreună cu cromatografia de

gaze constituie un punct de sprijin important în analizele chimice moderne.

Deşi eficacitatea coloanelor nu o egalează încă pe cea din GC, prin faptul că se

poate modifica, pe lângă faza staţionară, şi faza mobilă, cromatografia de lichide (LC)

face posibile separări şi analize uneori imposibil de realizat prin alte tehnici.

Cuplajul cu spectrometria de masă a transformat, în ultimul timp, această metodă

în principalul mijloc de analiz ă a compuşilor moleculari naturali sau sintetici , constituind

unul din pilonii pe care se sprijină chimia sintetică actuală şi pe care s-a dezvoltat

biochimia şi biotehnologia modernă.

Metoda constituie o evoluţie a unei metode mai vechi, cromatografia pe coloană

clasică, care servea în primul rând la izolarea preparativă a compuşilor naturali.

Prin introducerea pompelor şi în consecinţă, lucrându-se la presiuni tot mai

r idicate (200atm), dezvoltarea unor faze staţionare performante, de dimensiuni tot mai

mici (recent constituite din granule de faze staţionare sferice, cu diametre 2-5μm), în

coloane tot mai scurte (3-10cm) s-a ajuns, începând cu anul 1969, la configuraţia

actuală.

7.4.2. Tehnica şi aparatura

Se poate observa că din rezervoarele conţinând unul sau mai mulţi solvenţi

pompa (sau pompele), alimentează coloana cu eluent (de regulă un amestec de doi saumai mulţi solvenţi). În imediata vecinătate a coloanei se introduce proba, automat, prin

intermediul unui ventil cu by pass. În coloana aflată într -o etuvă termostat, are loc

separarea propriu-zisă. Efluentul coloanei intră într -un detector de unde componentul,

dacă este separat complet, poate fi colectat şi izolat , cu ajutorul unui colector de

fracţiuni. Semnalul este înregistrat fie cu un înregistrator, fie direct în memoria unui

calculator. Se poate observa asemănarea cu GC singura deosebire majoră constituind

sursa de eluent - pompa.



148

Fig.7.4.2.1. Construcţia unui aparat de cromatografia de lichide de înaltă performanţă

Solvent → Pompă → Injector → Coloană → Detector → Înregistrator

Fig7.4.2.2. Schema bloc a unui cromatograf HPLC

Pompe pentru HPLC

Pompa este considerată una dintre cele mai importante componente ale HPLC

deoarece permite realizarea unui debit constant al eluentului prin întreg sistemul :

injector, coloană, detector mărind deosebit de mult viteza separării. Într -un cromatograf

de lichide pot exista una sau mai multe pompe, fiecare furnizând o presiune care poate

atinge 20mii kPa (cca. 200atm). Presiunea deosebită este necesară deoarece coloana

are o umplutură de fineţe mare şi, în lipsa presiunii, debitul ar fi nepractic de mic.



149

Există în uz două tipuri principale de pompe, clasificate astfel în funcţie de debit:

pompe cu presiune constantă (şi debit variabil) şi

pompe cu debit constant .

Pompele cu presiune constantă sunt mai simple (a se citi ieftine) şi nu prezintă

pulsaţii în funcţionare (care nu ar permite obţinerea unei linii de bază netede).

Acestea, prezintă dezavantajul că debitul trebuie frecvent modificat pentru a se

menţine cât mai constant, ceea ce la separări de durată pune probleme, deoarece prin

obturarea coloanelor debitul se modifică continuu.

Se înţelege că orice modificare de debit (datorită vâscozităţii sau temperaturii

eluentului şi a structurii umpluturii) afectează timpul de retenţie şi totodată semnalul

detectorilor, în majoritate sensibili la concentraţie.

Pompele cu debit constant nu mai prezintă dezavantajele de mai sus. De-a lungul

timpului s-au selecţionat două variante:

pompele cu piston (alternative) şi

pompele de tip seringă (cu deplasare pozitivă).

La primele, cele mai utilizate, mişcarea du-te-vino a pistoanelor şi a supapelor cu

bilă permit o funcţionare indefinită dar presupun existenţa unor atenuatoare de pulsaţii -

dispozitive care să elimine micile variaţii de debit. Acestea constau dintr -o alternanţă de

mai multe rezistenţe, de exemplu tuburi subţiri şi capacităţi - care pot fi incinte cu pereţi

elastici, fie chiar manometre.

Pompele cu presiune constantă, asemănătoare cu o seringă dar având o

capacitate mai mare, pompează continuu pe toată durata separării, pistonul

deplasându-se cu o viteză liniară constantă dar după fiecare cursă este necesară

oprirea debitului şi reumplerea cu solvent a corpului pompei.

Deşi solvenţii utilizaţi se degazează pentru a se reduce efectele corozive ale

oxigenului, datorită presiunilor ridicate la care se lucrează, coroziunea este totuşideosebită.

De aceea aceste pompe (corpul, cilindrii, garniturile şi supapele) se execută din

materiale rezistente la coroziune: safir, agat, teflon sau aliaje speciale.

Sisteme de introducere a probei

În cazul HPLC injecţia probei trebuie făcută într -un timp cât mai scurt, pentru a

nu deranja regimul dinamic al eluentului prin coloană şi detector. Dificultatea provine de

la presiunea ridicată la care lucrează coloana (20mii kPa).



150

Sistemul cel mai utilizat în cromatografele de lichide este ventilul cu 6 căi , numit

şi ventil de introducere a probei , prevăzut cu bucle interschimbabile (fig.7.4.2.3.).

Fig.7.4.2.3. Sisteme de introducere a probei

Deoarece eluentul aderă la pereţi, pentru completa îndepărtare a sa în momentul

alimentării buclei cu probă, este necesară injectarea prin buclă a unui volum de cel

puţin de trei ori volumul acesteia, înainte de comutarea pe analiză. Bucla lucrează în

două etape:

Etapa A (fig.7.4.2.3.-A) în care bucla este umplută cu probă cu ajutorul unei

seringi sau în alt mod.

Apoi are loc comutarea pe analiză (fig.7.4.2.3.-B) când prin rotire cu 60°, în

direcţia acelor de ceasornic, manual sau automat, bucla este parcursă de eluentul de la

pompă şi conţinutul acesteia este antrenat în coloană. Volumul probelor pentru coloane

obişnuite (25cmx4.6mm) este de 10-50μl.

Evident aceste ventile sunt confecţionate din materiale rezistente la coroziune şi

la solvenţi (oţel inoxidabil, tantal, teflon etc).

Coloanele în LC

Locul în care se petrece separarea propriu-zisă şi - în funcţie de calitatea

acesteia – se măreşte sau micşorează raportul semnal/zgomot, este coloana

cromatografică. Deşi mulţi autori denumesc coloana ―piesa cea mai importantă‖ dintr -un

cromatograf, acesta din urmă, fiind format dintr-o serie de componente, rezultă că

fiecare compartiment în parte, contribuie separat la obţinerea rezultatului analitic.

Pentru un practician din domeniul LC însă, locul unde acesta intervine efectiv şi

unde se concepe logic separarea este într -adevăr coloana.



151

Corpul coloanei şi mecanisme de separare

Materialul din care se confecţionează corpul coloanei în LC trebuie să asigure acesteia

rezistenţa mecanică adecvată presiunilor înalte (20mii kPa) precum şi rezistenţa la

coroziune faţă de faza mobilă. În majoritatea cazurilor a fost preferat oţelul inoxidabil

316 lucios.

Acesta rezistă la majoritatea solvenţilor, excepţie făcând doar sărurile halogenilor, în

special în soluţie puternic acidă. Alte alternative o constituie coloanele compozite: sticlă

sau plastic în interior - oţel inoxidabil sau material plastic în exterior.

Fig.7.4.2.4. Coloane în cromatografia de lichide de înaltă performanţă

Din punctul de vedere al geometriei aceste coloane sunt cilindrice, iar

dimensiunile depind, în primul rând, de dimensiunea granulelor şi porozitatea umpluturii.

Astfel diametrul coloanelor variază între 0.3-5cm iar lungimea poate fi între 3-

25cm. Pentru scopuri preparative, în cazul unor componente necunoscute, se utilizeazăchiar diametre mai mari.

Cu cât umplutura este mai fină, cu atât coloana este mai scurtă. Pentru a se

reţine eventualele impurităţi sau componenţi care nu pot părăsi coloana (fiind reţinuţi

practic ireversibil) se folosesc adesea precoloane care, fiind de dimensiuni mai mici

(acelaşi diametru şi lungimi de 0.4-1cm), pot fi înlocuite mai des, evitându-se astfel

scoaterea prematură din funcţie a coloanei principale.

Pentru a nu fi antrenată faza staţionară în afara coloanei, aceasta este blocată la

capete de două discuri metalice, poroase, având diametrul porilor între 0.5- 10μm. De

asemenea pentru a nu se lărgi prea mult prin coloană zona cromatografică (cu diluarea

ce are loc simultan), tot volumul mort ale acesteia (goluri în coloană, tubul de aducţiune

de la injector, tubul de evacuare spre detector) trebuie redus la minim.

Se cunosc până în prezent mai multe mecanisme de separare prin coloane, care

depind mult de fazele mobilă şi staţionară. Mai exact, depind de natura fenomenului

fizico-chimic pe care se bazează retenţia diferenţiată şi separarea.



152

Metodele LC (HPLC) se pot clasifica, după mecanismele principale amintite,

astfel:

÷ cromatografie de adsorbţie,

÷ cromatografie de repartiţie,

÷ cromatografie ionică,

÷ cromatografie de excluziune sterică.

Fiecare dintre aceste variante este preferată în cazul unor grupur i de substanţe,

asemănătoare structural, neexistând din păcate un mecanism universal.

Se disting două moduri de realizare a cromatografiei de repartiţie:

Cromatografie de repartiţie directă (sau cu faze normale - clasică);

Cromatografia de repartiţie cu faze inversate - metoda preferată în zilele

noastre - pe care se realizează cele mai numeroase separări.

În primul caz faza staţionară este formată dintr-un lichid polar iar faza mobilă

dintr-un solvent organic nepolar iar în al doilea, situaţia se inversează: lichidul imobil

este nepolar iar faza mobilă este un amestec de solvenţi polari . De exemplu, una dintre

cele mai răspândite faze inversate este cea staţionară - silicagel, iar cea mobilă - un

amestec apă, metanol, acrilonitril (sau tetrahidrofuran).

Faza staţionară

Silicagelul (SiO2) este considerat materialul cel mai important utilizat ca fază staţionară.

Acesta a devenit, în ultimii 20 de ani, doar suportul adevăratelor faze – fazele chimic

legate - ceea ce nu schimbă importanţa sa.

Silicagelul s-a obţinut la început în formă granulară, neregulată, apoi în formă

sferică. Indiferent de formă, granulaţia trebuie să fie uniformă (se elimină partea fină)

pentru că astfel caracteristicile curgerii eluentului sunt mult îmbunătăţite.

Obţinerea silicagelului sferic se face plecând de la soluţii conţinând silicat de

sodiu dar şi alţi compuşi hidrolizabili ai siliciului (tetraclorură de siliciu, silicat de etil etc.).De la aceştia, printr -o reacţie cu apa urmată de o pulverizare şi apoi de o

sinterizare, se obţin granule cu aspect sferic.

În ultimul timp a mai apărut un tip de fază staţionară cu performanţe ridicate.

Este vorba de coloanele monolit, realizate din aceleaşi materii prime şi printr -o

tehnologie asemănătoare din punct de vedere chimic. Coloana este formată direct în

tubul rigid (metalic), de unde şi numele. Aceasta nu mai are granule. Prin noua

tehnologie, s-au obţinut coloane cu performanţe superioare faţă de cele umplute cugranule.



153

Faza mobilă

Faza mobilă sau eluentul în LC nu reprezintă un mediu inert ca gazul purtător din GC.

De aceea alegerea fazei mobile se face aici în perfectă concordanţă cu faza staţionară .

Astfel faza mobilă diferă destul de mult în funcţie de tipul interacţiunilor componentelor

separate cu faza staţionară din coloană. Singurele caracteristici generale sunt

următoarele:

faza mobilă trebuie să aibă o vâscozitate coborâtă,

aceasta trebuie să dizolve bine componentele,

nu trebuie să afecteze funcţionarea coloanei

trebuie să permită funcţionarea detectorului.

Unii eluenţi provoacă migrarea unui anumit component mai repede prin coloană.

Se spune că aceştia au o tărie relativă mai mare sau, altfel spus, au o putere de eluţie

mai ridicată. Această denumire provine de la faptul că factorul de capacitate, k, este mai

mare şi de aceea componentul migrează mai repede. Dar totul depinde de trio-ul

component – fază mobilă - fază staţionară.

Astfel, pe o fază staţionară polară, folosind o fază mobilă nepolară, se vorbeşte

de cromatografie de repartiţie normală (sau cu faze directe).

Din contră, pe o fază staţionară nepolară utilizându-se o fază mobilă polară se

vorbeşte de cromatografie de repartiţie cu faze inverse (sau inversate).

În acest ultim caz au devenit uzuale fazele mobile formate din amestecuri

metanol - apă care în cromatografia de repartiţie sunt considerate printre fazele mobile

mai puţin tari.

O altă cale de îmbunătăţire a separărilor existentă în LC (cale inexistentă în GC)

este folosirea gradienţilor de eluţie. De exemplu, în GC, prin modificarea eluentului

gazos nu se constată nici o îmbunătăţire a calităţii separării, în sensul măririi

selectivităţii. În HPLC, din contră, solventul are o contribuţie importantă în procesul deseparare, dar nu trebuie neglijată importanţa decisivă a cuplului fază mobilă - fază

staţionară.

Deşi unii compuşi sunt reţinuţi slab prin coloană, ieşind destul de repede, cei

reţinuţi puternic ies din coloană după un timp câteodată nepractic de lung , lucru care

determină diluarea în eluent a componentul în urma parcurgerii coloanei, aceasta

micşorându-se calitatea analizei. De aceea s-a recurs la introducerea treptată peste

primul solvent (eluent), a unui al doilea solvent mai tare sau a celui de-al treilea, ceeace în limbajul de specialitate se numeşte gradient de eluţie (sau de concentraţie).



154

La ora actuală soluţia la care s-a recurs în practică constă, în general, dintr -un

sistem de ventile electromagnetice care permite intrarea solvenţilor în aceeaşi pompă,

prin intermediul unei camere de amestecare aflate la joasă presiune.

Este posibil şi un alt montaj în care fiecare solvent are pompa proprie, comandată de un

dispozitiv de control al debitului. Aceşti solvenţi intră în camera de amestec şi de aici în

coloană.

Detectori

Tehnica HPLC s-a dezvoltat o dată cu perfecţionarea detectorilor ; detectorii în

cromatografie sunt instrumente analitice specializate, situate la ieşirea eluentului dintr -o

coloană şi care pot înregistra continuu substanţele separate de către aceasta.

Deci detectorii constituie acea parte a instrumentaţiei care permite să se observe

modul cum decurge separarea prin coloană fără a se vedea componenţii propriu zişi ci

doar semnalul lor.

Întrucât coloanele de separare performante au capacităţi de încărcare mici, sistemul de

detecţie trebuie să fie unul foarte sensibil. Totodată, pentru că în LC volumul de probă

este de ordinul microlitrilor (8-10μl), volumul detectorilor trebuie să fie de volum apropiat

pentru a se putea sesiza în mod continuu picul cromatografic.

În calitate de instrumente se poate utiliza, în principiu, oricare dispozitiv de

analiză chimică cunoscut, pentru probe lichide, precum şi orice combinaţii de

instrumente fizice. De exemplu, în ultimul timp, combinaţia dintre un detector

refractometric şi unul bazat pe difuzia luminii este extrem de eficace în anal iza

polimerilor în amestec cu monomeri sau oligomeri dintr -un material. Există chiar

posibilitatea creşterii sensibilităţii detecţiei printr -o reacţie chimică în urma adăugării, cu

un debit controlat, a unui reactiv potrivit.

Tehnica se numeşte derivatizare şi se poate practica chiar înainte deintroducerea probei în coloană, dar şi după ieşirea din coloană a componentelor

separate.

Metoda a fost utilizată până în prezent în special legată de metodele

spectrofotometrice (colorimetrice) sau fluorimetrice şi mai ales pentru analiza unor

amestecuri de compuşi numeroşi având aceleaşi funcţiuni reactive (de exemplu

aminoacizi). Caracteristicile detectorilor sunt asemănătoare cu ale celorlalte instrumente

analitice şi oarecum similare cu cele descrise la metoda GC .



155

Detectori spectrofotometrici în UV -VIS

Acest grup de detectori sunt cei mai folosiţi detectori până în prezent, atât în LC,

cât şi în HPLC. Pentru a putea fi utilizaţi, compuşii separaţi cromatografic trebuie să fie

coloraţi - adică să absoarbă lumina pe domeniul de lungimi de undă al detectorului.

Pe de altă parte, eluentul trebuie să fie practic transparent pentru acelaşi

domeniu spectral.

Legea fizică pe baza căreia funcţionează aceşti detectori a fost prezentată - este vorba

de legea Lambert-Beer (A = εlC). Deci unităţile vor fi unităţi de absorbanţă,

adimensionale.

De aceea limita de detecţie sau zgomotul de fond se prezintă în cazul acestor

detectori în AUFS (prescurtare de la Absorbance Units Full Scale = unităţi de

absorbanţă raportate la întreaga scală, l. engl.). Astfel în cadrul instrumentelor actuale

sensibilitatea este de 0,001 AUFS cu zgomotul de fond de 1%.

Motivul principal al popularităţii acestor detectori este acela că numeroasele

substanţe organice, anume cele care conţin legături duble (electroni π), respectiv au

grefate funcţiuni organice cu electroni neparticipanţi, absorb lumina în UV-VIS. Este

vorba de toate hidrocarburile olefinice şi aromatice precum şi derivaţii tuturor

hidrocarburilor cu diferite funcţiuni organice (=C=O, =C=S, -N-O, -N=N-, -NH2). Între

acestea se includ şi numeroasele combinaţii de interes biologic ca enzime, acizi nucleici

etc.

Un mare avantaj al acestor detectori este faptul că sunt insensibili la micile

variaţii de debit şi temperatură.

Se pot distinge şi în cazul acestei clase de detectori mai multe tipuri de detectori:

Detectorii monocromatici au fost primii utilizaţi, fiind mai ieftini deoarece lucrează

doar la o lungime de undă. Modelul cel mai răspândit se compune dintr -o sursă

luminoasă cu deuteriu sau cu vapori de mercur, un monocromator care separă undomeniu îngust (de ex. linia 254nm a mercurului) şi un detector.

Detectorii policromatici mai frecvent utilizaţi în cromatografele HPLC moderne

permit şi selectarea lungimii de undă la care se lucrează, dar chiar pot înregistra

electronic absorbanţa celulei la mai multe lungimi de undă simultan. Acest mod de lucru

dă o mai mare siguranţă analizei, în sensul că permite stabilirea purităţii , adică dacă

picul constituie un semnal dat de o singură substanţă sau de un amestec (ceea ce se

cunoaşte sub numele de stabilirea purităţii picului). Aceşti detectori conţin celulaamintită montată într -un spectrofotometru cu reţea de diode.



156

Detectori refractometr ic i

Detectorii refractometrici , au la bază legile r efracţiei luminii . Principiul de

funcţionare al acestor detectori are la bază legea lui Fresnel - de transmitere a luminii

prin medii transparente având un indicele de refracţie dat. Astfel, un fascicul luminos

(mono sau policomponent) trece printr-o celulă cu două compartimente unul conţinând

doar eluentul pur iar celălalt faza mobilă care părăseşte coloana.

În cazul acestui tip de detector sunt posibile şi picuri negative, ceea ce face

necesară aducerea liniei de bază la jumătatea scalei lucru care, pe lângă sensibilitatea

relativ coborâtă (10-5mol·L-1), constituie un dezavantaj.

Acest detector este universal, dar nu poate fi utilizat în cromatografia cu gradienţi

deoarece, în acest caz, compoziţia eluentului la intrarea în coloană diferă de cea de la

ieşire şi se modifică continuu, neexistând o linie de bază.

De asemenea fenomenul este foarte sensibil la temperatură (±0.0001°C) fiind necesară

termostatarea, atât a detectorului cât şi a coloanei.

Detectori i condu ctometr ic i

Acest tip de detectori se utilizează cu precădere în cromatografia pe schimbători

de ioni şi sunt sensibili la ioni anorganici sau organici inclusiv acizi organici. Sunt aşadar

detectori specifici.

Lângă cei amintiţi, mai răspândiţi, în practica analitică se mai întâlnesc şi alţi

detectori. Dintre aceştia o menţiune specială trebuie făcută pentru cei bazaţi pe

spectrometria de masă şi FT-IR , care au permis determinări calitative uneori imposibil

de realizat prin alte variante de detecţie în lipsa etaloanelor cunoscute.

Alţi detectori utilizaţi în LC

Fluorimetrici 1-10pg Sensibilitate 10-10M

Se utilizează pentru detecţia substanţelor cu o fluorescenţă naturală şi a celor

care dobândesc o fluorescenţă în urma unei reacţii ( derivatizarea pre sau postcoloană). Acest detector are o selectivitate mare comparativ cu cel UV.

Electrochimici

(Amperometrici) 10pg = 1ng Sensibilitate 10-10M

Este o celulă de detecţie electrochimică ce conţine un electrod indicator, un

electrod auxiliar pentru măsurarea curentului şi un electrod de referinţă. Electroz ii

indicatori sunt confecţionaţi din carbon poros, trebuie curăţaţi prin polarizare după

fiecare utilizare.



157

Există deasemenea şi detectoare de conductivitate ionică a unei soluţii între doi

electrozi de calomel sau de fotoconductivitate.

Bazaţi pe Spectrometria de Masă (MS) 100pg - 1ng

Se utilizează în special pentru cercetarea structurii analiţilor separaţi prin HPLC.

Difuzia luminii 10μg (adecvaţi pentru macromolecule)

Detectorul prin difuzia luminii este inclus într -un spectrofotometru cu difuzie cu

sur să laser, care serveşte la determinarea maselor moleculare absolute ale unor

macromolecule de proteine, amidon etc.

Electrozi ion selectivi 10ng (doar pentru ioni sau compuşi ionizabili)

Aceşti detectori permit ca, pornind de la o bază de date formată din spectre

cunoscute, să se obţină compuşii cei mai apropiaţi (3 dintre aceştia), din toate

substanţele chimice cunoscute, care ar putea fi prezenţi în probă.

Detectorul cu ionizare în flacără

Este bazat pe formarea unor compuşi ionici într -o flacără caldă. Ionii formaţi se

atomizează, emit radiaţii caracteristice ( aşa cum se întâmplă în reacţia flăcării pentru

metalele alcaline şi alcalino-pământoase). Practic eluentul care părăseşte coloana pe la

baza acesteia se evaporă înaintea ionizării analitului, deci înaintea introducerii acestuia

în flacără.



158

7.4.3. APLICAŢII ALE CROMATOGRAFIEI DE LICHIDE

Aplicaţiile metodelor cromatografice sunt numeroase; preparative, calitative, cantitative,

în domeniul farmaceutic, toxicologie, analiza mediului, industriale, astfel:

- Farmaceutic- separarea şi identificarea unor substanţe din clasa antibiotice,

sedative, steroizi, analgezice

- Biochimie- separarea şi identificarea unor substanţe ca aminoacizi, proteine,

carbohidraţi, lipide, acizi nucleici

- Industria alimentară : determinarea calitativă şi cantitativă a unor îndulcitori

sintetici, antioxidanţi, aditivi, extracte naturale din plante.

- Industria chimică : determinarea calitativă şi cantitativă unor compuşi aromatici,

surfactanţi, diene etc

- Mediu : pesticide, ierbicide, fenoli

Laborator clinic : metaboliţi ai medicamentelor.

Factorii care influenţează separarea cromatografică

Coloana: dimensiuni (L,d), T

Faza staţ ionar ă: natura, diametrul particulelor

Faza mobil ă: tipul de eluţie, debitul, solvenţ ii

Analitul : polaritate, masa moleculară, concentraţ ie

Separarea unor amine biogene produse în patologia umană

Amine biogene studiate : histamina, tiramina, cadaverina.

Histamina, tiramina şi cadaverina au fost determinate printr -o metodă HPLC, folosind

derivatizare pre-coloană cu o-ftalaldehidă (OPA) şi mercaptoetanol (2-ME). Aminele derivatizate au fost determinate printr-o metodã HPLC cu detecţie UV la

lungimea de undă λ = 338 nm.

Experimentele au fost efectuate pe un sistem HPLC marca Agilent Technologies

seria 1200.

În cromatograma obţinută în urma injectării amestecului de solvenţi, nu se

înregistreazǎ picuri care sǎ interfere cromatograma obţinută cu soluţia de analizat, ceea

ce demonstreazǎ că solventul nu interferă în analiză.



159

Histamina este determinată la un interval de timp distanţat atât faţă de frontul de solvent

cât şi faţă de tiramină şi cadaverină.

Metoda prezentată este selectivă, permiţând separarea simultană a histaminei de

tiramină şi cadaverină, fără coeluarea acestora.

Cromatograma obţinută fiind redată în figura de mai jos.

Fig.7.4.3.1. Cromatograma obţinută pentru o probă care conţine amestecul de

histamină, tiramină, cadaverină în concentraţie 100 μg/mL fiecare.



160

7.5. CROMATOGRAFIA PE COLOANĂ PRIN SCHIMB IONIC


Separarea ionilor prin schimb ionic constă î n desfacerea unei legături ionice si

formarea altei legături ionice. Tehnica face parte din categoria reacţ iilor de dublu

schimb şi a fost elaborată î n proiectul Manhattan – dezvoltare de arme nucleare ( se

separ au cationii unor pământuri rare pe răşini schimbătoare de ioni).

Schimbătorii de ioni sunt substanţe macromoleculare anorganice, dar mai ales

organice care conţin grupări acide sau bazice puternic sau slab ionizate, capabile să

schimbe ionii lor cu aceeia ai unei soluţii apoase.

După comportarea pe care o au sunt schimbători de cationi-cationiţi R- H+ şi

schimbători de anioni anioniţi R+OH- Sunt mai ales răşini sintetice constituite din

macromolecule pe care sunt grefate grupării ionizabile:

Slab acide: -OH-fenolic, -COOH- carboxil, -PO(OH)2-fosfonice;

Puternic acide: -SO3H-sulfonice:

Slab bazice –NH2;

Bazicitate medie: grupe amino secundare şi terţiare;

Puternic bazice: baze cuaternare de amoniu.

Mecanismul schimbului ionic. Capacitatea de schimb.

Reacţiile de schimb ionic se petrec în medii heterogene, la interfaţa lichid-solid,

suprafaţa schimbătorului de ion şi soluţie de electrolit.

Fenomenele de schimb ionic petrecându-se în doi timpi: procesul de adsorbţie la

suprafaţa schimbătorului şi procesul de schimb ionic .

Există două clase de schimbătorii de ioni: care schimbă cationi (cationiţi) şi care

schimbă anioni (anioniţi). Considerând un schimbător de ion care conţine cationul A+ şi este în contact cu o

soluţie ce conţine cationul B+ , echilibr ul ce se stabileşte între răşină şi soluţie poate fi

redat prin expresia:

A+r + B +

s B +r + A +

s.

Aplicând legea acţiunii maselor, expresia constantei de echilibru va fi:

r s

sr

A B

A B K



161

Sau în cazul schimbului de anioni:

C--r +D--

s C--s +D--

r

Dacă ionul substituit din grupele active este îndepărtat din sistem echilibrul va fi

total deplasat spre dreapta.

Dacă echilibrul (1) este puternic deplasat spre dreapta se poate spune că ,

cationul B+ care era în soluţie este cantitativ plasat în răşină şi A+ este scos în soluţie.

Dacă A+ şi B+ participă în echilibru în soluţie apoasă se poate acţiona asupra

acestui echilibru ,variind concentraţia lui A+ şi B+ deci se poate acţiona asupra separării.

Modificarea echilibrului se poate face prin modificarea pH-ului, formarea de complecşi,

prin reacţii de oxido reducere, prin precipitare sau prin extracţie.

Considerând un schimbător cationic cu grupe sulfonice active R-SO3H şi

schimbători de ioni anioniţi R+OH-, grupele ce se pot substitui reversibil cu alţi cationi.

Schimbătorii de ioni pot avea în loc de H+, cationi cum sunt metalele alcaline şi alcalino-

pământoase, cationiţi neutri NaR, CaR2, etc. Aceştia se obţin din cationiţi acizi prin

tratare cu săruri:

H+R- + Me+Cl- R-Me+ + HCl

Pentru anioni:

An-s + nHO-

r An-r + nHO-

s

Pentru cationi:

R-SO3H + M+H2O R-SO3Mr + H+

H2O

Cu cât sarcina cationului este mai mare cu atât echilibrul este mai deplasat spre

dreapta. Pentru explicarea procesului de schimb ionic există mai multe teor ii:

teoria stratului dublu electric;

teoria echilibrului de membrană; teoria proceselor reversibile cu aplicarea legii acţiunii maselor.

În cazul substanţelor anorganice separările se bazează pe următoarele principii:

La concentraţii scăzute proporţia în care are loc schimbul creşte odată cu

creşterea valenţei ionului schimbat;

La concentraţii scăzute şi valenţă constantă proporţia în care are loc

schimbul creşte odată cu creşterea numărului atomic;

Proporţia în care are loc schimbul este influenţată de for marea decomplecşi.



162

Proprietăţile generale ale schimbătorilor de ionii

a) Puterea de adsorbţie:

În cazul concentraţiilor echivalente adsorbţia cationilor pe schimbătorii de ionii

este diferită şi poate fi caracterizată prin aşa numitele serii liotrope. Un cation este cu

atât mai adsorbit cu cît are sarcina mai mare şi descreşte cu creşterea greutăţii

atomice, scade cu scăderea razei ionice.

Pentru răşinile cationice care au o grupare puternic acidă seria liotropă pentru

cationi este:

Ag+ < Tl+ < Cs+ <Rb+ <K+

Pentru răşinile cationice conţinând grupării -COOH

Serii liotrope Li+ < Na+ < K+ < NH4+ < H+

Mg2+ < Ca2+ < Sr 2+ < Ba2+,

Na+ < K+ < ½Mg2+ < ½Ba2+

Pentru răşinile anionice care conţin radicali total ionizabili ca hidroxizii sau

sărurile de amoniu cuaterar, ordinea afinităţii faţă de răşină este:

Citrat > SO42->oxalat >I- >NO3

- >CrO42- >Br - >CN- >HSO3

2- >Cl- > HCO32>- HO-

>F- >CH3COO-

Anionii polivalenţi se fixează mai energic decât cei monovalenţi

Se mai cunosc şi schimbători de ioni (răşini sintetice) care schimbă electroni,

numite răşini redox - oxidează sau reduc ionii cu care vin în contact.

Eficienţa schimbului ionic se poate aprecia prin mai mai mulţi parametrii:

b) Capacitate de schimb. Cantitatea totală de ioni (exprimată în miliechivalenţi)

pe care îi poate schimba 1 g răşină uscată sau 1 mL răşină lichidă.

Depinde de:

1) numărul grupărilor active; 2) gradul de reticularitate: cantitatea de divinil benzen în amestecul iniţial;

3) porozitatea;

4) granulaţia;

5) gradul de ionizare al grupărilor;

6) afinitatea (selectivitatea)

Capacitatea de schimb totală a unui schimbător de ioni este o măsură a cantităţii

de ioni schimbaţi, se determină luând o probă cântărită dintr -un schimbător de ioni seintroduce î ntr-o coloană, şi se trece prin coloană un mare exces de soluţie de KCl.



163

Pentru un schimbător de cation H+ efluentul va fi acid şi se titrează cu o bază ,

pentru un schimbător de anion în formă de OH- efluentul va fi bazic şi se va titra cu un

acid.

Din numărul de mmoli de acid sau bază consumaţi , cunoscând cantitatea de

răşină folosită se poate calcula capacitatea de schimb a răşinii.

c) Gradul de reticularitate al polimerului sau dimensiunea porilor reprezintă

numărul de legături transversale dintre legăturile polimerice, proporţia de legături

încrucişate; cu cât gradul de reticularitate este mai mare cu atât răşina este mai

rezistentă, poate schimba o cantitate mai mare de ioni. Gradul de reticularitate este

determinat de procentul de divinilbenzen pentru răşinile polistirenice.

d) Granulaţia reprezintă mărimea particulelor, granulelor de răşină, determină

viteza de scurgere a lichidului prin coloană. Cu cât granulaţia este mai fină cu atât

echilibrul de schimb ionic se stabileşte mai rapid; se exprimă în mesh: 20 mesh = 0,84

mm; 50 mesh = 0,30 mm; 100 mesh = 0,15 mm; 200 mesh = 0,084 mm.

Răşinile cu grad mare de granulaţie au suprafaţă mare de contact fiind mai

eficiente, permit şi o pătrundere bună a lichidului printre granule ; cele cu grad mic de

granulaţie deci granule mai mari au o suprafaţă de contact mai mică şi prezintă

dezavantajul că permit pătrunderea bulelor de aer la constituirea coloanelor de

separare.

e) Porozitatea, dimensiunea, forma şi distribuţia canaliculelor din moleculele

schimbătorilor de ioni.

f) Selectivitatea schimbului ionic:

Depinde de natura schimbătorului de ioni, de natura ionilor, deci sarcina lor, de

mărimea lor, de gradul de reticularitate, porozitate, viteza reacţiilor prin schimb ionic,

temperatură

Ca2+s + 2Na+ Ca2+

r + 2Na+s

SO42- + 2Cl-r SO4

2-r + 2Cl-s

Afinitatea pentru un cationit puternic acid –SO3H descreşte în ordinea:

Th4+ > Al3+ > Ca2+ > K+

Pentru ionii de aceeaşi sarcină:

Li+ < H+ < Na+ < NH4+ < K+ < Rb+ < Cs+ < Ag+ < Tl+

Pentru schimbătorii puternici bazici:

I- > C6H5O- > HSO4

- > ClO3- > NO3

- > Br -



164

g) eficienţa schimbului ionic se poate analoga cu eficienţa cromatografiei de

repartiţie (CLL). Faza staţionară este reprezentată de interiorul reticular al

schimbătorului de ioni, iar faza mobilă este o soluţie apoasă de electrolit mult mai

diluată decât faza staţionară concentrată. Eficienţa se poate aprecia prin coeficientul

de schimb D, care reprezintă raportul dintre concentraţia ionilor în soluţie la echilibru şi

concentraţia iniţială a ionilor în soluţia de analizat

s

r

A

A D

solutieîncationuluiiaconcentra ţ

r ăăşinîncationuluiiaconcentra ţ

...

...

Regenerarea la cationit acid se realizează printr -o reacţie inversă.

Anioniţii neutri în care ionii mobili pot fi Cl-, 3HCO ,

4HSO , se obţin prin reacţ ia dintre

anioniţii bazici cu o soluţie apoasă a unui acid: R+OH- + HCl R+Cl- + H2O

Regenerarea anioniţilor bazici se face prin tratare cu o bază.

R +Cl- + Na+HO- = R +HO- + Na+Cl-

Exemple de schimbători de ioni

Pot fi anorganici şi organici, naturali şi sintetici

A. Schimbători de ioni anorganici :

Schimbătorii de ioni anorganici naturali

cationiţi sunt aluminosilicaţi aparţinând grupei zeoliţilor ;Na[Al(Si2O6)] .

H2O, iar

anioniţi: - apatitele şi unii silicaţi,dolomite.

Schimbători de ioni anorganici sintetici:

Permutiţii: aluminosilicaţi alcalini [Al(SiO)n)nm-] obţinuţi prin topirea la 1450o

a caolinului, feldspat, cuarţ şi Na2CO3.; Formula lor Al2O3 . 10 SiO2 . 10

Na2O.

Hidroxizii de Sn, Zr sau Al+Si, Al+Ti, Al+Zr sub formă de geluri, după încălzire

la 100-140 oC ,deshidratare şi uscare devin schimbători de ioni.

B. Schimbători de ioni organici:

Naturali : în majoritate sunt cărbuni fosili care se comportă ca si cationiţi având

în structura lor grupe –COOH şi –OH capabile să schimbe ionii H+ cu diverşi cationi.

Un grup mare de schimbători de ioni organici naturali sunt pe bază de celuloză -

ioniţi pe bază de celuloză. Prin tratarea celulozei cu reactivi ca H 3PO4 pot fi transformaţi

în cationiţi iar prin aminare în anioniţi.



165

Lignina constituie de asemenea o bază pentru schimbătorii de ioni.

Sintetici : cei mai importanţi schimbători de ioni sunt răşinile sintetice obţinute

prin reacţia de policondensare, polimerizare sau copolimerizarea stirenului cu divinil

benzenul, au o structură tridimensională, conţinând în molecula lor un anumit număr de

grupe polare. În funcţie de aciditatea grupelor polare, cationiţi se impart în:

- puternic acide -SO3H

- medii acide -PO(OH)2, -COOH

- slab acide -OH - fenolic

- puternic bazice -NH2, amine cuaternare

Tabel 7.5.1.1. Eluenţi pentru cromatografierea anionilor

Eluent Ionul care

produce

eluţ ia

Produsul

rezultat la

supresare

Taria

eluentului

Na2B4O7 B4O72- H3BO3 Foarte slab

NaOH OH- H2O Slab

NaHCO3 HCO3- H2CO3 Slab

NaHCO3/Na2CO3 HCO3-

/CO32-

H2CO3 Mediu

Na2CO3 CO32- H2CO3 Tare

NaNO3 NO3- - Foarte tare

NaI I- AgI Foarte tare

Î n 1975 s-a elaborat

―effluent supressing‖ adică se introduce o coloană

suplimentară pentru a putea transforma o parte din ionii probei în specii moleculare

puţ in ionizate, dar fără a modifica analiţ ii. Coloana suplimentară are ca avantaj

îmbunătăţirea detecţ iei conductometrice; se pot detecta şi cationii alcalini sau alcalini-

pământoşi, anioni halogenură şi azotat.

Schimbătorii de ioni sunt polielectroliţi, adică o matrice poroasă insolubilă ce conţine

grupări funcţionale ionogene.

Schimbătorii anorganici au stabilitate termică mare, rezistenţă la acţiunea

radiaţiilor (fosfaţi, zeoliţi, vanadaţi, wolframaţi ai unor metale tetravalente).



166

Răşinile schimbătoare de ioni sunt macromolecule organice cu grupe polare

capabile să realizeze schimb ionic, nu sunt solubile în apă şi sunt hidrofile.

Pentru realizarea schimbului ionic este necesar ca gradul lor de reticulare să

permită difuzia ionilor din soluţie în masa răşinii. Răşinile au stabilitate chimică-

mecanică bună, capacitatea de schimb ridicată şi stabilitate termică scăzută, au forma

de perluţe şi sunt copolimeri ai stirenului cu divinilbenzenul (oferă o strucutură 3D,

reticulată, rigidă, poroasă, insolubilă).

Speciile se schimbă în funcţie de natura lor:‖cationit-anionit sau anionit-cationit.

Ionii sunt retinuţ i pe răşini, apoi eluaţi selectiv, prin variaţia pH-ului şi tăria ionică a fazei

mobile (Fig.7.5.1.1.).

Detecţia se realizează cu ajutorul detectorilor de conductivitate prin măsurarea

conductivităţ ii efluentului . Un aparat modern de schimb ionic este ilustrat în Fig. 7.5.1.2.

Ca proprietăţi, putem menţ iona umflarea . Răşinile sunt geluri elastice ce absorb

apa sau solvenţi polari mărindu-şi considerabil volumul.

Ei absorb o cantitate mare de apă, până la saturare, gradul de umflare

depinzând de gradul de reticulare, natura şi tăria grupărilor funcţionale şi mă rimea

particulelor.

Cinetica procesului de schimb ionic :

Fig. 7.5.1.1. Reprezentarea schematică a schimbului cationic (C şi H), eliminarea

anionilor(A) de către anionii răşinii şi abilitatea moleculelor neutre (M) de a intra şi a

părăsi răşina



167

Fig.7.5.1.2. Cromatograf de schimb ionic.

7.5.2 . Aplicaţii practice

Aplicaţ ii:

deionizarea apei

îndepărtarea ionilor interferenţ i

concentrarea urmelor de ioni

preparea reactivilor

separarea metalelor

purificarea solvenţ ilor

Determinarea34

PO prin utilizarea schimbători de ioni

Principiul metodei:

Dozarea fosfaţilor alcalini utilizaţi la fabricarea îngrăşămintelor poate fi realizată

volumetric dacă sunt transformaţi în H3PO4 care se titrează cu NaOH în prezenţă defenolftaleină sau timolftaleină. Pentru aceasta proba ce conţine fosfaţi este trecută

printr-o coloană cu schimbători de ioni, când are loc trecerea anionilor PO43-, HPO4

2-,

H2PO4-, din soluţie în acid fosforic H3PO4. Pentru aceasta se trece proba peste un

cationit R-H, concret Amberlit-IR-120. Se vor reţine cationii şi se eliberează ionii de H+.

Au loc următoarele echilibre de schimb ionic:

R-H + MH2PO4 M-R + H3PO4

R-H + M2HPO

4 2M-R + H

3PO

4



168

Acidul fosforic rezultat se determină prin titrare acido-bazică, cu o soluţie NaOH

0,01 N în prezenţa fenolftaleinei, pentru prima treaptă de ionizare, titrarea acidului

fosforic ca acid monobazic. Titrarea ca acid dibazic se face în prezenţă de timolftaleină.

Reactivi şi aparatura necesară:

coloană cromatografică cu răşină schimbătoare de ioni Amberlit-IR-120;

proba de analizat soluţie de 34

PO ;

soluţie HCl 4 N;

timolftaleină;

fenolftaleină

metilorange

Tehnica de lucru

Prin coloana activată cu HCL şi spălată în prealabil (spălarea corectă se verifică

cu metilorange, care trebuie să indice reacţie neutră), se trec 10 mL de soluţie de 34

PO

de concentraţie necunoscută, preparată prin cântărirea la balanţa analitică a cantităţii

de probă de analizat. Coloana se spală cu apă distilată (aproximativ 30 mL) în mai

multe porţiuni, se adaugă soluţia în Erlenmayer şi se titrează cu o soluţie de NaOH 0,01

N, în prezenţa timolftaleinei.



169

8. Probleme de analiză instrumentală

1.În vederea determinării spectrofotometrice a PO43- sub formă de fosfomilobdat de

amoniu, se prepară o soluţie etalon de fosfat din Na3PO4 12 H2O M= 380, de concentraţie 0,5

mg/mL PO43-

. Se construieşte o curbă de etalonare între 10-100μg, concentraţia pentru care serespectă legea Lambert-Beer.

Se cere:

a) masa de sare pentru prepararea soluţiei etalon M PO43-= 95 ( 500mL)

b) diluţia şi volumele de soluţie etalon folosite pentru construirea curbei de etalonare

2. La determinarea spectrofotometrică a Fe3+ cu SCN- se prepară o soluţie etalon 1mg

Fe3+/mL. Curba de etalonare se construieşte pentru concentraţii între 50-500μg Fe3+.

Se cere:

a) masa de alaunferiamoniacal M=480 cântărită pentru prepararea a 250mL soluţie etalon AFe=56

b) diluţia şi volumele de soluţie etalon petru curba de etalonare.

3. Se dă o soluţie etalon de atropină 0,05g% din care se construieşte o curbă de

etalonare între conc. 10-100μg pentru determinarea spectrofotometrică UV. Ce diluţie se face

din această soluţie şi ce volum se pipetează pentru construirea curbei de etalonare.

4. Se dă o soluţie de papaverină de 0,02g% din care după ce se face o diluţie se

prepar ă o serie etalon corespunzător conc. 10-100μg, pentru determinarea specrofotometrică în

UV. Se cere: ce diluţie se face şi ce volume se pipetează din aceasta pentru a prepara seria

etalon.

5. Se dă o soluţie de HCl cu ρ=1,19 (38%) pentru determinarea exactă a concentraţiei

se titrează potenţiometric cu o soluţie de NaOH 0,05N. Ce volum de sol. HCl se cântăreşte

pentru a prepara 200mL sol HCl 0,05 N ?

6. Se dă o soluţie de HCl cu ρ=1,12 (25%) pentru determinarea exactă a concentraţiei

se titrează conductometric cu sol. NaOH 0,2N. Ce volum de sol. HCL se cântăreşte pentru a

prepara 50mL soluţie 0,2N

7. Se dă o soluţie de H2SO4 cu ρ=1,30 (40%) pentru determinarea exactă a concentraţiei

se titrează conductometric cu sol NaOH 0,5N .Ce volum de acid se cantăreşte pentru a prepara

50mL soluţie 0,5N ?

8. Se dă o soluţie de NaOH cu ρ= 1,5 g/cm3 ( 48%) pentru determinarea exactă a

concentraţiei se titrează conductometric cu sol HCl 0,2N. Ce volum de soluţie NaOH se

cantăreşte pentru a prepara 200mL NaOH 0,2 N ?

9. Ce cantitate de FeSO4 7H2O trebuie să se cantărească cu exactitate analitică pentru a

prepara 50mL soluţie sulfat feros de normalitate corespunzătoare titrării acestuia cu o soluţie de



170

KMnO4 0,2 N astfel ca la titrare să se folosească volume egale din ambele soluţii MFeSO4 7H2O

=278.

10. Ce cantitate de KCl trebuie să se cantărească cu exactitate analitică pentru a

prepara 100mL soluţie de KCl de normalitate corespunzătoare titrării acesteia cu AgNO3 0,25N

astfel ca la titrare să se folosească volume egale din ambele soluţii ?

11. Cum se poate prepara 1 litru de soluţie exact 0,25N de K2Cr 2O7 ştiind că masa

moleculară a acesteia este 294.

12. O probă de 0,4000 g ce conţine acid acetic 15% este titrată cu o soluţie de NaOH

0,1N. Volumul soluţiei la punctul de echivalenţă este de 100 cm3:

a) Să se calculeze pH-ul la echivalenţă

b) Dacă se opreşte titrarea la un pH cu 0,5 unităţi mai mare decat pH -ul la echivalenţă să se

calculeze procentul de bază adăugat în exces.

Se dă Ka= 2 10-5

13. Se consideră două soluţii de HCl de concentraţie 1n şi respectiv 10 -1n. Se tratează

cu o soluţie de NaOH 1n şi respectiv 10-1n. Să se calculeze pH-urile la următoarele adaosuri de

bază 0%, 10%, 50%, 90%, 99%, 99,9%, 99,99%, 100%, 100,01%, 100,1%, 101%, 110%.

Să se traseze curbele de titrare în cele două cazuri şi să se delimiteze saltul la echivalenţă

pentru er = ±0,10% şi er = ±1,00%.

14. Ce metode optice de analiză pot fi aplicate în determinările cantitative. Care este

legea de bază a absorbţiei ?

15. Care este metoda fizico-chimică care stă la baza dozării Fe3+ cu SCN-. Cum poate fi

realizată practic determinarea cantitativă a Fe3+ pe baza acestei metode.

16. Se dă o sare de Fe2+ cu masa moleculară M= 300. În vederea determinării

conţinutului în Fe2+ se titrează spectrofotometric cu o soluţie de KMnO4 0,01N. Pentru aceasta

se prepară o soluţie de Fe2+ de aproximativ 0,01N în balon cotat de 200mL.

Ştiind că pentru titrarea a 2 mL de soluţie de Fe2+ astfel preparată s-au obţinut următoarele

rezultate :

V mL KMnO4 E ( extincţia) 0 0

0,2 0

0,4 0

........ 0

2,2

2,3 0,15

2,4 0,20

Să se calculeze :

a) cantitatea de sare de fier care se cantăreşte pentru prepararea soluţiei

b) % Fe2+ din sare pe baza rezultatelor obţinute ( FKMnO4= 0,9987 )

c) Puritatea sării



171

17. Se dă o sare de Cl- cu masa moleculară M= 70 în vederea determinării conţinutului

de Cl- se titrează argentometric cu o soluţie de AgNO3 0,1 N. Pentru acest lucru se prepară o

soluţie de Cl- de aproximativ 0,1 N într -un balon cotat de 250mL.

Ştiind că pentru titrarea a 5 mL soluţie de Cl- s-au consumat 4,6 mL de soluţie AgNO3 F=

1,0045, se cere:

a) să se calculeze cantitatea de sare ce trebuie cantărită pentru prepararea soluţiei

b) % Cl- din sare pe baza rezultatelor obţinute

c) Puritatea sării

18. Pentru determinarea purităţii unei sări de Br -, se titrează potenţiometric cu o soluţie

de AgNO3 0,02N, F=1,0087. Pentru aceasta se prepară o soluţie de Br - 0,02N într -un balon

cotat de 250 mL.

Ştiind că pentru titrarea a 10 mL din soluţia astfel preparată s-au consumat 8,3 mL soluţie 0,02N

AgNO3 să se determine:

a) cantitatea se sare de Br --ce trebuie cantărită pentru prepararea soluţiei (M=100).

b)% Br - din sare din rezultatele obţinute;

c) puritatea sării



172

Test 1 – ANALIZE INSTRUMENTALE

1. Definiţi linia de start, frontul solventului, Rf .

2. Să se prepare 100 mL soluţie etalon Fe3+

care conţine 0,25mg/mL din FeNH4(SO4)2.

12H2O.

Se dă: A Fe3+=55,85 şi M FeNH4(SO4)2.12H2O

=482,214

3. Calculaţi matematic volumul de echivalenţă în dozarea KOH cu HCl 0,1N:

V ( mL ) pH

0 13

0,2 13

0,4 13

0,6 12,9

0,8 12,8

1,0 12,7

1,2 12,6

1,4 12,5

1,6 12,4

1,8 12,4

2,0 4,0

2,2 3,8

2,4 3,6

2,6 3,4

4. Calculaţi c% a probei de la punctul 3 ştiind că s-a preparat 50 mL soluţie

KOH ≈ 0,1N cântărindu-se la balanţa analitică 1,1111g probă, pentru titrare s-au luat în

lucru 2 mL şi FHCl = 1,0204. MKOH=56, MHCl=36.5.

5. Cum arată o curbă de titrare conductometrică a HCl cu KOH şi ce este linia de sare.

Desenaţi acestă curbă de titrare reprezentând pe acelaşi grafic linia de sare.



173


1. Domenii de aplicabilitate a CSS şi CH.

2. Calculaţi concentraţia unei probe de fosfat ştiind că intermediar s-a efectuat o diluţie: 25

mL soluţie necunoscută s-au trecut în balon cotat de 100 mL şi s-au înregistratabsorbanţa pentru ur mătoarele volume din proba diluată:

V(mL) probă necunoscută E

3 0,05

4 0,12

5 0,19

Curba de etalonare s-a construit astfel:

V(mL) E

1 0,07

2 0,14

4 0,286 0,42

7 0,49

Concentraţia soluţiei de lucru utilizată pentru construire curbei de etalonare este 0,7 mg

fosfat/mL.

3. Electrozii utilizaţi în titrarea amestecului de halogenuri cu indicare potenţiometrică a

punctului de echivalenţă.

4. Să se calculeze cantitate de acid oxalic necesară preparării a 250 mL soluţie 0,5N

utilizată pentru stabilirea FNaOH 0,5N prin metoda conductometrică. Se dă: Macid

oxalic=126,06.

5. Stabiliţi volumul de echivalenţă matematic:

V(mL) pH

4,6 4,4

4,7 4,5

4,8 4,7

4,9 9,7

5,0 9,9

5,1 10



174


1. Recomandaţi un reactiv de revelare în cazul separăr ii prin CH a ionilor SCN- şi

[Fe(CN)6]4-. Scrieţi ecuaţiile reacţiilor chimice şi culoarea spoturilor obţinute.

2. Stabiliţi concentraţia şi volumele de soluţie de lucru de papaverină necesare pentruconstruirea unei curbe de etalonare cu concentraţia cuprinsă între 1.10-5 – 5.10-5 g ştiind

că soluţia de bază are concentraţia de 5.10-4 g/mL.

3. Calculaţi corect pH-ul următoarelor soluţii:

a. KNO3 pHcitit=7,1

b. FeCl3 pHcitit=3,2

c. Na2B4O7 pHcitit=8,9

ştiind că la verificarea pH-metrului cu soluţii tampon s-au citit ur mătoarele valori:

pHpreparat=4,4 pHcitit=4,2

pHpreparat=8,4 pHcitit=8,6

pHpreparat=7,0 pHcitit=7,1.

4. Desenaţi curbele de titrare a Fe2+ cu KMnO4 (potenţiometric) şi a Ce4+ cu Fe2+

(potenţiometric). Explicaţi forma lor. Arătaţi cum se calculează grafic Ve.

5. Electrodul de Ag/AgCl/KCl saturată.



175


1. Să se calculeze concentraţia procentuală în Fe2+ a unei probe ştiind că pentru prepararea

a 25 mL soluţie de Fe2+ 0,1N s-au cântărit la balanţa analitică 0,7025 g sare, iar pentru

titrarea a 2 mL probă s-au consumat 2,1 mL soluţie Ce2+ 0,1N.

FCe(SO4)2=1,0204

AFe2+=55,85.

2. Să se deseneze şi să se explice forma curbei de titrare spectrofotometrică a unei soluţii de

KMnO4 0,01N cu o soluţie etalon de sare Mohr 0,01N.

3. Să se prepare 200 mL soluţie de bază de PO43- cu concentraţia de

25 mg PO43-/mL din KH2PO4 .

MKH2PO

4

=136,09

MPO43-=94,97.

4. Electrodul de sticlă.

5. Soluţia titrată de NaOH 0,1N, preparare, stabilitate.

M NaOH=40.

,



176


1. Se titrează un amestec de I-, Cl-, Br - . Să se calculeze concentraţia procentuală în: I-, Cl-,

Br - a probei ştiind că pentru prepararea a 200 mL soluţie de probă 0,1N s-au cântărit :

mMeCl=1,2222g

mMeBr =2,0022g

mMeI=2,9222g.

După construirea curbelor de titrare s-au stabilit grafic volumele de echivalenţă

corespunzătoare salturilor de potenţial:

VI=2,15 mL

VII=4,5 mL

VIII=6,5 mL

Să se calculeze c% în I-, Cl-, Br - a probei ştiind că s-au luat în lucru 2 mL probă,

F AgNO3=0,9800, ACl=35,45, ABr =80, AI=127.

2. Să se deseneze şi să se explice forma curbei de titrare conductometrică a NaOH cu

HCl.

3. Să se calculeze volumele şi diluţia necesară pentru construirea unei curbe de etalonare

pentru determinare Fe3+ cu valori ale concentraţiei cuprinse între 0,40 mg – 2,0 mg ştiind

că soluţia de bază de Fe3+ are concentraţia de 20 mg Fe3+/mL.

4. Electrodul de sticlă, alcătuire, caracteristici. 5. Prepararea soluţiei titrate de AgNO3. (M AgNO3

=170).



177


1. Calculaţi Rf –ul tuturor spoturilor şi identificaţi componenţii amestecului:

1 2 3 amestec4

2. Calculaţi grafic volumul de echivalenţă pentru curba de titrare de mai jos:

300

400

500

600

700

800

900

1000

1100

1200

1300

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10111213141516171819

V(ml)

E ( m V )

3. Se dozează conductometric Cu(NO3)2 . Să se calculeze puritatea sării ştiind că pentru

prepararea a 50 mL soluţie 0,1N s-au cântărit 0,4545g sare, s-au folosit pentru titrarea a

10 mL probă un volum de 9,7 mL soluţie titrată de KOH 0,1N cu F=1,000. M Cu(NO3)2

=187,56.

4. Spectru de absorbţie: definiţie, formă, aspecte calitative şi cantitative. Legea absorbţiei:

formula matematică, mărimile care intervin.

5. Soluţia titrată de HCl 0,1N, preparare, stabilitate.



178


1. Determinări calitative şi cantitative în cromatografie.

2. Calculaţi Eg pentru următoarele substanţe: NaHCO3, Na2CO3 , Na2B4O7.

10H2O ,

KH(IO3)2 ( titrări acido-bazice ), Fe(NH4)2(SO4)2 , acid oxalic, H2O2 , NaNO2 ( titrări redox

cu KMnO4), AlCl3 ( titrare argentometrică ) , CdI2 ( titrare argentometrică ).

3. Să se calculeze concentraţia unei probe PO43- ştiind că pentru proba luată în lucru s-a

adus 5 mL probă necunoscută în balon cotat de 100 mL, iar pentru următoarele volume

de probă diluată s-au citit absorbanţele:

V (mL ) A

2 0,16

3 0,26

4 0,36

Curba de etalonare a fost trasată pentru următoarele valori:

c ( mg fosfat ) A

1 0,105

2 0,210

3 0,315

4 0,420

5 0,525

Exprimarea concentraţiei probei necunoscute să se facă în: mg PO43-/mL, c% în PO4

3-,

mg P/mL, c% în P. Se dă: AP=31 , AO=16

4. Soluţia titrată de KMnO4 0,1N, preparare, stabilitate.

5. Calculaţi grafic volumul de echivalenţă:

0,5

1

1,5

2

2,5

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12

V(ml)

c o n d ( m S )

0

0,1

0,2

0,3

0,4

0,5

0,6

0,7

0,8

0,9

1

0 0,5 1 1,5 2 2,5 3

V(ml)

A



179

BIBLIOGRAFIE

1. Constantinescu I.C., Potenţiometria, aplicaţii ale potenţiometriei în analiza

farmaceutică, Editura Tehnoplast Company, Bucureşti, 2009.

2. Duşa S., Îndreptar de lucrări practice de chimie analitică cantitativă, litografia

UMF, 2001.

3. Duşa S., Chimie analitică instrumentală, University Press, Târgu Mures, 2007.

4. Douglas. S, Donald W., Fundamentals of Analytical Chemistry , Orlando, Florida,

1996

5. Hodişan T., Haiduc I., Cimpoiu C., Chimie analitică, Ed. Cartimpex, Cluj-Napoca,

1999.

6. Kékedy L., Analiza fizico- chimică, Editura didactică şi pedagogică, Bucureşti,

1969

7. Morait Gh., Controlul analitic cantitativ al medicamentelor , Ed. Medicală,

Bucureşti, 1977.

8. Muntean D.L., Bojiţă M., Controlul medicamentelor. Metode spectrale,

cromatografice şi electroforetice de analiză, Editura Medicală Universitară Iuliu

Haţeganu, Cluj Napoca, 2004.

9. Naşcu H.I., Jäntschi L., Chimie Analitică şi Instrumentală, Academic Pres &

Academic Direct, Cluj-Napoca, 2006

10.Roman, L., Săndulescu R., Chimie analitică, Vol. I,II,III, Ed. Didactică şi

pedagocică RA, Bucureşti, 1999.

11.Roman, L., Bojiţă M., Săndulescu R., Validarea metodelor de analiză şi control –

bazele teoretice şi practice, Ed. Medicală, Cluj-Napoca, 1998.

caai-analize instrumentale lucrĂri practice

Documents