PREFAŢA

în ultimele decenii, metodele analitice de separare, identificare şi dozare au cunoscut o amplă dezvoltare datorate elaborării unor concepte, instrumente şi metodologii experimentale de mare fineţe şi performanţă, bazate pe interrelaţia proprietate fizică-compoziţie chimică.

Principiile directoare care au stat la baza elaborării acestui curs reflectă necesitatea asamblării şi corelării noilor concepte si achiziţii ştiinţifice din domeniul chimiei analitice cerinţelor actuale de pregătire în profil a studenţilor.

Conform acestor principii, s-a urmărit ca prin structura şi organizarea materialului prezentat, cursul de chimie analitică să îndeplinească scopul formativ şi informativ pe care îl implică actuala pregătire a studenţilor.

în contextul acestui demers, cursul abordează într-o viziune sintetică aspecte referitoare atât la metodele clasice ale chimiei analitice cât şi la metode fizico-chimice de analiză.

Sub aspect didactic si operaţional, structura cursului este concepută în trei părţi.

Prima parte abordează conceptele fundamentale cu care operează chimia analitică, si anume cele referitoare la reactivi si reacţii analitice. în cadrul acestui demers s-a urmărit necesitatea asigurării unui fundament teoretic indispensabil asimilării cunoştinţelor asociate obiectivelor şi metodelor chimiei analitice.

Partea a doua a lucrării tratează metodele chimice de analiză calitativă şi cantitativă , un spaţiu mai larg fiind acordat principiilor

fundamentale ale volumetriei datorită aplicabilităţii mai largi a acesteia în laboratoarele de profil.

Ultima parte a cursului cuprinde conceptele fundamentale ale metodelor fizico-chimice de analiză necesare înţelegerii fenomenelor şi principiilor de funcţionare a aparaturii respective. Astfel, sunt prezentate metodele optice si electrochimice de analiză , precum şi aspecte referitoare la metode de separare şi caracterizare (cromatografia şi electroforeza).

în ansamblul lucrării, conceptele, principiile si noţiunile expuse sunt ilustrate prin exemple referitoare şi la aspecte biochimice , clinice şi de mediu înconjurător, aspecte necesare orientării corecte a unui specialist în selecţionarea materialului şi metodei analitice corespunzătoare scopului propus.

Cursul de chimie analitică se adresează , în principal, studenţilor de la Colegiul de Igienă şi Laborator Veterinar din Universităţile de Ştiinţe Agronomice şi Medicină Veterinară, precum şi studenţilor de la facultăţile de Chimie, Biochimie, Biologie, Farmacie, Medicină, Ecologie, Biotehnologie etc„ precum şi celor cărora noţiunile de chimie analitică le sunt necesare pentru înţelegerea şi aprofundarea altor domenii conexe.

Autoarea exprimă mulţumiri Acad. Praf. Dr. Doc. M. Şerban pentru sugestiile şi discuţiile utile referitoare la organizarea şi definitivarea textului acestui curs de chimie analitică.

CUPRINS

Noţiuni introductive de chimie analitică 9

1. Clasificarea metodelor analitice • 11 1.1.Erori . . . 12

2. Reaetfi şi reactivi analitici • • 13 2.1. Clasificarea reactivilor analitici 13 2.2. Sensibilitatea reactivilor analitici • 14

3. Reversibilitatea reacţiilor analitice. • • • 15 3.t. Legea echilibrului chimic (legea acţiunii m a s e l o r ) . . . . . . . . . . . . . . . . . 15 3.2. Deplasarea echilibrului chimic, . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 16

3.2.1. Influenţa concentraţiei... . . . • • • 16 3.2.2. Influenţa temperaturii • 17 3.2.3. Influenţa presiunii 17

3.3. Echilibre chimice în sisteme eterogene.. 18 3.4. Echilibre lente sau metastabile 19 3.5. Aplicaţii ale conceptului de echilibru 19

3.5.1. Echilibre în soluţii de electroliţi. Constantă de ionizare 20 3.5.2. Echilibre în sisteme redox.. 21 3.5.3. Echilibre de complexare 22 3.5.4. Echilibre solid-lichid. Produs de solubHitate. 22

4. Metode chimice de analiză 24 4.1. Analiza chimică calitativă. 24

4.1.1. Clasificarea cationilorîn grupe analitice 24 4.1.1.1. Grupa cationilor fără reactiv de grupă 25 4.1.1.2. Grupa carbonatului de amoniu... 26 4.1.1.3. Grupa sulfurii de amoniu. . . . . . . . 26 4.1.1.4. Grupa hidrogenului sulfurat.. . 29 4.1.1.5. Grupa acidului clorhidric 31

4.1.2. Clasificarea anionilor în grupe analitice . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 33 4.1.2.1. Reacţii de identificare pentru ionul carbonat. 33 4.1.2.2. Reacţii de identificare pentru ionul acetat 34 4.1.2.3. Reacţii de identificare pentru ionul azotit (nitrit).. . 34

CHIMIE ANALITICĂ

4.1.2.4. Reacţii de identificare pentru ionul azotat (nitrat) V-4.1.2.5. Reacţii de identificare pentru ionul fosfat 3* 4.1.2.6. Reacţii de identificare pentru ionul sulfura . 3* 4.1.2.7. Reacţii de identificare pentru ionul sulfit 35 4.1.2.8. Reacţii de identificare pentru ionul sulfat 35 4.1.2.9. Reacţii de identificare pentru ionul fluoruri . 35 4.1.2.10. Reacţii de identificare pentru ionul clorură. . . . . 35 4.1.2.11. Reacţii de identificare pentru Ionul bromură. . .-, 36 4.1.2.12. Reacţii de identificare pentru ionul iodură . . . . . . 36

4.2. Analiza chimică cantitativă...... • • 36 4.2.1. Analiza volumetrică.. I . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . , . 36

4.2.1.1. Clasificarea metodelor volumetrice de analiză 37 4.2.1.2. Volumetria bazată pe reacţii de neutralizare 37

4.2.1.2.1. A l c a l i m e t r i a . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 38 4.2.1.2.2. Acidimetria. . . . . . ...';<; . . . . .'. . . . . . . . . . . 40 4.2.1.2.3. Dozarea volumetrică a acizilor şi bazelor polifuncţionale.. . . . . 42 4.2.1.2.4. Metode vizuale de determinare a punctului de echivalenţă.... 43 4.2.1.2.5. Titrări acido-bazice în soluţii neapoase. . . . . . . . . . . . . . . 45

4.2.1.3. Volumetria bazată pe reacţii de oxido-reducere. . . . . . . . . . . . . 46 4.2.1.3.1. Substanţe cu caracter oxidant şi reducător utilizate ca reactivi

de dozare în volumetria . . . . . . ., ... . 47 4.2.1.3.1.1. Substanţe cu caracter oxidant.. . . . . . . . . . . . . . . . . . . 47 4.2.1.3.1.2. Substanţe cu caracter reducător. . . . . . . . . .. . . . . . . . 51

4.2.1.3.2. Metode vizuale de determinare a punctului de echivalenţă . . . . 52 4.2.1.4. Volumetria bazată pe reacţii cu formare de combinaţii complexe

(complecşi). . . . . . . . . . . . . . . . . 52 4.2.1.4.1. Structura combinaţiilor complexe .. , , . . . . . . . . . . . . . . . . 52 4.2.1.4.2. Reactivi de titrare utilizaţi în volumetria bazată pe reacţii

cu formare de complecşi . , . 54 4.2.1.4.3. Metode vizuale de determinare a punctului de echivalenţă .. . . 58

4.2.1.5. Volumetria bazată pe reacţii de precipitare. . . . . . . , . . .... . . . 59 4.2.1.5.1. Dozări volumetrice bazate pe reacţii de p r e c i p i t a r e . . . . . . . . . 60 4.2.1.5.2. Metode de determinare a punctului de echivalenţă. . . . . . . . . 62

4.2.2. Analiza gravimetrică. 66

5. Metode fizico-chimice de analiză.. 68 5.1. Clasificarea metodelor fizico-chimice de analiză 68

5.1.1. Metode optice de analiză. Spectroscopia. . . . . . . . 69 5.1.1.1. Spectroscopia în ultraviolet şi vizibil (fotometria).. . . . . . . . . . . . 71

5.1.1.1.1. Absorbţia moleculară în ultraviolet şi v i z i b i l . . . . . . . . . . . . . . 71 5.1.1.1.2. Legea Lambert-Beer. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 72 5.1.1.1.3. Aplicaţiile spectroscopiei moleculare în ultraviolet şi vizibil . . . . 74

5.1.1.2. Spectroscopia de absorbţie atomică.. . . . . . ". . . . . . . . . . . . . 76 5.1.1.3. Spectroscopia de emisie atomică. . . . . . 77 5.1.1.4. Spectroscopia de fluorescentă atomică.. . . . . ... . . . . . . . . . . . 79

5.1.2. Metode electrochimice de analiză. . . . . 80 5.1.2.1. Metode potenţiometrice ( p o t e n ţ i o m e t r i a ) . . . . . . . . . . . . . . . . . . 80

5.1.2.1.1. Determinarea pH-ului . . .. 81 5.1.2.1.2. Determinarea punctului de echivalenţă tn volumetria 83

CUPRINS

. . . 34

. . . 34

. . . 34

. . . 35

. . . 35

. . . 35

. . . 35

. 36

. . . 36

. . . 36

. . . 36

. . . 37

. . . 37

. . . 38

. . . 40 . . 42 . . 43 . . 45 . . 46

. . 47

. . 47

. . 51

. . 52

. . 52

. . 52

. . 54

. . 58

. . 59

. . 60

. . 62

. . 66

. . 68

. . 68 . . . 69 . . . 71 . . . 71 . . . 72 . . . 74

. . 76 . . . 77

. . 79 80 80 81 83

5.1.2.1.3. Electrozi ton-setectfv 85 5.1.2.2. Analiza conductometricâ (conductometria) 89

5.1.2.2.1. AplicaţHlecontluctometrlei. . 90 5.1.2.3. Biosenzori 90

5.1.3. Metode analitice de separare 92 5.1.3.1. Cromatografia 93

5.1.3.1.1. Cromatografia de adsorbţle 93 5.1.3.1.2. Cromatografia de partiţie 94 5.1.3.1.3. Cromatografia de schimb Ionic 95 5.1.3.1.4. Cromatografia de excludere moleculară 95 5.1.3.1.5. Cromatografia de afinitate 97 5.1.3.1.6. Gaz - cromatografia 98

5.1.3.2. Electroforeza 101 5.1.3.2.1. Bazele fizice ale etectroforezel. 101 5.1.3.2.2. Suporturi eletroforetice 104 5.1.3.2.3. Analiza şi interpretarea eiectroforegramelor. 105

Bibliografie 107

1

NOŢIUNI INTRODUCTIVE DE

CHIMIE ANALITICĂ

Chimia analitică este ramura Chimiei care se ocupă cu studiul metodelor de separare, identificare şi determinare a compoziţiei şi structurii substanţelor. Totali­tatea acestor metode constituie analiza chimică, care poate fi:

- calitativă, care are drept scop determinarea constituenţilor (elementelor, ioni­lor, grupărilor) din substanţa de studiat şi

- cantitativă, care are drept scop determinarea compoziţiei cantitative a sub­stanţelor, adică stabileşte raportul cantitativ dintre componenţii săi.

Importanţa chimiei analitice. Chimia analitică este cunoscută din cele mai vechi timpuri, ca opusă sintezei chimice; ea a contribuit la transformarea chimiei magice şi a alchimiei în chimie ştiinţifică. Dezvoltarea chimiei pe baze ştiinţifice a început în momentul folosirii balanţei, când s-au descompus substanţele - prin analiza canti­tativă - şi s-a cercetat comportarea lor chimică. Analiza chimică a permis emiterea legilor proporţiilor definite şi multiple, precum şt emiterea legii lui Dalton.

Ulterior, dezvoltarea vertiginoasă a chimiei s-a realizat cu ajutorul chimiei anali­tice şi a metodelor sale de analiză.

Chimia analitică şi domeniile înrudite Până nu demult, chimia a fost împărţită în cinci clase: analitică, biochimică,

anorganică, organică şi fizică. în prezent, o astfel de delimitare este arbitrară, datorită întrepătrunderii acestor domenii.

Chimia analitică, la fel ca şi alte ramuri ale chimiei a suferit o evoluţie rapidă. în prezent, noi discipline, cum ar fi: chimia fizică biofizica, biologia moleculară etc, afla­te într-o continuă dezvoltare, îşi datorează succesele chimiei analitice.

Importanţa chimiei analitice, privită prin prisma legăturilor cu domeniile ştiinţifice înrudite, poate fi ilustrată prin contribuţia sa însemnată la dezvoltarea metodelor apli­cate în analizele chimice, în cercetările farmaceutice, în controlul de calitate, precum şi în analizele privind mediul înconjurător.

Analizele chimice. în trecut, analizele medicale erau preponderent calitative şi, de aceea, majoritatea diagnosticelor erau bazate pe simptome şi/sau pe examinări radiologice, deşi era cunoscut că multe boli erau însoţite de schimbări chimice în lichidele biologice.

Uneori erau utilizate teste pentru detectarea componenţilor normali sau anor­mali în diferite probe recoltate pentru analiză. Aceste teste au fost transformate în procedee prin intermediul cărora a devenit posibilă determinarea cantitativă a corn-

CHIMIE ANALITICA

portanţilor. Pe măsură ce precizia a crescut şi au fost stabilite proporţiile normale, a deveni

clar că rezultatele de laborator pot fi folosite în scopul precizării diagnosticului. Majoritatea acestor teste se execută pe probe de sânge şi urină şi includ deter

minarea cantitativă a unor componente organice şi anorganice (glucoza, proteine lipide, acid uric, CI , Na*, Ca2', Petc).

Analizele clinice nu se limitează numai la aceste determinări generale, deoa­rece cu ajutorul lor se pot evalua şi boli metabolice specifice. De exemplu, la unul O 10.000 de nou-născuţi este absentă enzima fenilalanilhidroxilaza. Acest fapt conduce la un metabolism secundar care, dacă nu este corectat în stadiul timpuriu al vieţii, determină o dezvoltare insuficientă a creierului şi înapoieri mintale severe. Unul d.n rezultatele metabolismului viciat este fenilpiruvatul prezent în urină. Aşadar, detecta­rea fenilpiruvatului în urină constituie un test clinic important, efectuat în mod curen la nou-născuţi, prin tratarea unei probe de urină cu FeCI3.

Analiza produselor de origine animală Alimentele, indiferent de originea lor (animală sau vegetală), din punct de vede­

re biochimic sunt constituite din substanţe anorganice (apa şi sărurile minerale) şi din substanţe organice (glucide, lipide, protide, vitamine etc).

Pentru a prezenta garanţia unei valori alimentare corespunzătoare, este nece­sar ca alimentele să fie supuse unui control sanitar veterinar care şă urmărească aprecierea integrităţii, salubrităţii şi stării de prospeţime.

Aceste caracteristici ale alimentelor se stabilesc prin analize chimice calitative şi cantitative.

în urma acestor analize se determină componente naturale existente în alimen­te (glucoza, cazeina, vitamina C etc), precum şi substanţe toxice naturale (alcaloizi glicoizi etc.) şi substanţe toxice depoluare (pesticide, detergenţi, ioni metalici: Hg2*, Pb2*, hidrocarburi aromatice policiclice).

Analiza farmaceutică. In industria farmaceutică, calitatea medicamentelor tre­buie să fie controlată atent şi cu multă exactitate. Uşoare modificări în compoziţia sau în puritatea medicamentului pot afecta valoarea terapeutică. Pentru stabilirea propor­ţiei de administrare a unui medicament este necesar să se determine produşii meta­bolici rezultaţi şi toxicitatea lor.

Analiza mediului înconjurător. Apa, aerul, solul pot suferi modificări de natură fizică, chimică sau biologică. Analiza acestora precizează măsura în care aceste transformări au fost provocate de oameni, cum şi în ce condiţii aplicarea ştiinţei şi tehnologiei poate controla şi ameliora calitatea mediului înconjurător.

Dezvoltarea metodelor analitice de separare, identificare şi dozare a furnizat informaţii preţioase privind prezenţa în aer, apă şi sol a unor particule poluante ca: var, praf de ciment, oxizi de fier, fluoruri, negru de fum, solvenţi, detergenţi, alcooli etc.

io

1. CLASIFICAREA METODELOR ANALITICE

Analiza unei substanţe sau a unor amestecuri de substanţe presupune stabi­lirea naturii componenţilor (atomi, Ioni, molecule, grupe funcţionale), precum şi deter­minarea proporţiei în care se găsesc componenţii în substanţa de analizat. La efec­tuarea analizelor chimice apar deci două etape distincte: analiza calitativă, prin care se decelează componenţii materialului de analiză şi analiza cantitativă, prin care se stabileşte conţinutul cantitativ al componenţilor în materialul de analizat.

Totalitatea metodelor necesare determinării compoziţiei calitative şi cantitative a materialului de analizat constituie analiza chimică.

Metodele utilizate în efectuarea analizei chimice calitative şi cantitative pot fi clasificate astfel:

a) Metode chimice de analiză b) Metode fizico-chimice de analiză (metode instrumentale) Metodele chimice de analiză folosesc pentru determinarea calitativă şi cantita­

tivă a componentului de analizat, unele proprietăţi chimice caracteristice şi utilizează sticlăria uzuală din laborator.

Metodele fizico-chimice de analiză permit determinarea calitativă şi cantitativă a componentului de analizat, în mod indirect, prin evaluarea cu ajutorul unor aparate a unor mărimi fizice ca: absorbţia luminii, conductibilitatea electrică a soluţiilor, indicele de refracţie etc.

O dată cu dezvoltarea tehnicilor de lucru au început să fie utilizate cantităţi tot mai mici de substanţă pentru efectuarea analizelor. Dacă alchimiştii foloseau în anali­zele lor cantităţi de substanţă de ordinul kilogramelor, în a doua jumătate a secolului al XlX-lea pentru o analiză chimică erau utilizate cantităţi de substanţă de ordinul gramelor.

în secolul nostru metodele chimiei analitice au evoluat foarte mult, s-au pus la punct aparate performante care permit decelarea componenţilor care se află în canti­tăţi extrem de mici, adică determinarea urmelor.

După cantitatea de substanţă (material) utilizată în lucru se disting patru tehnici de analiză:

a) Macroanaliza (analiza clasică) foloseşte cantităţi relativ mari de substanţă (0,5-1 g substanţă solidă, 20-50 ml soluţie), reacţiile se efectuează în eprubete sau baloane de sticlă, iar precipitatele se separă cu ajutorul hârtiei de filtru.

b) Semimlcroanaliza utilizează cantităţi de ordinul miligramelor (* 50 mg) pentru substanţe solide şi aproximativ 1 ml de soluţie.

în cazul acestei metode reactivii şi substanţele de analizat sunt utilizaţi în pică­turi, de aici şi denumirea de metoda picăturii. Metoda semimicro este o metodă rapi-

CHIMIE ANALITICĂ

dă, economică şi are la bază reacţii de culoare (colorimetria) şi poate fi utilizată cu succes în laboratoarele de teren.

c) Microanaliza foloseşte în analiză aproximativ 1 mg de substanţă solidă. Această tehnică utilizează pentru analiza calitativă reacţii chimice care conduc la for­marea unor precipitate cristaline, uşor identificatile ia microscop. Bazele microana-lizei calitative au fost puse de chimistul rus M. V. Lomonosov, care a utilizat pentru prima dată în chimie microscopul în anul 1744.

Pentru efectuarea analizelor cantitative prin această tehnică se utilizează apa­rate speciale.

d) Ultramicroanaliza studiază cantităţi de substanţă mai mici de 1 mg. Pentru efectuarea analizelor sunt utilizate aparate speciale şi tehnici de lucru strict specifice.

1.1. ERORI

Fiecare metodă de analiză constituie un ansamblu de operaţii, pentru efectua­rea cărora se foloseşte o anumită tehnică de lucru, o anumită aparatură şi anumiţi reactivi analitici. Asupra acestor factori intervin o serie de erori care influenţează exactitatea şi precizia rezultatelor.

în funcţie de cauzele care le produc erorile se divid în: erori sistematice şi erori întâmplătoare.

Erorile sistematice depind de metoda sau tehnica de analiză utilizată, de gradul de performanţă al aparatelor şi de modul de manipulare a acestora, de gradul de puritate al reactivilor şi de modul de conservare al lor, de calitatea vaselor şi usten­silelor de laborator. Aceste erori pot fi permanente sau repetabile dar, odată sesizate, se pot diminua sau chiar evita.

Erori întâmplătoare, intervin datorită condiţiilor în care se execută determinările: fluctuaţii de temperatură, presiune, umiditate, imperfecţiunea organelor senzoriale, impurificări accidentale, neatenţia în timpul lucrului. De mărimea acestor erori depin­de reproductibititatea rezultatelor unei analize chimice.

12

2. REACŢII Şl REACTIVI ANALITICI

Reacţiile'analiticesunt reacţiile care permit identificarea, separarea sau doza­rea componenţilor de analizat.

Reactivii analitici sunt substanţele cu ajutorul cărora se efectuează reacţiile analitice.

în chimia analitică, respectiv analiza chimică, nu se pot folosi toate reacţiile chi­mice, ci numai acelea care îndeplinesc o serie de condiţii, dintre care menţionăm:

- să fie practic totale şi instantanee; - să fie cât mai sensibile şi caracteristice pentru o anumită substanţă sau pen­

tru un grup restrâns de substanţe; - să i se cunoască mecanismul şi condiţiile de realizare; - să fie uşor perceptibilă cu simţurile noastre; - să fie uşor de efectuat; Deasemenea, reactivii analitici trebuie să îndeplinească anumite condiţii, dintre

care menţionăm: - să conducă la reacţii analitice totale sau practic totale; - să formeze compuşi greu solubili, puţin disociaţi sau coloraţi; - să permită decelarea unei cantităţi cât mai mici din componentul de analizat

(să fie sensibil}; - să reacţioneze cu un număr cât mai mic de componenţi sau cu un singur

component din sistemul de analizat.

2 . 1 . CLASIFICAREA R E A C T I V I L O R ANALITICI

După numărul de componenţi cu care reacţionează, reactivii analitici se pot clasifica astfel: reactivi specifici, reactivi selectivi şi reactivi de grupă.

Reactivul specific reacţionează, în anumite condiţii de lucru cu un singur com­ponent. De exemplu, a-dimetilglioxima în soluţie amoniacală reacţionează numai cu ionul Ni2*.

Reactivul selectiv reacţionează, în condiţii de lucru strict determinate, cu un nu­măr cât mai mic de componenţi. De exemplu, ionul fosfat formează precipitate cu Ionii Al3*, Bi3* şi Mg24.

Reactivii de grupă reacţionează asemănător cu un grup de componenţi, uneori destul de mare.

Dintre reactivii de grupă se menţionează: - hidrogenul sulfurat- precipită la pH puternic acid (* 0,5) ionii: Hga\ Pb?+, Bi3',

CHIMIE ANALITICĂ

Cu2*, As (III), As (V), Sb (III), Sb (V), Sn (II), Sn (IV). - sulfura de amoniu - precipită la pH 9 ionii: Ni2*, Co2*, Mn2*, Fe2*, Fe3*, Zn2*,

Cr3*, Al3*. - cantonatul de amoniu - precipită la pH * 9 Ionii: Ba2*, Sr2*, Ca2*. - acidul clorhidric - precipită tonii: Pb2*, Hg2*, Ag*.

2.2. SENSIBILITATEA REACTIVILOR ANALITICI

Se spune despre un reactiv analitic că este cu atât mai sensibil cu cât permite identificarea sau determinarea unor cantităţi cât mai mici din componentul de ana­lizat. O noţiune importantă pentru aprecierea sensibilităţii unui reactiv este limita de recunoaştere (de decelare, de percepere) sau de sensibilitate a acestuia.

Limita de recunoaştere a fost definită de Feigl drept cea mai mică cantitate dintr-un component care poate fi pusă în evidenţă în mod sigur printr-o reacţie ana­litică. Limita de recunoaştere a unui reactiv analitic este de ordinul milionimilor de gram şi de aceea se exprimă In ţig (1 ng = 1CT6 g). Limita de recunoaştere a unui reactiv este corelată cu limita de diluţie a reactivului.

Urnita de diluţie reprezintă concentraţia minimă a reactivului pentru care deter­minarea componentului de analizat este sigură.

Pentru determinarea limite) de diluţie se efectuează o serie de reacţii în care se diluează progresiv reactivul analitic menţinând constantă concentraţia componentului de analizat. In acest mod se stabileşte concentraţia minimă a reactivului pentru care determinarea este sigură.

I4

3. REVERSIBILITATEA REACŢIILOR ANALITICE

Majoritatea reacţiilor analitice decurg în ambele sensuri, astfel încât reactivii nu se transformă integrat în produşi de reacţie. Dacă produşii de reacţie au tendinţa de a reacţiona între ei pentru a reface reactanţii, se va iniţia imediat o reacţie inversă.

Atunci când viteza reacţiei directe devine egală cu viteza reacţiei inverse se sta­bileşte starea de echilibru chimic.

Unele reacţii chimice decurg astfel încât reactivii "par" că se transformă complet în produşi de reacţie. Aceste reacţii se numesc reacţii ireversibile sau reacţii totale, echilibrul chimic fiind deplasat "aproape" complet spre produşii de reacţie.

Reacţiile totale sunt în special reacţiile chimice care decurg cu degajare de gaze, cu formare de compuşi greu solubili sau greu di sociabili.

3 . 1 . LEGEA ECHILIBRULUI C H I M I C (LEGEA ACŢIUNII MASELOR)

în 1862, Berthelot, studiind reacţia de esterificare dintre acidul acetic şi alcoo­lul etilic a constatat influenţa variaţiei concentraţiilor reactanţilor asupra echilibrului chimic. Aceste observaţii au permis lui Quldberg şi Waage (1867) să stabilească legea echilibrului chimic, potrivit căreia raportul dintre produsul concentraţiilor produ-şilor de reacţie şi produsul concentraţiilor reactanţilor, la puteri egale cu coeficienţii stoechtometrici, este o constantă.

Pentru a demonstra legea echilibrului chimic se poate considera reacţia: vi

aA + bB =s=S: cC+dD

Viteza reacţiei directe (v,) şi viteza reacţiei inverse (v2) se exprimă prin relaţiile:

v,=k,[A]v[Bh

v a =k a [C] n »[D] n -

unde, k, şi kg reprezintă constantele de viteză, n„ nb, nc, nd, ordinele de reacţie (pentru reacţii simple ordinele de reacţie sunt egale cu coeficienţii stoechiometrici) şi [A], [B], [C], [D] concentraţiile molare.

în momentul atingerii stării de echilibru viteza reacţiei directe devine egală cu viteza reacţiei inverse (v, = v2) şi respectiv:

, .1

CHIMIE ANAI I1ICA

k,[A]"- \BP =k,[C]"|D|" Din relaţia (1) se obţine:

k2 [A)n'"[B]n'

(1)

(2)

Raportul constantelor de viteză reprezintă o constantă care se notează cu K şi se numeşte constantă de echilibru.

înlocuirea în relaţia (2) a raportului k,/k2 cu K conduce la expresia constantei de echilibru:

K = [C]"< [D]"« [ A ] " - [ B ] ^

Pentru reacţiile chimice simple ordinele de reacţie sunt egale cu coeficienţii stoechiometrici şi astfel pentru constanta de echilibru se obţine următoarea expresie:

- [ A ] " [ B ] 0

Expresia obţinută este reprezentarea matematică a legii echilibrului chimic enunţată de Guldberg şi Waage: la echilibru, raportul dintre produsul concen­traţiilor produşi/or de reacţie şi produsul concentraţiilor reactanţilor, la exponenţi egali cu coeficienţii stoechiometrici, este o constantă.

3.2. D E P L A S A R E A E C H I L I B R U L U I C H I M I C

Starea de echilibru chimic este rezultatul a două procese care se desfăşoară cu viteze egale dar in sensuri opuse, această proprietate reflectând caracterul dinamic al stării de echilibru.

Deplasarea echilibrului chimic se produce atunci când se exercită o acţiune asupra sistemului, acţiune care influenţează în mod inegal viteza reacţiei directe şi viteza reacţiei inverse. Putem concluziona deci că modificarea egalităţii vitezelor de reacţie este responsabilă de trecerea sistemului într-o nouă stare de echilibru, când vitezele celor două reacţii vor fi din nou egale, dar diferite de cele iniţiale.

în urma acţiunii unor factori externi (concentraţie, temperatură, presiune) echili­brul chimic se poate deplasa spre formarea unei cantităţi suplimentare de produşi de reacţie sau spre formarea reactanţilor.

Efectul schimbărilor de concentraţie, temperatură şi presiune asupra echilibrului chimic este cuprins în principiul foarte general enunţat în 1884 de către Le Châtelier: un sistem chimic aflat fn echilibru sub acţiunea unei forţe exterioare va suferi acea deplasare care va tinde să micşoreze efectul acţiunii exterioare.

3.2.1. INFLUENŢA CONCENTRAŢIEI

Pentru a explica influenţa concentraţiei asupra echilibrului chimic se consideră următoarea reacţie:

Pentru această n m La adăugarea m

cNmic se va deplasa aacţie (C şi D) aste 1

De exemplu, o m m unei soluţii de htcrae aofcjţii care conţine oi

Reacţia iodutu ai

l„ + 2 K 0 H ==a -

Prin adăugare* mediul de reacţie ur eantraţiei ionilor MC Cantităţi suplimentar* i •rinând recolorarea —

3.2.2. INFLL:

Sensul în czr~ determinat de lege* «totem aflat în ec -ne temperaturi i

De exemplu

2 NO,

roşu-brun Scăderea te—c

•crtMbrului cfwrac r temporaturii cono^c*

I reacţiei eno-ir-

3.2.3. INF

Presiunea este tel

A + B C + D

ţ» (cel puţin) volum.

tn cazul acestor I chimic In senaU fcrte determina deptasa/eai mare.

Astfel, reacţia tei cu modificare de VOM<

16

REVERSIBILITATEA REACŢIILOR ANALITICE

La adăugarea unei cantităţi suplimentare dintr-un reactant (A sau B) echilibrul chimic se va deplasa Tn sensul formării unei cantităţi suplimentare de produşi de reacţie (C şi O) astfel încât valoarea K să nu se modifice.

De exemplu, o soluţie de I, se decolorează ta adăugarea, picături cu picătură, a unei soluţii de Mdroxid de potasiu şi revine la culoarea Iniţială prin adăugarea unei soluţii care conţine ioni Mg2*.

Reacţia Iodului cu hidroxidul de potasiu are loc conform ecuaţiei:

L. + 2 K 0 H ss=S KI + MO + H.0

Prin adăugarea sării de Mg**, tona de magneziu formează cu tonii de HO" din mediul de reacţie un precipitat greu solubil de Mg(OH)2 determinând scăderea con­centraţiei ionilor HO" şi deci deplasarea echilibrului chimic în sensul formării unei cantităţi suplimentare de KOH şi Implicit a unei cantităţi suplimentare de l* deter­minând recotorarea soluţiei.

3.2.2. INFLUENŢA TEMPERATURII

Sensul în care se deplasează echilibrul chimic sub acţiunea temperaturii este determinat de legea lui va n't Hoff care se enunţă astfel: creşterea temperaturii unui sistem aflat în echilibru deplasează echilibrul în sensul reacţiei endoterme, tor scăde­rea temperaturii deplasează echilibrul chimic in sensul reacţiei exoterme.

De exemplu, reacţia de dimerizare a Wpoazotidei are loc conform ecuaţiei: R E X O T E R M A

2 N O t *»-N,04»Se,5fcj • R E N D C T E R M A

roşu-brun incolor

Scăderea temperaturii determină dispariţia culorii roşu-brun datorită deplasării echilibrului chimic în sensul reacţiei exoterme (cu formare de Ne04), iar creşterea temperaturii conduce la intensificarea culorii datorită deplasării echilibrului chimic în sensul reacţiei endoterme (cu formare de N02).

3.2.3. INPUJENŢA PRESIUNII

Presiunea influenţează numai echilibrele reacţiilor în care un participant la reac­ţie (ost puţin) este în fază gazoasă, reacţiile chimice având toc cu modificare de volum.

în cazul acestor reacţii creşterea presiunii va determina deplasarea echilibrului chimic în sensul formării componentelor cu volum mic, tor scăderea presiunii va determina deplasarea echilibrului chimic în sensul formari) componentelor cu volum mare.

Astfel, reacţia de sinteză a amoniacului este o reacţie de echilibru care decurge cu modificare de volum:

17

Pentru această reacţie expresia constantei de echilibru este:

CHIMIE ANALITICA

N 2 + 3 H 2 2 N H 3

4 volume 2 volume

La creşterea presiunii echilibrul se va deplasa în sensul formării amoniacului, în timp ce scăderea presiunii deplasează echilibrul chimic în sensul descompunerii amoniacului (formării azotului şi hidrogenului).

3.3. ECHILIBRE C H I M I C E Î N S I S T E M E E T E R O G E N E

Echilibrele chimice în sisteme eterogene se întâlnesc la reacţiile analitice care au loc în sisteme formate din cel puţin două faze.

In figura 1 sunt redate sistemele eterogene alcătuite din două faze (bifazice), întâlnite în cazul reacţiilor analitice:

FAZA GAZOASĂ - FAZA SOLIOA

X FAZA GAZOASA - FAZA LICHIDĂ

SISTEM ETEROGEN

FAZA SOLIOĂ - FAZA LICHIDĂ FAZA UCHIDĂ - FAZA LICHIDĂ (lichide nemisdbite)

Figura 1 • Tipuri de sisteme eterogene bifazice întâlnite în chimia analitică

In mod concret, reacţiile chimice care au loc în sistem eterogen sunt reacţiile care decurg cu formare de precipitate, reacţiile de descompunere a carbonaţilor, hidraţilor, amoniacaţilor:

Mg(NO,)2 m + 2 KOH ^ Mg(OH), w + 2 HNOs M

CaC03 (s) = s = : C a O w + C O , w

NajSO, • 10 rLO — - a Na.SO, („ + H.0 w

NH«CIM ^ S N H a w + HCIj,

în cazul reacţiilor chimice care decurg In sisteme eterogene expresiile constan­telor de echilibru apar, de cele mai multe ori, simplificate.

Astfel, pentru descompunerea termică a carbonarului de calciu echilibrul chimic este definit de presiunea sau concentraţia bioxidului de carbon care se formează:

CaCO — CaO („ + CO, w

Constanta de echilibru a reacţiei este :

18

REVERSIBILITATEA REACŢHLOR ANALITICE

[CaOlfCO,] [CaCOjJ

Concentraţiile componentelor solide fiind constante pentru o temperatură dată, pot f) înglobate în constanta de ecbWbru obţinându-se:

K - f C 0 2 }

Această relaţie demonstrează faptul că echilibrul chimic este definit de concen­traţia gazului sau de presiunea sa.

3.4. ECHILIBRE LENTE S A U METASTABILE

Orice fenomen chimic necesită un anumit interval de timp pentru desfăşurarea procesului. Totuşi, timpul necesar pentru desfăşurarea diferitelor reacţii este foarte variat. Astfel, multe reacţii se petrec instantaneu, altele, deşi nu sunt instantanee, se desfăşoară cu o viteză considerabilă fiind considerate reacţii rapide. Există Insă şi reacţii chimice care decurg cu viteze foarte mici, pentru desfăşurarea lor fiind nece­sari ani sau poate chiar secole. în principiu aceste reacţii nu pot atinge un echilibru real şi de aceea sunt numite echilibre meiastabile.

Mulţi reactivi utilizaţi în chimia analitică sunt metastabiU descompunându-se sau participând la reacţii secundare, cu viteze suficient de mari pentru a crea dificultăţi.

în această categorie de reacţii sunt incluse procesele: - decolorarea soluţiei de permanganat de potasiu la fierbere sau sub acţiunea

luminii; - decolorarea .unor soluţii de indicatori la cald şi în medii acide; - degradarea soluţiei de bicromat de potasiu în prezenţa urmelor de diferiţi ioni

(Hg*+); • reacţia ioduri) de potasiu cu oxigenul din aer, aceasta fiind numai aparent

stabilă faţă de aer:

Kl «•> + ~2 °* w ± i K l O s W

Aceste procese care au loc cu viteză foarte mică conduc în timp la modificarea concentraţiei reactivilor şi la apariţia unor produşi secundari nedoriţi. Modificările de concentraţie suferite de reactivi precum şi produşii secundari rezultaţi determină apa­riţia unor erori sistematice pentru analizele efectuate.

3.5. APLICAŢII ALE C O N C E P T U L U I DE ECHILIBRU

Pentru a înţelege diferitele tipuri de reacţii care prezintă interes pentru chimia analitică este necesar să se ia în considerare teoria echilibrului chimic, această teorie permiţând determinarea condiţiilor favorabile de desfăşurare a unei reacţii chimice.

In cele ce urmează sunt prezentate pe scurt constantele de echilibru corespun­zătoare diferitelor tipuri de reacţii utilizate in chimia analitică calitativă şi cantitativă.

19

CHIMIE ANALITICA

3.5.1. ECHILIBRE ÎN SOLUŢII DE ELECTROLIŢI. CONSTANTĂ DE IONIZARE

Când sunt dizolvate în apă, substanţele chimice se pot prezenta sub formă disociată (ionizată) sau nedisociată (neionizată). în funcţie de gradul de disociere în soluţii apoase substanţele pot fi clasificate în eiectroliţi puternici, electroliţi slabi şi neelectroliţi. * :

Electroliţi! puternici în soluţii apoase se prezintă complet ionizaţi, echilibrul chimic fiind complet deplasat spre dreapta. Electroliţii puternici sunt acizii tari, bazele tari şi sărurile provenite de la acizi tari şi baze tari.

H , 0 NaCI w Na* (aq) + Cr w

NaOH - ^ 2 - Na* ( a q ) + H O - , ^

HO,., — - H+m + a-m

Datorită disocierii complete, în cazul electrdtţHor tari nu poate fi aplicată legea acţiunii maselor deoarece cantitatea de substanţă nedisociată este neglijabilă şi con­stanta de echilibru tinde către infinit.

Electroliţii slabi în soluţii apoase disociază parţial stabilindu-se la un moment dat starea de echilibru chimic.

Din categoria electronilor slabi fac parte: apa, acizii slabi şi bazele slabe. Dacă se consideră procesele de disociere care au loc ia dizolvarea acidului acetic şi amoniacului în apă, ecuaţiile reacţiilor chimice şi constantele de echilibru corespun­zătoare sunt:

CH 3 - COOH + H,0 =5=5 CHj- COO* +

N H , . H , O ^ N H . . . H O - " - p ^ f e <">

Deoarece apa se află în exces, se consideră concentraţia apei constantă şl pentru constantele de echilibru din relaţiile (3) şi (4) se vor obţine următoarele expresii:

K - = K K ° L = [ C H 3 C O O H ] *K>**-K0M j f l T ţ \

Aceste constante se numesc constantă de aciditate (K.) dacă electroiitul este un acid slab şi constantă de bazicitate (Kb) dacă electroiitul este o bază slabă.

Cu cât K, şi K„ au valori mai mari, cu atât tăria electrolitului acid şi respectiv bazic este mai mare.

Apa pură este un electroiit slab deoarece este uşor ionizată, procesul de ionizare fiind exprimat astfel:

20

REVERSIBILITATEA REACŢIILOR ANALITICE

3.5.2. ECHILIBRE ÎN SISTEME REDOX

Reacţiile chimice care se bazează pe modificarea stărilor de oxidare pot fi reprezentate prin constante de echilibru.

Considerând reacţia dată de un oxidant (ox,) şi un reducător (red2) se poate scrie ecuaţia:

p ox, + m red2 = s = i p red, + m 0X2

Aplicând acestui sistem legea acţiunii maselor, pentru constanta de echilibru se obţine următoarea expresie:

Jred.lMoxJ"' [ox,Nred2r

Reacţiile de oxido-reducere prezintă, în geneial, valori mari pentru K ^ , dar au viteze de reacţie reduse. Vitezele de reacţie pot fi însă mărite în mod semnificativ prin utilizarea catalizatorilor.

21

H 2 0 + H 2 0 = ^ H 3 C * + HO- K-kagJdhOJ (5)

Deoarece numărul de molecule de apă disociate este extrem de mic, concen­traţia apei se consideră constantă şi pentru relaţia (5) se obţine expresia:

PHj0 se numeşte produs Ionic al apei şi are valoarea 1 x l 0 " 1 4 ^ p j la

temperatura de 22°C. în apa pură, concentraţia ionilor de hidroniu este egală cu concentraţia ionilor

de hidroxil.

^ 3 O 4 ] = ^ O - ] = V l 0 - M = 1 0 ' 7 mol/l

Caracterul acid sau bazic al unei soluţii este dat de concentraţia în ioni de hidroniu şi se exprimă în numere de tipul 10"p. întrucât această exprimare este greoaie, s-a introdus noţiunea de pH.

pH-ul unei soluţii se exprimă prin logaritmul zecimal cu semn schimbat al concentraţiei ionilor de hidrogen: pH = -/ogţrV*J.

Neelectroliţii în soluţii apoase nu disociază, echilibrul chimic fiind complet deplasat spre stânga. Deoarece concentraţia în componenta disociată tinde către zero, se poate considera că şi pentru constanta de echilibru valoarea este zero. în categoria neelectroliţilor putem include solvenţi organici ca totuen, benzen, cloroform etc.

CHIMIE ANALITICA

3.5.3. ECHILIBRE DE COMPLEXARE

Formarea combinaţiilor complexe implică diverse etape de echilibru care pot li exprimate cu ajutorul constantelor de echilibru.

De exemplu, ionii de argint pot reacţiona cu amoniacul Tn două etape, pentru a forma ionii complecşi:

Ag* + N H 3 = * [ A g { N H 3 ) r

fAg(NHj)]* + N H 3 =5=S [Ag(NH3)2}*

Fiecare etapă de echilibru are propria sa constantă:

* [Ag'][NH7]

K [A9(N H3)?1>

" ~[Ag(NH3)][NH3]

Aceste constante se numesc constante de formare sau de stabilitate. în mod frecvent, reacţiile de complexare sunt scrise în mod invers, ca şi cum ar

fi reacţii de disociere:

[Ag(NH3)j* sţrsS Ag* + N H 3

în acest caz constanta de echilibru va avea expresia: •

K . _ M ( N H 3 j = : L

' [Ag(NH3)]- Ks

Constanta K, se numeşte constantă de instabilitate şi este reciproca constantei de stabilitate, K„.

Constantele de instabilitate constituie un criteriu cantitativ de apreciere a stabi­lităţii ionilor complecşi. O combinaţie complexă este cu atât mai stabilă cu cât are tendinţa de disociere mai scăzută şi deci o constantă de instabilitate mai mică.

3.5.4. ECHILIBRE SOLID-LICHID. PRODUS DE SOLUBILITATE

Un electrolit greu solubil introdus în apă se va dizolva parţial, conform urmă­toarei reacţii generale:

Am B„ w « s s s s m A"*^ + n 8 % ^

Aplicând legea acţiunii maselor, expresia constantei de echilibru este:

[ A m B „ ]

22

REVERSIBILITATEA REACŢIILOR ANALITICE

23

Deoarece concentraţia fazei solide, AJB„, este constantă, aceasta poate fi tre­cută în membrul stâng şi expresia constantei de echilibru poate fi scrisă astfel:

P8 este numit produs de sofubilitateeA eiectrolitului greu solubil r\Ji„. Cunoscând că produsul de solubilitate este mărimea care Indică posibilitatea de

a trece un ion într-o formă greu solubilă, se precizează că are o importanţă deosebită cunoaşterea acestei mărimi în alegerea metodelor de analiză calitativă şi cantitativă.

4. METODE CHIMICE DE ANALIZĂ

4 . 1 . ANALIZA CHIMICĂ CALITATIVĂ

Analiza chimică calitativă are ca obiect de studiu metodele de identificare a componenţilor (elemente, ioni, substanţe compuse) care alcătuiesc materialul de analizat.

Analiza calitativă are o importanţă practică şi ştiinţifică considerabilă, deoarece metodele sale constituie principalele metode care permit studiul substanţelor şi al transformărilor lor. Ele prezintă un rol important în studiul medicinei, agronomiei, geologiei precum şi în tehnică.

4.1.1. CLASIFICAREA CATIONILOR ÎN GRUPE ANALITICE

Clasificarea cationilor în grupe analitice s-a efectuat în funcţie de diferenţele de solubilitate a sărurilor şi hidroxizilor pe care îi formează, diferenţe care permit separa­rea grupelor de cationi unele faţă de altele. .

în acest mod, cationii au fost clasificaţi în cinci grupe analitice, după cum urmează:

- grupa I sau grupa cationilor ce formează sulfuri, cloruri, carbonaţi şi hidroxizi solubili. Din această grupă fac parte cationii de litiu, sodiu, potasiu, rubidiu, cesiu şi amoniu. Ionul Mg2* aparţine tot acestei grupe cu toate că formează hidroxid şi carbonat cu solubilitate medie, deoarece în condiţiile de precipitare ale celorlalte grupe, el rămâne în soluţie.

Această grupă analitică nu prezintă reactiv de grupă. .-• grupa a ll-a este grupa cationilor care formează sulfuri, cloruri, hidroxizi uşor

solubili şi carbonaţi greu solubili în apă. Din această grupă fac parte cationii elemen­telor alcalino-pământoase (calciu, stronţiu, bariu).

Reactivul de grupă este carbonatul de amoniu în mediu de amoniac şi ciorură de amoniu (pH a 9). •

- grupa a 111-a este grupa cationilor ce formează sulfuri sau hidroxizi greu solu­bili în mediu alcalin.

Din această grupă fac parte cationii de nichel, cobalt, mangan, fier, zinc, crom şi aluminiu şi are ca reactiv de grupă sulfura de amoniu în mediu de amoniac şi ciorură de amoniu (pH « 9).

- grupa a IV-a este constituită din cationi care formează sulfuri greu solubile în mediu acid. Din această grupă fac parte ionii de cupru (II), cadmiu, mercur (II), staniu

METODE CHIMICE OE ANALIZA

(II şi IV), plumb (II), arsen (III şi V), stibiu (III şi V) şi bismut. Reactivul de grupă TI constituie hidrogenul sulfurat fn mediu puternic acid (pH * 5).

- grupa a V-a este grupa cationilor ce formează sulfuri şi cloruri greu solubile. Din această grupă fac parte cationii de cupru (I), argint, mercur (I) şi plumb (II), iar reactivul de grupă pentru aceşti cationi este acidul clorhidric.

4.1.1.1. GRUPA CATIONILOR FĂRĂ REACTIV DE GRUPĂ

Cationii: Na*. K*. NH* formează cloruri, sulfuri şi carbonaţi solubili. în această grupă este inclus şi cationul Mg2* care formează hidroxid şi carbonat de solubilitate medie.

Reacţii de identificare pentru ionul Na* /. Acatatul de uranil şi magneziu conduce la o reacţie sensibilă şi specifică

pentru ionul Na*. Din reacţie rezultă un precipitat galben-verzui de acetat de uranil, magneziu şi sodiu, cu cristale caracteristice (octaedri) care se analizează la microscop:

Na* + Mg [(U02)3(CH3COO)e] + CH3COOH -» NaMg [(U02)3(CH3COO)9] + H*

2. Hexahidroxoantimoniatul de potasiu formează cu ionul Na* un precipitat alb cristalin:

Na* + K[Sb(OH)a] -» Na[Sb(OH)6J + K*

3. Sărurile volatile de sodiu colorează flacăra incoloră a unui bec de gaz în galben-deschis.

Reacţii de identificare pentru ionul K* /. Acidul percloric precipită din soluţiile sărurilor de potasiu, un precipitat alb,

cristalin de perclorat de potasiu.

K* + HCI04->KCI044- + H*

Precipitatul rezultat este insolubil în alcool. 2. Hexanitrocobaltiatul de sodiu este un reactiv foarte sensibil pentru ionul de

potasiu, cu care formează, în mediu de acid acetic, un precipitat galben, cristalin:

2K + + Nas[Co(N02)6]-+r^NafCotNO^gli + 2Na*

3. Sărurile de potasiu colorează flacăra incoloră a unui bec de gaz în violet.

Reacţii de identificare pentru ionul NH*, 1. Hidroxizi! alcalini adăugaţi peste o substanţă solidă sau lichidă ce conţine

Ionul NH*, la încălzire, degajă amoniac care înalbăstreşte hârtia de turnesol.

NH* + NaOH ~* NHgî + H 2 0 + Na*

2. Reactivul Nessler (soluţia alcalină de iodomercuriat de potasiu) formează cu amoniacul sau cu ionul amoniu, în mediu alcalin, un precipitat brun.

NH3 + 2 1 ^ [Hgl4] + 3KOH -• HHJr\&G\l + 7KI + 2H 2 0

25

CHIMIE ANALITICĂ

Reacţii de identificare pentru ionul Mg2* /. Soluţiile de hidroxizi alcaliniformează cu ionul de magneziu un precipitat alb

gelatinos, solubil în acizi.

Mg2* + 2NaOH -»Mg(OH)24- + 2Na*

2. Fosfatul disodic formează cu ionul de magneziu, în soluţii care conţin amoniac şi ciorură de amoniu, un precipitat cristalin de culoare albă.

Mg2* + Na2HP04 + NH3 -* MgNH4P04i + 2Na*

Clorura de amoniu împiedică formarea precipitatului de hidroxid de amoniu.

4.1.1.2. GRUPA CARBONATULUI DE AMONIU

Cationii: Ca2*, Sr2', Ba2* formează carbonaţi, sulfaţi, cromaţi şi oxalaţi greu solubili.

A. Reacţii comune 1. Carbonatul de amoniu precipită ionii Ca2*, Sr2* şi Ba2* din soluţii apoase

formând carbonat» corespunzători conform ecuaţiei:

Me2* + (NH4)2C03 -* M e C 0 3 ! + 2NH4

Precipitatele rezultate sunt albe, amorfe (CaC03) sau cristaline (BaC03 şi SrC03), solubile în acid acetic diluat.

2. Sulfatul de amoniu şi acidul sulfuric diluat formează cu cationii grupei a ll-a sulfaţi insolubili sub formă de precipitate albe cristaline.

Me2* + (NH4)2S04 -> M e S 0 4 i + 2NH*

Precipitatul de CaS04 este solubil în sulfat de amoniu. 3. Oxalatul de amoniu formează cu cationii Ca2*, Ba2* şi Sr2* oxalaţii corespun-

zători care se prezintă sub formă de precipitate albe:

Me2* + (NH 4 ) 2 C 2 0 4 MeC 2 0 4 4> + 2NH*

B. Reacţii specifice Coloraţia flăcării Sărurile volatile de calciu colorează flacăra Incoloră a unui bec de gaz în roşu-

cărămiziu, cele de stronţiu în roşu carmin, iar cele de bariu în verde. Sărurile solubile de bariu sunt foarte toxice pentru organismul animal, ionul Ba2*

acumulându-se în oase, muşchi, măduvă, plămâni şi rinichi. Acest ion poate pătrun­de în organism pe cale exogenă (otrava pentru şobolani conţine BaCOa) determinând intoxicaţii grave care se manifestă prin: tahicardie ventriculară, paralizia muşchilor scheletici, diaree, fibrilaţii ventriculare şi paralizie respiratorie.

4.1.1.3. GRUPA SULFURI! DE AMONIU

Cationii: Co2*, Ni2*, Mn2*, Fe2*, Fe3*, Cr3*, Al3*, Zn2* formează cu sulfura de amoniu în mediu alcalin (pH * 9) sulfuri Insolubile sau hidroxizi insolubili (AI(OH)3,

26

METOPE CHIMICE PE ANALIZĂ

Cr(OH),). Cationii din grupa sudurii de amoniu formează sulfuri, hidroxizi, carbonaţi, sulfiţi

şi fosfaţi greu solubili.

A Reacţii comune t. Sulfura de amoniu în mediu de amoniac şi ciorură de amoniu, precipită: NiS

(negru), CoS (negru), FeS (negru), Fe2S3 (negru), MnS (roz). ZnS (alb). Cr(OH)3 (ver-de-cenuşiu) şi AI(OH)3 (albijelatinos).

Reacţiile generale care au loc sunt:

Me8* + (NHJ2S -» MeSi + 2NH4

Me3* + 3(NH4)eS -» Me2S34- + 6NH*

în cazul ionilor Al3* şi Cr3*, sulfurile formate hidrollzează instantaneu formând hldroxizii greu solubili:

Me2S + 6H 2 0 ===== 2Me(OH)3J + 3H2S

2. Amoniacul cu cationii Fe**, Fe3*. Al3*. Mn** formează: Fe(OH)2 (alb-murdar ce trece în verde), Fe(OH)3 (roşu-brun). AI(OH)3 (alb-gelatinos). Mn(OH)2 (alb-murdar). Ionii Mf**, Co2*. Zn2*, Cr3* formează precipitatele: Ni(OH)? (verde). Co(OH)2 (albastru). Zn(OH)2 (alb), Cr(OH)3 (verde-cenuşiu) care se dizolvă în exces de reactiv formând următorii complecşi solubili: lNi(NH3)s]** (albastru). [CoţNHj)/* (galben), care se oxi­dează la ICotNH^e)3* (roz). 'Zn(NH3)4f* (incolor) şi [Cr(NH3)6J

3* (violet). Reacţiile generale care au loc sunt:

' Me** + 2NH3 + 21^0 Me(OH)24 + 2NH4 *

Me3* +3NH3 +3H20 -> Me(OH)3J. + 3NH4 *

3. Hidroxizi! alcalini diluaţi cu ionii Zn2*, Cr3* şi Al3* formează compuşii greu solubili: Zn(OH)2 (alb), Cr(OH)3 (verde-cenuşiu), AI(OH)3 (alb-gelatinos) care se dizol­vă în exces de reactiv obtinându-se complecşii solubili corespunzători: Na2[Zn(OH)4], Na[Cr(OH)4l, NatAKOH)],'

Cationii: Ni2*, Co2*, Fe2*, Fe3* şi Mn2* formează precipitate insolubile în exces de reactiv: Ni(OH)2 (verde), Co(OH)2 (albastru), Fe(OH)2 (alb-murdar), Fe(OH)3 (roşu-brun), Mn(OH)2 (aib).

Ecuaţiile reacţiilor generale care au loc cu hidroxizi alcalini sunt următoarele:

Me2* + 2HO~ -» Me(OH)2 i

Me3*+3HO~ -»Me(OH)3 4-

Hidroxizii de Zn2*, Cr3* şi Al3* au caracter amfoter deoarece reacţionează atât cu acizi, cât şi cu baze.

B. Reacţii caracteristice şi specifice Ionul NP* cu a-dimetHglioxima, în soluţie amoniacalâ, formează un precipitat

roşu:

NiCI2 4 2H6C4(NOH)2 + 2NH3 -»H12C8(NO)4H2Ni i +2NH4CI

Ionul Co2* în prezenţă de rodanuri alcaline (tiocianat de potasiu) formează u

CHIMIE ANALITICA

complex de culoare albastră solubil în acetonă.

Co2' + 4KSCN -» K2[Co(SCN)4] + 2K*

Dacă soluţia conţine ionul Fe1' se adaugă NaF pentru complexarea fierului, care cu suifocianura de potasiu formează o coloraţie roşie.

Ionul Fe2* cu hexacianoferatul (III) de potasiu formează un precipitat albastru, denumit "albastru de Turnbull".

3Fe2* + 2K3[Fe(CN)6 ] -* Fe3[Fe(CN)6]2 i +6K*

Ionul Fe3* cu hexacianoferatul (II) de potasiu formează un precipitat amorf de hexacianoferat (II) de fier (III) numit" albastru de Berlin"

4Fe3* + 3K4{Fe(CN)s] Fe4[Fe(CN)s]3 + 12K*

în prezenţa tiocianatului de potasiu ionul Fe3* formează o coloraţie roşie dato­rată tiocianatului complex:

2Fe3* + 6KSCN -> Fe(Fe(SCN)6 ]+6K *

Ionul Mrf* prin topire oxidantă cu azotat de potasiu şi carbonat de sodiu (la 1000°C) formează un compus colorat în verde.

Ionul Zr?' precipitat sub formă de Zn(OH)2 şi transformat apoi în azotat de zinc, la 1000°C în prezenţă de Co(NO,)2 formează un compus de culoare verde numit "verde Rinmann". Reacţia se efectuează pe hârtie de flitru:

Zn2" + 2NH3 + 2H 2 0 Zn(OH)2 + 2NH;

Zn(OH)2 + 2HN03 -* Zn(N03)2 + 2H 2 0

C0(NO3)2

Zn(N03)2 CoZn02 (zincat de cobalt) 1000°C

Ionul Cr* cu apa oxigenată în mediu alcalin formează o coloraţie galbenă dator­ată ionului CrO2":

2Cr3* + 10NaOH + 3 H 2 0 2 -» 2Na2Cr04 + 6Na* + 8 H 2 0

IonulAî3* cu azotatul de cobalt în mediu alcalin, la 1000°C formează un compus de culoare albastră numit "albastru Thenard". Reacţia se efectuează analog cu cea de obţinere a verdelui Rinmann.

Al3* + 3NH3 + 3 H 2 0 -+ AKOH)3 + 3NH*

AKQH)3 +3HNO, -> AKN03)3 + 3HaO

Co(N03)2

AI(NOa)2 »» Co(AI02)2 (aluminat de cobalt) 1000°C

Prezenţa aluminiului în dietă într-o concentraţie mai mare decât cea normală poate induce stări de hipocalcemie (favorizează excreţia calciului), malabsorbţia fos-

28

METODE CHIMICE PE ANALIZA

forului, potasiului şi magneziului. Compuşi ai aluminiului se află dispersaţi Tn aer (concentraţia este de trei ori mai

mare în mediu urban decât în cel rural), vopsele, dezinfectant!, aditivi alimentari (con­dimente, sare, zahăr) şi abrazivi.

în cazul intoxicaţiilor cu aluminiu se constată scăderea în greutate a animalelor şi scăderea producţiei de ouă la păsări.

4.1.1.4. GRUPA HIDROGENULUI SULFURAT

Cationii: Hg2*, Pb2*, Br\ Cu2*, Cd2*. As (III, V), Sb (III, V). Sn (II, IV), cu hidrogenul sulfurat la pH * 0,5 formează săruri greu solubile în mediu acid. Pentru realizarea pH-ului optim de precipitare proba de analizat se acidulează cu acid clor-hidric 0.3N.

Dată fiind toxicitatea hidrogenului sulfurat se recomandă, în practica de labora­tor, folosirea unor înlocuitori, cum ar fi tioacetamida, care în soluţie apoasă gene­rează hidrogen sulfurat conform reacţiei:

^ S C H 3 - C + 2H*0 »• H2S + NH3 + CH3COOH

> NH2

A Reacţii comune 1. Hidrogenul sulfurat la pH * 0,5 precipită HgS (negru), PbS (negru), Bi2S3

(brun), CuS (negru), CdS (galben), AsaS3 (galben), A s A (galben), Sr^S;, (roşu), SbaS5 (roşu), SnS (brun), SnS2 (galben murdar)

Reacţiile generale care au loc sunt:

Me2* + H2S->MeS + 2H*

2M63* + 3H2S -» Me2S3 + 6H*

Me4* + 2H2S -> MeS2 + 4H*

2Me** + 5H2S -+ Me2Ss + 10H*

Sulfurile de Hg2*, Pb2*, Bi3*, Cu2* şi Cd2* sunt insolubile în sulfura de amoniu şi în mediu alcalin; sulfurile de As (Hi, V), Sb (III, V), Sn (II, IV) sunt solubile în sulfura şi polisulfură de amoniu.

B. Reacţii caracteristica Ionul Hg2* cu iodura de potasiu formează un precipitat roşu-portocaliu de Hgl2

solubil în exces de reactiv cu formarea unui complex incolor.

Hg2*+2KI-^Hgl2 4-+2K*

Hgl2 i+2KI->K2[Hgl4]

... Ionul Hg2* este redus de ciorură de Sn (II) în două trepte. în prima treaptă se formează un precipitat alb de ciorură de Hg (I), reducerea continuă în exces de reactiv pană la mercur metalic (precipitat cenuşiu):

2Hg** + S n a 2 -*-Hg8CI2 i +Sn4*

29

CHIMIE ANALITICA

Hg2CI2 + SnCI2 -> 2Hg i +SnCI4

Ionul Bi:i* este redus de clorura de Sn (II) în mediu puternic alcalin la bismut metalic, de culoare neagră:

SnCI2 + 2NaOH -* Sn(OH)2 i +2NaCI

Sn(OH)2 i +2NaOH ->Na2(Sn(OH)4]

2Bi3' + 3Na2[Sn(OH)4 ]+6NaOH 2Bi t> +6Na* + 3Na2[Sn(OH)6]

Ionul de bismut este deosebit de toxic producând methemoglobinemie urmată de moartea organismului.

Ionul Cu2* în prezenţa piridinei (Py) şi a sulfocianurii de potasiu formează un precipitat verde-mazăre solubil în acid clorhidric.

Cu2' + 2Py + 2KSCN -> CuPy2(SCN)2 i +2K*

Reacţia a fost introdusă în chimia analitică de chimistul român Gheorghe Spacu.

lonulOf* în prezenţa iodurii de potasiu formează un precipitat galben de Cui:

Cu2' +4KI-*2Cul + l2 +4K*

l2 rezultat se extrage în CCI4 sau CHCI3. Ionul Cd2* formează în prezenţă de hidrogen sulfurat un precipitat galben de

CdS.

Cd2* + H,S-»CdSi+2H'

Ingestia de alimente cu un conţinut mai mare în cadmiu decât cel admis poate conduce la perturbări ale procesului de asimilare a fierului, disfuncţii intestinale şi renale.

Compuşi ai cadmiului se află în îngrăşă.mintele chimice cu superfosfaţi, produşii rezultaţi în urma arderii combustibililor şi în gazele de eşapament.

Ionul As (III) este redus de clorura stanoasă la arsen metalic de culoare neagră:

2As3* + 3Sn2' -> 2As 1 +3Sn4*

Ionul As (III) din arseniţi formează în prezenţa azotatului de argint un precipitat galben de arsenit de argint:

AsO3' +3Ag* -> Ag3As03 i

Ionul As (V) din arseniaţi formează cu azotatul de argint un precipitat roşu-brun (ciocolată) de arsenit de argint, solubil în acizi şi în soluţie de amoniac.

AsO3 + 3Ag* ->• Ag3As04

Ionul arsenit (As III) eşte de 5-10 ori mai toxic decât ionul arseniat (As V). Aceşti compuşi se găsesc în insecticide, erbictde, exfoliante, pesticide, precum şi în unii produşi de poluare din industria metalurgică.

in intoxicaţiile cu compuşi ai arseniutui apar deshidratări, dermatite, alergii ale pielii, diaree hemoragică, hematurie, precum şi stări de hipotermie sau de febră.

Pentru câine doza letală (orală) de arsenit de sodiu este 50-100 mg iar de trioxid de arsen de 100-1500 ng.

30

METODE CHIMICE DE ANALIZA

Ionii Sb (III, V) reacţionează cu metale (Fe, Zn, Al) formând stibiu metalic care se prezintă în mediu de reacţie sub formă de fulgi de culoare neagră:

SSb3* + 3Fe -+ 2Sb 4- + 3Fe2*

2Sb8*+5Fe-»2Sb<t+5Fe2* '

Ionul Sn (II) se oxidează în prezenţa sărurilor de Hg (II) la Sn (IV). în urma reacţiei se formează un precipitat negru de mercur metalic.

Ionul Sn (IV) se reduce la Sn (II) în prezenţa fierului metalic la Sn24. iar în prezenţa zincului metalic (metal mai activ decât fierul) ta staniu metalic:

Sn**+2Fe4.-+Sn**+Fe**

Sn**+2Zn->Sn + 2Zn2*

4.1.1.5. GRUPA ACIDULUI CLORHIDRIC

Cationii kg,*, Pb*. Hgf.* formează doruri, sulfuri, ioduri, cromaţi etc. greu solu­bile In apă şi azotaţi, acetaţi, cloraţi, percloraţi solubili. Dintre clorurile grupei, cea mai solubilă este PbCl2, de aceea catranul Pb2* este menţionat şi la grupa hidrogenului sulfurat. Ionul Hg*.* este de forma Hg*- Hg* şi are caracteristice reacţiile de dismu-taţie:

Hgf* = S Hg2*+ Hg°

A. Reacţii comune 1. Acidul dom/dric (0,3-1 N), formează cu cationii grupei precipitate albe de

AgCI, PbCljŞiHgjCI... Precipitatele de AgCl şi PbCI2 sunt parţial solubile în acid ctorhidric concentrat,

formându-se următorii complecşi:

AgClj + 3 H C I 5 = 2 : HsfAgCUJ

PbCy +2HCI5Z-2: H2fJPbC'4J Precipitatul alb de Hg2CI2 reacţionează cu amoniacul formând clorura amino-

mercurică de culoare albă şi mercur metalic negru: Hg2CI2 + 2NH3 -> NH2HgCI i +Hg 4- +NH4CI 2. Iod ura de potasiu, soluţie diluată, precipită Agi (gălbui), Pbl2 (galben intens)

şi Hcfcl2 (verde).

Precipitatul galben de Pbl2 se dizolvă la cald şi reprecipită la rece:

P b y Pb2* + 2I* Precipitatul verde de Hg2l2în exces de iodură de potasiu formează un precipitat

negru de mercur metalic:

31

CHIMIE ANALITICA

Hg2l2 4 +2KI -* Hg 4- +K2[Hgl4]

3. Cromatul de potasiu formează cu cei trei cationi precipitate diferit colorate: AftjCrO* (roşu-brun), PbCr04 (galben) şi Hg2CrO„ (roşu-aprins):

2Ag*+K2Cr04 -* Ag2Cr04 4+2K*

Pb** + K2Cr04 - > P b C r 0 4 4 +2K*

Hg|* +K 2 Cr0 4 -»-Hg2Cr044+2K*

4. Hidrogenul sulfurat (gazos sau apă de H2S) precipită sulfurile corespunză­toare de culoare neagră:

2 A g * + H 2 S - + A g 2 S i + 2 H *

Pb2* + H 2 S - t . P b S l + 2 H *

Hg?,* + H2S -* Hg2S 4 + 2 H '

B. Reacţii caracteristice Ionul Ag*, transformat in AgCI cu ajutorul unei soluţii de acid clorhidric, cu săruri

de Mn2* in mediu de hiciroxid de sodiu, formează un precipitat negru de argint metalic şi dioxid de mangan:

AgCI + Mn2* +4HO" -> Ag 4 +Mn02 H 2 0 + H 2 0 + Cr

Reacţia este cunoscută în chimia analitică sub numele de "reacţia Tananaev" şi se execută pe hârtie de filtru (metoda picăturii).

Ionul Pb2* în prezenţa unei soluţii de acid sulfuric formează un precipitat alb de PbS04 insolubil în alcool:

Pb2* + H 2 S 0 4 ->PbS04 4 + 2 H *

Compuşii anorganici şi organici ai plumbului se pot găsi dispersaţi în aer (în zonele poluate) precum şi în chituri şi vopsele.

în cazul intoxicaţiilor cu plumb s-a evidenţiat acumularea ionului în rinichi, ficat, ţesut osos, sânge şi lapte. Intoxicaţiile Cu plumb determină apariţia anorexiei, saliva-ţie intermitentă, vomismente, stări de letargie şi tulburări neuropsihice.

Boala provocată de intoxicaţia cronică cu plumb se numeşte saturnism. Ionul Hg2* din Hg2CI2 formează cu amoniacul un precipitat negru de mercur

metalic şi cloroamidură mercurică:

Hg2CI2 + 2NH3 -* NH2HgCI 4 +Hg 4 +NH4CI

Mercurul constituie unui dintre cele mai toxice elemente pentru animale şi om. Poate pătrunde în organism prin intermediul apei şi hranei contaminate cu compuşi organici sau anorganici ai mercurului, absorbţia intestinală a compuşilor anorganici ai mercurului fiind de câteva procente iar cea a compuşilor organici fiind de 100%. Cele mai frecvente intoxicaţii cu mercur sunt datorate consumului de cereale tratate cu fungicide. Acţiunea toxică a mercurului se explică prin afinitatea sa pentru grupările -NH2, -COOH, -OH din proteine, ca şi pentru radicalul - P 0 3 H 2 din membranele celulare.

Intoxicaţiile cu compuşi anorganici şi organici ai mercurului determină anorexie,

32

• , METODE CHIMICE DE ANALIZA

necroze gastro-intestinale şi afecţiuni renale grave, afecţiuni neurologice şi pierderi în greutate.

4.1.2. CLASIFICAREA ANIONILOR ÎN GRUPE ANALITICE

în literatura chimică există multe încercări de clasificare a anionilor, dar nu s-a stabilit o cale sistemică, riguroasă de analiză.

în practica analitică se utilizează o clasificare a anionilor în cinci grupe analitice: - antoni, care prin acţiunea acizilor minerali (acid ciorhidhc sau sulfuric diluat)

formează substanţe volatile, ce se degajă sub formă de gaze care pot fi recunoscute după culoare, miros sau printr-o reacţie caracteristică: C0 3 ", CN~, S2~, SO2', NO;;

- anioni care formează cu azotatul de argint săruri greu solubile în acid azotic diluat, iar cu clorura de bariu formează săruri solubile în apă: CI", Br~, CN~, SCN";

- anioni ale căror săruri de bariu sunt greu solubile în soluţii cu caracter slab acid, iar sărurile de argint sunt solubile în apă: F", S O f ;

- anioni care formează săruri de bariu şi de argint practic insolubile în apă, dar solubile în acid azotic diluat: CO2,", Si0 3

- , POjŢ, SO|"; - anioni ale căror săruri de bariu şi de argint sunt solubile în apă: NO;, C I 0 3 ;

4.1.2.1. REACŢII DE IDENTIFICARE PENTRU IONUL CARBONAT

-1. Acizii minerali diluaţi (acidul clorhidric şi sulfuric) descompun cantonaţii cu degajare de bioxid de carbon. Gazul rezultat formează cu apa de var (hidroxidul de calciu) un precipitat alb de carbonat de calciu, care în exces de bioxid de carbon se dizolvă formând carbonatul acid de calciu:

CO3" + H2SO< -> SO2- + C 0 2 + HaO

C 0 2 + Ca(OH)2 -> CaC0 3 4- + H 2 0

CaC03 + C 0 2 + H 2 0 -> Ca(HC03)2

2. Azotatul de argint formează cu sărurile acidului carbonic un precipitat alb de carbonat de argint care se dizolvă în acizi diluaţi (nu se utilizează acidul clorhidric):

CO2 +2AgN0 3 -> Ag2C03 4- +2N0 3

Ag2C03 4- + 2HN0 3 -+ C 0 2 + H 2 0 + 2AgN03

3. Clorura de bariu precipită, din soluţiile de carbonaţi, un precipitat alb de carbonat de bariu, solubil în acizi diluaţi (nu se utilizează acidul sulfuric):

COŞ" + BaCI2 -> BaCOa i +2CI"

BaCOa + 2HCI->• BaCI2 + C 0 2 + H 2 0

33

CHIMIE ANALITICA

4.1.2.2. REACŢII DE IDENTIFICARE PENTRU IONUL ACETAT

Acidul sulfuric diluat, adăugat la sarea solidă ce conţine ionul acetat, produce degajarea acidului acetic cu mirosul caracteristic de oţet:

2CH3COO- + H 2 S 0 4 -+ 2CH3COOH t +Na 2 S0 4

4.1.2.3. REACŢII DE IDENTIFICARE PENTRU IONUL AZOTIT (NITRIT)

1. Acidul sulfuric diluat şl concentrat descompune azotiţii cu degajare de vapori bruni de hipoazotidă:

2NO; + H2SO„ -* 2HNO, + SOj-

2HN0 2 -4>NO + N O 2 + H 2 0

NO +1 Oj -* NO, (de culoare brună)

2. lodura da potasiu fn prezenţă de add acetic este oxidată de către azotiţi, cu punerea In libertate a iodului, ce colorează soluţia In brun:

2KN02 + 2KI + 4CH3COOH -*> la i +2NO+4CH3COOK + 2HaO

Reacţia nu este specifică deoarece ionul I" poate fi oxidat la iod şi de către alte substanţe cu caracter oxidant.

4.1.2.4. REACŢII DE IDENTIFICARE PENTRU IONUL AZOTAT (NITRAT)

Acidul sulfuric concentrat descompune azotaţii cu punerea In libertate a hipo-azotidei, de culoare brună:

4 N 0 3 + 2H 2 S0 4 -+ 2SO*' + 4 N 0 2 + 02 + 2 H 2 0

4.1.2.5. REACŢII DE IDENTIFICARE PENTRU IONUL FOSFAT

Molibdatul de amoniu, In mediu de acid azotic, la încălzire slabă, cu ionul fosfat formează un precipitat galben de fosfomolibdat de amoniu.

POJ- +3NH; +12MO0 4 + 24H* (NH 4 ) 3 H 4 [P(Mo 2 0 , ) , ]4 +10H2O

4.1.2.6. REACŢII DE IDENTIFICARE PENTRU IONUL SULFURA

1. Acidul clorhidric descompune unele sulfuri solide, punând In libertate hidro­genul sulfurat, un gaz cu miros de ouă stricate.

S 2 - + 2 H C I - * 2 C r + H 2 S T

34

METODE CHIMICE DE ANALIZA

2. Apa de clor şi apa de brom oxidează ionul S2 la sulf, care imprimă soluţiei un aspect lăptos:

S 2 +CI 2 ->2CI + S 4

3 Acefalul de plumb (sau altă sare solubilă de plumb) formează cu ionul S* un precipitat negru de sulfura de plumb:

S2' + Pb(CH3COO)2 -* PbS i + 2CH3COO

4.1.2.7. REACŢII DE IDENTIFICARE PENTRU IONUL SULFIT

Acidul sulfuric descompune sulf iţii cu degajare de bioxid de sulf, cu miros de sulf ars:

SO\- + H 2 S 0 4 -* SO2- + S 0 2 1 +HzO

4.1.2.8. REACŢII DE IDENTIFICARE PENTRU IONUL SULFAT

/. Clorura de bariu formează cu ionul sulfat un precipitat alb cristalin, greu solu­bil în acizi minerali:

SO2* +BaCI2 -* BaS04 4 +2CI*

2. Acefalul de plumb (sau azotatul de plumb) formează cu tonul sulfat un precipitat alb cristalin, solubil în acid sulfuric concentrat:

SOf +Pb(CH3COO)2 -+PbS0 4 4 +2CH3COO-

PbS04 4 +H 2 S0 4 -> Pb(HS04)2

4.1.2.9. REACŢII DE IDENTIFICARE PENTRU IONUL FLUORURÂ

Acidul sulfuric concentrat descompune fluorurile solide cu degajare de acid fluorhidric, sub forma unui fum alb:

2F + H2S04 -> 2HF î + S O f

Reacţia se efectuează într-un vas de platină sau de plumb, Iar deasupra vasului se pune o baghetă de sticlă cu o picătură de apă. Acidul fluorhidric atacă sticla şi picătura de apă se tulbură.

4.1 2.10. REACŢII DE IDENTIFICARE PENTRU IONUL CLORURA

Azotatul de argint formează cu ionul ciorură un precipitat alb solubil în amoniac:

CI" + AgNO, AgCI 4 +NO;

AgCi;+2NH3-*(Ag(NH3)2]CI

35

1 CHIMIE ANALITICA

4.1.2.11. REACŢII OE IDENTIFICARE PENTRU IONUL BROMURÂ

1. Azotatul de argint formează cu ionul bromuri un precipitat cu aspect brftnzos de culoare galben-descftis, solubil în amoniac: .

Br" + AgN03 -* AgBr 4 +NO;

AgBr4+2NH3 -*>[Ag(NH3)2]Br -;{;•:;: V

2. Apa de efor oxidează ionul Br' la brom elementar care colorează soluţia apoasă în galben-brun:

2 B T + C I , • Br2+2CI

4,1.2.12. REACŢII DE IDENTIFICARE PENTRU IONUL lOOURĂ

1. Azotatul de argint formează cu ionul iodură un precipitat galben cu aspect brânzos. Precipitatul nu este solubil în amoniac:

I + A g N 0 3 - + A g H + N O ;

2. Apa de clor oxidează ionul I" la iod elementar, care colorează soluţia apoasă în brun-închis. Dacă se adaugă un dizolvant organic (sulfura de carbon sau tetraclo-rură de carbon) se extrage iodul, colorând stratul de solvent organic în violet:

21-+CL l,+2KCI

Dintre anionii prezentaţi ionii azotit (nitrit) şi azotat (nitrat) sunt deosebit de toxici, aceşti ioni putând fi preluaţi de către animale din apă şi din furaje, în special cele verzi, inclusiv în formă însilozată.

Limita concentraţiei azotaţilor în hrană, considerată sigură pentru animale, este 0,5 mg%, concentraţii mai mari în azotaţi având un efect toxic. Azotaţii au efect can­cerigen, la animalele de experienţă producând neoplasm al stomacului, pielii, creie­rului, măduvei spinării. Azotaţii (nitraţii) din hrană au acţiune inhibitoare asupra fun­cţiei tiroidiene prin diminuarea preluării iodului de către glandă. Dozele zilnice de aproximativ 150 mg azotat de potasiu au produs avort la taurine. Din acest motiv numărul de avorturi la taurine este mult mai mare în zonele depresionare după con­sumul de plante din flora spontană, bogate în azotaţi.

4.2. ANALIZA CHIMICĂ CANTITATIVĂ

4.2.1. ANALIZA VOLUMETRICĂ

- Volumetria sau titrimetria cuprinde o grupă de metode care, pentru determina­rea cantităţii de component de analizat (ion, element, radical, substanţă compusă) utilizează măsurarea exactă a volumului de reactiv de concentraţie cunoscută, con­sumat în reacţie. Cunoscând astfel cantitatea de reactiv şi raportul stoechiometric de combinare se calculează cantitatea de substanţă de analizat.

Volumul de reactiv se adaugă treptat, cu biureta, până când are loc transforma-

36

METODE CHIMICE DE ANALIZA

rea totală a componentului de analizat, conform reacţiei care stă la baza determinării. Această operaţie poartă numele de titrare iar soluţia de reactiv de concentraţie exact cunoscută (soluţie etalon primar sau secundar) se numeşte titrant (reactiv de titrare).

Punctul de echivalentă este momentul titrării fn care reactivul de titrare şi com­ponentul de analizat au reacţionat In cantităţi echivalente.

Pentru stabilirea punctului de echivalenţă se utilizează o anumită proprietate a sistemului de analizat, care In acest moment al titrării sau foarte aproape de el suferă o schimbare bruscă, ce poate fi sesizată vizual sau cu ajutorul unui aparat (instru­mental).

într-o dozare volumetrică punctul de echivalenţă se determină cu o anumită eroare, deoarece schimbarea produsă In sistemul de analizat nu coincide exact cu momentul de echivalenţă. Momentul la care se percepe modificarea (schimbarea cu­lorii, apariţia sau dispariţia unui precipitat, modificarea fluorescentei) se numeşte punct final al titrării, deoarece în acel moment se stopează titrarea.

Precizia unei dozări volumetrice este cu atât mai mare cu cât punctul final al titrării este mai apropiat de punctul de echivalenţă.

4.2.1.1. CI ASIFICAREA METODELOR VOLUMETRICE DE ANALIZĂ

în funcţie de natura reacţiilor chimice care stau la baza determinărilor, metodele volumetrice se clasifică astfel:

- metode volumetrice bazate pe reacţii de neutralizare; - metode volumetrice bazate pe reacţii redox; - metode volumetrice bazate pe reacţii cu formare de compuşi greu solubili; - metode volumetrice bazate pe reacţii cu formare de compuşi greu disociabili.

4.2.1.2. VOLUMETRIA BAZATĂ PE REACŢII DE NEUTRALIZARE

Reacţia de neutralizare este reacţia dintre un acid şi o bază în urma căreia se formează o sare şi apă.

Reacţia de neutralizare poate fi redată astfel:

ACID + BAZĂ = SARE + APĂ

BAZĂ + ACID = SARE + APĂ

Deoarece o reacţie de neutralizare implică trecerea de la o soluţie acidă la o soluţie bazică sau de la o soluţie bazică la o soluţie acidă, desfăşurarea reacţiei poate fi urmărită prin determinarea pH-ului, în funcţie de volumul de reactiv de titrare adăugat.

Reprezentarea grafică a pH-ului în funcţie de volumul de reactiv se numeşte curbă de titrare.

în funcţie de caracterul acido-bazic al reactivului de dozare, metodele volume­trice bazate pe reacţia de neutralizare cuprind:

a) alcalimetria b) acidimetria

37

CHIMIE ANALITICA

4 . 2 . 1 . 2 . 1 . Alcalimetria

Este o metodă de dozare a acizilor tari şi slabi şi a sărurilor cu hidroliză acidă, cu o soluţie de bază tare de concentraţie cunoscută.

a) Dozarea volumetrică a acizilor tari cu o soluţie de bază tare Pentru a înţelege mai bine acest caz, se presupune că se dozează acidul HA cu

ajutorul unei soluţii standardizate de bază tare BOH. Deoarece atât acidul, cât şi baza sunt complet disociate în soluţie apoasă,

ecuaţia reacţiei este:

H' +A +B' +HO ~»B* +A + H 2 0

sau:

H' + HO" H 2 0

Pentru studiul acestei reacţii se poate urmării variaţia concentraţiei ionilor de hidrogen în decursul procesului.

Dacă soluţia de acid are concentraţia de 0 , 1 M, concentraţia ionilor de hidrogen din soluţie este egală cu concentraţia acidului:

[ H - ] = 1 0 - \ iarpH = 1

La neutralizarea a 5 0 % din această soluţie cu baza tare, [H* ] se reduce la:

[ H ' j = — - 1 0 ' = 0 , 5 1 0 ' ; p H = 1,3 1 J 1 0 0

Dacă se neutralizează 9 0 % din acid, concentraţia ionilor de hidrogen va fi:

fH'J= - H - - 1 0 1 = 1 0 2 ; pH = 2

1 J 1 0 0 F

La o neutralizare de 9 9 , 9 % din cantitatea iniţială de acid se obţine:

[ H * ] = - ™ - I O " 1 = 1 0 - " ; p H = 4 1 J 1 0 0 0

La neutralizarea completă a acidului:

[ H * ] = 1 0 - 7 ; pH = 7

Dacă se continuă adăugarea de bază în exces de 0 , 1 % , se obţine:

| H O ] = — ! — 1 0 - ' = 1 0 - 4 ; h i = 1 0 - 1 0 ş i p H = 1 0 C ' 1 0 0 0

Pentru un exces de bază de 1 0 % rezultă:

[HO ] = ^ 1 0 - ' = 1 0 - 2 ; ^ + ] = 1 0 - , J ş i p H = 1 2

Aceste date se pot înscrie într-un grafic, unde pe ordonată se trec valorile pH-ului, iar pe abscisă volumele de reactiv (de bază) utilizate (figura 2).

Curbele de titrare sunt curbe logaritmice ce prezintă o variaţie lentă a pH i <'ui la începutul şi sfârşitul titrării şi un salt de pH la echivalenţă. Punctul de inflexiune

38

METODE CHIMICE OE ANALIZA

P H 1 4

7

0 ACID NEUTRALIZAT 100% BAZĂ EXCES V B 0 H (ml)

F'^ura 2 - Curba da titrare a unui acid tare cu o bază tare

corespunde pe ordonată cu pH-ul la echivalentă, iar pe abscisă procentului sau volumului de reactiv necesar reacţiei cantitative.

Forma curbei de titrare este influenţată de concentraţia acidului tare şi a bazei tari. Pe măsură ce scade concentraţia scade şi mărimea saltului la echivalenţă şi deci capacitatea de determinare cu exactitate a punctului de echivalenţă se diminuează (figura 3). Limita cea mai scăzută admisă pentru o dozare volumetrică de acest tip este de 1 O'3 mol/l.

PH 1 4

7

o V B 0 H (ml)

Figura 3 - Curbele de titrare ale unui acid tare cu o bază tare pentru concentraţii de 1 0 ' M , 1 0 ^ M , 10 3M

39

CHIMIE ANALITICA

b) Dozarea volumetrică], a acizilor slabi cu o soluţie de bază tare Pentru exemplificare se presupune că are loc titrarea acidului acetic cu o soluţie

de hidroxid de sodiu:

CH,COOH + NaOH «—" CH,-COONa + HO 3 3 2

Acest tip de titrare este caracterizat de următoarele procese: - disocierea acidului slab (pH-ul iniţial este dependent de constanta de acidi­

tate K, a acidului; - la adăugarea soluţiei de bază, până la punctul de echivalenţă, se formează

sistemul de tampon CH3COOH/CH3COONa - la punctul de echivalenţă se formează o sare provenită de la un acid slab şi o

bază slabă imprimând soluţiei un caracter bazic; - după punctul de echivalenţă reactivul va imprima soluţiei un caracter bazic. Din aceste motive, panta curbei de titrare este mult mai mică iar punctul final al

titrării se află pe partea bazică a scalei de pH (figura 4). Panta curbei de titrare scade pe măsură ce scade tăria acidului, punctul final al titrării deplasându-se pe partea bazică a scalei de pH (figura 4). Din acest motiv prin această metodă nu se dozează acizi cu K, < 1 0 ' 8 .

Efectul diluării conduce la aceeaşi modificare a pantei ca şi în cazul titrării unui acid tare cu o bază tare.

Figura 4 - Curbele de titrare ale unor acizi slabi cu constante de aciditate K«, < K « , < K « , cu o soluţie de bază tare

4.2.1.2.2. Acidimetria

Este o metodă de dozare a bazelor tari şi slabe şi a sărurilor cu hidroliză bazică cu o soluţie de acid tare de concentraţie cunoscută.

5 IU

0 V BOH< M L )

40

METODE CHIMICE DE ANALIZA

a) Dozarea volumetrică a unei baze tari cu o soluţie de acid tare Titrarea unei baze tari cu un acid tare este similară cu titrarea unui acid tare cu

o bază tare, principala diferenţă constând In schimbarea pH-ului pe direcţie inversă (de la mediu alcalin la mediu acid) (figura 5).

VHA(ml)

Figura 5 - Curba de titrare a unei baze tari cu un acid slab pentru concentraţii de 1 0 ' M, 10"8 M şi 10"3 M

Şi în cazul acestui tip de titrare concentraţia minimă admisă pentru bază este 10"3 mol/l.

b) Dozarea volumetrică a unei baze slabe cu o soluţie de acid tare Pentru a ilustra mai bine acest caz se presupune că baza s «â, NH..OH, este

titrată cu acidul tare, HCI:

NH4OH + HCI --5=5: NH4CI + HO

Acest tip de titrare este guvernat de următoarele procese: - disocierea bazei slabe (pH-ul iniţial este dependent de constanta de bazici-

tate a bazei) - la adăugarea soluţiei de acid, până la punctul de echivalenţă, se formează

sistemul tampon NH4OH - NH4CI - la punctul de echivalenţă se formează o sare provenită de la o bază slabă şi

un acid tare imprimând soluţiei un caracter acid; - după punctul de echivalenţă reactivul va imprima soluţiei un caracter acid. Din acest motiv, panta curbei de titrare este mult mai mică iar punctul final al

titrării se află pe partea acidă a scalei (figura 6). Panta curbei de titrare scade pe măsură ce scade tăria bazei, punctul final al titrării deplasându-se pe partea acidă a scalei de pH (figura 6).

Deoarece precizia determinărilor este dependentă de tăria bazei slabe, prin această metodă nu se dozează baze cu Kb < 10 *.

41

CHIMIE ANALITICA

1

ECHI

i ... , i Vmm'riI)

Figura 6 - Curbele de titrare ale unor baze slabe cu constante de bazicitate Kb, < K 6 , < K b , cu 0 soluţie de acid tare

Diluarea reactivului de titrare şi a bazei slabe de dozat, conduce la micşorarea saltului la punctul de echivalenţă şi implicit la scăderea preciziei de detectare a punctului de echivalenţă.

Dozarea acizilor slabi cu o soluţii de baze slabe precum şi dozarea bazelor slabe cu acizi slabi, datorită proceselor de disociere şi hidroliză care au loc, se efec­tuează prin alte metode decât prin volumetria clasică.

4.2.1.2.3. Dozarea volumetrică a acizilor şi bazelor polifuncţionale

Acizii polibazici (H2S04, H3P04) şi bazele poliacide (Ca(OH)2) se vor neutraliza în trepte. Din acest motiv, curbele de neutralizare vor avea mai multe puncte de inflexiune, fiecare punct de inflexiune fiind corespunzător unei trepte de disociere.

De exemplu, în cazul neutralizării unui acid bibazic de forma AH2 cu hidroxid de sodiu, reacţia de neutralizare are loc în două trepte:

AH2 + NaOH -> NaHA + H 2 0

NaHA + NaOH -> Na2A + H 2 0

Pentru fiecare treaptă, curba de titrare va prezenta un punct de inflexiune (figura 7) cu un salt la punctul de echivalenţă, suficient de mare dacă constantele de aciditate pentru cele două trepte de disociere ale acidului (Ka i şi K a t ) diferă printr-un

factor de cel puţin 10"8 şi nu sunt mai mici de 10"8 -10"*:

42

METODE CHIMICE PE ANALIZA

PH u

7

OL 1 • ' 1

V«Mctiv(ml)

Figura 7 - Curba de titrare a unui acid bibazic şi a unei baze biacide cu o soluţie de bază tare, respectiv de acid tare

. H A - = - = = H * + A2- K. » K l l A ! " l

' M Titrarea unei baze poliacide cu o soluţie de acid tare decurge similar cu titrarea

unui acid polibazic cu o soluţie de bază tare, principala diferenţă constând in schim­barea pH-ului pe direcţie inversă (de la mediu alcalin la mediu acid) (figura 7). Pentru constantele de bazicitate, corespunzătoare treptelor de disociere ale bazei poliacide, se pun aceleaşi condiţii ca şi în cazul titrării acizilor polibazici.

în figura 7 este redată curba de titrare a unei baze diacide, B(OH)2 cu o soluţie de acid tare de concentraţie cunoscută.

4.2.1.2.4. Metode vizuale de determinare a punctului de echivalenţă

în cazul titrărilor acid-bază, cele mai utilizate metode de determinare a punctului final al titrării se clasifică în: metode vizuale şi metode Instrumentale.

Metodele vizuale constituie cea mai veche tehnică de determinare a punctului final şi se bazează pe utilizarea indicatorilor.

Indicatorii utilizaţi în volumetria bazată pe reacţii de neutralizare sunt, în gene­ral, substanţe organice (acizi slabi sau baze slabe) a căror formă disociată posedă o altă constituţie structurală şi o altă culoare decât forma nedisociată.

De exemplu, pentru metilorange schimbarea de culoare este explicată de urmă­toarele procese:

43

• P i l i i IS... | M1 < 11 "1

mm „i,., q|j; P i r

UIIIIIIIIIIIIMMIIIIIMHHIiill "I " " " ' I "!!!'!' :

: : i 1

Huli

i i i

•!is In

CHIMIE ANALITICA

-0,8 — N — N — N f C H , ) , + H * — » 'O.S - ^ ^ - N — N — N * ( C H S ) ,

forma bazică (galben-orange)

H

forma acidă (roşu)

în tabelul 1 sunt prezentaţi indicatorii de culoare cei mai utilizaţi în volumetria bazată pe reacţii de neutralizare.

Tabelul 1 Indicatori de culoare acido-bazici

Denumirea uzuală

Domeniul depH

Modificarea de culoare Preparare

Albastru de bromfenoi 3,0-4,6 galben-aibastru 0,4% soluţie apoasă Metilorange 3,1 -4.4 roşu-orange 0 , 1 % soluţie apoasă Verde de bromcrezol 3,8 - 5.4 galben-albastru 0 , 1 % soluţie apoasă Roşu de metil 4,2 - 6.3 roşu-galben 0 , 1 % în alcool 60% Albastru de bromtimoi 6.2-7,6 galben-albastru 0,5% soluţie apoasă Roşu de fenol 6,8 - 8,4 galben-roşu 0,05% soluţie apoasă Roşu de crezol 7.2 - 8,8 galben-roşu 0,05% soluţie apoasă Albastru.de timol 8 - 9 . 6 galben-albastru 0,04% soluţie apoasă Fenolftaleină 8.3 -10 incolor-purpuriu 0,05% în alcool 50% Galben de alizarină 1 0 - 1 2 incolor-galben 0 , 1 % alcool

Alegerea indicatorului. Pentru indicarea corectă a punctului de echivalenţă, ar trebui ca indicatorul să prezinte o modificare de culoare sesizabilă chiar în acest moment al titrării. în realitate majoritatea indicatorilor îşi modifică o anumită proprie­tate în apropierea punctului de echivalenţă, la punctul final al titrării. Datorită acestei diferenţe apare o eroare denumită eroare de indicator. Alegerea indicatorului într-o titrare trebuie făcută în aşa fel încât această eroare să fie cât mai mică. Alegerea indicatorului se face astfel încât punctul final al titrării să fie în domeniul alcalin dacă reactivul de dozare este o bază şi în domeniul acid dacă reactivul de titrare este un acid.

O adăugare excesivă de indicator poate provoca o eroare de titrare, întrucât Indicatorul este ei însuşi acid sau bază consumând o anumită cantitate de reactiv. Această eroare poate fi minimalizată prin utilizarea indicatorilor în soluţii diluate şi în cantităţi cât mai mici.

Virajul indicatorului poate fi îmbunătăţit prin adăugarea unui compus colorat în soluţia de indicator (compus care îh timpul titrării nu îşi modifică culoarea) obţinând culori complementare, care pot fi sesizate cu o precizie mai mare, precum şi redu­cerea domeniului de viraj. De exemplu, indicatorul metil-purpuriu, obţinut prin ames­tecarea roşului de metil (roşu-galben; pH 4,2-6,3) cu un colorant albastru îşi schimbă culoarea de la purpuriu la verde (pH 4,2-6,2) trecând prin culoarea intermediară gri în intervalul de pH 4,8-5,4.

' în afara indicatorilor de culoare, în volumetria bazată pe reacţii de neufializare.

44

METODE CHIMICE DE ANALIZA

se utilizează şi indicatorii de fluorescentă. Proprietatea de fluorescentă este sensibilă la schimbarea pH-ului astfel, pe

măsură ce se schimbă pH-ul, fluorescenta poate să apară sau să dispară. Acest tip de indicatori este utilizat în cazul în care probele de analiză sunt soluţii intens colorate sau prezintă un anumit grad de turbiditate.

Pentru determinarea punctului final al titrării în volumetria bazată pe reacţii de neutralizare se pot utiliza şi metode instrumentale (titrare conductometrică, titrare potenţiometrică) mult mai precise, care necesită o aparatură mai complicată.

4.2.1.2.5. Titrări acido-bazice în soluţii neapoase

Pentru dozarea acizilor slabi cu Ka < 10 8 şi a bazelor slabe cu Kb < 10"8 pre­cum şi a substanţelor cu caracter acid sau bazic insolubile în apă este necesar ca cel mai utilizat solvent, apa, să fie substituit cu solvenţi de natură organică.

în tabelul 2 sunt prezentate principalele substanţe cu caracter acid şi bazic care se dozează în soluţii neapoase.

Tabelul 2 Compuşi cu caracter acid şi bazic

care se dozează în solvenţi neapoşi

ACIZI BAZE

Acizi carboxilici alifatici Amine.alifatice Acizi carboxilici aromatici Amine aromatice Fenoli Alcolaţi Imide Poliamine Tiouree Alcaloizi Sulfonamide Antihistamine Acizi sulfonici Xantogenaţi Tiofenoli Baze Schiff Barbituraţi Hidrazide

Tioamide

Solvenţii neapoşi, după proprietăţile acido-bazice, se clasifică în: solvenţi amfi-protici şi solvenţi aprotici.

Solvenţii amfiprotici pot fi protogenici (cu caracter acid puternic), protofilici (cu caracter bazic) şi amfoteri (în funcţie de condiţiile de reacţie pot avea caracter acid sau bazic).

în tabelul 3 sunt prezentaţi solvenţii neapoşi cei mai utilizaţi în chimia analitică. Pentru titrările în soluţii neapoase se utilizează reactivi de titrare cu caracter

acid sau alcalin. în general, pentru a obţine o curbă de titrare bine definită se utili­zează acizi şi baze tari.

Cei mai utilizaţi reactivi de titrare cu caracter acid utilizaţi în solvenţi neapoşi sunt: acidul percloric, acidul 2,4-dinitrobenzensulfonic, acidul 2, 4, 6 trinitrobenzen-sulfonic, acidul para-toluensulfonic.

45

CHIMIE ANALITICA

Tabelul 3 Solvenţi neapoşi utilizaţi In volumetria bazata pe reacţii de neutralizare

SOLVENTUL AMFIPROTIC SOLVENTUL APROTIC

Solvenţi am1b teri acetonitril etilenglicol acetonă metanol piridină etanol dimetilformamidă izopropanol nitrometan t-butanol anhidridă acetică

Solvenţiprotogenlci dioxan acid acetic nitrobenzen acid formic benzen

SolvenţiprotofilicJ cloroform amoniac tetraclorură de carbon butilamină etilendiamină

Pentru dozarea substanţelor cu caracter acid în solvenţi neapoşi, se utilizează următorii reactivi de titrare cu caracter bazic: hidroxizi sau alcolaţi de tetrabutll-amoniu, tetrametilguanidină, difenilguanidină. Aceşti reactivi pot fi solubilizaţi în meta­nol, etanol, izopropanol sau într-un amestec format din benzen şi unul dintre alcoolii menţionaţi.

4.2.1.3. VOLUMETRIA BAZATĂ PE REACŢII DE OXIDO-REDUCERE

Reacţiile de oxido-reducere sunt reacţiile chimice care au loc cu transfer de electroni între substanţele participante la reacţie.

Oxidarea se defineşte ca o cedare de electroni; substanţa care cedează elec­troni este numită reducător şi se notează cu "red".

în general, o reacţie de oxidare se scrie astfel:

p red,-m p e" = 5 = s p ox,

Reducerea se defineşte ca o acceptare de electroni; substanţa care acceptă electroni este numită oxidant şi se notează "ox".

Un proces de reducere se scrie In general astfel:

moXj + m p e" st ""• m red2

Oxidarea şi reducerea sunt procese care decurg simultan, alcătuind un cuplu de reacţii denumit reacţie de oxido-reducere sau reacţie redox.

Expresia generală a unei reacţii de oxido-reducere este:

p red, + m ox2 a 1 *• p ox, + m redg

Deoarece reacţiile redox sunt procese reversibile, se poate defini constanta de

46

METODE CHIMICE DE ANALIZĂ

echilibru aplicând legea acţiunii maselor:

[oxj'-ţred,]"1

*** H i ] p K r Tendinţa de a accepta electroni sau de a ceda electroni este diferită de la un

sistem la altul. O măsură a puterii oxidante sau reducătoare a unui sistem este dată de valoarea potenţialului de oxido-reducere standard, determinat în raport cu poten­ţialul de oxido-reducere standard al electrodului normal de hidrogen.

Electrodul normal de hidrogen are potenţialul de oxido-reducere egal cu O.OOV ( e H j = 0 , 0 0 V ) .

Potenţialele redox standard pot avea valori pozitive sau negative. Pentru un cuplu redox:

Cu cât potenţialul de oxidare este mai mare, cu atât caracterul oxidant al cuplu­lui este mai mare iar caracterul reducător este mai slab. Cu cât diferenţa dintre carac­terul oxidant şi reducător al cuplurilor participante la reacţie este mai mare, cu atât viteza de reacţie va fi mai mare iar reacţia chimică va fi mai completă.

Potenţialele standard ale unor sisteme redox care prezintă importanţă pentru volumetrie sunt prezentate în tabelul 4.

Reacţiile chimice utilizate în volumetria bazată pe reacţii redox trebuie să fie rapide, totale, stoechiometrice şi să existe o modalitate sigură de deteminare a pun­ctului de echivalenţă.

4.2.1.3.1. Substanţe cu caracter oxidant şi reducător utilizate ca reactivi de dozare în volumetrie

în volumetria bazată pe reacţii redox se dozează substanţe cu caracter redu­cător folosind ca reactiv de dozare o substanţă cu caracter oxidând şi mai rar sub­stanţe cu caracter oxidant folosind ca reactiv de dozare o substanţă cu caracter redu­cător. Reactivii cu caracter reducător sunt mult mai puţin utilizaţi comparativ cu cei cu caracter oxidant datorită instabilităţii pe care o prezintă. Aproape toţi agenţii reducă-tori sunt predispuşi la oxidare în prezenţa oxigenului din aer; cu cât caracterul redu­cător este mai puternic, cu atât stabilitatea faţă de oxigen este mai mică.

4.2.1.3.1.1. Substanţe cu caracter oxidant

Permanganatul de potasiu este un agent de oxidare puternic şi multilateral. El are aplicaţii specifice, în funcţie de mediul în care este utilizat: acid, bazic sau neutru:

MnO;+8H* + 5e_ ss=2! Mn2 + + 4H 2 0 (mediu acid)

MpO; + 4H* + 3e" MnO, + 2HgO (mediu neutru)

MnOJ + 1 e" 5 ? = = MnOf" (mediu alcalin)

47

CHIMIE ANALITICA

Tabelul 4 Potenţialele standard ale unor sisteme redox

Ecuaţia reacţiei

Co3* + 1e" -~ Co2*

H2Os + 2H* + 2e_ 2H.O

MnO; + 8H* + 5e" Mn2* + 4H 2 0

MnO" + 4H* + 3e" = = £ : MnO, + 2H.0 4 2 2

Cl, + 2e" 2

2cr

Cr 202"+ 14H* + 6e" ==== 20^* + 7H,0

Br2 + 2e" = i 2Br"

I »2e -ag=S2r 2

Mn04"+ 1e* MnO.

H i + 2 e " : = = 2H+

Cd 2* + 2e" Cd

Na* + 1 e " = 5 : Na

+1,84

+1,77

1,51

+1.2

1.36

+1,33

+1.09

+0,536

0.51

0,00

-0,41

-2,71

Un alt motiv, pentru utilizarea sa pe scară largă, este şi faptul că acţionează ca autoindicator. Primul exces de permanganat de potasiu, peste punctul de echivalen­ţă, determină apariţia unei culori roz. Dezavantajele folosirii permanganatului de potasiu ca reactiv de dozare, constau în faptul că acesta nu este un standard primar şi că soluţia este instabilă. Datorită faptului că după perioade lungi de stocare se formează Mn02, soluţia trebuie filtrată şi standardizată înainte de utilizare. Deoarece lumina catalizează reacţia de formare a bioxidului de mangan este indicat ca soluţia să fie stocată în sticle brune.

în tabelul 5 sunt prezentate cele mai importante aplicaţii ale manganometriei, Dicromatul de potasiu este un agent de oxidare mai slab decât permanganatul

de potasiu în mediu acid. Soluţia de dicromat de potasiu prezintă următoarele avan­taje: este un standard primar, este stabilă la lumină, este stabilă faţă de diverşi com­puşi organici şi faţă de clor. Dicromatul de potasiu este utilizat în mediu acid având loc procesul:

Cr202"+ 14H* + 6e" 5 = 5 : 2CI3* + 7H 2 0

48

METODE CHIMICE DE ANALIZA

Tabelul 5 Principalele dozări manganometrice

COMPONENTUL DE DOZAT PRODUSUL DE REACŢIE

KMnO. în soluţie acidă

(COOH)2 C 0 2 + H 2 0

HN02 HN0 3

Br Br2

Sn2* Sn**

H202 H ? 0 + 0 2

[Fe(CN)6]4- [Fe(CN)6]3

Mo3* MoO2

Fe2* Fe3'

1" h KMnO, în soluţie neutră

Mn2* Mn02

KMnO„ în soluţie bazică

i o ; i o 4

CN" CNO

s o 2 ~ s o '

HS" s o r

Principalul dezavantaj al utilizării bicromatului de potasiu în volumetrie constă în faptul că atât reactantul (Cr 2 0 2 ), cât şi produsul de reacţie (Cr3*) au culori intense: portocaliu şi respectiv, verde.

Dicromatul de potasiu se utilizează pentru dozarea ionului Fe2*, Cr3* şi GI0 4 . Ca indicator în dicromatometrie se utilizează difenilaminosulfonatul de sodiu şi acidul N-fenilantranilic.

Iodul solubilizat în iodură de potasiu este utilizat ca agent oxidant conform reacţiei:

l 2 + 2 e - = i 2 | -

Soluţia de iod este utilizată pentru dozarea unor substanţe cu caracter reducă­tor puternic sau moderat.

în iodometrie se utilizează două metode de titrare: a) Titrarea directă: soluţia de iod este utilizată ca reactiv de titrare, într-o can­

titate stoechiometrică:

Sn2*+I2 ->Sn4* +2T

b) Titrarea inversă: soluţia de iod se adaugă în exces în proba reducătoare şi

4 9

CHIMIE ANALITICA

apoi excesul de iod este titrat cu tiosulfat de potasiu:

I 2 W M C ^ U + 2Na 2 S 2 0 3 -»2Nal + Na2S4Oe

Utilizarea soluţiei de l2 implică câteva dezavantaje: la pH mai mare de 8, iodul prezintă p disproporţie uşoară în favoarea I" şi IO;; iodul este volatil, astfel că pier­derile datorate evaporării sunt apreciabile. Soluţia de iod nu este o soluţie standard dar se standardizează cu uşurinţă cu ajutorul unei soluţii de tiosulfat de sodiu stan­dardizată la rândul său cu o soluţie standard primar de bicromat de potasiu. în iodo-metrie se utilizează ca indicator amidonul deoarece cu iodul formează o coloraţie albastră. -

Soluţia de iod în iodură de potasiu este utilizată pentru dozarea unor ioni (tabe­lul 6) şi a unor substanţe compuse (glucoza, acid uric, acid ascorbic, aldehide).

Tabelul 6 • Dozări iodometrice (titrarea directă)

Ionul analizat Produsul As3' AsO3" Sb3 .

SbO3; Sn2* Sn**

s2- S

s2o2- s«o2-

Bromul. Datorită volatilităţii şi naturii sale corozive, soluţiile de brom nu sunt folosite în volumetrie. în general, cea mai bună metodă constă în generarea bromului în mediul de reacţie. Aceasta se realizează prin adăugarea în proba aflată în soluţie, a unei cantităţi de soluţie standard de KBrOa şi KBr în exces, care va genera bromul prin reacţia:

BrO; + 5Br + 6t-r -»• 3Bra + 3H 2 0

După bromurare, bromul rămas în exces este redus la Br prin adăugare de Kl:

Br2+2P -+2Br + l 2

Iodul rezultat este titrat cu o soluţie standardizată de tiosulfat de sodiu. Bromul este utilizat pentru determinarea grupărilor funcţionale organice (amine,

fenoli, compuşi organici nesaturaţi). , 2,6 diclorfenollndofenolulm mediu slab acid (pH 6,9) are un caracter oxidant,

reactivul fiind utilizat pentru dozarea unor compuşi organici cu caracter reducător (acidul ascorbic).

Utilizarea soluţiei de 2,6 diclorfenolindofenol prezintă avantajul că reactivul funcţionează şi ca indicator; forma oxidată este de culoare albastră iar forma redusă este incoloră:

50

METODE CHIMICE DE ANALIZA

O O H

CI CI

O H O H

Forma oxidată (albastru)

Forma redusă (incolor)

Un mic exces de reactiv, după atingerea punctului de echivalentă, determină apariţia unsi culori roz.

4.2.1.3.1.2. Substanţe cu caracter reducător

lodura de potasiu, tn exces, este utilizată pentru dozarea unor substanţe cu caracter oxidant. Oxidantul este redus, fn mod cantitativ, eliberând o cantitate echiva­lentă de iod, care este titrată cu o soluţie standard de tiosulfat de sodiu in prezentă de amidon. Ionul I' se utilizează pentru dozarea peroxizilor organici (peroxizi, hidro-peroxizi, dialchilperoxizi).

Tfosu/fatul de sodiu este un reducător moderat care in prezenta unei substanţe cu caracter oxidant se transformă tn tetrationat conform reacţiei:

S O2' s - a * S 02"+ 2e" 1 3 4 6 . •

Ttosulfatul de sodiu cristalizează cu un număr incert de molecule de apă (apro­ximativ 5). Din această cauză, utilizarea sa ca standard primar este improprie, solu­ţiile de tiosulfat necesitând standardizarea. Standardizarea soluţiei de tiosulfat se efectuează ou dicromat de potasiu. Soluţia standardizată de tiosulfat de sodiu este utilizată pentru dozarea unor substanţe cu caracter oxidant dintre care amintim: IO;, IO a , BrO;, CIO,, HGIO, Cla, Br,, lg, MnO,, H A . MnOs.

Alţi reactivi de titrare cu caracter reducător sunt sărurile solubile de: Ti (Iii), Cr (II) si Sn (11), care sunt reducători puternici. Utilizarea lor este totuşi restrânsă datorită instabilităţii pe care o prezintă, soluţiile fiind preparate extemporaneu. Titanul (III) şi cromul (II) pot fl utilizaţi pentru analiza nitro, nitrozo şi azoderivaţllor, precum şi a esteţilor acidului azotic.

51

CHIMIE ANALITICA

4.2.1.3.2. Metode vizuale de determinare a punctului de echivalentă

Determinarea punctului final al titrării se poate face vizual (cu ajutorul indica­torilor) sau instrumental.

Indicatorii de culoare redox sunt substanţe cu caracter oxidant sau reducător (excepţie face amidonul) care pentru a fi utilizat tn volumetrie trebuie să-şi schimbe culoarea brusc ta punctul de echivalenţă şi să sufere o schimbare reversibilă conform reacţiei:

lndox + nH3ty + ne" s==5S Hn I n d ^ + nH20

culoar» I culoar* II

Proprietatea privind reversibilitatea este cel mai greu de atins deoarece forma finală (redusă sau oxidată) suferă procese adiţionale Tn mediul de reacţie şi reacţia de oxido-reducere devine ireversibilă. Indicatorii cei mai utilizaţi Tn volumetria bazată pe reacţii redox sunt prezentaţi Tn tabelul 7.

Tabelul 7 Indicatori redox

Indicator Culoarea

Indicator forma redusă forma oxidată

Albastru de metiten incolor albastru Difenitbenzidina incolor violet (verde) Acid dlfenHaminosulfonic Incolor violet (verde) Complex feros-o-fenantrolină roşu albastru pal Acid N-fenilantranilic incolor roz

4.2.1.4. VOLUMETRIA BAZATĂ PE REACŢII CU FORMARE DE COMBINAŢII COMPLEXE (COMPLECŞI)

4.2.1.4.1. Structura combinaţiilor complexe

Combinaţiile complexe sunt compuşi care se formează prin coordinarea unor ioni sau molecule numiţi liganzim jurul unui ion central (cel mai frecvent ion metalic), sarcina ionului complex rezultat fiind neutralizată de un alt ion din mediul de reacţie.

De exemplu, Tn hidroxiddiaminoargintic ionul central este Ag* şi este înconjurat de două molecule de amoniac formând ionul complex [Ag(NH3)2]*.

ion central ION COMPLEX ligand

52

METODE CHIMICE DE ANALIZA

Numărul da liganzi care intră tn structura Ionului complex poartă numele de număr de coordinaţie. în general numărul de coordinaţie are valori cuprinse între 2 şi 6 şi foarte rar este 7 sau 8.

Ca ion central în combinaţiile complexe apar în majoritatea cazurilor metale tranziţionale şi mai rar alte metale ca Al, Ca, Mg.

Liganzi în aceşti compuşi pot fi molecule neutre ca: NH3, H20, C5HSN (piridină) sau ioni, ca: F", CI", I", CN", SCN" etc.

După numărul de legături coordinative pe care le pot forma, liganzii se clasifică astfel:

- liganzi monodentaţi, se ataşează de ionul central printr-un singur punct de coordinare: F", CI", I", SCN", CN", NH3, H20, piridină;

- liganzipolidentaţi, se ataşează de ionul metalic central prin mai multe puncte de coordinare;

Liganzii polidentaţi cu două puncte de coordinare sunt bidentap, cu trei triden-taţi, cu patru tetradentaţi.

Exemple de liganzi polidentaţi:

acidul ortoamonibenzoic

\ \ \

1 • 1 I H2N — C H j — C H 2 — NH — C H 2 — CH2 — NH2

dietilentriamina

J H3C — C = N — OH

I H 3 C — C = N — O H

i* dimetllglioxlma

în sistemele de tip polidentat, coordinarea are ca rezultat formarea ciclurilor care conferă o stabilitate mărită produşilor rezultaţi. Aceşti compuşi se numesc chelaţi iar liganzii implicaţi în coordinare se numesc agenţi de chelatare.

Formarea combinaţiilor complexe La formarea combinaţiilor complexe participă, ca ion central, în special metale

tranziţionale deoarece, ionii metalelor tranziţionale posedă orbitali liberi în care pot accepta electronii neparticipanţi ai ligandului, stabiiindu-se astfel legături coordinative între ionul central şi liganzi.

tn general, posibilitatea ca un ion metalic să existe într-o stare simplă, necoordi-nată, apare numai în stare gazoasă la temperaturi ridicate. La dizolvare, în prezenţa moleculelor de solvent, ionul metalic va coordina moleculele solventului având loc fenomenul de sotvatare. Numărul de molecule de solvent care se leagă coordinativ de ionul metalic va fi dependent de structura şi volumul ionului precum şi de structura moleculelor de solvent.

Dacă solventul îl constituie apa, procesul se numeşte hidratare şi are loc con­form reacţiei:

53

CHIMIE ANALITICA

fwT + xHaO s = B (rvKH.OJJ-

în cazul liganzilor monodentaţi, o reacţie de compJexare, Tn soluţie apoasă, poa­te fi definită ca acea reacţie Tn care una sau mai multe molecule de apă, din sfera de coordinare a ionului metalic, este înlocuită de către alte molecule sau ioni.

Ugandul L (molecule neutre sau ioni) va substitui succesiv moleculele de apă obţinându-se o sene de complecşi:

[M(H i!0)Jn* + L1"" = = = f M ^ O ^ L r " + H 2 0

fJM(H20)„.,LRN + L1"" = = = : lM(H,0),4L,r*" + HaO

Numărul de etape ale procesului de formare a combinaţiei complexe va fi egal cu numărul de coordinaţie al ionului metalic.

în cazul liganzilor polidentaţi procesele de substituire a moleculelor de apă are loc cu viteze mult mai mari, iar diferenţele dintre constantele de stabilitate, pentru fie­care treaptă, sunt semnificative, stoechiometria reacţiilor fiind mai precisă. Din acest motiv, procesul de chelatare se poate considera că are loc Tntr-o singură treaptă, substituirea moleculelor de apă din sfera de coordinare a ionului metalic având loc instantaneu.

De exemplu, în cazul formării complexului metal-EDTA ecuaţia reacţiei este:

[M(H20)<T + H,Y* =s== [MYr-4 + 2H* + xH 2 0 Acest tip de reacţii prezintă avantajul că sunt aproape totale, echilibrul chimic

fiind deplasat spre dreapta, rapide şi prezintă o anumită selectivitate în funcţie de pH-ul de lucru.

4.2.1.4.2. Reactivi de titrare utilizaţi In volumetria bazată pe reacţii cu formare de complecşi

Reactivi de titrare care conduc la formarea complecşilor tn mal multe trepte

Mulţi reactiv) monodentaţi formează o serie de complecşi In etape succesive, fiecare etapă implicând o constantă de formare. în mod uzual, valorile constantelor de formare sunt mici, adeseori fiind aproape similare, astfel că reacţia nu are o stoechiometrie definită cu claritate. Deoarece Tn urma reacţiei se formează mai mulţi produşi de reacţie, punctul de echivalenţă este foarte greu de precizat.

De exemplu, pentru dozarea ionului Zn** se poate utiliza ca reactiv de titrare o soluţie de amoniac conform reacţiei:

Zn2* + 4NH3 — * • [ZnţNhQJ2*

în realitate, însă, reacţia are loc în patru trepte, pentru fiecare treaptă existând o

54

METODE CHIMICE PE ANALIZA

constantă de stabilitate, K,:

Zn2* + NH3 —ţ fZnîNHjjf*

\2n(HHjif* + NH 3 .«=r£ f2n(NH i)2f*

Pn(NH3)J*+ + N H 3 * = * |Zn(NH,),f+

rZn(NH 3)3f • + NH 3 fZnfNrgj* *

Pentru reacţia globală, constanta de stabilitate va fi:

K . = K ^ K , s K ^ . K . 4 = 4 ^ 5 1 0 «

Deci, un amestec de NH3 şi Zn2* tn raport molar 4:1 va conduce la apariţia ionului de zinc sub cinci forme: Zn2*, [Zn(NH3)]2*, [Zn(NH3)3]2*, [Zn(NH3)3f* şi

(Zn(NH3)4r*. i Din acest motiv, dacă se urmăreşte modificarea concentraţiei ionului de zinc la

adăugarea de amoniac se observă o scădere gradată a concentraţiei ionului. Deoa­rece procesul nu prezintă o scădere bruscă a concentraţiei ionului Zn2*, punctul de echivalenţă nu poate fi detectat cu precizie. Această reacţie prezintă şi dezavantajul unei viteze de reacţie scăzute.

" Inexistenţa unui salt la echivalenţă precum şi vitezele de reacţie relativ scăzute fac imposibilă utilizarea agenţilor de complexare monodentaţi ca reactivi de dozare în volumetrie.

Reactivi de titrare care conduc la formarea complecşilor într-o singură treaptă

Aceste metode, cu o utilizare din ce în ce mai largă, conduc la formarea de cheia fi ş\ din acest motiv se mai numesc şi metode che/atometrice. Din grupa acestor metode o întrebuinţare largă au căpătat-o metodele complexonometrice care folo­sesc ca reactivi de titrare soluţii de complexoni.

Complexonii sunt acizi poliaminopolicarboxilici care formează cu majoritatea cationilor săruri stabile numite comptexonafi.

Acizii poliaminopolicarboxilici (complexoni) combină proprietăţile de coordinare ale azotului din gruparea amino cu proprietăţile grupărilor carboxil.

Grupările amino prezintă o puternică tendinţă de coordinare a ionilor de Cu, Ni, Co, Zn, Cd precum şi a altor ioni ©ăfeforrr^aai complecşi cu amoniacul.

Ionul carboxil, la fel ca şi ionul acetat, prezintă tendinţa de a coordina aproape toţi ionii metalici. Luate individual, cete două grupări formează cu ionii metalici com­plecşi cu stabilitate redusă. Prezenţa ambelor tipuri de grupări într-o moleculă impri­mă moleculei proprietatea de ligand polidentat conducând la creşterea stabilităţii complexului format. Creşterea stabilităţii este determinată nu numai de existenţa unor puncte multiple de coordinare ci şi de formarea unor cicluri inţramoleculare care măresc efectul de chelatare.

[Zn(NH3)f* = 1 9 x 1 Q 2

[zn2*][NH3]

[Zn(NH ) f ^ . o 2

'* [Zn(NH3)f*[NH3]

K [Zn(NH3)3f* i- 2,5x10*

" [Zn(NH3)2r [NH3]

K. . , ţ 1 x 1 0« " [Zn(NH3)3rt|NH3]

55

CHIMIE ANALITICA

Cel mai utilizat acid poliaminopolicarboxilic este sarea disodică a acidului etilen-diaminatetraacetic notată prescurtat EDTA (complexon III, versen, versenat de sodiu chelaton, trilon B). EOTA are următoarea structură:

p u M , C H 2 - C C O N a C H * - N < C H a - C O O H

* H _ M ^ O H 2 — C O O H C H ' N < C H 2 - C O O N a

şi poate fi notat In forma generală: Na2H2Y sau H2Y2'.

Acesta formează cu ionii metalici bivalenţi, trivalenţi şi tetravalenţi complexonat solubili şi stabili, conform ecuaţiilor

M2* + HjY2" + 2H 2 0 = = MY2" + 2H 3 0*

M3* + H2Y2' + 2H2Q as=Ş MY' + 2HaO*

M4* + H2Y2' + 2H 2 0 ss==5" MY + 2H30*

Pentru un ion metalic M"*, reacţia generală este:

Mn* + H2Y2" + 2H 2 0 5 = = MY""4 + 2HaO*

iar constanta de stabilitate are următoarea expresie: iz

[ M " - ] . [ H 2 Y 2 - ]

Oin expresia constantei de stabilitate se observă dependenţa acesteia de con­centraţia în ioni de hidrogen. Din acest motiv în cazul acestor determinări se lucrează In prezenţa unui sistem tampon care trebuie să facă faţă creşterii concentraţiei ionilor de hidrogen în cursul titrării.

în funcţie de constantele de stabilitate ionii metalici reacţionează cu EDTA într-un anumit interval de pH. Astfel, în condiţii bazice (pH 8-11) se pot doza ionii Mg2*, Ca2*, Sr2* şi Ba2*, în condiţii slab acide şi slab bazice (pH 4-7,5) ionii Mn2*, Fe2*, Co2*, Ni2*, Cu2*. Zn2*, Cd2*, Pb2*, Al3* iar în condiţii puternic acide (pH 1-4) se pot doza ionii Fe3*, Bi2*, Co2*, Cr3*, Hg2*, Sn2+.

Controlul pH-uiui în cazul dozărilor cu EDTA conferă reacţiei un anumit grad de selectivitate fiind posibilă dozarea unui ion In prezenţa altor toni metalici.

în volumetrie au fost elaborate metode de titrare, directă sau indirectă, pentru dozarea aproape a tuturor ionilor metalici, pentru fiecare ion fiind caracteristică o anumită valoare de pH.

De exemplu, la pH puternic alcalin tonul de calciu formează cu EDTA comple-xonatul Ca-EDTA cu formula:

56

METODE CHIMICE DE ANALIZA

CH2

Ca

C H 2 - N < C H 2 - C O O C H 2 - C O O H

în dozările volumetrice care folosesc ca reactiv de titrare soluţia de EDTA se înregistrează un salt la punctul de echivalenţă, acesta putând fi detectat uşor prin metode vizuale şi instrumentale precum şi o viteză de formare a complexonatulu Ca-EDTA remarcabilă.

Aceste dozări se caracterizează şi printr-o sensibilitate apreciabilă, metoda fiind utilizată pe domeniu de concentraţie semimicro-micro. Titrările cu EDTA sunt utilizate tn laboratorul clinic la dozarea calciului şi magneziului din urină şi ser sanguin.

Sarea disodică a acidului etilendiaminotetraacetic sub formă de dihidratat, se poate utiliza ca standard primar. Se recomandă păstrarea soluţiilor de EDTA în reci­piente de plastic, deoarece soluţia se poate contamina cu ionii metalici din sticlă. Nu se utilizează c.cidul etilendiaminotetraacetic liber şi sarea sa monosodică deoarece aceşti compuşi sunt insolubili în apă.

Poliaminele reprezintă o clasă de agenţi chimici de chelatare de tipul aminelor primare, secundare şi terţiare. Creşterea numărului de puncte de coordinare creşte efectul de chelatare şi implicit stabilitatea complexului format şl sensibilitatea reac­tivului.

• Cele mal utilizate poiiamine în volumetrie sunt etilendiamina, 1,3-diaminopropa-nul, dietilentriamina, 1,2,3-triaminopropanul, trietilentetraamina (Trien), p,p',p"-triami-notrietilamina şi tetraetilenpentaamina (Tetren).

H2N - CH2 - CH2 - NH2 H2N - CH2CH2CH2 - NH2

etilendiamina 1,3-diaminopropan •

H 2 N - C H 2 - C H 2 - N H - C H 2 - C H 2 - N H 2 H2N — CH2 — CHNH2 — CH2 — NH2

dietilentriamina 1,2,3-triaminopropan

H2N - CH2 - CH2 - NH - C H 2 - C H 2 - NH - C H 2 - C H 2 - NHj

trietilentetraamina

^ C ^ - C H j - N H ,

N — C H 2 - C H 2 - N H 2

^ C H 2 - C H 2 - N H 2

p,p',P"-triaminotrietilamină

57

CHIMIE ANALITICA

H,N - CH„ - CHa - NH - C H „ - C H , - NH - C H 8 - C H a - NH - C H 8 - C H „ - NH2

tatraetilenpentaamină

Poiiaminele sunt agenţi de complexare foarte buni dar, nu sunt reactivi de titrare universali, deoarece formează complecşi stabili numai cu acei ioni metalici care coor-dinează amoniacul (Ni, Zn, Cu). Cele mai utilizate poliamine Tn volumetrie sunt trienul şi tetrenul. *

4.2.1.4.3. Metode vizuale de determinare a punctului de echivalenţă

Cea mai utilizată metodă de detectare a punctului de echivalenţă este metoda indicatorilor metalcromici. *

Indicatorii metalcromici sunt compuşi care complexează ionul de dozat formând complexul rnetal-indicator cu o coloraţie intensă, diferită de cea a indicatorului ne­complexat, în general, nu se observă erori de titrare, deoarece indicatorul se adaugă tn cantităţi ce nu depăşesc nivelul de urme. Complexul metal-indicator trebuie să aibă o constantă de stabilitate optimă. Dacă aceasta este prea mare, proba va fi supratitrată, iar dacă este prea mică proba va fi subtitrată.

Cel mai cunoscut indicator metalcromic îl constituie ionul tiocianat. Acest ion este utilizat ia dozarea ionului Fe3* cu EDTA la pH 3, deoarece ionul Fe3* cu ionul tiocianat formează un complex roşu-sânge. în cursul titrării cu EDTA, ionul Fe3* este scos din complexul Fe3 , -SCN" formând complexonatul Ca-EDTA incolor, cu stabi­litate mai mare:

Fe?*_ + S C N ' g = = Fe 3 *-SCN' + Fe3*

roşu - sânge

Fe3* + Fe 3 *- SCN" + EDTA W = = Fe 3 *- EDTA + SCN"

incolor

Momentul echivalenţei este marcat de modificarea culorii de la roşu intens la incolor.

Eriocrom negru T este utilizat ca indicator la dozarea complexonometrică cu EDTA a unui număr mare de cationi. Acest indicator formează complecşi coloraţi cu diferiţi cationi: Ca2*, Mg2*, Zn2*, Cd2*, Ag*. Al3*. Fe3*, Co2*. Ni2*. Hg2*, lantanide, în anumite condiţii de pH. Din punct de vedere âcido-bazic indicatorul este un acid organic dlbazic slab. în funcţie de pH, eriocrom negru T se prezintă sub trei forme diferit colorate:

H 2 l n d - ^ = f H lnd2'ii=±r Ind3'

pH<7 7<pH<11,5 pH>11,5 roşu albastru portocaliu

Acest indicator este utilizat la pH mai mare decât 7, cele-mai multe determinări complexonometrioe, cu acest indicator, se efectuează la pH 10. Pentru realizarea

58

' METODE CHIMICE DE ANALIZA _ _ _ _ _ _

acestei valori de pH se lucrează în prezenţa tamponului NH3-NH4CI. Eriocrom negru T nu este un indicator adecvat pentru dozarea ionului Ca2* cu

EDTA, deoarece complexul Ca-lndîcator este instabH, proba de analizat fiind subti­trată. Indicatorul este utilizat la dozarea volumetrică a ionului Mg2* precum şi la deter­minarea durităţii apel (dozarea ionilor Ca2* plus Mg2*).

Murexidul tim punct de vedere acido-bazic este un acid organic polibazic slab. Murexidul formează complecşi coloraţi cu ionii: Ni2* (galben), Cu2* (portocaliu), Ca2* (roşu).

în funcţie de pH există trei forme ale indicatorului, diferit colorate:

H4lnd* H3ind2-*--5r H2lnd3'

pH<9 9<pH<11,5 pH>11,5

roşu-violet violet albastru-violet Murexidul se utilizează ca indicator la dozarea volumetrică a ionului Ca2* cu

EDTA la pH 1 i, când se înregistrează virajul indicatorului de la roşu la violet. Murexidul şi ericrom negru T sunt instabili în soluţie apoasă şi de aceea se

utilizează în stare solidă în amestec cu ciorură de sodiu.

4.2.1.5. VOLUMETRIA BAZATĂ PE REACŢII DE PRECIPITARE

Reacţii de precipitare Reacţiile analitice bazate pe procese de precipitare constituie o ramură de bază

a chimiei analitice. Un număr mare de separări, identificări şi dozări se bazează pe reacţii cu formare de precipitate.

Reacţiile cu formare de precipitate sunt procese chimice de echilibru care de­curg în sistem eterogen, format din două faze: faza solidă (precipitatul) şi faza lichidă (mediul lichid de reacţie). Precipitarea este completă în momentul în care între preci­pitatul format şi soluţia saturată se stabileşte un echilibru dinamic, când numărul ioni­lor care se depun pe suprafaţa precipitatului în unitatea de timp (la temperatură con­stantă) este egal cu numărul ionilor care trec în soluţie în aceeaşi unitate de timp.

Dacă notăm cu A_B„ sarea greu solubilă (precipitatul) formată în urma reacţiei de precipitare, iar ionii săi cu A"*, B™", în soluţia saturată va exista echilibrul:

(Am Bn)(„ s = = _ m A"*(,q) + n B%„

Aplicând legea acţiunii maselor la această reacţie de echilibru, rezultă

[AmB„]

Concentraţia fazei solide, AmB„, reprezintă o mărime constantă şi poate fi tre­cută în membrul stâng al relaţiei de mai sus obţinând:

K[ĂmBn] = P s = [ A " * ] m . ^ - ] n

Această relaţie reprezintă expresia generală a produsului de solubilitate (Ps) a unui electrolit greu solubil de forma A _ B „ .

Produsul de solubilitate este o mărime care indică posibilitatea de a trece un ion

59

CHIMIE ANALITICA

într-o fază greu solubilă. în funcţie de relaţia care există între produsul de solubilitate şi concentraţiile-ionilor în soluţie, soluţiile pot fi:

a) soluH nesaturate: [A** ]m • [_B~ ]* < P8

b) soluţii saturate: j/T ]M • { B 1 - ]" = P8

c) soluţii suprasaturate: [A"*]m •JB'""]" >P 8

Precipitatele se formează numai în cazul în care soluţia este suprasaturată. într-un astfel de sistem, când soluţia saturată a electrodului greu solubil se află

în contact cu faza solidă, dacă se modifică concentraţia unuia dintre ioni, echilibrul se va deplasa conform principiului lui Le Châtelier. Astfel, creşterea concentraţiei ionului A"* sau a ionului BM" conduce la formarea unei cantităţi suplimentare de precipitat iar scăderea concentraţiei ionilor conduce la solubiiizarea unei cantităţi de precipitat. Cele două procese au loc până la stabilirea unei noi stări de echilibru între ionii din soluţia suprasaturată şi ionii electrolitului greu solubil.

Analiza volumetrică utilizează reacţiile de precipitare pentru determinarea canti­tativă a diverşilor constituenţi, de regulă ioni.

în analiza volumetrică sunt utilizate numai reacţiile care conduc la precipitate practic insolubile, valoarea produsului de solubilitate să aibă o valoare cât mai mică, şi care decurg rapid. în cazul reacţiilor lente apare fenomenul de supratitrare datorită absorbţiei ionilor din reactivul de titrare la suprafaţa precipitatului. Din acest motiv, multe reacţii de precipitare, ca de exemplu titrarea ionilor metalici cu hidroxizi alcalini, nu sunt utilizate în practică.

Factorul care guvernează desfăşurarea completă a unei reacţii de precipitare este solubilitatea precipitatului. Cu cât un precipitat este mai greu solubil, cu atât reacţia de precipitare este mai completă la punctul de echivalenţă iar precizia de dozare va fi mai mare.

Cu toate că sunt cunoscute foarte multe reacţii de precipitare, nu toate sunt utilizate în volumetrie deoarece nu satisfac condiţiile menţionate mai sus. Cele mai utilizate reacţii de precipitare în analiza volumetrică sunt reacţiile de dozare ale halo-genilor (CI'.Br şi a pseudonatogenHor (RS",CN",SCN") cu ionul Ag* şi doza­rea ionului sulfat cu ionul Ba2*.

4.2.1.5.1. Dozări volumetrice bazate pe reacţii de precipitare

La dozarea ionului halogenură (X ) cu o soluţie de concentraţie cunoscută de azotat de argint are loc reacţia de formare a precipitatului:

X " M + A g r M - s = = AgXw

Pe măsură ce se adaugă reactivul de titrare, concentraţia ionului X' scade în mod treptat deoarece se formează compusul greu solubil AgX. La atingerea punctului de echivalenţă, concentraţia ionului X' nu poate fi zero, deoarece precipitatul AgX este

în echilibru cu ionii săi. Cantitatea de ioni X" din soluţie este determinată de valoarea produsului de solubilitate pentru compusul AgX, punctul de echivalenţă al

titrării fiind atins atunci când se atinge starea de echilibru pentru ionii din soluţia suprasaturată şi precipitat. La atingerea punctului de echivalenţă se constată o

modificare bruscă a concentraţiei ionului X" (figura 8). Adăugarea unui mic exces de

60

METODE CHIMICE DE ANALIZA

. VA(H«>jlm,>

Figura 8 - Curba de titrare a ionului X" cu azotat de argint

reactiv de titrare determină formarea unei cantităţi suplimentare de precipitat. Pe măsură ce scade concentraţia ionului de dozat şi concentraţia reactivului de

titrare se constată o scădere a saltului ia punctul de echivalenţă, determinând o detectare mai dificilă a acestuia.

Mărimea saltului la punctul de echivalenţă este influenţată şi de valoarea produ­sului de solubilitate. Cu cât solubilitatea precipitatului format este mai mică (Ps are o valoare cât mai mică), cu atât saltul înregistrat la punctul de echivalenţă va fi mai mare. Acest proces este ilustrat în figura 9 şi în figura 10, unde sunt prezentate o serie de curbe de titrare teoretice în funcţie de valoarea produsului de solubilitate.

Cu ajutorul acestor curbe, putem concluziona că dozarea ionilor CP, Br" şi r prin titrare cu o soluţie de AgNQ3 este cantitativă; dozarea ionului sulfat este canti­tativă prin titrare cu o soluţie ce conţine ionul Ba8*, semicantitativă cu Sr2* şi necan­titativă cu o soluţie de Caz*. ,

Se poate anticipa că se pot obţine rezultate bune la analiza amestecurilor T-Br" şi r - C r şi satisfăcătoare pentru amestecul B r - C r pentru care dife­renţele între produsele de solubilitate sunt scăzute.

Pentru dozarea ionului Cr se poate utiliza ca reactiv de titrare şi o soluţie de azotat mercuric:

2CI" + Hg(N03)2 -* HgCI2 + 2N0 3

Această metodă este caracterizată de o sensibilitate mărită precum şi de un salt calitativ la punctul de echivalenţă mult mai mare comparativ cu metoda titrării cu azotat de argint. Aceste avantaje sunt datorate valorii mult mai mici a produsului de solubilitate a clorurii mercurice (PS H ( f e C l ! =1,1-10"18). Datorită sensibilităţii şi preciziei de determinare a punctului de echivalenţă pe care o prezintă, această metodă este utilizată în laboratorul clinic pentru dozarea cloremiei.

61

-LOFLM , — ,

CHIMIE ANALITICA

49CX-1 Afli P,-8,3 1 0 "

i i g AgBr Ps-5,2 1 0 M

Afli P»-1,8 1 0 w

AgBr

AgCI

/

VA9N0>(ml>

Figura 9 - Curbele de titrare pentru dozarea ionilor I", Br şi cr cu o soluţie de AgNO,

-JOGLSOÎ]

VnKthi(ml)

Figura 10 - Curbele de titrare calculate pentru dozarea ionului SO2* cu soluţii de Ca2*, Sr2* şi Ba2*

4.2.1.5.2. Metode de determinare a punctului de echivalenţă

Cele mai utilizate metode de determinare a punctului de echivalenţă, în volume­tria bazată pe reacţii de precipitare, folosesc indicatori de culoare. Aceste metode se bazează pe formarea unui precipitat şi apariţia unei culori ia suprafaţa precipitatelor. Totuşi, în generai, aceste metode sunt utilizate la dozarea unor halogenuri şi pseudo-

62

METODE CHIMICE DE ANALIZĂ

halogenuri cu azotat de argint, reactivii chimici utilizaţi ca indicatori pentru aceste reacţii nefiind indicaţi şi pentru alte titrări bazate pe reacţii de precipitare.

Metoda Mohr Această metodă se bazează pe formarea unui precipitat la punctul de echiva­

lenţă fntre ionii indicatorului şi ion» de dozat, atunci când acesta atinge concentraţia corespunzătoare a punctului de echivalenţă. Pentru utilizarea acestei metode este necesar să aibă loc întâi precipitarea ionului de dozat cu reactivul de titrare şi apoi să se formeze cel de-al doilea precipitat.

De exemplu, la titrarea ionului de clor cu azotat de argint se utilizează ca indi­cator cromatul de sodiu. Procesele care au loc în cazul acestei dozări sunt:

Pe parcursul titrării: Ag*+CI"-> AgCI,,, Ps=1,8"IO"10

La punctul final: 2Ag++ C r O f - > Ag2Cr04(„ P s = t 1 - 1 0 _ , z

roşu

Cromatul de sodiu, care acţionează ca indicator, este adăugat în proba care conţine ionul de clor. Pentru a fi un indicator eficient, ionul cromat trebuie să reac­ţioneze cu ionul de argint atunci când în soluţie se atinge concentraţia ionului de argint corespunzătoare punctului de echivalenţă. în concluzie, în cursul titrării se formează un precipitat alb de ciorură de argint iar la punctul de echivalenţă se va

•forma un precipitat roşu de cromat de argint. Deoarece ionul cromat imprimă soluţiei o culoare galbenă, virajul de la galben

la roşu este sesizat cu o eroare destul de mare. Pentru a evita eroarea de titrare care apare datorită culorilor contrastante (galben-roşu) soluţia de cromat de potasiu trebuie să aibă o concentraţie scăzută. Din cauza preciziei scăzute de determinare a punctului de echivalenţă, metoda Mohr are o aplicabilitate restrânsă. Ea poate fi utilizată pentru dozarea ionilor CI" şi Br", dar nu şi pentru dozarea ionilor I" şi SCN".

Metoda Volhard Această metodă este utilizată la dozarea ionului de argint cu o soluţie standard

de tiocianat şi foloseşte ca indicator o soluţie care conţine ionul Fe3*. Indicatorul este adăugat în soluţia care conţine ionul de argint, pe parcursul titrării formându-se tiocia-nura de argint:

Ag* + SCN" = — AgSCN(s)

Adăugarea unui mic exces de reactiv de titrare determină apariţia bruscă a unei culori roşii datorate complexării ionului Fe3*:

Fe3* + SCN" = = = [Fe(SCN)F+

roşu

Această metodă se poate folosi şi la dozarea halogenurilor cu o soluţie stan­dardizată de azotat de argint, procedeul fiind bazat pe titrarea indirectă. Pentru a realiza o astfel de dozare, în soluţia care conţine ionul X" se adaugă un volum exact măsurat de soluţie standard de azotat de argint în exces. Ionii de argint nereacţionaţi (aflaţi în exces) sunt titraţi cu o soluţie standard de SCN", utilizând ca indicator ionul Fe3*.

63

CHIMIE ANALITICA

Comparând produsele de solubilitate pentru AgCI (1>8-10",°), AgBr (5.2-10"13), Agi (8,3•ICr'7) cu produsul de solubilitate pentru AgSCN (110"1 2) putem conclu­ziona că această metodă poate fi utilizată numai pentru dozarea ionilor Br" şi I". Deoarece produsul de solubilitate pentru ciorură de argint este mai mare decât cel al tiocianurii de argint, Tn cazul dozării ionului CI' eroarea înregistrată este foarte mare. Prin metoda Volhard pot fi dozaţi şi alţi anioni, care formează cu ionul de argint săruri greu solubile. .

Pentru ca erorile de dozare să fie cât mai mici se are In vedere ca solubilitatea sării de argint a anionului de dozat să fie mai mică decât cea a precipitatului de AgSCN. Metoda Volhard de determinare a punctului de echivalenţă, este utilizată şi pentru dozarea ionilor CN", SCN", CO2", CrO2", PO,", S2" şi BH,, ioni care for­mează cu ionul Ag* săruri insolubile. Deoarece în aceste reacţii de precipitare este implicat ionul Ag*, aceste metode de dozare se numesc şi metode argentometrice.

Metoda Fajans în cazul acestei metode, acţiunea indicatorului constă în apariţia sau dispariţia

unei anumite culori la suprafaţa precipitatului. Metoda Fajans utilizează indicatori de adsorbţie deoarece procedeul implică adsorbţia sau desorbţia indicatorului la supra­faţa precipitatului.

Indicatorii de adsorbţie sunt compuşi cu proprietăţi acide sau bazice care pot disocia, în funcţie de pH-ul mediului, conform ecuaţiilor:

H Ind = = _ H* + Ind"

Ind OH ====_ Ind* + HO"

Pentru dozarea ionului CI", cu o soluţie standardizată de azotat de argint, se utilizează ca indicator fluoresceina. în condiţii experimentale optime fiuoresceina se află în soluţie sub forma Ind". Pe parcursul titrării, ionii CI" din mediul de reacţie se acumulează pe suprafaţa precipitatului de AgCI determinând apariţia unui strat pri­mar de ioni de clor, cu sarcină negativă:

Astfel, forma anionică a fluoresceinei va imprima soluţiei o fluorescentă verde-gălbui.

După atingerea punctului de echivalenţă, primul exces de ioni Ag* va fi adsorbit la suprafaţa precipitatului determinând formarea unui strat primar de ioni de argint, de sarcină pozitivă:

cr or +cr

A 9 + Ag*

64

METODE CHIMICE PE ANALIZĂ

Imediat, antonii de fluoresceină vor acţiona ca nişte contratoni şi vor fi adsorbiţi la suprafaţa precipitatului determinând colorarea precipitatului fn roz-roşu. Pentru obţinerea unor erori cât mai mici este necesar ca particulele de precipitat să fie cât mai mici şi să se găsească într-o stare de dispersie avansată, tn mod ideal, parti­culele trebuie să se menţină în această stare în mod uniform, pe parcursul titrării iar adsorbţia indicatorului să fie puternică.

Cu ajutoul unui indicator adecvat, prin metoda Fajans se poate determina punctul de echivalenţă pentru un număr foarte mare de dozări, câteva dintre acestea fiind prezentate în tabelul 8.

Tabelul 8 Indicatori de adsorbţie utilizaţi în volumetria bazată

pe reacţii de precipitare

Indicator Ionii de dozat Reactivul de dozare

Albastru de bromfenol SCN", CI", Br", r A g N 0 3 Albastru de bromfenol Br" Hg2(N03)2

Albastru de bromfenol

Hgf SCN", CI", Br" Roşu Congo SCN", CI", Br", 1" AgNCv, Diclorfluoresceină CI", Br", 1" A g N 0 3

Difenilcarbazonă CN", Br", SCN" A g N 0 3 Difenilcarbazonă c r Hg(N03)2

Albastru de bromtimol SCN- A g N 0 3

Eozină Br", r , SCN" Ag+

Fluoresceină Cr, Br", r, SCN", [Fe(CN)6]4- Ag+ Fluoresceină

so2- Ba(OH)2

Determinarea punctului de echivalenţă în volumetria bazată pe reacţii de preci­pitare necesită un control riguros ai condiţiilor experimentale. Alegerea incorectă a indicatorului şi a condiţiilor de reacţie, determină modificarea de culoare la un mo­ment aflat mult prea departe de punctul de echivalenţă şi deci, la apariţia unor erori de titrare. Din această cauză, pentru detectarea punctului de echivalenţă, sunt utili­zate metode instrumentale, cum sunt cele potenţiometrice.

65

CHIMIE ANALITICA

4.2.2. ANALIZA GRAVIMETRICĂ

Gravimetria cuprinde totalitatea metodelor chimice de analiză cantitativă care, pentru determinarea unuia sau a mai multor consituenţi din probă, utilizează sepa­rarea acestora sub formă de compuşi greu solubili. Precipitatul se prelucrează astfel încât să fie puf, să fie adus la o formă stabilă de compoziţie bine definită. Prin cântă­rire se determină masa precipitatului şl din relaţia stoechiometrică ce există între masa produsului obţinut, şi masa constituentului analizat se determină conţinutul tn constituent al probei. -

Principalele operaţii utilizate în analiza gravimetrică Analiza gravimetrică presupune o succesiune de operaţii dintre care mai impor­

tante sunt: - pregătirea substanţei pentru analiză şi luarea probei; - aducerea probelor în soluţie; - precipitarea; - filtrarea şi spălarea precipitatelor; - cântărirea; - calcularea rezultatelor. Pregătirea substanţelor în vederea analizei se face în aşa fel încât proba să

reprezinte compoziţia medie a masei de material analizat. Dacă materialele analizate sunt gaze, soluţii sau substanţe solide omogene de granulaţie mică, luarea probei nu prezintă dificultăţi; condiţia care se pune este ca proba să conţină o cantitate sufici­entă din componentul ce urmează a fi determinat. Prelevarea probelor din materiale neomogene se face în aşa fel încât conţinutul lor să corespundă conţinutului mediu al materialului.

Aducerea probelor solide în soluţie se realizează cu diverse substanţe numite dizolvanţi (solvenţi), care se aleg în funcţie de compoziţia şi structura materialelor ce se dizolvă. Cei mai utilizaţi agenţi de dizolvare sunt: acizii, bazele, complexanţii.

Precipitarea este operaţia prin care constituentul analizat este trecut într-o for­mă greu solubilă. Reactivii utilizaţi se numesc agenţi de precipitare.

Precipitatele utilizate în analiza cantitativă trebuie să îndeplinească următoarele condiţii:

- să fie practic insolubile; - să prezinte o structură morfologică care să permită o filtrare rapidă şi o spă­

lare de impurităţi practic completă; - să posede sau să se transforme într-un produs cu o compoziţie bine definită,

cu formulă cunoscută; - prin uscare sau calcinare să capete o formă stabilă, de compoziţie cunos­

cută; - conţinutul componentului analizat în precipitat trebuie să fie cât mai mic posi­

bil, astfel încât erorile ce intervin să fie neglijabile. Filtrarea este operaţia prin care se realizează separarea fazei solide cu ajutorul

materialelor poroase numite filtre. Materialele din care se confecţionează filtrele sunt: hârtia, porţelanul poros,

sticla poroasă, azbestul. Spălarea precipitatelor are drept scop îndepărtarea impurităţilor reţinute la su­

prafaţa precipitatului şi de către masa filtrantă. Compoziţia lichidelor de spălare se

66

METODE CHIMICE DE ANALIZĂ

alege Tn general în funcţie de solubilitatea şi structura precipitatului. Uscarea şl calc/narea precipitatelor se efectuează pentru îndepărtarea, prin

volatilizare, a urmelor de solvenţi sau a produşilor volatili precum şi în scopul tran­sformării chimice a precipitatului cu eliminarea unor componenţi.

Operaţia de uscare se efectuează la temperaturi care variază între 20°C şi 400°C.

Calcinarea se efectuează la temperaturi ridicate (400-1200°C) şi implică, în unele cazuri, transformări chimice ale precipitatului.

Cântărirea în analiza gravimetrică trebuie să fie cât se poate de exactă şi precisă. în acest scop sunt utilizate balanţele analitice.

Calcularea rezultatelor se efectuează cunoscând cantitatea de substanţă solidă deţinută (forma cântărită) şi relaţia de masă existentă între componentul analizat şi substanţa cântărită:

x - masa componentului ce se determină m = masa substanţei solide cântărite M» = masa rr Seculară (atomică) a componentului ce se determină Mc • masa moleculară a substanţei solide cântărite

Procedeele gravimetrice se utilizează în special pentru determinarea unor spe cii anorganice şi mai rar pentru cele organice.

67

5. METODE FIZICO-CHIMICE DE ANALIZĂ

Metodele fizico-chimice de analiză permit decelarea componentului de dozat, fn mod indirect, prin determinarea cu ajutorul unor aparate a caracteristicilor fizice cum sunt: absorbţia luminii, intensitatea culorii, conductibilitatea electrică, indicele de re­fracţie, diferenţa de potenţial etc.

Deoarece metodele fizico-chimice de analiză necesită utilizarea unei aparaturi speciale, necesare determinării unei proprietăţi fizice a sistemului de analizat, sunt cunoscute şi sub numele de metode instrumentale.

5 . 1 . CLASIFICAREA M E T O D E L O R FIZICO-CHIMICE DE ANALIZĂ

A. Metode optice. Metodele optice se bazează pe modul în care reacţionează proba de analizat sub acţiunea unei radiaţii electromagnetice. Proprietăţile optice care pot fi corelate cu concentraţia sunt: absorbţia sau emisia de energie radiantă, dispersia energiei radiante, modificarea direcţiei de propagare a radiaţiei electromag­netice, modificarea sau devierea planului luminii polarizate.

Aparatele necesare acestor determinări implică, în general, utilizarea lentilelor, oglinzilor, prismelor, reţelelor de difracţie.

B. Metode electrochimice. Metodele electrochimice au ca fundament studiul fenomenelor care au loc la trecerea curentului electric prin proba de analizat. Aceste metode necesită determinarea unor mărimi electrice ca: diferenţă de potenţial, inten­sitatea curentului electric, rezistenţă electrică şi tensiune. Pentru determinarea mări­milor electrice se folosesc diverse aparate de măsură şi control ca: ampermetre, volt-metre, galvanometre, wattmetre etc.

C. Metode de separare. Metodele de separare au ca suport principal, depla­sarea moleculelor materialului de analizat sub acţiunea unei forţe care poate fi: gravi­taţională (ultracentrifugarea), electrocinetică (electroforeza) şi hidrodinamică (croma­tografia). Aceste metode sunt utilizate atât în analiza calitativă şi cantitativă, cât şi în scopul purificării materialului de analizat.

Esenţa analizelor fizico-chimice constă în studiul relaţiilor dintre compoziţie şi proprietăţile fizice ale sistemelor chimice aflate la echilibru, rezultatele fiind exprimate prin diagrame de tipul "compoziţie-proprietăţi". Determinarea cantitativă a compo­nentului de analizat printr-o metodă fizico-chimică implică determinarea unei mărimi caracteristice a sistemului, mărime care poate fi corelată cu concentraţia.

Deoarece în majoritatea cazurilor determinarea concentraţiei (masei) compo-

METODE FIZICO-CHIMICE DE ANALIZĂ

nentuiui de analizat, Tn funcţie de o anumită proprietate fizică a sistemului, necesită existenţa unui etalon, metodele fizico-chimice de analiză sunt metode relative, exacti­tatea lor depinzând de exactitatea preparării etalonului şi de exactitatea etalonării aparatului.

în comparaţie cu metodele chimice de analiză, metodele fizico-chimice se caracterizează prin rapiditate de execuţie, sensibilitate şi selectivitate ridicată. Exacti­tatea acestor metode este superioară metodelor chimice obişnuite, pe domenii mici de concentraţie şi inferioare metodelor chimice pe domenii mări de concentraţie.

5.1.1. METODE OPTICE DE ANALIZĂ. SPECTROSCOPIA

Spectroscopia se bazează pe studiul absorbţiei şi emisiei de radiaţii de către materie. Un mod foarte simplu de a aprecia absorbţia unei radiaţii este culoarea prezentată de o substanţă care absoarbe o radiaţie din domeniul vizibil. Dacă radiaţia absorbită se află în regiunea roşie a spectrului, radiaţia transmisă se va afla în regiunea albastră a spectrului şi substanţa va prezenta culoarea albastră. în mod similar, substanţele care emit radiaţii prezintă o anumită culoare dacă radiaţia emisă se află în domeniul vizibil.

Determinarea intensităţii sau a lungimii de undă a radiaţiei absorbite sau emise constituie fundamentul metodelor spectroscopice de analiză calitativă şi cantitativă.

Spectroscopia de absorbţie este utilizată frecvent în analiza cantitativă (prin determinarea intensităţii radiaţiei absorbite) dar se poate utiliza şi în unele determi­nări calitative (prin determinarea lungimii de undă a radiaţiei absorbite).

Spectroscopia de emisie este utilizată în determinări calitative şi are o aplicabili­tate mai restrânsă în determinările cantitative deoarece emisia este condiţionată de modul în care a fost indusă.

Studiul lungimii de undă a radiaţiei emise sau absorbite de un atom sau de o moleculă va conferi informaţiile necesare unei analize calitative, aceste tehnici fiind cunoscute sub numele de spectroscopie calitativă. Determinarea cantitativă a radia­ţiei absorbite sau emise va furniza informaţii despre numărul de particule implicate în proces şi stă la baza analizelor cantitative, cunoscute sub numele de spectroscopie cantitativă.

Domenii spectrale Lumina sau radiaţia electromagnetică prezintă un caracter dual: de undă şi de

particulă. Natura ondulatorie a luminii explică o serie de fenomene optice, cum sunt: reflexia, difracţia, interferenţa şi difuzia lumini Natura corpusculară a luminii explică procesele de emisie şi absorbţie a radiaţiei electromagnetice de către atomi şi mole­cule.

Lumina este reprezentată de particule (fotoni) de masă m care se deplasează cu viteza c ( 3 - 1 0 8 m/s) şi posedă o undă asociată, de lungime de undă X şi frec­venţă v. Relaţia dintre natura corpusculară şi ondulatorie a luminii este relevată de relaţia lui Planck:

E = hv = mc2

unde, hreprezintă constanta lui Planck şi are valoarea 6 . 6 3 - 1 0 " 2 7 erg-s. între lungimea de undă a unei radiaţii şi masa m a particulei asociate există

relaţia:

69

CHIMIE ANALITICA

m c

înlocuind produsul mc în relaţia lui Planck se obţine relaţia existentă între energia unei particule (E) şi lungimea sa de undă l:

E - h . £ X.

Din expresia obţinută se poate observa relaţia de inversă proporţionalitate care există între energie şi lungime de undă.

în funcţie de lungimea de undă, radiaţiile electromagnetice au fost împărţite în domenii spectrale. în figura 11 sunt prezentate domeniile spectrale şi implicaţiile pe care le prezintă la nivel molecular absorbţia unei radiaţii electromagnetice de către materie.

r — ~ " T Tranziţii ale ; electronilor .

de pe straturile • interne j

Tranziţii ale electronilor de valenţă

Vibraţii moleculare

Rotaţii moleculare

Figura 11 - Clasificarea radiaţiilor electromagnetice

70

METODE FIZICO-CHIMICE DE ANALIZA

- 5.1.1.1. SPECTROSCOPIA ÎN ULTRAVIOLET Şl VIZIBIL (FOTOMETRIA)

5.1.1.1.1. Absorbţia moleculară în ultraviolet şi vizibil

în stare fundamentală, moleculele se caracterizează printr-un nivel energetic scăzut. Absorbţia unei cuante determină trecerea moleculei într-o stare excitată caracterizată de un nivel energetic crescut:

M + h v - + M *

Moleculele aflate în stare excitată (M*) au o stabilitate scăzută, în medie 10-* s, după care revine la starea fundamentală M prin emisie de energie neradiantă.

M* -» M+energie neradiantă

Trecerea moleculei din stare fundamentală în stare excitată este dependentă de structura electronică, tipul orbitalilor ce participă la formarea legăturii, natura legăturii chimice, interacţiunea moleculei cu moleculele învecinate etc.

Absorbţia unei radiaţii din această regiune a spectrului determină tranziţii ale electronilor aflfţi pe orbitali moleculari pe orbitali foarte bogaţi în energie numiţi orbi­tali de anti-legătură. Tranziţiile electronice care pot apărea la absorbţia cuantelor din domeniul vizibil şi ultraviolet depind de natura orbitalilor implicaţi în procesul de tran­ziţie (figura 12).

o. * ORBITALI DE ANTILEGÂTURÂ

Tt* ..

n ORBITALI DE NELEGĂTURÂ

n ORBILTAU DE LEGÂTURÂ

O

Figura 12 - Tipuri de tranziţii electronice

Se poate observa că cea mai mare energie necesită tranziţiile de tip o - a * caracteristice legăturilor covalente simple (exemplu: hidrocarburile saturate). Aceste tranziţii apar în regiuni de lungimi de undă sub 140 nm. Orbitalii de nelegătură, ocupaţi cu electroni neparticipanţi (electroni p), cum sunt cei de fa atomii de N, O, S şi halogeni legaţi covalent, se excită mai uşor determinând tranziţii n - > n * şi n -> a *. în combinaţiile chimice ce conţin legături multiple au loc tranziţii n -> it * şi n -> 7t * care necesită energii mai mici. Din acest motiv aceste combinaţii absorb la lungimi de undă mai mari.

Electronii ce participă la formarea legăturilor duble sau triple, din moleculele organice se excită uşor şi de aceea moleculele ce conţin astfel de legături prezintă maxime ce se folosesc în analiză.

Grupările funcţionale ce prezintă legături multiple şi absorb în ultraviolet şi vizibil

71

CHIMIE ANALITICA

se numesc cromofori. Lungimea de undă a benzii de absorbţie este dependentă de conjugarea grupărilor cromofore, de geometria moleculei şi de natura substituenţilor.

5.1.1.1.2. Legea Lambert-Beer

Dacă o radiaţie străbate un sistem absorbant, o parte din intensitatea radiaţiei incidente (i0) este absorbită (l.) iar cealaltă parte va trece prin sistem fiind transmisă (I.) (figura 13).

L ) PROBA

Figura 13 - Absorbţia radiaţiei

Conform legii conservării energiei, intensitatea radiaţiei incidente va fi egală cu suma intensităţii radiaţiei absorbite şi a radiaţiei transmise:

Una din legile fotometriei (Bouguer-Beer) stabileşte că intensitatea radiaţiei absorbite este proporţională cu grosimea stratului de substanţă (d):

l . - d

Legea lui Beer stabileşte că intensitatea radiaţiei absorbite de un sistem absor­bant, variază proporţional cu numărul de particule, deci variază proporţional cu con­centraţia (c):

l , - c

Aceste două legi pot fi exprimate prin relaţia:

I, = l6 • 10-***; e - coeficient molar de absorbţie

Conform legii Lambert, intensitatea radiaţiei absorbite este independentă de intensitatea radiaţiei incidente.

Logaritmul zecimal al raportului y\, se notează cu A şi se numeşte absorbantă:

METODE FIZICO-CHIMICE DE ANALIZĂ

A = lgk

înlocuind pe I, tn expresia absorbantei obţinem relaţia matematică a legii Lambert-Beer:

to^-e-c-d • . . . ' - ;-

Conform legii Lambert-Beer, absorbanta este direct proporţională cu concen­traţia particulelor absorbante (c) şi cu grosimea stratului de substanţă (d):

A-s-c-d Deoarece tn cursul determinărilor grosimea stratului de substanţă se păstrează

constantă se poate considera că absorbanta variază direct proporţional cu concen­traţia: •

A = k c ; k • constantă de proporţionalitate

Absorbanta este maximă la o anumită lungime de undă, caracteristică pentru fiecare substanţă.

Dacă determinările se efectuează în domeniul vizibil absorbanta se notează cu E şi poartă numele de extincţie iar pentru determinări efectuate în ultraviolet se notează cu DO şi se numeşte densitate optică.

Legea Lambert-Beer este valabilă numai pentru o radiaţie monocromatică, în soluţii diluate (<10"2 mol/l), putându-se aplica între anumite limite de concentraţie. Creşterea concentraţiei particulelor absorbante peste o anumită limită conduce la abateri de la legea de directă proporţionalitate (figura 14). Aceste abateri sunt deter­minate de modificări structurate, deplasări de echilibru chimic, procese de disociere, formare de complecşi etc.

0,1 %

Concentraţi*

Figura 14 - Abateri de ia relaţia de directă proporţionalitate pentru concentraţii mai mari decât cele admise

73

CHIMIE ANALITICA

Abateri de la legea Lambert-Beer pot să apară şi datorită condiţiilor experi­mentale: impuritatea radiaţiei, determinarea greşită a drumului optic, neparalelismul radiaţiei, răspunsul neliniar al detectorului.

5.1.1.1.3. Aplicaţiile spectroscopiei moleculare în ultraviolet şi vizibil

Metodele spectrofotometrice de absorbţie moleculară în UV şi VIS se utilizează în aproape toate domeniile pentru efectuarea analizelor calitative şi cantitative.

Analize calitative. Utilizarea spectrofotometriei de absorbţie în UV şi VIS în ana­liza calitativă constă în compararea spectrelor de absorbţie obţinute pentru substanţa de analizat cu spectrele de absorbţie ale unor substanţe etalon. în acest scop trebuie să se ia în consideraţie următoarele criterii:

- prezenţa unor maxime şi minime; - intensitatea relativă a benzilor; - lungimile de undă corespunzătoare maximelor. în figura 15 sunt prezentate spectrele de absorbţie pentru proteine (A) si ADN

(B).

Absorbantă (DO)

Absorbantă (DO) B

260 280 300 nm. 200 250 300 nm

Figura 15 - Spectrele de absorbţie în UV pentru proteine (A) şi ADN (B)

Analiza cantitativă. La baza determinărilor cantitative în spectrofotometria de absorbţie moleculară stau următoarele principii:

- fiecare substanţă prezintă o bandă de absorbţie caracteristică, iar determi­narea absorbantei se va face la lungimea de undă X^ care corespunde absorbţiei maxime (figura 16);

- absorbţia variază direct proporţional cu concentraţia substanţei într-un anumit interval.

Pentru efectuarea unei analize cantitative (determinarea concentraţiei) există mai multe metode dintre care amintim:

1) metoda grafică: constă în construirea curbei de etalonare a dependenţei absorbantei în funcţie de concentraţie. Pentru realizarea curbei este necesar sâ se prepare scale de soluţii de concentraţii cunoscute din substanţa de dozat numite soluţii etalon, pentru care se determină absorbanta;

2) metoda cu o solupe etalon constă în compararea absorbantei soluţiei etalon cu absorbanta probei de analizat;

74

METOOE FIZICO^HIMICE DE ANALIZA

Absorbanţi

A m a - X

Figura 16 - Dependenţa absorbantei de lungimea de undă

3) calculul concentraţiei din relaţia lui Beer: cunoscând valoarea coeficientului molar de absorbţie, grosimea stratului de substanţă şi absorbanta se determină con­centraţia din expresia:

A c - — -

e d

Aparatură Pentru determinarea absorbantei se utilizează aparate numite spectrofotometre.

Aceste aparate sunt capabile să producă radiaţii cu lungimi de undă definite şi carac­teristice şi să determine intensitatea radiaţiei absorbite. Schema generală a unui spectrofotometru este redată în figura 17:

Sursă de radiaţii

11 — ) •

11 /

11 Monocromator Cuvă Detector înregistrator

Figura 17 - Componentele unui spectrofotometru

Cele mai simple spectrofotometre sunt cele destinate determinărilor în domeniul vizibil şi sunt numite fotocolorimetre.

Sursa de radiaţii pentru domeniul vizibil o constituie o lampă de tungsten; pen­tru domeniul ultraviolet se utilizează lămpi de descărcare în hidrogen sau deuteriu sau lămpi cu vapori de mercur.

75

CHIMIE ANALITICA

Monocromatorul are rolul de a separa radiaţia policromatică în radiaţii mono-cromatice şi de a selecta radiaţia monocromatică adecvată. Cei mai utilizaţi mono-cromatori sunt prismele şi reţelele de difracţie.

Cuvele pentru probă trebuie să fie confecţionate din materiale transparente în domeniul lungimii de undă analizate. Oin acest motiv pentru domeniul vizibil se utili­zează cuve de sticlă iar pentru domeniul ultraviolet cuve de cuarţ.

Detectoarele cele mai utilizate sunt celule fotoelectrice pentru domeniul vizibil şi fotomultiplicatoare pentru ultraviolet. .

5.1.1.2. SPECTROSCOPIA DE ABSORBŢIE ATOMICĂ

Absorbţia unei cuante de energie de către atomi determină tranziţii electronice. Comparativ cu tranziţiile electronice care au loc la nivel molecular, aceste tranziţii sunt limitate ca număr şi sunt asociate cu un număr restrâns de linii de absorbţie. Radiaţia cea mai puternic absorbită corespunde ia o tranziţie electronică de la starea fundamentală la starea excitată şi este cunoscută ca linie de rezonanţă. Benzile de absorbţie sunt corespunzătoare excitării electronilor de valenţă, energia necesară tranziţiilor fiind diferită de la un element la altul.

Spectroscopia de absorbţie atomică este o metodă de determinare a concentra­ţiei unui element, prin măsurarea absorbţiei unei radiaţi) caracteristice de către atomii elementului aduşi în stare gazoasă. Absorbţia radiaţiei respectă legea Beer fiind di­rect proporţională cu numărul de atomi din unitatea de volum şi cu grosimea stratului de substanţă:

A = * k N d unde: '

N = numărul de atomi din unitatea de volum d • grosimea stratului de substanţă Deoarece absorbţia nu este dependentă de temperatură şi de energia de exci­

tare, procedeul cel mai simplu de a trece b substanţă în stare atomică constă în încălzirea acesteia la o temperatură ridicată. Din acest motiv, în spectroscopia de absorbţie atomică cuvele cu soluţie sunt înlocuite cu flacăra în care se atomizează proba. Dacă un fascicul de lumină albă trece printr-o astfel de flacără, atomii aflaţi în stare fundamentală vor absorbi o radiaţie de lungime de undă caracteristică pentru fiecare element, absorbţiile fiind reflectate în radiaţia transmisă.

Spectroscopia de absorbţie atomică poate fi utilizată în analiza calitativă prin determinarea lungimii de undă a radiaţiei absorbite precum şi în analiza cantitativă prin determinarea intensităţii radiaţiei absorbite.

Schema unui spectrofotometru de absorbţie atomică este redată în figura 18. Sursele de radiaţii utilizate în spectroscopia de absorbţie atomică sunt, în gene­

ral, lămpi cu catod scobit (cavitar). Acestea sunt alcătuite dintr-un catod în formă de U construit din elementul ce urmează a fi determinat şi dintr-un anod de wolfram. Electrozii sunt plasaţi într-un tub de sticlă încărcat cu un gaz inert.

Sursele de excitare de sensibilitate mare sunt tuburile de excitare cu micro­unde, fără electrozi. Atomizoarele cele mai utilizate sunt arzătoarele cu flacără. Spec-trofotometrele de înaltă rezoluţie utilizează dispozitive de atomizare fără flacără care prezintă avantajul utilizării unui spaţiu închis sau semideschis, în scopul atomizării, evitând fenomenul de diluare spaţială a atomilor.

Cu ajutorul acestei metode se pot determina aproximativ 60 de elemente.

76

METODE FIZICO-CHIMICE DE ANALIZĂ

Modulator Flacăra

Monocromator Detector

Probă

Sursă de radiaţii

Combustibil

Figura 18 - Componentele unui spectrofotometru de absorbţie atomică

5.1.1.3. SPECTROSCOPIA DE EMISIE ATOMICĂ

Absorbţia de energie termică de către un atom, determină trecerea atomului din starea fundamentală (A) într-o stare excitată (A*). Această trecere se produce dato­rită tranziţiilor, elctronice de pe straturi cu energie.joasă pe straturi cu energie înaltă. Atomii excitaţi revin la starea iniţială prin emisia unei cuante de lumină hv.

Principiul de obţinere al emisiilor atomice se poate exprima schematic în felul următor:

La baza analizei spectrale de emisie atomică stau două principii: 1. atomii fiecărui element sunt caracterizaţi prin linii spectrale specifice; 2. intensitatea fiecărei linii spectrale depinde de concentraţie, fiind direct propor­

ţională cu concentraţia, şi de temperatură. Primul principiu stă la baza analizei calitative iar cel de-al doilea la baza analizei

cantitative. Pentru realizarea spectroscopiei atomica de emisie este necesară îndeplinirea

următoarelor etape: - atomizarea probei şi excitarea atomilor în vederea emisiei de radiaţii; - separarea spectrală a radiaţiilor emise şi determinarea intensităţii Ion - compararea radiaţiilor emise cu liniile caracteristice ale unor probe standard

în care elementele corespunzătoare se găsesc în concentraţii cunoscute.

Emisia atomică în flacără. Spectroscopia de emisie în flacără este un domeniu special al spectroscopiei de emisie, în care, pentru excitarea atomilor se utilizează o flacără.

La pulverizarea unei soluţii în flacără au loc următoarele procese: evaporarea solventului, trecerea în stare de vapori a compusului de analizat şi disocierea sa în

A + energie termică

A* A + hv

77

CHIMIE ANALITICA

atomii componenţi, excitarea atomilor şi emiterea de radiaţii caracteristice de către atomii excitaţi.

Aparatul utilizat se numeşte flamfotometru iar metoda se mai numeşte şi flam-fotometrie. Schema unui flamfotometru este redată în figura 19.

Detector

Proba

Combustibil

Sursa de căldură

Figura 19 - Componentele unui flamfotometru

Temperatura realizată in flacără este dependentă de tipul combustibilului şi oxidantului utilizat. în tabelul 9 sunt prezentaţi cei mai folosiţi combustibili şi oxidanţi precum şi domeniile de utilizare.

Tabelul 9 Combustibili utilizaţi în spectroscopia de emisie atomică

COMBUSTIBIL OXIDANT TEMPERATURĂ °C OBSERVAŢII

Propan aer 1900°C

temperatura scăzută determină excitarea unor atomi uşor exci-tabiii ca: Na, Li, K şi Ca Butan aer

1900°C temperatura scăzută determină excitarea unor atomi uşor exci-tabiii ca: Na, Li, K şi Ca

Acetilenă aer 2300°C

temperatură medie corespunză­toare majorităţii emisiilor; se pot excita şi atomii de Mg, Mn şiSr

Acetilenă oxid de azot 3000°C

temperatura ridicată determină excitarea elementelor retractile ca P

Principala aplicaţie a emisiei în flacără este determinarea cantitativă a ele­mentelor alcaline şi alcalinopământoase la concentraţii având limita inferioară la 0,1 ng/ml. în laboratorul clinic metoda este utilizată pentru dozarea ionului Na* din ser sanguin şi urină.

78

METODE FIZICO-CHIMICE DE ANALIZA

Emisia tn plasmă Plasma este produsă prin cuplarea unui gaz ionizabil cu câmpul electric ai unei

surse de microunde; electronii cu viteză mare ionizează gazul producând plasma. Faţă de flacără, temperatura în plasmă este mult mai ridicată şi excitarea atomilor mai puternică, ceea ce determină creşterea sensibilităţii.

5.1.1.4. SPECTROSCOPIA DE FLUORESCENTĂ ATOMICĂ

Spectroscopia de fluorescentă atomică este o combinaţie între procesele de ab­sorbţie şi emisie a luminii. Procesul de fluorescentă constă în absorbţia unei radiaţii luminoase de către un atom aflat în starea fundamentală (A) şi trecerea într-o stare excitată (A*). Revenirea atomului la starea fundamentală se face prin emisia unei radiaţii de o anumită lungime de undă. Schematic procesul de fluorescentă poate fi redat astfel:

A + hX. - A* A + h?„,

în spectroscopia de fluorescentă este analizată radiaţia emisă (h>.,), după ce specia atomică a fost excitată cu o radiaţie de o anumită lungime de undă. în figura 20 este prezentată schema de principiu a unui spectrometru de fluorescentă atomică. Trebuie subliniat faptul că sursa este plasată ortogonal faţă de axele optice ale sistemului iar radiaţia este modulată pentru a se detecta numai radiaţia de rezonanţă a probei, provocată de către sursă.

S'.-rsic** Proba radiaţii !

Figura 20 - Elementele componente ale unui spectrograf de fluorescentă

79

CHIMIE ANALITICA

Ca sursă de radiaţie se utilizează lămpi de cuarţ care conţin argon şi metalul de analizat numite lămpi de descărcare fără electrozi.

Metoda spectroscopiei de fluorescentă atomică este utilizată pentru determina­rea unor anumite metale din fluidele metabolice. Metodele de analiză calitativă şi cantitativă utilizate sunt aceleaşi cu cele folosite în cazul emisiei atomice.

5.1.2. METODE ELECTROCHIMICE DE ANALIZĂ

Metodele electrochimice de analiză se caracterizează prin folosirea în analiza calitativă şi cantitativă a unor mărimi electrice ca: diferenţă de potenţial, intensitatea curentului electric, cantitatea de energie electrică consumată ta electroliză etc. în general, metodele electrochimice de analiză se bazează pe studiul fenomenelor ce au loc la trecerea curentului electric prin soluţii de electroliţi (oxidare, reducere, des­compunere electrochimică).

Denumirea metodelor electrochimice de analiză derivă de regulă de la mărimea electrică determinată.

Potenţiometria urmăreşte diferenţa de potenţial dintre doi electrozi imersaţi în soluţia de analizat;

Conductometria se bazează pe determinarea conductivităţii soluţiei; Polarografia studiază curentul de difuziune rezultat prin polarizarea unui elec­

trod special; Electrogravimetria se bazează pe determinarea prin cântărire a masei de sub­

stanţă depusă prin electroliză.

CELULE ELECTROCHIMICE Celulele electrolitice La aplicarea unei diferenţe de potenţial între doi electrozi imersaţi într-o soluţie,

soluţia va fi traversată de un curent electric care va genera reacţii chimice care nu au loc în mod spontan. Proprietăţile electrice ale soluţiei determină relaţia dintre voltajul aplicat şi cantitatea de curent ce traversează soluţia şi stau la baza metodelor con-ductometrice şi polarimetrice. Schema unei celule electrolitice este redată în figura 21 A.

Celule galvanice Celulele galvanice (pile electrice) generează energie electrică în urma unor

reacţii chimice care au loc în mod spontan. în aceste celule, natura chimică a elec­trozilor şi soluţiilor conduce la reacţii chimice care au loc la electrozi şi care gene­rează energie electrică fără a avea nevoie de un voltaj extern (figura 21 B). O formă restrictivă a celulelor galvanice este utilizată în potenţiometrie, metodă în care între electrozi nu este aplicat un voltaj exterior şi nu trece un curent electric, dar se dez­voltă un potenţial relativ în soluţie dependent de natura electrozilor şi soluţiei.

5.1.2.1. METODE POTENŢIOMETRICE (POTENŢIOMETRIA)

Potenţiometria este o metodă de analiză care se bazează pe măsurarea diferenţei de potenţial care apare între un electrod indicator şi un electrod de referinţă, la imersarea electrozilor în soluţia de analizat.

80

METODE FIZICO-CHIMICE DE ANALIZA

M M* N*

captare de electroni

eliberare de electroni

A B

Figura 21 - Schema unei celule electrolitice (A) şi a unei celule galvanice (B)

în mod uzual, electrodul indicator este constituit dintr-un metal nobil (Pt, Ag) şi are rolul de a capta electronii care participă la reacţie. Ca electrozi indicatori se pot utiliza şi electrozi de cărbune sau electrozi membrană ion-selectiv, pentru cationi sau anioni, iar în pH-metrie electrodul de sticlă sau de platină pretratat.

Electrozii de referinţă cei mai utilizaţi sunt electrodul de calomel şi electrodul Ag-AgCI.

Electrodul de calomel este alcătuit dintr-un fir de platină care face contactul electric cu un electrod care este alcătuit dintr-o pastă de mercur metalic, ciorură mer-curică (calomel) şi ciorură de potasiu (figura 22). Tubul de sticlă în care se află firul de platină şi pasta de calomel este umplut pe jumătate cu o soluţie saturată de ciorură de potasiu şi are rolul de a întreţine contactul electric direct cu dopul poros.

Cele mai cunoscute aplicaţii ale potenţiometriei sunt determinarea pH-ului şi stabilirea punctului de echivalenţă în volumetrie.

5.1.2.1.1. Determinarea pH-ului

Cea mai utilizată metodă de determinare a pH-ului este metoda cu electrod de sticlă. Acest electrod este constituit dintr-un electrod Ag-AgCI imersat într-o soluţie de referinţă de acid clorhidric (0,1M), conţinută într-o membrană de sticlă (figura 23 A). Membrana este confecţionată dintr-o sticlă specială, în mod uzual un alumino-silicat hidratat conţinând ioni de sodiu sau calciu. Această membrană este permea­bilă selectiv pentru ionii de hidrogen. Potenţialul dezvoltat la suprafaţa membranei este proporţional cu concentraţia ionilor de hidrogen din soluţia testată şi comparat cu soluţia acidă de referinţă din interiorul electrodului. Acest potenţial poate fi deter­minat faţă de electrodul de referinţă (electrodul de calomel) cu ajutorul unui voltmetru de impedanţă înaltă. Pentru înlesnirea operaţiei electrodul de sticlă este de cele mai

81

CHIMIE ANALITICA

Fir „platina

Figura 22 - Electrodul saturat de calomel

Marcur

Pasa

Soluţia saturată da cloruri da potasiu

Cloruri da pot—• lu solidă

Dop poros

Electrod da Ag-AgCI

Figura 23 - A. Electrodul de sticlă

Sotuţte interni da rafarlnţi do HCI 0,1*1

Mombrani de sticli

multe ori combinat cu electrodul de referinţă Tn acelaşi tub de sticlă (figura 23 B). Electrodul de sticlă trebuie păstrat fn apă între utilizări pentru a menţine membrana permanent hidratată.

82

METODE FIZICO-CHIMICE DE ANALIZĂ

3 )

Electrod de Ag-AgCI

Soluţie de referinţa de HCI 0,1M

Membrana de aticii

Soluţie aaturati do KCI

Electrod de calomel Dop poros KClaoild

Figura 23 - B. Electrodul combinat

B

Există o relaţie aproximativ liniară între potenţial şi pH şi în afara domeniului 2-10, totuşi pentru valorile extreme ale pH-ului se utilizează un electrod de sticlă special. înainte de utilizare este necesară calibrarea pH-metrului cu ajutorul unor soluţii tampon de pH cunoscut sau cu ajutorul unor soluţii obţinute din substanţe pure (o soluţie de ftalat acid de potasiu 0,05 M la 15°C are pH 4,00).

5.1.2.1.2. Determinarea punctului de echivalenţă în volumetrie

Determinarea potenţiometrică a punctului de echivalenţă este utilizată în volu­metria bazată pe reacţii de neutralizare, precipitare, oxido-reducere şi complexare.

Aparatura utilizată în titrările potenţiometrice cuprinde pe lângă soluţia de ana­lizat şi biuretâ, un electrod indicator şi un electrod de referinţă cu potenţial constant. Electrozii sunt conectaţi la un circuit potenţiometric (figura 24).

Pentru determinarea punctului de echivalenţă se reprezintă grafic curba de titra­re, piciorul perpendicularei coborâte pe abscisă din punctul de inflexiune reprezen­tând volumul de reactiv corespunzător punctului de echivalenţă. în figura 25 este reprezentată curba de titrare a unei soluţii de acid acetic 0,1M (10 ml) cu o soluţie de hidroxid de sodiu 0,2M.

în volumetria bazată pe reacţii de neutralizare metodele potenţiometrice sunt utilizate pentru determinarea punctului de echivalenţă în cazul titrărilor în medii neapoase. în cazul acestor titrări folosirea indicatorilor este limitată deoarece modul de comportare al unui indicator este diferit de la un solvent la altul.

în cazul titrărilor bazate pe reacţii de oxido-reducere, metoda potenţiometrică de determinare a punctului de echivalenţă prezintă un avantaj major care constă în faptul că reprezintă o metodă convenabilă şi precisă pentru urmărirea titrărilor dife-

83

CHIMIE ANALITICA

RwtotMitfvartaMIi

A A A A A A A A A A A A A A

Electrozi

Gatvanomotru

Figura 24 - Schema unui circuit potenţiometric

P"14

12

10

8

7

6

t | .1 •C O

Figura 25 - Curba de titrare potenţiometrică a unei soluţii de acid acetic 0,1 M cu o soluţie de

NaOH 0,2M

renţiate, componenţii individuali dintr-un amestec putând fi determinaţi unui Tn pre­zenţa celuilalt. Metoda potenţiometrică clasică de determinare a punctului de echiva­lenţă are o aplicabilitate mai restrânsă. Posibilitatea detectării punctului de echiva­lenţă în titrările de precipitare prin metode potenţiometrice este mult lărgită prin utili­zarea electrozilor ion-selectiv.

84

METODE FIZICO-CHIMICE DE ANALIZA

în volumetria bazată pe reacţii de chelatare determinarea punctului de echiva­lenţă prin metoda potenţiometrică se utilizează fn cazul titrării metalelor cu acizi poli­aminopolicarboxilici sau cu poliamine. Utilizarea acestei metode de determinare a punctului de echivalenţă tn volumetria bazată pe reacţii cu formare de precipitate sau de chelaţi este posibilă deoarece, în decursul titrării, concentraţia ionului metalic se modifică determinând schimbarea potenţialului electrodului indicator.

5.1.2.1.3. Electrozi ton-selecttv

Membrana electrodului de sticlă utilizat pentru determinarea pH-ului este per­meabilă selectiv pentru ionii de hidrogen. Având ca punct de plecare acest concept a fost dezvoltată teoria electrozilor ion-selectiv.

Variind compoziţia membranei de sticlă se poate modifica permeabilitatea sticlei obţinând un electrod cation-selectiv. Aceşti electrozi pot fi definiţi ca electrozi specifici pentru ioni ca: Na*, K*, Ca2* şi NH*., ei fiind numai selectivi şi nu specifici şi de aceea adesea prezintă interferenţe semnificative cu alţi ioni, în special cu ionii de hidrogen.

Domeniul electrozilor ion-selectiv a fost foarte mult extins prin utilizarea unor sticle cu specificitate mai mare (tabelul 10).

Tabelul 10 Electrozi ion-selectiv

IONUL TESTAT MEMBRANA IONI DE INTERFERENŢĂ

Electrozi cu membrană solidă

F LaF I •, Br", CP

cr AgCI/Ag2S s 2 , r Br" AgBr / Ag2S s 2 , r r Agl/Ag^S s2-s2- Agl/Ag2S Cu2* Ag2S / CuS Hg2 ,Ag*

Pb2* Ag2S/PbS Hg 2 \Ag* Cd2* Ag2S/CdS Hg*, Ag*, Cu2* Ag* AgaS

Electrozi cu membrană lichidă K* valinomicin în difenileter

Ca2* dialchilfosfat de calciu în dioctilfenilfosfonat

Schema generală a electrozilor ion-selectiv este în general aceeaşi (figura 26), factorul diferenţiant fiind constituit de membrana ion-selectiv.

Electrozii cu membrană solidă conţin un disc solid, relativ insolubil, confecţionat dintr-un material cristalin care prezintă o specificitate crescută pentru un anumit ion. Membrana permite trecerea ionilor din interiorul reţelei cristalului, ionii care părăsesc primii reţeaua cristalină fiind cei mai mobili ioni. tn mod uzual aceşti ioni au cel mai mic diametru şi cea mai mică sarcină. Astfel, numai acei ioni care prezintă o simili-

ss

CHIMIE ANALITICA

Electrodul Intern de referinţa

Figura 26 - Schema de principiu a electrozilor ion-selectiv

Membrana lon-selectlvi

tudine structurală cu ionii mobili din reţea pot avea acces din afara membranei Tn interior şi vor conferi membranei o specificitate ridicată. La imersarea electrodului Tn soluţia de analizat se stabileşte un echilibru Tntre ionii mobili din cristal şi ionii similari din soluţie determinând crearea unui potenţial la suprafaţa membranei care poate fi determinat printr-o metodă uzuală.

Cele mai simple membrane solide sunt cele destinate determinării ionilor comuni cu ionii mobili din cristali şi sunt confecţionate dintr-un cristal alcătuit dintr-o singură substanţă. în figura 27 este prezentată schema unui electrod ion-selectiv specific pentru ionul de Ag* a cărui membrană este confecţionată din sulfura de argint. Ionul mobil din reţea, ionul de argint, trece In soluţie iar ionii de argint din solu­ţie trec prin membrană, la stabilirea echilibrului la suprafaţa membranei generân-du-se o diferenţă de potenţial.

în cazul in care membrana solidă este constituită din mai multe substanţe, ionul de analizat poate să reacţioneze cu unul dintre ionii din membrană determinând alterarea activităţii ionului mobil din membrane. Astfel, electrodul ion-selectiv cu membrană de AgCI/Ag2S la imersarea Intr-o soluţie care conţine ionul CŢ determină o reacţie a ionului Ag* cu ionul CI'. Această reacţie generează scăderea activităţii ionului de argint şi implicit modificarea diferenţei de potenţial de la suprafaţa membranei (figura 28).

Electrozii cu membrană lichidă sunt confecţionaţi dintr-un material ion-selectiv dizolvat într-un solvent nemiscibH cu apa. Lichidul este inserat într-o membrană po­roasă, inertă, care se află în contact cu soluţia internă de referinţă a electrodului pe o faţă şl cu soluţia care se testează pe partea opusă. Ionii din lichidul de referinţă se vor repartiza între cete două lichide nemiscibile (faza apoasă şi faza organică) con­ferind electrodului un potenţial propriu. Prezenţa ionului de testat în probă afectează activitatea ionilor din membrană determinând schimbarea diferenţei de potenţial la suprafaţa membranei.

Soluţia electroMtului da referinţa

86

METODE FIZICO-CHIMICE DE ANALIZA

Afl* Ag* Ag*

Figura 27 - Electrod ion-selectiv cu membrană de AgCI

Electrod

cr

Figura 28 - Schema electrodului ion-selectiv cu membrană de AgCI / Ag2S

87 .'

O M M E AIIMJ»T4CaA

Schema de bază a unui electrod ion-selectiv cu membrană lichidă este redată în figura 29.

Electrod

; MEMBRANĂ :.• SOLVENT • MEMBRANĂ

ION-SELECTIV ',

ION OE TESTAT

Soluţie de referinţa • Ionului de analizat

Figura 29 • Schema unui electrod ion-selectiv cu membrană lichidă

în afara acestor două tipuri de electrozi, au fost confecţionaţi şi electrozi cu enzime imobilizate pe membrane. Printre primele realizări de acest tip s-a numărat şi electrodul cu urează. în prezenţa ureei enzima catalizează reacţia:

IMH2

NH, + 2H,0*-

urează *- C 0 8 + 2NH+ + HilO

Ionii de amoniu rezultaţi vor conduce la modificarea diferenţei de potenţial, modificarea fiind sesizată de electrodul indicator. Electrozii cu enzime au fost realizaţi în special pentru laboratoarele clinice, fiziologice şi biochimice.

Electrozii ion-selectiv sunt utilizaţi pentru efectuarea unor analize calitative şi cantitative. Aceşti electrozi sunt utilizaţi şi pentru determinarea potenţiometrică a pun­ctului de echivalenţă în volumetria bazată pe reacţii de precipitare, oxido-reducere şi compiexare.

Electrozii ion-selectiv precum şi cei cu enzime devin instrumente analitice tot mai valoroase datorită selectivităţii ridicate şi rapidităţii Cu care se efectuează ana­lizele.

Titrările potenţiometrice se pot aplica în sisteme acid-bază, redox, cu formare de complecşi şi precipitate, în soluţii apoase şi neapoase, pentru substanţe organice şi anorganice.

88

METODE FIZICO-CHIMICE DE ANALIZA

5.1.2.2. ANALIZA CONrXICTOMETRICA (CONDUGTOMETRIA)

Analiza conductometrică se bazează pe măsurarea variaţiei conductivităţii solu­ţiei de analizat ca urmare a modificării concentraţiei ionilor aflaţi fn soluţie, modifi­cările datorându-se reacţiilor chimica produse.

Determinarea conductivităţii reprezintă cea mai simplă aplicaţie a unei celule electrolitice. Dacă un voltaj fix este aplicat intre doi electrozi care se află imersaţi in soluţia de testat, In funcţie de conductivitatea soluţiei, curentul va circula între cei doi electrozi. Determinarea conductivităţii nu oferă informaţii calitative despre ionii din soluţie, dar informaţiile obţinute pot fi utilizate în analiza cantitativă. Aceste modificări de conductivitate sunt tot mai mult utilizate în scopul determinării compoziţiei pe parcursul operaţiei de titrare. ;.

Curentul care circulă în soluţie între cei doi electrozi, se datorează ionilor pre­zenţi şi este dependent de numărul lor. Numărul de ioni din soluţie este determinat de concentraţia substanţei şi de gradul său de ionizare. La aplicarea voltajului con­stant dintre electrozi, anionii din soluţie vor ceda electroni anodului iar cationii vor accepta electroni de la catod (figura 30). Acest transfer de electroni determină canti­tatea de curent care circulă în soluţie, contribuţia fiecărei specii ionice fiind deter­minată de mobilitatea ionică pe care o prezintă.

\

A K

— O 0 -

— o

Figura 30 - Schema proceselor care au loc la trecerea curentului electric printr-o soluţie

89

CHIMIE ANALITICA

Creşterea conductivităţii cu concentraţia este valabilă numai până la o anumită valoare a concentraţiei. De exemplu, creşterea conductivităţii acidului sulfuric are loc până la o concentraţie de 35% (V/V); peste această valoare a concentraţiei înregis-trându-se o scădere a conductivităţii.

Conform legii lui Ohm, intensitatea curentului electric (I) care trece printr-un conductor este dependentă de voltajul aplicat (V) şi rezistenţă (R) sau conductivitate (A).

1 = ^ sau l = A V R

5.1.2.2.1. Aplicaţiile conductometriei

Determinările conductometrice sunt utilizate pentru: aprecierea conţinutului în apă al unor reactivi organici, controlul purităţii apei distilate, stabilirea punctului de echivalenţă în volumetria bazată pe reacţii de neutralizare, precipitare şi complexare.

Această metodă este utilizată pentru determinarea punctului de echivalenţă în volumetrie deoarece în decursul reacţiilor chimice se modifică mobilitatea ionilor şi implicit conductivitatea electrică.

De exemplu, dacă considerăm ecuaţia:

A'B + C D ~*AD + C'B

unde C D " este reactivul de titrare, în cursul reacţiei chimice A* va fi înlocuit de C\ Deoarece mobilitatea ionică a lui A* este diferită de cea a lui C*, procesul va fi însoţit de o modificare a conductivităţii electrice.

Astfel dacă se urmăreşte conductivitatea în timpul titrării şi se face reprezen­tarea grafică a conductivităţii în funcţie de volumul de reactiv de titrare se obţine o curbă de titrare din care se poate determina cu uşurinţă punctul de echivalenţă.

în figura 31 sunt reprezentate câteva curbe de titrare conductometrică pentru diferite reacţii chimice.

Utilizând metoda conductometrică de determinare a punctului de echivalenţă se pot efectua titrări de tipul acid slab-bazâ slabă, precum şi titrări de "amestecuri de acizi sau baze (figura 31 c).

Titrările potenţiometrice şi conductometrice pot fi aplicate la soluţii opalescente, fluorescente, opace. Titrarea are o specificitate mare, ce decurge din utilizarea unei reacţii de titrare în care este angajată numai specia de interes şi permite determi­narea precisă a punctului de echivalenţă.

5.1.2.3. BIOSENZORI

Biosenzorii sunt alcătuiţi dintr-un component biologic şi un transductor, compo­nentul biologic fiind imobilizat pe transductor. Aceste instrumente sunt utilizate în domenii foarte largi: biomedicale (determinarea glicemiei la diabetici), industrie (chi­mie) alimentară (determinarea gradului de prospeţime la alimente nepreparate), bio-tehnologii (monitorizarea proceselor de fermentaţie), toxicologie (detectarea substan­ţelor toxice).

90

METODE FIZICO-CHIMICE DE ANALIZA

V reactiv (cm*)

Acid 1 Acid | tare ! slab •

Exces

i

Vreactiv (cm3) V reactiv (CITI1)

Figura 31 - Curbe de titrare conductometrică pentru reacţii de neutralizare (a, b, c) şi reacţii de precipitare (d)

Componenţii biosenzorilor Componenţii biologici care intră în structura biosenzorilor sunt prezentaţi în

tabelul 11. Aceşti componenţi conferă biosenzorilor specificitate şi fac posibilă efectuarea unei analize fără o pretratare a probei.

Tabelul 11 Componenţii biosenzorilor

COMPONENT EXEMPLE

Biocatalizatori Enzime Celule animale, vegetale, microbiene Organite subcelulare

Bioreceptori

Anticorpi Lectine Receptori membranari Acizi nucleici Molecule sintetice

91

CHIMIE ANALITICA

Biocatalizatorii determină producerea unei reacţii chimice cu eliberarea produ-şilor de reacţie. Enzimele constituie cei mai folosiţi biocatatizatori cu toate că enzi-mele purificate nu sunt satisfăcătoare fn toate cazurile. în aceste cazuri preparatele celulare care conţin enzimele necesare Tn mediul lor natural, conduc la rezultate superioare. Aceste preparate reduc specificitatea dar pot fi utilizate cu succes pentru efectuarea analizelor referitoare la substanţe de poluare.

Bioreceptorii au proprietatea de a lega ireversibil anumite substanţe cu care prezintă complementaritate structurală. O categorie foarte dezvoltată de biosenzori o constituie biosenzorii cu bioreceptori formaţi din anticorpi monoclonali. Bioreceptorii sunt utilizaţi la confecţionarea biosenzorilor capabili să detecteze: medicamente, hor­moni, viruşi şi bacterii patogene.

Transductori)'transformă detecţia componentului biologic într-un semnal electric dependent de concentraţie. în funcţie de mecanismul de efectuare a transducţiei ei sunt clasificaţi în transductori electrochimici, optici, termici şi piezoelectrici.

Tipuri de biosenzori -!

Biosenzorii electrochimici cei mai utilizaţi sunt cei cu enzime deoarece multe reacţii enzimatice decurg cu formare sau consum de specii electroactive care pot fi monitorizate ampermetric, potenţiometric sau conductometric.

Biosenzorii ampermetricidetermină curentul rezultat la aplicarea unei diferenţe de potenţial între transductor şi electrodul de referinţă. Curentul este produs în urma oxidării la anod sau a reducerii la catod a speciilor analizate. Cantitatea de curent este dependenţă de concentraţia speciilor de la suprafaţa electrodului. Acest tip de transducere este aplicat pentru dozarea substanţelor care au caracter reducător sau oxidant.

De exemplu, biosenzorul utilizat la dozarea glucozei din sânge are ca funda­ment reacţia de oxidare a glucozei în prezenţa glucozoxidazei:

glucoza + Q2 -> acid gluconic + H 2 0 2

Cu ajutorul unui electrod (electrodul Clark) se determină scăderea curentului datorată consumului de oxigen.

Biosenzorii potenţiometrici determină diferenţa de potenţial dintre electrodul transductor şi electrodul de referinţă. Aceşti biosenzori utilizează electrozi ion-selectiv şi electrozi sensibili la gaze.

5.1.3. METODE ANALITICE DE SEPARARE

Metodele analitice de separare au ca scop separarea unui amestec omogen sau eterogen în unităţile sale componente. Există o multitudine de procedee de separare, unele.cunoscute de foarte mult timp (distilarea, extracţia cu solvenţi, preci­pitarea), Tn timp ce altele au fost elaborate recent (cromatografia de gaze, electro-foreza în geluri).

în cadrul acestui capitol vor fi discutate metodele de separare care prezintă interes pentru laboratorul sanitar-veterinar şi anume, cromatografia şi electroforeza.

92

METODE FIZICO-CHIMICE DE ANALIZĂ

5.1.3.1. CROMATOGRAFIA

Cromatografia este o metodă fizico-chimică de analiză care se bazează pe separarea în zone spaţiale distincte a componenţilor unui amestec, la trecerea ames­tecului printr-un mediu în care componenţii se deplasează cu viteze diferite.

Termenul de cromatografie provine de la cuvântul grecesc chtoma care în­seamnă culoare. Pionierii cromatografiei au fost Oavid Day şi Mihail Ţvet. David Day a reuşit să fracţioneze ţiţeiul brut pe pământul Fuller iar Ţvet a separat pig­menţi! dintr-un extract eteric de plante pe o coloană umplută cu carbonat de calciu.

în cromatografie există două faze: faza staţionară (taxa. fixă) şi faza mobilă (eluentul).

Faza staţionară este reprezentată de materialul prin care circulă proba şi care asigură separarea.

Faza mobilă este amestecul lichid (gazul) care transportă proba la suprafaţa fazei staţionare.

Clasificarea metodelor cromatografice 1. După mecanismul de separare metodele cromatografice pot fi clasificate

astfel: a) cromatografie de adsorbţie b) cromatografie de partiţie c) cromatografie de schimb ionic d) cromatografie de excludere moleculară e) cromatografie de afinitate

2. După starea de agregare a celor două faze, metodele cromatografice sunt clasificate în metode cromatografice de tip solid-lichid, solid-gaz, lichid-lichid şi lichid - gaz.

5.1.3.1.1. Cromatografia de adsorbţie

Cromatografia de adsorbţie se bazează pe adsorbţia diferenţiată a componen­ţilor unui amestec pe un suport adsorbant (faza staţionară).

între suportul adsorbant şi substanţele care se deplasează peste faza staţio­nară se stabilesc interacţii intermoleculare de tipul: dipol-dipol, van der Waals, legă­turi de hidrogen. Aceste interacţii conduc ia o adsorbţie fizică reversibilă. în cazul în care s-ar forma legături chimice, procesul s-ar numi chemosorbţie. Deoarece chemo-sorbţia este un proces ireversibil, nu prezintă interes pentru cromatografie.

Deoarece adsorbţia substanţelor de faza staţionară este reversibilă, sub acţiu­nea fazei mobile, acestea se vor deplasa la suprafaţa fazei staţionare în urma unor procese de adsorbţie-desorbţie repetate. Vitezele de deplasare ale componenţilor vor fi dependente de tăria forţelor de adsorbţie şi deci de viteza procesului de adsorbţie-desorbţie. De exemplu, dacă se doreşte separarea componenţilor A şi B dintr-un amestec, componentul A, adsorbit mai puternic, va prezenta o viteză de deplasare mult mai mică decât componentul B care este adsorbit slab (figura 32).

în cromatografia de adsorbţie se folosesc ca adsorbanţi (faza staţionară) sub­stanţe cu suprafaţă utilă mare (poroase) şi cu grupări funcţionale polare ca: celuloza, alumina, silicagelul, cărbunele.

93 .

CHIMIE ANALITICĂ

ELUENT ELUENT

2 A NA

s -"^1 B FA

ZA S

I

O )

FAZA

B

Figura 32 - Mecanismul de separare Tn cromatografia de adsorbţie

5.1.3.1.2. Cromatografia de partiţie

Cromatografia de partiţie se bazează pe coeficienţii de repartiţie diferiţi ai com­ponentelor unui amestec în două faze nemiscibile sau parţial miscibile.

Coeficienţii de repartiţie sunt dependenţi de solubilitatea substanţelor în cele două faze, substanţele de analizat dizolvându-se preferenţial Tn cele două faze. Componentul cu solubilitate mai mare în faza mobilă va avea o viteză de deplasare mai mare decât componentul cu solubilitate mare Tn faza staţionară. Mecanismul de separare a doi componenţi A, cu solubilitate mai mare Tn faza staţionară, şi B, cu solubilitate mai mare în faza mobilă, este redat în figura 33.

ELUENT ELUENT

&3= B

Figura 33 - Mecanismul de separare Tn cromatografia de partiţie

în cromatografia de partiţie faza staţionară (lichidă) este fixată pe un suport (hârtie, silicagel). Această metodă cromatografică este utilizată pentru separarea amestecurilor de glucide, aminoaclzi, peptide, lipide, vitamine, toxine.

94

METODE FIZICO-CHIMICE DE ANALIZA

5.1.3.1.3. Cromatografia de schimb ionic

Schimbătorii de ioni sunt substanţe care au proprietatea de a schimba un ion propriu cu un alt ion din mediul lichid cu care aceste substanţe se găsesc în contact. Schimbătorii de ioni sunt clasificaţi după proprietăţile acido-bazice pe care le prezintă în cationiţiş\ anionifi.

Cationlţii conţin în structura lor grupări funcţionale cu caracter slab acid (-COOH) sau puternic acid (-SCV") şi au proprietatea de a schimba ionul H* cu un cation din mediul lichid cu care se află în contact. Dacă notăm cu R matricea schimbătorului de ioni, procesul poate fi redat astfel:

R-COOH + M+ ss=£ R-COO fvt* + H*

R—S03H + M* sî==S R —S0 3 M* + H*

Anioniţii conţin în structura lor grupări funcţionale cu caracter slab bazic (-NH(CH3)*OI-|-) sau puternic bazic (-N(CH 3 );OH). Aceşti schimbători de ioni au proprietatea de a schimba ionul HO' cu un anion din mediul lichid cu care se află în contact:

"•jR-NH(CH3)J*HO- + A' ss=S [R-NH(CH3y*A* + HO'

[R-N(CH3)3rHO' + A' = = ! = [R-N(CH3)3]'A- + HO-

Desorbţia anionilor sau cationilor fixaţi pe răşină se efectuează prin modificarea pH-ului şi tăriei ionice a eluentului.

Schimbătorii de ioni sunt utilizaţi pentru separarea şi purificarea proteinelor, peptidelor, acizilor nucleici etc.

5.1.3.1.4. Cromatografia de excludere moleculară

Cromatografia de excludere moleculară, numită şi gel-filtrare utilizează ca fază staţionară anumite substanţe (dextran, poliacrilamidă) care prezintă poprietatea ca în contact cu apa sau cu soluţii saline să se îmbibe rapid, formând geluri de diferite porozităţi.

Această metodă permite separarea componenţilor unui amestec lichid pe baza diferenţelor de mărime moleculară. Sub acţiunea fazei mobile (eluentul) moleculele cu diametre mai mari decât cele ale porilor vor fi excluse de structura gelului şi se vor deplasa o dată cu eluentul. Moleculele cu dimensiuni mici vor penetra gelul pătrun­zând în lichidul din interiorul porilor gelului şi astfel eluţia lor prin coloană va fi înce­tinită, în acest mod, eluţia componenţilor se va face în ordinea descrescândă a masei moleculare (figura 34).

Există o mare varietate de geluri utilizate în cromatografia de excludere molecu­lară, clasificarea lor fiind efectuată în funcţie de limita de excludere moleculară (masa moleculară relativă peste care toate moleculele sunt excluse din structura gelului (tabelul 12).

95

CHIMIE ANALITICA

Figura 34 - Mecanismul separării prin cromatografie de excludere moleculară

Tabelul 12 Tipuri ale gelului utilizate în cromatografia de excludere moleculară

NUMELE GELULUI NATURA CHIMICĂ MASA MOLECULARĂ MAXIMĂ A MOLECULELOR OBŢINUTE

SEPHADEX G -10 -> G -200 dextran înreţelat 700-+200.000

BIO - GEL ~* F300

poiiacrilamidă înreţelată 200 -*• 400.000

SEPHAROSE 6B-+2B aga roză 4. 1 0 r - + 4 - 1 0 *

Sephadexuf este o substanţă bldrofilă, insolubilă care derivă de (a dextran (poli-glucid al glucozei cu formula brută (CeH,0O6)„ şi care este constituit din maoromole-cule filiforme legate încrucişat).

Golurile pe bază de poiiacrilamidă (Bio-gel) sunt preparate prin copolimerizarea acriiamidei cu N.N'-metilen-biacrilamidă. Gelul obţinut se prezintă sub forma unei reţele tridimensionale, gradul de înreţelare fiind determinat de raportul molar al celor doi monomeri.

Sepharoza, substanţă care derivă de la poliglucldul agaroza, permite fracţiona­rea amestecurilor formate din biomolecule cu mase moleculare foarte mari, la limita

96

METODE FIZICO-CHIMICE DE ANALIZA

de excluziune a produselor Sephadex şi Bio-gel. Cromatografia de excludere moleculară este utilizată pentru fracţionarea ames­

tecurilor de substanţe care diferă fntre ele prin masa lor moleculară relativă şi In special a substanţelor labile, cum sunt enzimele.

5.1.3.1.5. Cromatografia de afinitate

Cromatografia de afinitate reprezintă o tehnică de separare a proteinelor, acizi­lor nucleici, celulelor, pe baza proprietăţilor lor de legare specifică, prin forţe necova-lente, de molecule complementare numite ligand.

în cazul acestei metode cromatografice, faza staţionară este constituită dintr-o matrice polimerică poroasă (dextran, agarozâ, poiiacrilamidă), de care se leagă covalent ligandul.

Ligandul are proprietatea de a recunoaşte şi lega selectiv, dintr-un amestec multicomponent, numai componentul care prezintă o structură complementară cu a sa (figura 35).

Polimer insolubil

Figura 35 - Mecanismul de separare prin metoda cromatografiei de afinitate

Eluţia componentului imobilizat de faza staţionară se poate efectua prin: redu­cerea afinităţii sale pentru ligand sau prin utilizarea unui eluent care conţine molecule care pot substitui componentul de analizat din complexul format. Reducerea afinităţii pentru ligand se poate realiza prin modificarea pH-ului sau a tăriei ionice a eiuentului. Aceste modificări conduc ia alterarea structurii conformaţionale şi implicit la scăderea afinităţii pentru ligand.

Pentru efectuarea eluţiei se pot utiliza şi solvenţi organici care conduc la modifi­carea constantelor dielectrice şi la alterarea legăturilor hidrofobice contribuind ia diso­cierea complexului "ligand - componenţi".

Eluţia se poate efectua şi prin utilizarea unei faze mobile care conţine agenţi specifici competitivi pentru situsul de legare al ligandului ca substrate alternative sau inhibitori pentru enzime.

Datorită complementarităţii structurale care există între ligand şi componentul de analizat, cromatografia de afinitate este utilizată pentru separarea şi purificarea unui tip particular de biomolecule dintre care se menţionează:

/. Enzime. Specificitatea unei enzime pentru substrat, coerizimă sau inhibitor constituie fundamentul unui număr mare de separări prin metoda cromatografiei de

97

CHIMIE ANALITICA

afinitate. Enzimele pot fi purificate folosind ca liganzi imobilizaţi substrate, coenzime sau inhibitori.

2. Anticorpi. Reacţia dintre anticorp şi antigenul său are loc fără inducerea unor modificări chimice şi a celor două biomolecule, procesul fiind asemănător cu cel de formare a complexului enzimâ-substrat. Metoda permite în special purificarea anticor­pilor folosind ca ligand antigenele corespunzătoare. Utilizarea anticorpilor monoclo-nali face posibilă şi utilizarea procedurii inverse de purificare a antigenelor.

3. Lectine. Unele proteine extrase din plante sunt capabile să lege componenţi ai membranelor celulare şi pot determina aglutinarea unor celule (eritrocite, celule tumorale, celule embrionate). Aceste proteine sunt cunoscute ca fitohemaglutinine sau lectine. Cu ajutorul lectinelor imobilizate, cromatografia de afinitate permite purifi­carea unor componenţi membranari în scopul studierii interacţiilor celulare.

4. Receptori proteici. Hormonii acţionează asupra celulelor prin intermediul re­ceptorilor membranari şi pot fi utilizaţi pentru purificarea acestor receptori din omoge-nate celulare. Cu ajutorul acestei metode au fost separaţi receptorii pentru insulina şi acetilcolinâ.

5. Acizi nucleici. Imobilizarea unor polinucleotide poate fi utilizată pentru extra­gerea acizilor nucleici legaţi de proteine din preparate celulare.

5.1.3.1.6. Gaz - cromatografia c

Gaz-cromatografia este o metodă prin care componenţii unui amestec în stare gazoasă sunt separaţi, pe măsură ce proba trece printr-o fază staţionară lichidă sau solidă.

Deşi primele separări cromatografice pentru substanţe aflate în stare gazoasă au fost efectuate în 1952, această metodă a fost foarte mult dezvoltată având largi aplicaţii în diferite domenii de activitate. Metoda prezintă multe avantaje, deoarece poate fi utilizată pentru analize calitative şi cantitative, timpul de analiză este scurt, aparatura este simplă şi are o sensibilitate înaltă, fiind aplicată pentru analiza a circa 60% din compuşii organici cunoscuţi.

Pentru efectuarea gaz-cromatografiei se utilizează un aparat special numit gaz-cromatograf. Componentele esenţiale ale unui gaz-cromatograf sunt redate în figura 36.

Rezervor jjgntru încălzitor încălzitor încălzitor înregistrator

gaz p'.rtăto-

Figura 36 - Schema unui gaz-cromatograf

98

METODE FIZICO-CHIMICE DE ANALIZA

Principiul de separare este următorul: faza mobilă (gazul purtător) curge prin sistem transportând proba, care a fost introdusă în blocul de injecţie. în coloană, separarea componenţilor are loc datorită adsorbţiei sau repartiţiei diferenţiate a lor în faza staţionară lichidă sau solidă. După separare, fiecare component este detectat pe măsură ce părăseşte coloana.

Gazulpurtător(faza mobilă) este, în mod obişnuit, heliu sau azot (gaze inerte). Blocul de injecţie este amplasat astfel încât proba să fie introdusă direct în

gazul de transport. In blocul de injecţie are loc evaporarea instantanee a probei, astfel încât trecerea în coloană să se facă rapid.

Coloanele folosite în gaz-cromatografie sunt confecţionate în mod obişnuit din ţevi de oţel inoxidabil sau cupru, cu un diametru de 1,5-8 mm şi lungimea de 1-4 m. Coloanele sunt umplute cu un material solid (cromatografie solid-gaz) sau cu un solid inert acoperit cu un strat lichid (cromatografie gaz-lichid).

Coloana este plasată într-un cuptor, astfel ca temperatura să fie reglată şi con­trolată (25-400°C). Pentru probe biologice sau pentru probe care reacţionează cu oţelul inoxidabil sau cupru se folosesc, în mod frecvent tuburi de sticlă.

Coloanele pot fi umplute cu diferite substanţe care au rolul de a funcţiona ca faze staţionare: adiponitril, asfalt, ceară de albine, carbowax, cauciuc siliconic, alege­rea acesteia fiind făcută în funcţie de natura amestecului care trebuie separat.

Cauciucul siliconic este utilizat ca fază staţionară în gaz-cromatografie pentru analiza alcoolilor, compuşilor aromatici, compuşilor biliari, medicamentelor, alcaloi-zilor, acizilor graşi, pesticidelor, vitaminelor.

Detectorii au rolul de a analiza gazul care părăseşte coloana cromatografică şi de a transmite la înregistrator informaţia primită. Detectoarele pot fi: cu conductibi-litate termică, cu ionizare în flacără şi cu captură de electroni.

Detectorul cu conductibilitate termică are ca fundament principiul: un obiect în­călzit pierde căldura cu o viteză determinată de compoziţia gazului înconjurător. Aşa­dar, viteza cu care se pierde căldura reprezintă o măsurare a compoziţiei gazului. Dacă peste filamentul detectorului trece gazul purtător, în condiţii constante, atunci pierderea de căldură este constantă. Schimbarea compoziţiei gazului din jurul fila­mentului determină modificarea temperaturii şi implicit modificarea rezistenţei fila­mentului. Această modificare de rezistenţă este evaluată şi pusă în evidenţă de înre­gistrator. '

Detectorul cu ionizare în flacără constă dintr-o flacără H2-aer amplasată într-un câmp electrostatic. La trecerea gazului purtător, în regim constant, peste flacără cu­rentul electric rămâne constant. Când o substanţă organică părăseşte coloana, va fi transportată de gazul purtător în flacără unde are loc combustia sa. în urma com­bustiei se produc ioni şi electroni care vor modifica curentul electric. Modificarea curentului electric, determinată cu un set de electrozi, este proporţională cu concen­traţia probei.

Detectorul cu captură de electroni funcţionează pe baza absorbţiei de electroni de către compuşii care au afinitate pentru electroni (de exemplu, halogenii). Acest detector este constituit dintr-o sursă radioactivă care emite electroni, un catod care respinge electronii şi un anod care colectează electronii. "

Absorbţia electronilor de către anod are loc în mod constant la trecerea gazului purtător. Pe măsură ce un compus intră în detector, electronii vor fi absorbiţi având loc o scădere a numărului de electroni care ajung la anod şi deci o scădere a curen­tului electric. în acest mod detectorul va prezenta un răspuns dependent de compo­ziţia gazului care părăseşte coloana cromatografică. Detectorii cu captură de elec-

99

CHIMIE ANALITICĂ

troni sunt utilizaţi la analiza pesticidelor, deoarece clorul, care intră tn constituţia lor, prezintă afinitate pentru electroni.

înregistratorul, în conformitate cu informaţia primită de ia detector, va înregistra răspunsul detectorului în funcţie de timp. Această înregistrare se numeşte cromato-gramă şi se prezintă sub forma unei linii curbe cu maxime şi minime numite picuri.

, Analiza calitativă Pentru efectuarea unei analize calitative se compară timpii de retenţie ai com­

ponenţilor de analizat cu timpii de retenţie ai unor etaloane. în figura 37 este ilustrată o cromatogramă pentru un amestec de alcooli necunoscuţi şi o cromatogramă pentru o serie de alcooli cunoscuţi (etaloane). Prin comparare se pot identifica alcoolii necunoscuţi din probe.

Alcooli necunoscuţi

Injectare

S 9

_L! L i 0 n6 .12 '18 24 30 36 min

Etaloane

> i

A

Injectare l _

A Alcool metilic B Alcool etilic C Alcool n-propilic D Alcool n-butllic E Alcool n-amilic

0 6 12 18 24 30 36 min

Figura 37 - Identificarea componenţilor necunoscuţi prin compararea timpilor de retenţie

Analiza cantitativă se poate realiza prin mai multe metode, cea mai importantă fiind triangulaţia, în cazul acestei metode, se calculează aria fiecărui pic prin asimi­larea picului cu un triunghi (figura 38).

Cunoscând suma ariilor, ZA, şi aria fiecărui pic se calculează compoziţia pro­centuală a fiecărui component după relaţia;

%C . 2 * . A,

100

Metoda gaz-cromatografiei este caracterizată printr-o sensibilitate ridicată, per­miţând analiza calitativă şi cantitativă a amestecurilor care conţin substanţe în canti­tăţi de ordinul nanogramelor (10~°g).

IOO

METODE FIZICO-CHIMICE DE ANALIZĂ

Timp de retenţii

Figura 38 - Determinarea ariei fiecărui pic prin metoda triangulaţiei

a _ Q y " , . a _ b 2 h g . A _ p - i n 3 A , - — , * ~ 2 * 3 " 2

5.1.3.2. ELECTROFOREZA

Electroforeza reprezintă o metodă fizico-chimică de analiză bazată pe feno­menul migrării particulelor încărcate electric, într-un mediu solid sau lichid, sub acţiu­nea unui câmp electric extern.

Denumirea acestei metode de separare provine de la cuvântul grecesc elektron (electric) şi de la cuvântul latin phore (purtător).

în 1937 Arene Tiselius a pus la punct tehnica separării electroforetice într-un mediu lichid numită electroforeza în front mobil de lichid. Pentru realizarea electro-forezei Tiselius a utilizat un tub de forma literei U în care a introdus proba de anali­zat formată dintr-un amestec de proteine, tubul fiind apoi umplut cu o soluţie tampon. La aplicarea unei diferenţe de potenţial la capetele tubului s-a reuşit separarea proteinelor din amestec datorită vitezelor diferite cu care au migrat. Cercetările ulteri­oare au condus la diversificarea tehnicilor electroforetice, la creşterea capacităţii lor de separare, în special prin introducerea unor medii poroase stabilizante.

5.1.3.2.1. Bazele fizice ale electroforezei

Prin suspendarea unei particule coloidale încărcate electric într-un mediu lichid, particula va fi înconjurată de ioni de semn contrar din mediul cu care se află în con­tact (figura 39). în acest mod în jurul particulei se va crea un strat ionic imobil format din ionii adsorbiţi la suprafaţă şi un strat mobil care devine din ce în ce mai mobil o dată cu creşterea distanţei faţă de suprafaţa coloidului. Sarcina particulei coloidale, dependentă de compoziţia sa chimică şi de pH-ul mediului lichid, este numită potenţial electrochimie.

Potenţialul electrochimie al coloidului scade la creşterea concentraţiei sării din soluţia tampon datorită efectului de neutralizare produs de ionii adsorbiţi. Sarcina

101

CHIMIE ANALITICA

POTENŢIAL ELECTROCHIMIC

Stratul mobil

POTENŢIAL 2ETA

Figura 39 - încărcarea electrică a unei particule coloidale

netă rezultată este numită potenţial zeta şi este factorul determinant al mobilităţii electroforetice.

La aplicarea unei diferenţe de potenţial particula coloidală se va deplasa spre electrodul de semn contrar cu forţă F direct proporţională cu sarcina sa (e) şi cu intensitatea curentului electric (E).

F = e E

Acestei forţe de deplasare i se opune o forţă de frecare internă (F') propor­ţională cu viteza particulei (v), vâscozitatea mediului (n.) şi raza particulei (r):

F=6jtr-r|-v

Egalând cele două forţe obţinem:

e-E = 6nr-r|-v

Din această relaţie se obţine expresia vitezei de migrare a particulei x în câmp electric:

e-E 6nr-n.

Mobilitatea electroforetică reprezintă viteza de deplasare a particulei într-un câmp electric de 1 volt/cm şi este direct proporţională cu viteza şi invers proporţio­nală cu intensitatea câmpului electric:

102

METODE FIZICO-CHIMICE DE ANALIZA

_ v _ _ d _ cm2

M ~ E ~ t E volts

Ionii de sarcină contrară care intră în constituţia stratului fix şi mobil tind să antreneze particula în direcţie opusă sensului ei de migrare, determinând o micşorare a mobilităţii electroforetice.

Potenţialul eiectrocinetic este potenţialul de sarcină contrară care se crează în jurul particulei coloidale şi care tinde să-i frâneze mişcarea. Acest proces de frânare va fi direct proporţional cu concentraţia ionilor din tampon şi implicit cu molaritatea tamponului. Tăria ionică a tamponului (u) este jumătate din suma produsului dintre molaritatea tamponului (e) şi sarcina ionilor din soluţie la pătrat (C):

Termenul ^ este necesar deoarece numai jumătate din ionii soluţiei tampon sunt de

sarcină opusă coloidului şi sunt capabili să modifice sarcina particulei. De asemenea, unele medii utilizate ca suport de migrare (hârtia de filtru) se

încarcă negativ la pH-ul la care se face electroforeza. Din această cauză, lichidul care îmbibă Suportul de migrare se încarcă pozitiv şi va migra spre electrodul nega­tiv. Acest fenomen de deplasare a lichidului în sens invers se numeşte electroendo-osmoză şi tinde să micşoreze mobilitatea electroforetică a particulelor.

Un alt factor care afectează deplasarea în câmp electric a particulei coloidale este căldura dezvoltată ca urmare a trecerii curentului electric. Acest factor determină creşterea conductivităţii electrolitului din soluţie şi de asemenea creşterea curentului. Această creştere a temperaturii produce evaporarea apei din soluţia tampon determi­nând creşterea concentraţiei acesteia, modificarea potenţialului zeta şi conductivităţii tamponului. Din acest motiv se impune controlul temperaturii şi menţinerea constantă fie a voltajului, fie a curentului.

Schema celui mai simplu tank (cuvă) de electroforeza este prezentată în figura 4 0 .

Electrod

Soluţie tampon Suport

Figura 40 - Schema unui tank electroforetic

Cea mai utilizată tehnică electroforetică este tehnica zonală şi presupune apli­carea probei de analizat pe un suport solid şi inert şi separarea componentelor de analizat sub forma unor benzi (zone).

103

CHIMIE ANALITICĂ

5.1.3.2.2. Suporturi electroforetice

Hârtia de filtru constituie cel mai vechi şi utilizat suport de electroforeza cu toate că prezintă o serie de inconveniente. Structura neregulată a hârtiei conduce la forma­rea unor benzi neregulate iar polaritatea pe care o prezintă celuloza produce un efect de absorbţie responsabil de slaba conturare a zonelor. De asemenea, datorită tim­pului lung necesar separării (12-18 h) şi a cantităţii mari de tampon conţinut de hârtie, apar procese de difuzie care determină lăţirea benzilor obţinute în urma procesului de separare.

Comparativ cu alte medii utilizate ca suport în electroforeza, utilizarea hârtiei de filtru necesită un volum mare de probă (10 y\) şi a unui voltaj ridicat (-6 kV). Această tehnică este în mod particular utilizată la separarea moleculelor mici care prezintă sarcini electrice apropiate (nucleotide).

Membranele de acetat de celuloză conţin un număr mai mic de grupări polare comparativ cu celuloza, datorită acetilării grupărilor hidroxil, şi o structură mai regu­lată a porilor. Din acest motiv, efectul de absorbţie este mai scăzut, necesită un volum mai mic de probă (1 -2 ni) şi separarea se face într-un timp mai scăzut (1 -2 h). Membranele de acetat de celuloză nu elimină electroendoosmoza dar, datorită tran­sparenţei pe care o prezintă, permit utilizarea densitometrului la efectuarea analizei cantitative. Aceste membrane prezintă dezavantajul unei fragilităţi foarte mari în stare uscată şi necesită o manipulare foarte atentă.

Gelurile utilizate ca suport în electroforeza elimină dezavantajele pe care le pre­zintă hârtia de filtru şi acetatul de celuloză şi se caracterizează printr-o putere mult mai mare de rezoluţie, delimitare mai netă a fracţiunilor şi o migrare mai rapidă.

Gelul de agar se prepară din agar purificat gelificat într-un electrolit tamponat într-o concentraţie de I 0 g - l ' \ Acest gel are o utilizare mai restrânsă deoarece nu înlătură fenomenul de electroendoosmoza datorită polarităţii crescute pe care o pre­zintă şi cauzează precipitarea unor substanţe cum sunt lipoproteidele.

Gelul de agaroză (5 - 8 g • I'"1) conţine un număr mai mic de grupări polare com­parativ cu gelul de agar şi de aceea elimină efectele de electroendoosmoza şi con­feră un efect de sită moleculară pentru molecule mari ca proteine şi acizi nucleici.

Gelul de amidon (150 g r1) este un gel cu pori mici care expune proprietăţi de sită moleculară mai mari decât gelul de agaroză. Acest gel este preparat prin hidro-liza parţială a amidonului din cartofi, mărimea porilor fiind dependentă de mărimea fragmentelor rezultate la hidroliză (de gradul de hidroliză). într-un astfel de mediu moleculele mari vor fi stânjenite de structura porilor şi se vor deplasa cu viteză mult mai mică, comparativ cu viteza de deplasare a moleculelor mai mici care au acelaşi potenţial electrochimie. Acest efect de sită moleculară conduce la creşterea gradului de rezoluţie. Gelul de amidon prezintă dezavantajul că este extrem de fragil iar porozitatea este dependentă de gradul de hidroliză, reproductibilitatea porozităţii fiind scăzută.

Poiiacrilamidă oferă mai multe avantaje comparativ cu gelul de amidon fiind un mediu cu o înaltă rezoluţie electroforetică şi datorită naturii sale sintetice mărimea porilor poate fi controlată cu uşurinţă. Gelul este rezultat prin polimerizarea a doi mo-nomeri: acrilamida şi agentul de înreţelare N,N-metilen-bis-acrilamida (figura 41). Proporţia celor doi monomeri şi nu concentraţia lor totală este factorul care determină mărimea porilor precum şi elasticitatea şi transparenţa gelului. Mărimea porilor scade la creşterea proporţiei bis-acrilamidei până la valoarea minimă de 5% care conferă

104

METODE FIZICO-CHIMICE DE ANALIZĂ

— C H ,

— C H 5

Figura 41 - Structura poliacrilamidei

cea mai mică porozitate. Polimerizarea gelului poate fi grăbită.cu ajutorul persul-fatului de amoniu care are rol de catalizator. Este necesar să se includă şi un iniţiator al reacţiei de polimerizare, TEMED (tetrametilendiamina) fiind cel mai utilizat.

Electroforeza în gel de poiiacrilamidă (PAG) se execută în tuburi cilindrice de sticlă sau în placă, la un curent scăzut pentru evitarea fenomenelor de încălzire.

Electroforeza în gel de poiiacrilamidă este utilizată în foarte multe domenii, ca studiul proteinelor şi acizilor nucleici. Metoda electroforezei în gel de poiiacrilamidă este utilizată şi pentru determinarea masei moleculare relative a proteinelor, prin utilizarea detergentului dodecilsulfat de sodiu (SDS).

Fixarea componentelor separate pe suport, sub formă de benzi, se face prin încălzire ia 100°C, pentru electroforeza pe hârtie, sau prin tratare cu acid triclorace-tic. Vizualizarea benzilor (fracţiunilor separate) se realizează cu ajutorul unor colo­ranţi (comassie blue, amidoschwârtz, albastru de bromfenol). în urma procesului de colorare se obţin nişte pete de culoare numite spoturi.

5.1.3.2.3. Analiza şi interpretarea electroforegramelor

Analiza calitativă Numărul spoturilor obţinute în urma separării electroforetice şi poziţia lor con­

feră informaţii referitoare la numărul şi tipul componenţilor din proba de analizat. Ast­fel, la electroforeza pe hârtie a serului sanguin se obţin cinci spoturi corespunzătoare, în ordinea scăderii mobilităţilor electroforetice, albumlnelor, a,-, a2-, p- şi y -globu-linelor (figura 42).

Analiza cantitativă a electroforegramelor se bazează pe principiul legii Lambert-Beer. Evaluarea poate fi realizată prin: metoda eluţiei şi metoda densito-metrică.

— C H — j C H J — C H

I

C =

I N H ,

O

C H

I

C =

I N H

I

I

I

O

C H — ! C H , — C H

I c * = o i I I

N H I

I I C H , |

I I N H . u! I

— C H

c = o I

N H ,

C H . — CH — " I

c = o I

NH.

105

CHIMIE ANALITICĂ

I Figura 42 - Electroforeza pe hârtie a unei probe de ser sanguin

lum Metoda eluţiei presupune decuparea spoturilor şi eluţia compuşilor într-un vo-exact măsurat de solvent. Pentru fiecare soluţie se determină absorbanta. Suma tuturor extincţiilor (absorbantelor) corespunzătoare pentru spoturile obţi­

nute este considerată 100% iar distribuţia procentuală a componenţilor separaţi se calculează după relaţia:

% C , = E,-100

Metoda densitometricâ utilizează un aparat numit densitometru. Gelurile sau hârtia de filtru, imersată în glicerol pentru a deveni transparentă, se plasează în cuve speciale de sticlă. Acestea se deplasează lent de-a lungul unui fascicul luminos şi semnalul obţinut de un detector fotoelectric este înregistrat sub forma unor curbe gaussiene. Numărul picurilor înregistrate corespunde cu numărul componenţilor iar aria fiecărui pic este proporţională cu concentraţia (figura 43).

Figura 43 - Analiza cantitativă a unei electroforegrame prin metoda densitometică

T globulirv» p a2 ai Albumln»

te Procentul corespunzător arioi flecarul pic

19 11 9 S M

Prin înaltele sale performanţe, electroforeza în diferitele ei variante modeme s-a impus ca una dintre cele mai eficiente şi consacrate metode în analiza şi cercetarea biochimică.

I06

BIBLIOGRAFIE SELECTIVĂ

Alexeev V. (1975), Analyse Qualitative, Edition MIR, Moscou.

Braithwait A., Smith F. J. (1985), Cromatographic methods, 4* edition, Champan and Hali, London, U. K.

Hames B. D. (1990), Gel electrophoresis of proteins - a practicai approach, 2nd edition, IRL Press, Oxford, U. K.

Hollas J. M. (1991), Modern Spectroscopy , 2 n d edition, John Wiley and Sons, Chichester, U. K.

Holme P. J., Peck H. (1993), Analytical Biochemistry, 2 n J edition, John Wiley and So-s, Inc., New York, USA

Koryta J. (1980), Medical and biological applications of electrochemical ' devices, la edition, Univ. Microfilms International, Michigan, USA

Koryta J. (1991), Ions, electrodes and membranes, 2 n d edition, Academic Press, New York

Liteanu C, Hopirtean Elena, (1972), Chimie analitica cantitativă . Volumetria, Editura Didactică si Pedagogică Bucureşti

Popa G., Paralescu I. A., (1977), Chimie analitică, Editura Didactică şi Pedagogică, Bucureşti

Pietrzik D. J., Frank W. K. (1987), Analytical Chemistry, l s l edition, Academic Press, New York

Şerban M., Câmpeanu G., Emanuela Ionescu (1993), Metode de laborator în biochimia animală, Editura Didactica si Pedagogica R. A. Bucureşti

Willard H. H., Meritt L. L. (1988), Instrumental methods of analysis, 7* edition, Wadsworth Publishing Co., Belmont, California, USA