SVEUČILIŠTE U ZAGREBU

FARMACEUTSKO-BIOKEMIJSKI FAKULTET

Svjetlana Luterotti

UVOD U KEMIJSKU ANALIZU

5. izdanje

ZAGREB 2012

http://www.pharma.unizg.hr/download.aspx?file=/Upload/ANALIT_KEM/uvod_u_kemijsku_analizu.pdf

http://free-zg.t-com.hr/Svjetlana_Luterotti

http://free-zg.htnet.hr/Svjetlana_Luterotti

ii

Recenzenti: Prof. dr. sc. Nikola Kujundžić Prof. dr. sc. Alka Horvat Doc. dr. sc. Dubravka Pavišić-Strache Nakladnik: Farmaceutsko-biokemijski fakultet Sveučilišta u Zagrebu

Umnožavanje, preslike ili pretisak nisu dopušteni bez odobrenja autorice.

CIP zapis

ISBN 978-953-6256-14-3

iii

PREDGOVOR

Kao što sam naslov kaže ovaj tekst daje kemijske temelje analitičke kemije, dakle on obrañuje analitička ispitivanja koja se temelje na kemijskim reakcijama. Kemijskim reakcijama dobivamo spojeve koje je moguće podvrći postupcima odjeljivanja ili ih pripremamo za kvalitativnu ili kvantitativnu analizu. Mnogi postupci odjeljivanja se i sami temelje na kemijskim reakcijama. U tu je svrhu nužno poznavanje teorijskih načela i temeljnih znanja iz opće, fizičke, anorganske i organske kemije. Stoga je pojavljivanje pojmova koji su izvan dosega ovog kolegija prisutno isključivo u funkciji kemijske analize odnosno u onoj mjeri i na onim modelima koji su prema autorici nužni studentu za uspješno praćenje ovog i naprednijih kurseva iz analitičke kemije.

Ovo je radni materijal predavanja iz kolegija Analitička kemija I na Farmaceutsko-biokemijskom fakultetu Sveučilišta u Zagrebu a temeljen je na nizu citiranih literaturnih izvora. Kako je ovaj udžbenik namijenjen studentima koji stiču uvodna znanja iz kemijske analize materijal je koncipiran na način da kroz razne kemijske pojmove i veličine uvede studente u procese kemijskog razmišljanja i računanja.

Valja naglasiti da je ovaj materijal, koliko god je to bilo moguće, usklañen s FECS-ovim Eurocurriculum-om Analitičke kemije iz 1998. god. Stoga ga smatram korisnim ne samo studentima Farmaceutsko-biokemijskog fakulteta već svim slušačima sveučilišne nastave iz analitičke kemije.

Zagreb 2002, 2008, 2009, 2011, 2012 Svjetlana Luterotti

iv

SADRŽAJ Stranica

PREDGOVOR……………………………………………………………………. iii

I. OPĆI POJMOVI………………………………………………... 1

I.1. ULOGA ANALITIČKE KEMIJE………………………………… 1

I.2. ANALITIČKI PROCES I POSTUPCI……………………………. 2

I.2.1. UZORAK I UZORKOVANJE…………………................................. 5

I.2.2. ANALITIČKE REAKCIJE I NJIHOVO IZVOðENJE……………… 8

I.2.2.1. Izvedbene značajke kvalitativnih kemijskih ispitivanja……………… 12

Granične vrijednosti utvrñivanja (otkrivanja) ..................................... 12

Selektivnost…………………………………………………………... 17

I.2.2.2. Klasifikacija analitičkih postupaka…………………………………… 24

I.2.2.3. Analitički signal i informacija………………………………………… 25

Sadržaj informacije u kvalitativnoj analizi…………………................ 27

II. RAVNOTEŽE U ANALITIČKIM SUSTAVIMA.........…. 29

II.1. RAVNOTEŽE U HOMOGENIM SUSTAVIMA…………………. 33

II.1.1. IONI I OTOPINE......................................................................……… 34

II.1.1.1. Otapanje ionskih spojeva………………………………………........... 36

II.1.1.2. Otapanje kovalentnih spojeva……………………………........……… 40

II.1.1.3. Elektrolitička disocijacija……………………………………............. 42

Faktor aktiviteta i aktivitet…………………………………………… 42

III. PROTOLITIČKE REAKCIJE U KEMIJSKOJ ANALIZI…………………………………………………………… 44 III.1. KISELO-BAZNE RAVNOTEŽE...................................................... 44

III.1.1. AUTOPROTOLIZA, AMFOLITI......................................................... 45

III.1.2. KISELINE I BAZE............................................................................... 47

III.1.3. HIDROKSIDI………………………………………………………… 57

III.1.4. AMFOTERNOST……......................................................................... 59

III.1.5. HIDROLIZA………………………………………………………….. 63

III.1.6. PUFERSKE SMJESE........................................................................... 70

v

IV. KOMPLEKSNI SPOJEVI I NJIHOVA ANALITIČKA ULOGA..…………………………………………………............... 74

IV.1. ANALITIČKI ZNAČAJNI KOMPLEKSI………......................…. 75

IV.1.1. OBOJENOST KOMPLEKSA.........................................................…. 78

IV.1.2. RAVNOTEŽE REAKCIJA KOMPLEKSACIJE……..................…… 80

IV.1.3. KOMPLEKSI S ANORGANSKIM MONODENTATNIM I

BIDENTATNIM LIGANDIMA…...................................................…. 87

IV.1.4. KOMPLEKSI S ORGANSKIM BIDENTATNIM I

POLIDENTATNIM LIGANDIMA…………….................................. 96

Kelati, kelatni i entropijski efekt........................................................... 96

IV.1.5. PRIMJENA KOMPLEKSNIH SPOJEVA U KEMIJSKOJ ANALIZI.. 108

V. REDOKS REAKCIJE I REAKCIJE KARAKTERIZACIJE

VALENTNOG STANJA…………..............…..............………. 110

Reakcije disproporcioniranja............................................................... 118

Reakcije karakterizacije valentnog stanja........................................… 119

VI. REAKCIJE LUMINESCENCIJE…………………....……... 121

VI.1. FOTOLUMINESCENCIJA………………………………………… 121

VI.2. KEMILUMINESCENCIJA………………………………………… 125

VII. HETEROGENE RAVNOTEŽE…………………………….. 127

VII.1. TERMODINAMIČKA RAZMATRANJA……………………….. 127

Superkritični fluidi…………………………………………………… 129

VII.2. SUSTAVI PLINOVITO-TEKUĆE………………………………… 131

VII.3. SUSTAVI PLINOVITO-ČVRSTO………………………………… 133

VII.4. SUSTAVI ČVRSTO-TEKUĆE……………………………………. 135

Utjecaj pH na taložne reakcije ……………………………………… 141

VII.4.1. SELEKTIVNO TALOŽENJE I OTAPANJE………………………... 143

VII.4.1.1. Selektivno taloženje i otapanje klorida………………………………. 144

VII.4.1.2. Selektivno taloženje i otapanje sulfida……………………………….. 145

VII.4.1.3. Selektivno taloženje i otapanje hidroksida…………………………… 153

VII.4.1.4. Selektivno taloženje karbonata…………….....................…………… 158

vi

VII.4.2. IONSKA IZMJENA U KEMIJSKOJ ANALIZI…………………….. 160

VII.4.2.1. Ravnoteža i kinetika ionske izmjene…………………………………. 162

VII.4.2.2. Primjena ionskih izmjenjivača……………………………………….. 165

VII.4.3. METODE KAPILARNE ANALIZE…………………………………. 167

VII.5. SUSTAVI TEKUĆE-TEKUĆE…………………………………….. 173

Ekstrakcija metalnih iona…………………………………………….. 177

VIII. SLOŽENE RAVNOTEŽE…………………………………….. 182

VIII.1. MASKIRANJE I DEMASKIRANJE………………………………. 182

VIII.2. NEKE SLOŽENE RAVNOTEŽE………………………………….. 189

VIII.2.1. OTAPANJE TALOGA TEŠKO TOPLJIVIH SOLI…………………. 195

VIII.2.1.1. Otapanje nastankom slabog elektrolita….............................................. 195

VIII.2.1.2. Otapanje stvaranjem kompleksnog iona……......................................... 196

VIII.2.1.3. Otapanje promjenom oksidacijskog stanja……………………………. 199

VIII.2.1.4. Otapanje u prisustvu suviška strane soli……........................................ 200

IX. POSTUPCI ODJELJIVANJA….....................................…….. 202

IX.1. TEMELJI KROMATOGRAFSKIH ODJELJIVANJA ................. 204

IX.1.1. OPĆI POJMOVI……………………………………………………… 204

Teorija tavana………………………………………………………… 211

Kinetička teorija……………………………………………………… 211

Primjena kromatografskih metoda........................................................ 212

IX.1.2. PLINSKA KROMATOGRAFIJA……………………………………. 213

Analiza para iznad otopine plinskom kromatografijom

(“head-space” GC)…………………………………………………... 218

Primjena plinske kromatografije…………………………………….. 219

IX.1.3. KOLONSKE TEKUĆINSKE KROMATOGRAFIJE.......................... 219

IX.1.3.1. Tekućinska kromatografija visoke djelotvornosti (HPLC)………….. 222

Primjena HPLC……………………………………………………… 224

IX.1.3.2. Ionska kromatografija (IC) …………................................................... 225

Primjena ionske kromatografije ……………………………………... 228

IX.1.3.3. Kromatografija isključenjem (SEC) ..………………………….…… 228

Primjena kromatografije isključenjem……………………………….. 230

vii

IX.1.4. PLOŠNE TEKUĆINSKE KROMATOGRAFIJE ............................ 231

IX.1.4.1. Tankoslojna kromatografija (TLC) ................................................... 231

Primjena tankoslojne kromatografije ............................................... 233

IX.1.4.2. Papirna kromatografija (PC)……………………………………….. 234

Primjena papirne kromatografije.………………………………….. 237

IX.1.5. FLUIDNA KROMATOGRAFIJA PRI SUPERKRITIČNIM UVJETIMA (SFC) ......................................... 237

IX.1.6. ELEKTROFOREZA………………………………………………. 238

IX.2. NOVI TRENDOVI U KROMATOGRAFIJI I SRODNIM TEHNIKAMA................................................................................ 239

IX.2.1. KAPILARNA ELEKTROFOREZA (CE) I KAPILARNA ELEKTROKROMATOGRAFIJA(CEC)......................................... 239

IX.2.2. MICELARNE KROMATOGRAFIJE............................................. 241

IX.2.3. "LAB-ON-A-CHIP" (LOC)............................................................. 242

IX.2.4. VEZANI SUSTAV TEKUĆINSKA KROMATOGRAFIJA VISOKOG UČINKA – SPEKTROMETRIJA MASE (HPLC-MS, HPLC-MS/MS)................................................................................ 242

IX.2.5. "ULTRA PERFORMANCE LIQUID CHROMATOGRAPHY" (UPLC)............................................................................................. 243

Primjena UPLC................................................................................ 244

IX.2.6. DVODIMENZIONALNE TEHNIKE............................................. 245

X. LITERATURA………………………………………………..... 246

XI. DODATAK - OBJAŠNJENJA KRATICA, AKRONIMA I TUðICA..………………………………......... 248

1

I. OPĆI POJMOVI

Kemijska analiza znači kemijsko rastavljanje, raščlanjivanje cjelovitog ili kompleksnog na sastavne dijelove (grčki analysis). Zadaci kemijske analize temeljno se svode na dobavljanje analitičkih informacija o kvalitativnom i kvantitativnom sastavu ispitivanog materijala. Kemijskom analizom ustanovljava se sastav neke tvari (kemijskog spoja ili smjese). Ako se pri tome ustanovljava samo prisutnost pojedinih sastojaka, bez obzira na njihov stehiometrijski odnos, govorimo o kvalitativnoj analizi, a ako se radi o odreñivanju sadržaja (mase, količine, koncentracije) pojedine sastavnice govorimo o kvantitativnoj analizi. Dakle, kvalitativna kemijska analiza prethodi kvantitativnoj. Za utvrñivanje prisutnosti nekog sastojka (elementa, spoja, atomske skupine) u ispitivanoj tvari odnosno materijalu obično se upotrebljava pojam "dokazivanje" ili "detekcija", dok se u kvantitativnoj analizi koristi pojam "odreñivanje".

Kemijsku reakciju na kojoj se analiza temelji prikazuje kemijska jednadžba. Ona predstavlja kratki izraz za neki kemijski proces u kojem reagiraju reaktanti i daju reakcijske produkte. Kemijska jednadžba prikazuje samo početno i konačno stanje te na temelju nje ne možemo saznati mehanizam kemijske reakcije koja se odigrava preko niza prijelaznih stanja. Reakcije mogu biti reakcije sinteze produkta, raspada produkta, itd. Nadalje, u toku kemijske reakcije nastaju, npr., slabo ionizirani spojevi (slabe kiseline, slabe baze, kompleksi), teško topljivi talozi ili dolazi do razvijanja plinovitih produkata. U kemijskoj analizi susreću se dva osnovna tipa kemijskih reakcija: reakcije metateze i redoks reakcije. Za razliku od redoks reakcija kod metatetičkih ne dolazi do promjene oksidacijskog stanja reaktanata.

I.1. ULOGA ANALITIČKE KEMIJE

Kemijska analiza trajno je prisutna u ispitivanjima kompleksnih materijala. Ona uključuje provoñenje temeljnih znanstvenih i stručnih istraživanja, ispitivanje novih proizvoda i kontrolu toka proizvodnje pomoću raznih pokazatelja, analitičkih signala, koje analitičar pretvara u analitičku informaciju o ispravnosti proizvodnog procesa. Konačni proizvod može se prodavati ili kupovati na temelju atesta koji uključuje podatke o identifikaciji i kvantifikaciji materijala. Nadalje, važna je uloga kemijske analize u biomedicinskim ispitivanjima hrane, okoliša i lijekova, arheološkim istraživanjima, ispitivanjima umjetničkih djela i drugo Ukratko, uloga i značaj kemijske analize mogu se sažeti kao:

1. industrijski (kontrola sirovina, meñuprodukata tokom tehnološkog procesa i kvalitete finalnog proizvoda, atest sinteze, onečišćenja);

2. farmaceutski (analiza kakvoće, valjanosti i bioraspoloživosti lijeka). Za farmaceuta kemijska analiza služi pri identifikaciji i kontroli čistoće čistih ljekovitih supstancija i pripravaka, kao i pomoćnih ljekovitih tvari, te za kontrolu sadržaja djelatnih tvari;

3. prehrambeni i ekološki (kontrola kakvoće hrane, onečišćenja u hrani, vodi, zraku, tlu i drugim materijalima, npr., pesticidima ili metalima kao što su olovo, kadmij ili željezo);

2

4. biomedicinski pri čemu je kemijska analiza uključena u postavljanje dijagnoze, prognoze i terapije (analize kompleksnih smjesa, npr., bioloških tekućina, tkiva, molekula membrana, organela stanica);

5. toksikološki i forenzički (npr., zagañenje uslijed eksplozija ili primjene nervnih i drugih bojnih otrova u ratu, kriminalistika).

6. istraživački.

Analitička kemija u užem smislu bavi se analizom anorganskih tvari, no anorganska i organska analitika čine analitičku kemiju u širem smislu. Uzorak prema porijeklu može biti: anorganski (npr., FeCl3, CoSO4), organski (npr., anilin C6H5NH2, CH3OH, HCHO, protein), ili anorgansko-organski (npr., CaC2O4, vitamin B12, biološki značajni pigmenti poput hemoglobina i klorofila, itd.).

I.2. ANALITIČKI PROCES I POSTUPCI

Analitički proces počinje studijem porijekla uzorka, planom analize i izborom metode rada, a završava obradbom dobivenih podataka i njihovom interpretacijom. Za odabiranje metode rada i voñenje analitičkog procesa potrebni su mnogi podaci o materiji uzorka (porijeklo, agregatno stanje, koncentracija, vrsta materijala, npr., molekula, ion). Izbor metode uvjetuju priroda materijala uzorka koji može biti čestica materije, tekućina, plin, suspenzija dakle agregatno stanje uzorka odnosno analita, nadalje fizičke i kemijske značajke analita, npr., njegova korozivnost ili radioaktivnost koji mogu izazvati popratne efekte. Neobično je važan i odnos analita i matrice s obzirom kemijsku strukturu i kvantitativni udio u uzorku no važni su i vrijeme raspoloživo za analizu, tražena ispravnost analize kao i količina uzorka poslatog na analizu. S obzirom na sve navedene zahtjeve ponekad je potrebno modificirati odabranu analitičku metodu. I kvalitativna i kvantitativna kemijska analiza dijele se u 6 faza:

1. postavljanje analitičkog zadatka;

2. izbor prikladne metode je vrlo bitan. Pri tome važna je količina uzorka, izvedbene značajke metode, trajanje i cijena analize. Ukoliko se primijeni metoda kojom se mogu dokazati znatno veće količine analita od one prisutne u našem uzorku analitičar će iskazati da analita u uzorku nema iako ga ustvari ima. Zato treba naznačiti koja je metoda korištena i ako je moguće potražiti osjetljiviju. Odabrana metoda treba zadovoljiti svrhu zbog koje se ta analiza radi pa se po mogućnosti za analizu odabire validirana metoda;

3. uzimanje uzorka (uzorkovanje). S obzirom na to da trebamo reprezentativni uzorak pravilno uzimanje uzorka temelj je valjane analize. Valja paziti da ne doñe do meñusobnog onečišćavanja uzoraka, a važno je i pravilno čuvanje (skladištenje) uzoraka;

4. priprema uzorka za mjerenje je vrlo važna. Nakon vizuelnog pregledavanja uzorak se često podvrgava postupcima predobradbe kao sto su mrvljenje (čvrsti uzorak se usitnjava do finog praha u porculanskom ili ahatnom tarioniku, tvrdi uzorci kao što su minerali u čeličnom tarioniku ili mlinu), miješanje, granuliranje, sušenje, žarenje i kontrola sadržaja vlage, otapanje, raščinjanje, ekstrakcija, razrijeñivanje, odjeljivanje analita i obogaćivanje kod bioloških materijala. Tijekom ovih postupaka valja paziti da ne doñe do gubitaka analita, kontaminacije uzorka analitom ili meñusobnog onečišćavanja uzoraka kod rada s

3

velikim brojem uzoraka. Zatim se pristupa prethodnim ispitivanjima (reakcije suhim putem direktno na čvrstom uzorku) ili reakcijama mokrim putem nakon otapanja ili neke druge predobradbe čvrstog uzorka.

Ako se radi o čvrstom anorganskom uzorku potrebno je ustanoviti u čemu je on topljiv jer već topljivost ukazuje koje soli mogu potencijalno biti prisutne. Topljivost se ispituje tako da se uzme mali dio čvrstog uzorka i otopi u ispitanom otapalu uz mućkanje/protresivanje i, eventualno, zagrijavanje. Ako je anorganski ili anorgansko-organski uzorak otopljen u vodi prilazi se sustavnom i izravnom dokazivanju kationa i aniona. Ako je kao otapalo korištena kiselina prije izvoñenja reakcija otopinu treba blago neutralizirati jer je često već produkt sa skupinskim reagensom topljiv u kiselini. Takoñer treba pomno pratiti da li tijekom otapanja u kiselini dolazi do razvijanja plinovitog produkta koji nastaje razgradnjom aniona prisutnog u čvrstoj soli (npr., CO2 iz karbonata, H2S iz sulfida, SO2 is sulfita ili tiosulfata, NO2 iz nitrita, HCN iz cijanida). Čvrste anorganske uzorke koji nisu topljivi u vodi, razrijeñenim i koncentriranim kiselinama a niti u zlatotopci prevodi se u lakše topljiv oblik postupkom raščinjanja (vidi str. 39, 194).

Za razliku od anorganskih soli organski spojevi rjeñe su topljivi u vodi a većinom su topljivi u organskim otapalima, npr., CHCl3, CCl4, C2H5OH, CH3OH, eteru, benzenu, CS2, itd.

Odjeljivanje je potrebno onda ako u uzorku uz analit nalazimo sastavnice koje smetaju a čiju smetnju ne možemo ukloniti maskiranjem. Ono se provodi ekstrakcijom, ionskom izmjenom, kromatografijom ili postupcima kapilarne analize;

5. završno mjerenje uključuje mjerenje različitih veličina;

6. interpretacija analitičke informacije i procjena rezultata mjerenja. Dakle, utvrñivanje sastava uzorka odnosno izračunavanje koncentracije analita čine završnu fazu analitičkog procesa.

Ovisno o količini uzorka analitičke metode se koriste različitim tehnikama rada odnosno izvode se u raznim mjerilima: makro-, semimikro-, mikro-, itd. One se razlikuju po količini uzorka koji se uzima za analizu odnosno po volumenima upotrebljenih otopina uzorka i reagensa. Razlikuju se takoñer i po laboratorijskom priboru potrebnom za izvoñenje analize. Kratki prikaz analitičkih metoda s obzirom na mjerilo daje tablica I.1.

4

Tablica I.1. Analitičke metode i mjerilo* Naziv metode Količina uzorka

(-log g) IUPAC** Raniji naziv

0 Gram- Makro-

1 Decigram- Semimikro-, mezomikro-

2 Centigram- Polumikro-

3 Miligram- Mikro-

4 Decimiligram-

5 Centimiligram-

6 Mikrogram- Ultramikro-, mikro-

7 Decimikrogram-

8 Centimikrogram-

9 Nanogram- Submikro-, ultramikro-

10 Decinanogram-

11 Centinanogram- Subultramikro-

12 Pikogram-

* Prema ref.: V. Grdinić, Instrumentalne metode analitičke kemije, u Tehnička enciklopedija, sv. 6, Jugoslavenski leksikografski zavod, Zagreb, 1979, str. 494-496).

** Meñunarodna unija za čistu i primijenjenu kemiju.

Mikrogram i nanogram metode koriste se kada su uzorci uslijed teškoće priprave ili dobivanja (dijelovi tkiva i stanica, teško dostupni materijali, umjetnine) ili opasnosti po okolinu (radioaktivnost, toksičnost, eksplozivnost) ili drugih razloga dostupni u malim količinama. Visoka osjetljivost analitičke metode može dozvoliti rad s ekstremno malim uzorcima.

Glavna sastavnica u uzorku je analit koji čini >10% materije, sporedna sastavnica je analit kojeg ima 1-10%, a pod analitom u tragovima podrazumijevamo analit prisutan u količini manjoj od <1%.

Dokazivanje analita može se provesti kemijskim, fizičkim, fizičko-kemijskim ili biološkim metodama, primjenom klasičnih ili instrumentalnih tehnika analize.

Kvalitativnu analizu moguće je klasificirati:

1. prema svrsi: dokazivanje jedne vrste tvari ili nekoliko vrsti tvari koje pripadaju istoj kemijskoj skupini;

2. prema tehnici rada: klasična kemijska analiza (primjenom ljudskih osjetila, vid i njuh), instrumentalna (primjenom instrumenata);

3. prema dobivenom analitičkom signalu kojeg može dati sam analit ili produkt kemijske, fizičke ili biološke (enzimatske, imunološke) reakcije;

4. uz primjenu ili bez primjene postupaka odjeljivanja. Klasična kvalitativna analiza za odjeljivanje koristi selektivno taloženje ili otapanje, ekstrakciju organskim otapalom,

5

ionsku izmjenu, plošne kromatografije, dok instrumentalna kvalitativna analiza koristi kolonske kromatografske postupke odjeljivanja (vidi Postupci odjeljivanja);

5. prema načinu dobivanja informacije (ručno, npr., vizualnim ispitivanjem taloga, boje ili usporedbom spektara), poluautomatski (procjena vremena zadržavanja analita na kromatogramu elektroničkim integratorom ili računalom, vidi Temelji kromatografskih odjeljivanja) ili potpuno automatizirano (npr., pretraživanje spektara u računalskim bazama podataka).

Vodeće svjetske farmakopeje za potvrdu identiteta djelatne tvari i kontrolu čistoće osim klasičnih ispitivanja i postupaka odjeljivanja primjenjuju i niz instrumentalnih metoda. Posljednje su metode i temelj glavnine postupaka odreñivanja analita. Farmakopeje propisuju niz klasičnih kemijskih reakcija temeljenih na nastajanju obojenih produkata, bojenju plamena, oslobañanju plinovitih produkata, luminescenciji, redoks procesima, taloženju i otapanju, amfoternosti, hidrolizi i kompleksaciji u svrhu identifikacije iona i skupina, ali i kao temelj ispitivanja čistoće pa i kvantitativnih analiza. Stoga su navedene teme iz opće kemije nužan dio ovog materijala.

I.2.1. UZORAK I UZORKOVANJE

Uzorak (U) je dio tvari o kojoj je potrebna odreñena analitička informacija. Uzorak mora biti reprezentativan dio materijala koji se analizira dakle on mora biti homogen (zato tekući uzorak treba homogenizirati mućkanjem a čvrstu tvar izmrviti i izmiješati) pa se za analizu uzima njegov dio. Prije nego li se priñe sustavnoj analizi nekog uzorka treba ga vizuelno ispitati. Ako je uzorak tekućina promatra se njezina boja i miris i izmjeri pH. Ako se uz tekućinu nalazi i talog treba uzeti u obzir i njegovu boju i izgled (kristaliničan, želatinozan).

Uzorkovanje je dio analitičkog procesa kojim se izdvaja jedna ili više porcija (alikvota) iz materijala dobivenog na analizu. Shema uzorkovanja treba biti usklañena s postavljenim analitičkim problemom i prirodom tražene analitičke informacije. Realni materijali koji dolaze na analizu su heterogeni pa je potrebno provesti pouzdano uzorkovanje. Jedino u slučaju homogenih uzoraka su manipulacije s uzorcima jednostavne i izravne. Npr., tekućine i plinovi su često dovoljno homogeni ili ih se lako homogenizira. Adekvatno uzorkovanje treba osigurati da sastav uzorka bude isti kao i prosječni sastav materijala koji se ispituje. Egzaktne metode uzorkovanja su propisane industrijskim standardima za svaki materijal. Optimalnu strategiju uzorkovanja treba razraditi zajedno s naručiteljem analize ili s korisnikom podataka. (Kada se procjenjuje ukupna pouzdanost kemijskog ispitivanja važno je uzeti u obzir i neizbježni udio iz postupka uzorkovanja. Npr., unutar ukupne varijance kao mjere nepreciznosti analitičkog procesa varijanca uzorkovanja je 5-10 puta veća od varijanci ostalih preliminarnih postupaka, mjerenja analitičkog signala i obrade podataka).

Uzorci se obično nose u laboratorij na analizu no ponekad se analiza provodi in situ uz pomoć prenosivih analitičkih instrumenata. Npr., svakodnevni primjer je kontrola koncentracije klora u bazenima za plivanje: uzorak vode se uzima u epruvetu, dodaju reagensi te se dobivena boja usporeñuje s referentom skalom boja na licu mjesta.

6

Isparljivost, fotoosjetljivost, termička nestabilnost, biorazgradljivost i kemijska reaktivnost komponenata uzorka važni su podaci pri dizajniranju strategije uzorkovanja i izboru postupka uzorkovanja. Tijekom svih ovih postupaka mora se paziti da ne doñe do kontaminacije ili gubitka analita. Npr., potrebno je temeljito ispiranje posude s tekućim ili plinovitim uzorkom da bi se izbjegli gubici zbog adsorpcije na stijenkama posude. Nadalje, tijekom usitnjavanja može doći do kontaminacije uzorka ali i do gubitka isparljivih komponenata zbog razvijanja topline (npr., Se, Hg, As u mineralima ili u uzorcima tla). Takoñer, novo formirane čestice mogu u kontaktu sa zrakom biti podvrgnute oksidaciji, npr., Fe2+ u Fe3+. Tijekom prijenosa i čuvanja uzoraka može doći do kemijskih reakcija koje mogu promijeniti oblik analita. Zato se uzorci pažljivo čuvaju nakon uzorkovanja, npr., pri niskoj temperaturi ili dodatkom kemijskih konzervansa ukoliko ovi ne interferiraju.

Heterogene smjese poput emulzija, prašaka, suspenzija ili aerosolova zahtijevaju statističko uzorkovanje. Uzorak treba uzimati prema statistički temeljenom planu koji teorijski daje istu vjerojatnost svakoj čestici ili dijelu tvari da se pojavi u uzorku. Općenito, statističko uzorkovanje zahtijeva uzimanje dijelova iz svakog odjeljka materijala, koji se onda kombiniraju, miješaju i ponovno uzorkuju sve dok se ne dobije laboratorijski uzorak pogodne veličine. Detalji ove tehnike se razlikuju s obzirom na fizičko stanje ispitivanog materijala. Tako se različite tehnike koriste za uzorkovanje plinova, tekućina ili čvrstih tvari. Uzorkovanje velike količine materijala provodi se strojno. Slučajno uzorkovanje se provodi tako da se izvorni materijal podijeli u stvarne ili zamišljene dijelove, te se svaki dio numerira. Izbor onih dijelova iz kojih će se uzeti materijal radi se prema tablici slučajnih brojeva.

Kod čvrstih materijala veličina uzorka ovisi o traženoj preciznosti analize, heterogenosti materijala, veličini čestica. Kada je čvrsti materijal sipak (pijesak, brašno, sol) ili kod ispitivanja površinskih voda koristi se sonda (tzv. "kradljivac" uzorka) koja služi za sakupljanje uzoraka iz unutrašnjosti materijala. Jedna od izvedbi sastoji se od dvije perforirane cijevi, pri čemu jedna lagano ulazi u drugu. Otvori se otvaraju odnosno zatvaraju okretanjem unutarnje cijevi. Kada su otvori zatvoreni sonda se ubacuje u materijal koji se uzorkuje, otvori se otvaraju te se sakupljaju uzorci s različitih mjesta (ovisno o položaju otvora), te se otvori ponovno zatvaraju prije izvlačenja sonde iz uzorka. Ako je dobiveni materijal preobilan radi se redukcija njegove veličine. Uobičajeni postupak uključuje usitnjavanje i miješanje uz oblikovanje stošca, koji se izravna u disk, podijeli u četvrtine, te naizmjenične četvrtine uzmu odnosno ostave (slika I.1.). Ovakav se postupak ponavlja dok se masa uzorka ne smanji toliko da se može transportirati u laboratorij. U laboratoriju on se usitnjava u prah u mlinu ili u tarioniku (željeznom ili ahatnom) da se olakša otapanje te prosijava pa je takav dobro izmiješani prah spreman za analizu.

Slika I.1. Redukcija veličine uzorka.

7

Uzorkovanje čvrstih materijala može se odnositi i na male mase, npr., tablete. Npr., pri analizi lijekova uzima se barem deset slučajno odabranih tableta, pulverizira i homogenizira u tarioniku. Izvagani alikvot uzima se za analizu.

Kod heterogene tekuće smjese važno je da li je to suspenzija, emulzija, smjesa nemješljivih tekućina ili tekućina koja sadrži čvrsti ostatak. Situacija se dodatno komplicira ako je tekuća smjesa nestabilna, npr., ako emulzija sadrži isparljive komponente ili otopljene plinove. Općenito se uzimaju slučajni alikvoti s različitih dubina i s različitih mjesta u tekućem uzorku. Oni se mogu analizirati odvojeno ili kombinirati da bi se dobio sastavljeni uzorak kao statistički reprezentant izvornog materijala.

Pri uzorkovanju atmosferskog zraka upotrebljena metoda ovisi o kemijskim i fizičkim svojstvima komponenata koje se analiziraju. Obično se atmosferski zrak propuhuje pri kontroliranoj brzini kroz seriju finih filtara ili kroz stupicu. U oba slučaja zadržavanje analita mora biti kvantitativno. Čestice se zaustavljaju, npr., na teflonskom filtru a plinovi bivaju kemijskom reakcijom zadržani u stupici, otopini ili na stupcu.

Uzorak sačinjavaju analit i matrica. Analit (A) je dio uzorka koji se dokazuje ili odreñuje, a može biti: ion (Na+, Fe3+, Cl-, NO3

-), atom (Hg, Fe, Pb), radikal (npr., Cl., ili alkil radikal H3C

., radikali organskih kiselina), molekula (Cl2, Br2, H2O, AgNO3), makromolekula, funkcionalna skupina tj. atomska skupina koja je odgovorna za karakteristično ponašanje spoja u kojem se nalazi te daje karakteristične kemijske reakcije (npr., alkoholna -OH, eterska -O-, aldehidna karbonilna -CHO, ketonska karbonilna C=O, karboksilna -COOH, esterska -COOR, amino -NH2, itd.). Matrica (M) je zbroj preostalih sastojaka uzorka koje se ne analiziraju a s kojima analit čini cjelinu uzorka. Ako prikažemo reakciju analita s reagensom (R) kojom nastaje reakcijski produkt (RP) vidljivo je da matrica može biti:

1. indiferentna:

Pb(NO3)2 + NaNO3 → Pb2+ + Na+ + 3NO3-

U A M

Pb2+ + Na+ + NO3- + SO4

2- ⇄ PbSO4 + Na+ + NO3-

A M R RP, M bijeli talog

2. smetajuća:

Pb(NO3)2 + Ba(NO3)2 → Pb2+ + Ba2+ + 4NO3-

U A M

Pb2+ + Ba2+ + NO3- + 2SO4

2- ⇄ PbSO4 + BaSO4 + NO3-

A M R RP, bijeli talog

8

ili

Pb2+ + Sr2+ + NO3- + 2SO4

2- ⇄ PbSO4 + SrSO4 + NO3-

A M R RP, bijeli talog

Smetajuću matricu treba maskirati ili odijeliti od analita.

I.2.2. ANALITIČKE REAKCIJE I NJIHOVO IZVOðENJE

Za provoñenje analize moraju postojati najmanje tri elementa: analit, reagens i rezultat njihove interakcije:

analit + reagens → rezultat interakcije

Rezultat interakcije posljedica je odreñene analitičke reakcije koja može biti uzrokovana kemijskim (anorganski, organski; element, ion, kemijski spoj, smjesa spojeva), fizičkim (elementarne čestice, kvanti zračenja) ili biološkim (enzimi, biološki supstrati, organele, stanice, organizmi) reagensom kao sredstvom za pobuñivanje pogodnih promjena u uzorku. Reagens može biti prisutan u bilo kojem agregatnom stanju.

Reakcije u analitičkoj kemiji mogu se odvijati mokrim putem (u otopini/s otopinom) ili suhim putem. Oba tipa reakcija mogu se izvoditi na raznim podlogama (inertne: satno ili predmetno stakalce, epruveta, Feiglova pločica; aktivne: filter papir, membrane, granule ionskog izmjenjivača). Kako uzorak može doći u sva tri agregatna stanja (najčešći su uzorci čvrsti ili tekući dok se plinoviti prevode u tekuće stanje ili se analiziraju posebnim postupcima) to se kvalitativna ispitivanja na čvrstom uzorku mogu provoditi reakcijama suhim putem ili reakcijama mokrim putem. Temeljitija i sigurnija su ispitivanja u otopini pa se u laboratorijskim uvjetima ona najčešće i rade, dok se reakcije na čvrstom uzorku koriste samo kao predispitivanja ili kao pomoćni dokazi.

Anorganske tvari su općenito u otopini u ionskom obliku a rjeñe u obliku nedisociranih molekula. Stoga se kvalitativna anorganska analiza sastoji od zasebnog dokazivanja kationa i zasebnog dokazivanja aniona, koji u ravnoteži istodobno postoje u otopini uzorka. Pod reakcijama mokrim putem podrazumijevaju se:

1. reakcije promjene boje otopine ili pojave luminescencije u otopini:

2Mn2+ + 5PbO2 + 4H+ ⇄ 2MnO4- + 5Pb2+ + 2H2O

-5e/2 +2e/5

A, bezbojna R, RP, ljubičasta otopina čvrsta tvar otopina

5C2O42- + 2MnO4

- + 16H+ ⇄ 2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O -2e/5 +5e/2

A, bezbojna R, ljubičasta RP, bezbojna RP, plin otopina otopina otopina

9

Fe3+ + 3SCN- ⇄ Fe(SCN)3

A R RP, crvena otopina

NO3- + 3Fe2+ + 4H+ ⇄ 3Fe3+ + NO + 2H2O

+3e -1e/3 A R RP

FeSO4 + NO ⇄ FeSO4.NO

RP, smeñ

Reakcija nastajanja fluorescirajućeg produkta je, npr., reakcija Al3+ s morinom (vidi Granične vrijednosti utvrñivanja, vidi i Fotoluminescencija), itd. Kod svih navedenih reakcija nastaju topljivi produkti.

2. reakcije stvaranja taloga (bijelih, obojenih ili fluorescirajućih):

Pb2+ + 2Cl- ⇄ PbCl2

A R RP, bijeli talog

Ag+ + Cl- ⇄ AgCl bijeli talog

Pb2+ + CrO42- ⇄ PbCrO4 žuti talog

2Ag+ + CrO42- ⇄ Ag2CrO4 crveno-smeñi talog

Pb2+ + S2-⇄ PbS crni talog Zn2+ + 2 ⇄ + 2H+

8-hidroksikinolin žuti talog, fluorescira (oksin) žuto pod UV svjetlom

Meñu reakcije nastajanja fluorescirajućih taloga spadaju i reakcija Al3+ s oksinom (vidi str. 108), te Na+ s cink-uranil acetatom (vidi Fotoluminescencija).

Navedenim reakcijama nastaju teško topljivi produkti koji mogu biti topljivi u razrijeñenim ili koncentriranim kiselinama ili lužinama. Nastali talozi mogu biti i kristalinični s karakterističnim oblikom kristala koji se promatraju pod mikroskopom. S obzirom da oblik kristala ovisi o nizu faktora kao što su pH, koncentracija, temperatura, prisustvo drugih tvari, brzina kristalizacije, treba ih provoditi pod točno odreñenim uvjetima. Reakcije mikrokristalizacije pokazale su se pouzdanim načinom dokazivanja bijelih kristaliničnih taloga koji inače imaju slična fizikalna i kemijska svojstva.

OH N

2

O N

Zn/2

10

3. reakcije stvaranja plinova, mirisnih para i lako hlapljivih produkata:

NH4+ + OH- → NH3 + H2O

A R RP, plin karakterističnog mirisa, promijeni boju crvenog lakmus papira u modru

S2- + 2H+ → H2S

A R RP, plin karakterističnog mirisa, dokazuje se pomoću kapi Ag+, Pb2+, Hg2+ ili Cu2+ na filter papiru

3CH3OH + H3BO3 H+

B(OCH3) 3 + 3H2O

metilni ester borne kiseline, zapaljen gori žuto-zelenim plamenom

CO32- + 2H+ → H2CO3 → CO2 + H2O

mjehurići plina, obezboji fenolftalein papir (navlažen s Na2CO3)

CH3COOH + C2H5OH H+

CH3COOC2H5 + H2O

ester, miris na voće

Dodatkom nekog reagensa može ispitivani ion prijeći u odgovarajući plinoviti produkt koji se može identificirati po razvijanju mjehurića (npr., CO2), obojenih para (npr., NO2), reakciji s nekim reagensom (npr., reakcija SO2 ili H2S) ili indikatorom (npr., NH3, CO2), po mirisu (npr., NH3, H2S, etil acetat) ili prema boji zapaljenih para (npr., metilni ester borne kiseline). Ako se reakcija izvodi u epruveti plinoviti produkt se dokazuje postavljanjem indikator papira ili filter papira impregniranog reagensom iznad otvora epruvete.

Pod reakcijama suhim putem podrazumijevaju se sublimacija, reakcije taljenja i reakcije bojenja plamena. Ispitivanje čvrstog uzorka ili reakcije suhim putem temelje se na zagrijavanju samog uzorka ili uzorka pomiješanog s nekim čvrstim reagensom (npr., Na2CO3, Na2CO3+KNO3, KHSO4, boraks) prilikom čega može doći do fizičkih i kemijskih promjena koje su karakteristične za stanovitu tvar u uzorku. Vidljive pojave su hlapljivost neke tvari ili razvijanje plina osebujnog mirisa, sublimacija, promjena boje čvrste tvari kad se zagrije, stvaranje obojenih talina koje imaju različitu boju u hladnom i vrućem stanju, itd. Na temelju tih pojava dokazuju se pojedini elementi ili spojevi. Zaključke izvedene na temelju reakcija na čvrstom uzorku treba potvrditi specifičnim reakcijama pretpostavljenih iona u otopini. Dakle čvrsti uzorak treba otopiti.

Ipak, čak i neke reakcije taljenja mogu biti specifične, npr.:

Al 2O3 + CoO → Co(AlO2)2 Thenardovo modrilo

11

Cr2O3 + 2Na2CO3 + 3KNO3 → 2Na2CrO4 + 3KNO2 +2CO2 -3e/2 +2e/3

zelen žuta talina

ZnO + CoO → CoZnO2 Rinnmannovo zelenilo

MnO + 2KNO3 + Na2CO3 → Na2MnO4 + 2KNO2 + CO2 -4e +2e/2

zelena talina

Meñu reakcije taljenja ubrajamo i predispitivanja bojenjem biserki, boraksove biserke, Na2B4O7x10H2O, ili fosforne biserke, NaNH4HPO4x4H2O. To su prozirne i bezbojne taline a metalni oksidi ih boje karakterističnom bojom u oksidacijskom i redukcijskom plamenu. Tako, npr., kobalt boji modro i vruću i hladnu i boraksovu i fosfornu biserku i u oksidacijskom i u redukcijskom plamenu. Neke čvrste anorganske i organske tvari pokazuju svojstvo da zagrijavanjem sublimiraju pa se ovo svojstvo može iskoristiti za njihovu identifikaciju i odjeljivanje od spojeva koji ne sposjeduju to svojstvo. Npr., iz smjese čvrstih J2 i Fe2O3 moguće je odijeliti J2 sublimacijom.

Reakcije bojenja plamena služe dokazivanju alkalijskih i zemnoalkalijskih elemenata (kationa V i VI analitičke skupine) koji u obliku lako hlapljivih klorida i nitrata boje oksidacijski (bezbojni) dio plinskog plamena karakterističnom bojom. Atomi i ioni u osnovnom energetskom stanju ne mogu emitirati elektromagnetsko zračenje. Ovo je meñutim moguće ako su prevedeni u ekscitirano stanje a to nastupa ako atom ili ion primi energiju, npr., toplinsku. U višem energetskom stanju, Ep, on ostaje 10-8 s i vraćanjem u osnovno energetsko stanje, E0, emitira monokromatsko svjetlo, čija je frekvencija izravno proporcionalna razlici energija ovih dvaju energetskih razina:

∆E = Ep – E0 = hν; ν = c/λ h (Planckova konstanta) = 6,63x10-34 J s c (brzina svjetlosti) = 3,00x108 m s-1

Npr.: K+Cl- disoc.

. Ko + Clo

Ko + ET → Ko* apsorpcija toplinske energije

Ko* → Ko + hν emisija monokromatskog svjetla

Pri povratku u E0 emitira se ljubičasta svjetlost (λ = 404 nm) u prisustvu kalija a u prisustvu natrija žuta D-linija (λ = 589 nm):

Na+Cl- disoc.

Nao + Clo

čvrsti uzorak plin ili otopina

Nao + ET → Nao*

Nao* → Nao + hν

12

Karakteristične boje plamena su slijedeće: žuto za Na, narančasto-crveno za Ca, karmin crveno za Sr, ljubičasto za K, žuto-zeleno (svjetlucavo) za Ba, modro do modro-zeleno za Cu. Ovdje je prisutno načelo atomsko-emisijske spektroskopije (AES), točnije plamene atomsko-emisijske spektroskopije (FAES), koja je vrlo osjetljiva metoda analize. I neki drugi elementi daju karakteristične linije ali je za ekscitaciju potrebna velika toplinska energija (npr., električni luk ili iskra). Ako su u uzorku istovremeno prisutni Na+ i K+ onda žuta boja plamena natrija potpuno prekrije ljubičastu boju od kalija pa je za dokazivanje kalija plamen potrebno gledati kroz kobaltovo staklo koje apsorbira žute zrake a propušta ljubičaste.

I.2.2.1. Izvedbene značajke kvalitativnih kemijskih ispitivanja

Pod izvedbenim značajkama analitičkih kemijskih reakcija (metoda) podrazumijevaju se oni parametri čija brojčana vrijednost omogućuje procjenu valjanosti analitičkog postupka i njegovu svrsishodnost u rješavanju postavljenog analitičkog zadatka. Potpuni postupak procjene izvedbenih značajki naziva se validacijom analitičke metode. Općenito, izvedbene značajke analitičke metode obuhvaćaju osjetljivost, preciznost, ispravnost (sustavnu pogrešku), granicu dokazivanja i granicu odreñivanja, selektivnost, otpornost i/ili izdržljivost. Strogo valja razlikovati izvedbene značajke u kvalitativnoj i kvantitativnoj kemijskoj analizi. Kako je kvantitativna kemijska analiza izvan dosega ovog udžbenika za detalje vezane uz pojmove izvedbenih značajki u kvantitativnoj analizi valja konzultirati druge izvore.

U kvalitativnoj kemijskoj analizi pod izvedbenim značajkama podrazumijevamo granične vrijednosti utvrñivanja, selektivnost i otpornost. Od idealne reakcije traži se da bude specifična, osjetljiva i jednostavna za izvoñenje. Takvih je reakcija malo. S obzirom na broj iona koji reagiraju pod odreñenim uvjetima s nekim reagensom reakcije mogu biti selektivne ili specifične, a s obzirom na najniži sadržaj analita koji se još pouzdano dade dokazati mogu biti više ili manje osjetljive.

Granične vrijednosti utvrñivanja (otkrivanja)

Najveći značaj za odabiranje neke analitičke reakcije imaju granične vrijednosti utvrñivanja tj. mogućnost sigurnog dokazivanja što manje količine (mase) analita pomoću odabranog analitičkog postupka. Granična vrijednost analita jest najmanja količina (apsolutna vrijednost) ili najmanja koncentracija (relativna vrijednost) analita koja se još može signifikantno razlikovati od slijepe vrijednosti koju daje mjerenje slijepog uzorka u kojem analit nije prisutan; dakle to je onaj najmanji udio analita koji još izaziva specifični signal. Granična vrijednost može se izraziti u kvalitativnom (granica identifikacije) i kvantitativnom (granica dokazivanja, odreñivanja) smislu.

Granične vrijednosti utvrñivanja obuhvaćaju minimalnu masu analita koja se može otkriti i maksimalno razrijeñenje analita kod kojeg on još može biti otkriven. Maksimalno razrijeñenje i minimalna koncentracija utvrñivanja su recipročni. Granica identifikacije, LI, je najmanja masa analita izražena u gramima koja se može dokazati potpunim analitičkim postupkom sa zadanom vjerojatnosti. Uz nju uvijek mora biti označena i tehnika kojom se radi jer ova veličina ne obuhvaća volumen otopine u kojem je otopljena dotična količina supstancije. Granica identifikacije definira se po F. Feigl-u i kao granična vrijednost mase ili koncentracije tvari koja se nekom reakcijom može dokazati s 50%-

13

tnom sigurnošću. F. Hahn je predložio pojam granične koncentracije (LC, g cm-3) tj. najmanje koncentracije kod koje se neka tvar još može dokazati:

LC = LI (g)/V (cm3) = LI (µg)/[V (cm3)x106]

Volumen u kojem se izvodi reakcija je vrlo bitan jer nije svejedno da li se odreñena količina uzorka nalazi otopljena u većem ili manjem volumenu, odnosno što je reakcija osjetljivija to je moguće u većem volumenu dokazati manju masu ili količinu analita. Zato K. Heller osjetljivost reakcije izražava graničnim razrijeñenjem, LD. Npr., ako je LC 1,0x10-5 g cm-3 znači da će se tom reakcijom analit moći uvijek pouzdano dokazati pod uvjetom da mu je koncentracija >1,0x10-5 g cm-3. Recipročna vrijednost od LC je LD tj LD = 1/LC = 1/1,0x10-5 = 1,0x105 cm3 g-1.

H. Malissa predlaže da se osjetljivost reakcije izrazi kao granični eksponent:

pD = - log LC

Većina reakcija u kvalitativnoj analizi ima pD 3-8, a najčešće se koriste one s pD od 5 do 6.

Schoorl je uveo i pojam graničnog omjera koji je omjer izmeñu najmanje količine tvari koja se još može dokazati i najveće količine strane primjese. Slično su H. Malissa i A. A. Benedetti-Pichler predložili dvije vrijednosti za granični eksponent: pDa (apsolutni granični eksponent, eksponent osjetljivosti za analit bez matrice uzorka) i pDr (relativni granični eksponent, eksponent osjetljivosti za analit s odreñenim sastavnicama matrice). Prisutnost stranih primjesa utječe na osjetljivost reakcije i to većinom tako da ju snizuje pa je pDr < pDa. pD vrijednosti nekih analitičkih reakcija u prisustvu i u odsustvu stranih tvari prikazuje tablica I.2.

14

Tablica 1.2. pD vrijednosti postupaka dokazivanja nekih iona

Ion Reagens pDa Granica smetnje pDr

NH4+ Lakmus 5,7 Amini

1:100 K

1:1000 Na

Li, Rb, Cs

0,0

4,7

4,7

5,7

Al 3+ Morin 6,0 Zr, Th, Sc, Ga

1:10 Au, Mo, V, Fe, Sb

1:100 Ti

1:10 Ti

1:100 Cr, U, Ce, La, Be, Zn, Mn, Co, Ni

0,0

0,0

0,0

4,0

6,0

Fe3+ K4[Fe(CN)6] 4,5 F-, fosfat

1:2 U

1:5 Mo

1:20 Hg, Sb(V), W, Ti, Zr, Tl, Co

1:30 Ag, Pb, Bi, Cd, Rh, Ir, Pt, Se, Cr, Th, Zn, Mn, Ni

1:100 As, Sb(III), Sn, Au, Pd, Te, Nb, Ta, Al

0,0

2,8

3,0

3,8

4,0

4,5

Hg2+/+ Difenilkarbazid 5,0 SO42-, CrO4

2-, molibdat, Au, V

1:100 Ag, Cu, Pb, Bi, Cd, As, Sb, Sn, Pt, Se, Te, W, Tl

0,0

5,0

S2- Na-nitroprusid* 4,7 1:100 SO32-, SO4

2-, S2O32- (specifično) 4,7

* Na2[Fe(CN)5NO] pDa- apsolutni granični eskponent, pDr - relativni granični eksponent

Kvalitativno se granice identifikacije utvrñuju tako da se izvedu reakcije dokazivanja s otopinama analita sve većeg razrijeñenja. Razrijeñivanje se ponavlja sve dotle dok se postupkom identifikacije više ne može sa sigurnošću utvrditi prisutnost analita. Pri tome postignuta granična koncentracija dokazivanja ne može se smatrati pouzdanom jer se pri razrijeñivanju i uz sav oprez unose nesustavne pogreške. Promatrajući takvo ispitivanje vidimo da se kao rezultat može dobiti pozitivna reakcija (analit je dokazan) ili negativna reakcija (analit nije dokazan). Procjena granice utvrñivanja svodi se dakle u kvalitativnom smislu na odlučivanje DA ili NE (binarno odlučivanje) tj. na to da li je neko zapažanje (razvijanje boje, pojava taloga, pojava kristala) signal uzorka ili signal slijepe probe. Tako se kvalitativni problem svodi na binarnu situaciju koja dopušta samo dvije mogucnosti. Takvi se problemi u statistici rješavaju ispitivanjem hipoteza. Postavlja se nulta hipoteza, H0: "zapažen" rezultat pripada slijepoj probi, i alternativna hipoteza, Ha: "zapažen" rezultat pripada utvrñenoj supstanciji. Ispituje se koja je od tih teza prihvatljiva. Pri ispitivanju mogu se javiti dvije vrste pogrešaka: α-pogreške ili pogreške prve vrste, ako se zaključi da je supstancija prisutna a ona to u stvari nije, i β-pogreške ili pogreške druge vrste, ako se ne zaključi prisutnost supstancije koja je u stvari prisutna. Dakle, pozitivan ishod ispitivanja ne mora nužno značiti prisustvo analita kao što niti negativan ishod reakcije ne mora značiti odsustvo analita. Ispravnost našeg zaključivanja ovisi i o selektivnosti reakcije.

15

Gubitak informacija izazivaju faktori koji smetaju i time mijenjaju granicu identifikacije. Npr., pogrešnu informaciju izazivaju kemijske nečistoće reagensa te onečišćenja zraka, vode ili posuña. Paralelnim radom sa slijepom probom navedene pogreške mogu se ukloniti. Slijepi uzorak sama je matrica uzorka i reagens tj. otopina bez analita. Analitički signal može se smanjiti uslijed gubitka analita tijekom ispitivanja: prskanjem, isparavanjem, adsorpcijom analita kao i sekundardnim reakcijama, što sve vodi promjeni informacije. Veliki je i utjecaj eksperimentalnih parametara, tlaka i temperature, na signal.

Za osjetljivost vrlo je važna i tehnika rada (na filter papiru, granuli ionskog izmjenjivača, Feiglovoj pločici, predmetnom stakalcu ili u epruveti). Izvoñenjem reakcija na aktivnim podlogama kao što su filter papir ili granule ionskog izmjenjivača dobiva se značajno na osjetljivosti. Kod najvažnijih tehnika mikrokvalitativne analize i to reakcija u kapi, reakcija u kapi na smoli i reakcija na prstenastoj zoni filter papira granica identifikacije ovisi i o upotrebljenoj tehnici rada i o svojstvima produkta analitičke reakcije (tablica I.3.).

Tablica I.3. Granice identifikacije nekih iona (µg) dobivene raznim analitičkim tehnikama

Ion Reagens ST RST ROT

Fe3+ KSCN* 0,25 0,25 0,15

Fe3+ feron** 0,5 0,002 0,15

Ag+ K2CrO4*** 2 1 0,75

Co2+ KSCN* 0,5 0,16 0,15

Co2+ PAN** 0,25 0,025 0,08

Co2+ 1-nitrozo-2-naftol**,***

0,1 0,003 0,02

Bi3+ tiourea** 0,6 0,1 0,12

ST - reakcija u kapi ("spot test"), RST - reakcija u kapi na smoli ("resin spot test"), ROT – reakcija u prstenastoj zoni na filter papiru ("ring-oven test") Tipovi produkata: * jednostavni topljivi kompleks, ** topljivi kelat, *** kristalinični produkt.

S obzirom na granične vrijednosti utvrñivanja za identitetne reakcije kojima nastaju kristalinični talozi najpogodnije je izvoñenje ROT, uz nastajanje dobro ili slabo topljivih kelata najpogodniji je RST. Ako kao produkt nastaje jednostavni kompleks nekad je pogodniji RST a nekad ROT ovisno o afinitetu produkta prema celuloznim vlaknima ili smoli.

PRIMJERI povećanja osjetljivosti reakcija:

1. primjenom katalizatora:

Ag+

2Mn2+ + 5S2O82- + 8H2O ⇄ 2MnO4

- + 10SO42- + 16H+

-5e/2 +2e/5

bezbojna ljubičasta otopina otopina

16

2. primjenom organskog otapala (vidi Sustavi tekuće-tekuće):

Cd2+ + 2 ⇄ +2H+

[4-(2-piridilazo)-rezorcinol] narančasta vodena otopina, intenzivno (PAR) narančasto-ružičasto u 1-pentanolu

Co2+ + nSCN- ⇄ [Co(SCN)n]2-n n = 1-4 (ovisno o koncentraciji liganda)

u vodi svjetlo ružičast (vidi Selektivnost, vidi i kompleks, u organskom Maskiranje i demaskiranje) otapalu intenzivno modar

2[Fe(CN)6]3- + 2J- ⇄ J2 + 2[Fe(CN)6]4-

+1e/2

-2e

smeñe obojenje J2 u vodi, u CHCl3 intenzivno ljubičasto

3. primjenom aktivne podloge (tablica I.4., vidi i Primjena ionskih izmjenjivača):

H O O H3C-C=NOH H3C-C=N N=C-CH3

Ni2+ + 2 + 2NH3 ⇄ Ni +2NH4+

H3C-C=NOH H3C-C=N N=C-CH3 O O H

dimetilglioksim (DMG) ružičasto-crveni talog (vidi Selektivnost)

Stvarna struktura kompleksa Ni-DMG je rezonancija s vjerojatnim vodikovim mostovima

N−O….H.

2

N N

OH

OH

N

N N

O Cd/2

N

OH

17

Tablica I.4. Granica identifikacije Ni2+ reakcijom s DMG u funkciji upotrebljene podloge

Analitička tehnika (nosač) LI (µg Ni2+)

ST* 0,25

RST** 0,01

ROT*** 0,05

DMG - dimetilglioksim *Feiglova pločica, ** anionski izmjenjivač Amberlite IRA-400, *** filter papir Schleicher&Schüll 5892

Granične vrijednosti utvrñivanja može se značajno poboljšati izvoñenjem reakcija na filter papiru prethodno impregniranom reagensom.

Visoko osjetljiva ali ne i specifična je i reakcija Al3+ s morinom (pDa = 6,0):

Al 3+ + 3 ⇄ + 3H+

morin, ne fluorescira intenzivna žuto-zelena fluorescencija

Visoko osjetljiva i visoko selektivna reakcija (smetaju samo amini) je i reakcija dokazivanja NH4

+ iona razvijanjem amonijaka (pDa = 5,7).

Selektivnost

Analitički postupak je selektivan ako se može u smjesi iona bez prethodnog odjeljivanja dokazati (odrediti) postepeno više sastavnica. F. Feigl je definirao pojmove "selektivan" i "specifičan" s gledišta kvalitativne kemijske analize. Pod pojmom specifičnosti (reakcije ili reagensa) on shvaća indikativnost za samo jednu supstanciju a pod pojmom selektivnosti indikativnost za mali broj supstancija. Prema tome reakcije ili reagensi mogu biti više ili manje selektivni dok reagens ili reakcija jest ili nije specifična. Specifičnost je najviši stupanj selektivnosti. Kako specifičnih reagenasa ima daleko premalo to se odabiru oni sa što većim stupnjem selektivnosti. Neke selektivne reakcije se mogu podešavanjem uvjeta prevesti u specifične. Specifična reakcija je takva koja je uz odreñene uvjete (temperatura, otapalo, pH, itd.) karakteristična samo za promatrani ion ili molekulu pa se pod datim uvjetima može koristiti za njihovo dokazivanje u prisutnosti drugih supstancija. Reakcije se klasificiraju kao:

1. specifične (1)

2. selektivne (3-5)

3. skupinske (5-7)

pri čemu je u zagradi označen broj sastavnica koje reagiraju. Selektivne reakcije obuhvaćaju manji broj iona (3-5), npr., Cl-, Br- i J- reagiraju s Ag+ dajući AgCl, AgBr, AgJ.

HO

OH

OH

OH

HO

O

O

HO

O

OH

OH

HO

O

O

Al/3 3

18

Još strože se visoko selektivnom a ne specifičnom može smatrati reakcija, npr., Ni2+ s dimetilglioksimom (vidi str. 16). Oksimske, =NOH, skupine u DMG-u su kiselinske i elektron donirajuće. Osim s Ni2+ s kojim daje ružičasto-crveni talog, DMG pod istim uvjetima s Fe2+daje crvenu otopinu (Fe2+ se tada maskira s F-), dok s Fe3+ daje smeñi talog, s Pd2+ žuti talog, s Cu2+ ljubičastu otopinu, a u suvišku, s Co2+ smeñu otopinu a ne talog pa posljednja dva kationa ne smetaju dokazivanju Ni2+.

α,α’-dipiridil daje crveni produkt s Fe2+ (vidi Reakcije karakterizacije valentnog stanja) a svjetlo modri s Cu+, oba u otopini. Ovo je jedna od najselektivnijih reakcija pri čemu α,α’ -dipiridil reagira s Fe2+ i u prisustvu puno Fe3+ čija se žuta boja uklanja s F-. Ioni Cu, Co, Rh, Te, Nb i Ti snizuju osjetljivost reakcije.

Stupanj selektivnosti može se povećati (vidi Maskiranje i demaskiranje):

1. promjenom pH:

Ba2+ + SO42- ⇄ BaSO4 bijeli talog

Ova reakcija ne odvija se kod pH većeg od 7 i u prisutnosti EDTA.

Ba2+ + CrO42- ⇄ BaCrO4 žuti talog

Ovaj talog topljiv je u mineralnim kiselinama ali ne i u octenoj (vidi i str. 23). Pri pH 4-7 reakcija je specifična za Ba2+. Pod tim pH uvjetima u otopini se pomoću EDTA zadržavaju ioni čiji bi se hidroksidi inače taložili, a Ba2+ se oslobaña s Mg2+. U uzorak dodaje se EDTA, MgCl2, CH3COONH4 i K2CrO4. Reakcija je specifična u pH području 4-7 i uz EDTA.

Npr., s lužinom reagiraju kationi III. i IV. analitičke skupine pa se podešavanjem pH talože samo ioni Al, Fe, Cr; analogno vrijedi za II. i IV. skupinu kationa koji se talože sa S2- (vidi Selektivno taloženje i otapanje);

2. prisustvom kompleksirajućeg agensa (maskiranje):

Npr., dokazivanje iona olova s ditizonom radi se uz NH4OH i KCN. Ono bi zbog neselektivnosti reagensa bilo nemoguće bez dodatka KCN jer bi reakciju ometali ioni Bi, Cd, Cu(I/II), Fe, Mn, Hg(I/II), Ni, Zn. Ovako su ovi ioni maskirani u obliku kompleksa, npr., [CuCN)4]

3-, [Zn(CN)4]2-, itd. U prisustvu KCN reakcija teče kao:

N=N-C6H5 S-C-N=N-C6H5 Pb2+ + 2 S=C ⇄ Pb + 2H+ NH-NH-C6H5 NH-N

C6H5 2

ditizon (zelen) crveni kelat

19

3. dodatkom organskog otapala:

Co2+ je moguće dokazati u prisustvu Fe3+ primjenom o-aminobenzojeve kiseline (antranilna kiselina) koja u slabo kiselom mediju (pH = 4-5) s Fe3+ gradi netopljivi crveno-smeñi kelat koji se lako ekstrahira u 1-pentanol i boji ga smeñe-crveno. Kako se antranilati dvovalentnih kationa ne ekstrahiraju u organska otapala kobalt zaostaje u vodenom sloju i odjeljuje od željeza. Predložena je slijedeća struktura kelata sa željezom(III):

crveno-smeñi talog

Opisano ponašanje tumači se prisustvom molekule vode u kompleksu s Fe3+ ionom (vidi gore) koja se dade zamijeniti molekulom organskog otapala uzrokujući otapanje taloga kelata u organskoj fazi. To potvrñuje i činjenica da otapala bez kisika (npr., CHCl3, CCl4) ne ekstrahiraju ovaj kompleks, a otapala s kisikom to čine.

4. primjenom aktivne podloge:

a) ionskog izmjenjivača

Cd2+ moguće je dokazati s glioksal-bis(2-hidroksianilom) (1% u C2H5OH) samo uz primjenu KJ, KNaC4H4O6, Na2S2O3 i NaF kao kompleksirajućih sredstava i granula anionskog izmjenjivača. Naime, zbog alkaličnosti medija u kojem se reakcija odvija tartarat je nužan da spriječi taloženje hidroksida. Tartarat takoñer maskira smetnju iona Pb i Tl, tiosulfat eliminira smetnje Ag (sprečava nastajanje Ag2O), Cu(II) i Au(III), dok F- maskira reakcije Fe(III), U(VI), Ca, Sr i Ba. Uz ovu maskirajuću smjesu dobiva se selektivan analitički postupak u kojem reagiraju samo ioni Cd, Co i Ni. Ispitivanje je specifično za Cd2+ primjenom anionsko-izmjenjivačke smole na koju se analit veže u obliku tetrajodo kompleksa [CdJ4]

2- u toku od 1 min (vidi Primjena ionskih izmjenjivača, vidi i Ravnoteže reakcija kompleksacije). Na ovaj način analit se odjeljuje od iona Co i Ni koji bi dali crveno-smeñe odnosno modro obojenje a koji se iz jodidne otopine ne mogu sorbirati na zrnca smole anionskog izmjenjivača. Piperidin je organska baza koja pospješuje temeljnu reakciju i povećava joj osjetljivost. Kadmij stvara modro obojenje na zrncima koje treba promatrati odmah po dodatku piperidina jer se ono nakon nekoliko minuta gubi sa zrnaca i prelazi u otopinu:

Cd2+ + ⇄ + 2H+

glioksal-bis(2-hidroksianil) modri kelat

O

N=CH

O

_CH=N Cd

OH

N=CH

OH

_CH=N

OH

H2O

Fe

NH2

COO

NH2

OOC

20

Takoñer, istovremenom primjenom kationsko- i anionsko-izmjenjivačke smole u RST-u moguće je provesti selektivno dokazivanje iona cinka s cinkonom.

b) filterpapira

Reakcija Al3+ s alizarinom nije specifična reakcija jer i ioni Fe, Cr, U, Mn, Co i Ni daju obojene produkte s alizarinom, pa ih valja odijeliti kapilarnim postupkom na filter papiru (vidi Metode kapilarne analize).

5. ulogom sureagenasa odnosno katalizatora:

Katalizatori ubrzavaju kemijsku reakciju ali mogu utjecati da u reakciji sudjeluje samo odgovarajući ion, pa prema tome povećati i selektivnost:

Ag+

2Cr3+ + 3S2O82- + 8H2O ⇄ 2CrO4

2-+ 6SO42- + 16H+

-3e/2 +2e/3

sivo-zelena žuta otopina otopina

U reakciji oksidacije Cr(III) u Cr(VI) upotrebljeno je ionsko srebro kao katalizator. Moguća smetnja nastalog MnO4

- može se ukloniti redukcijom s NaN3 u kiselom mediju i zagrijavanjem, a Fe3+ može se maskirati s F-.

Nastali Cr(VI) dalje oksidira dodani reagens, difenilkarbazid, u difenilkarbazon i difenilkarbadiazon, te reagira s enolnim oblikom difenilkarbazona dajući crveno-ljubičasti kompleks:

NH-NH-C6H5 NH-NH-C6H5 N-NH-C6H5 C = O C = O ↔ C - OH NH-NH-C6H5 N=N-C6H5 N=N-C6H5

difenilkarbazid keto oblik - difenilkarbazon enolni oblik

6. promjenom temperature

Broj visoko selektivnih reakcija je vrlo mali (npr., reakcija na NH4+ ion) dok

apsolutno specifičnih reakcija koje bi omogućavale da se u bilo kakvoj smjesi dokaže samo jedna sastavnica nema. Znatno su brojnije selektivne reakcije karakteristične za ione sličnih svojstava. Tako skupinske reakcije (reakcije sa skupinskim reagensima) omogućavaju smještanje iona u analitičke skupine. Zbog malog broja specifičnih reakcija u analizi se pristupa maskiranju ili odjeljivanju sastavnica koje smetaju taloženjem, ekstrakcijom, destilacijom, sublimacijom, kromatografijom, ionskom izmjenom, kapilarnim postupcima na filter papiru. Treba podsjetiti da faktori koji snizuju granicu identifikacije ujedno smanjuju selektivnost reakcije.

21

PRIMJERI specifičnih reakcija:

C2H5OH

1. Na+ + HZn(UO2)3(CH3COO)9 NaZn(UO2)3(CH3COO)9 + H+

blijedo žuti talog fluorescira zeleno, specifična reakcija kojoj strane soli samo snizuju osjetljivost

2. dokazivanje amonij iona razvijanjem NH3 (pDa = 5,7) (smetaju organski amini i CN-). Smetnja cijanid iona može se spriječiti dodatkom Hg2+ dajući nedisocirani Hg(CN)2 stabilan u alkalnom mediju:

NH4+ + OH- → NH3 + H2O karakterističan miris

3. 2Bi(OH)3 + 3[Sn(OH)4]2- ⇄ 2Bi0 + 3[Sn(OH)6]

2- +3e/2 -2e/3

crni talog

4. reakcije s jodid ionom, npr., Hg2+ i Bi3+ (vidi Kompleksi s anorganskim monodentatnim i bidentatnim ligandima):

Bi3+ + 3J– ⇄ BiJ3 crni talog

BiJ3 + J– ⇄ [BiJ4]– žuto-smeña ot.

[BiJ4]– + H2O ⇄ BiOJ + 2H+ +3J– narančasti talog

5. Gutzeitova reakcija:

H3AsO3 + 3H2 → AsH3 + 3H2O uz nascentni vodik nastaje arsin +6e -2e/3

H3AsO4 + 4H2 → AsH3 + 4H2O +8e -2e/4

AsH3 + 6AgNO3 ⇄ Ag3As.3AgNO3 + 3HNO3

čvrsti žut

Ag3As.3AgNO3 + 3H2O ⇄ 6Ag0 + H3AsO3 + 3HNO3 +3e/2 -6e

crn

22

6. Cr(VI) daje specifičnu reakciju s H2O2 u kiselom mediju uz dodatak etera:

Cr2O72- + 5H2O2 ⇄ Cr2O12

2- + 5H2O

modro-ljubičast peroksodikromat ion

Peroksodikromat ion se nakon nekog vremena raspada do dikromata odnosno Cr3+ pa se modra boja mijenja u zelenu ili ljubičastu. Nestabilni reakcijski produkt moguće je stabilizirati na granulama anionskog izmjenjivača ili na kelatirajućoj smoli (vidi Primjena ionskih izmjenjivača) ili ekstrakcijom u eter (vidi Sustavi tekuće-tekuće). Prema nekim autorima smatra se da nastaje postojani modri oksonijum spoj krom peroksida s organskim otapalom, CrO5

.O(C2H5)2. Ovom reakcijom moguće je dokazati 50 µg Cr cm-3 (pD = 4,3) a primjenom ionskog izmjenjivača čak samo 0,3 µg kroma (vidi str. 167)!

7. Pod navedenim uvjetima specifične su i ranije spomenute reakcije na Ba2+ (vidi str. 18 i dolje) i na Cd2+ (str. 19).

Reakciju smetaju ioni koji:

1. pored analita daju obojene produkte reakcije pod uvjetima izvoñenja ispitivanja,

2. su sami obojeni,

3. značajno usporavaju ili inhibiraju tok kemijske reakcije.

Ispitivanje smetnji provodi se promatranjem ponašanja binarne smjese (analit + jedna supstancija koja potencijalno smeta) mada takav rezultat nije uvijek istovjetan s onim koji bi se dobio istim ispitivanjem kompleksnih sustava. Prema P. W. Westu paralelno se provode 4 ispitivanja: 1. samo sa smetajućom tvari, 2. s analitom i sa smetajućom tvari u odnosu 1:10, 3. samo s analitom iste koncentracije, 4. slijepo ispitivanje. Smetnje stranog iona nema ako je 1. ispitivanje identično s 4.-im, te kada se u 2.-om razvija boja ili mjeri neka druga pojava približnog intenziteta kao u 3.-em. Kada je 1. ispitivanje značajno različito od 4. i slično 2.-om odnosno 3.-em pozitivna smetnja strane tvari; ako 2. ispitivanje pokazuje slabiji intenzitet od 3.-ega a 1. je jednako 4.-om strani ion snizuje osjetljivost dokazivanja analita. Za potrebe kvalitativne analize korisno je prikazati utjecaj strane tvari na osjetljivost postupka identifikacije analita kroz vrijednost pDr u odnosu na pDa.

23

R. Belcher predložio je indeks selektivnosti za označavanje selektivnosti ili specifičnosti analitičkih reakcija:

selektivnost α-δ analit

Q (reakcija identifikacije)

pH kompl. agens ili drugi faktor uvjeta reakcije

Npr.:

α Ba2+ β Ni2+

K2CrO4 ili DMG

4-7 EDTA, Mg2+, NH4-acetat 7-10 NH4OH

Na temelju selektivnosti reakcije su prema R. Belcheru klasificirane u 5 grupa (tablica I.5.):

Tablica I.5. Klasifikacija postupaka po Belcheru

Klasifikacija postupka Broj sastavnica koje daju pozitivnu reakciju

Oznaka reakcije

Specifičan 1 α

Beta-selektivan 2-3 β

Gama-selektivan 4-6 γ

Delta (slabo) selektivan 7-10 δ

Neselektivan >10 ε

24

1.2.2.2. Klasifikacija analitičkih postupaka

TEMELJ KLASIFIKACIJE ANALITI ČKA SVRHA

PORIJEKLO UZORKA

anorganska analiza kemijska analiza u užem smislu

organska analiza kemijska analiza u širem smislu

MJERILO ANALITIČKE TEHNIKE

makro, semimikro (semimikro epruveta), mikro (ST, RST, ROT), itd.

POSTUPCI ANALIZE

kemijska ispitivanja kombinirani s

fizička ispitivanja postupcima odjeljivanja

fizičko-kemijska ispitivanja ili bez njih

biološka ispitivanja

TEHNIKE IZVOðENJA

klasična analiza

instrumentalna analiza

KEMIZAM REAKCIJA

reakcije metateze

reakcije oksidoredukcije

NAČIN IZVOðENJA KLASIČNIH KEMIJSKIH REAKCIJA

suhim putem na indiferentnim ili

mokrim putem na aktivnim podlogama

ZADAĆA ANALITI ČKIH POSTUPAKA

kemijska identifikacija

kemijska karakterizacija kvalitativna analiza

strukturna analiza

odreñivanje sadržaja kvantitativna analiza

IZVEDBENE ZNAČAJKE

granične vrijednosti utvrñivanja (LI, LC, LD, pD)

selektivnost kvalitativna analiza

otpornost

ispravnost

osjetljivost (nagib kalibracijskog pravca) kvantitativna analiza

granica dokazivanja, granica odreñivanja

preciznost

područje linearnosti/dinamičko područje

25

I.2.2.3. Analitički signal i informacija

Uzorak je dio materije o kojoj je potrebna odreñena analitička informacija. Važno je da analitičar uzorak upozna u izvornom obliku i sam odabere koje će promjene na njemu izazvati kako bi dobio pravi analitički signal. Za postizavanje signala potrebna je promjena stanja analiziranog uzorka. U analitičkom smislu je uzorak oblik materije s ukupnom informacijom:

uzorak = materija + informacija

Zadatak kemijske analize je i obradba i analiza informacija o ispitivanoj materiji. Informacija obuhvaća rezultate eksperimentiranja, korištenje postojeće dokumentacije i rezultate obradbe podataka. Informaciju dobivamo preko analitičkog signala. Analitički signal je fizičko stanje neke obavijesti (poruke) o analitu odnosno materijalna predodžba te poruke. No, signali i informacije ne mogu se direktno usporeñivati jer su informacije saznajni sadržaj poruke koju prenose signali a signal je svaki dogañaj ili fenomen koji prenosi informacije (podatke). Signal izaziva reagens.

PRIMJER:

Cl- + Ag+ ⇄ AgCl

A R RP

Nastajanje bijelog sirastog taloga u ispitivanoj otopini nakon dodatka iona srebra je pozitivan, kvalitativan dokaz prisustva klorid iona. Bijeli talog je dakle signal a istodobno i poruka i informacija o klorid ionima. Ako želimo saznati količinu klorid iona tada se pomoću dodatnih operacija (filtriranje, ispiranje, sušenje, vaganje) dolazi do apsolutne mase AgCl (poruka), a tek računskim putem (gravimetrijski faktor, baždarna krivulja) do informacije o količini klorid iona. Analitičku informaciju o analitu dobivamo na kraju analitičkog procesa i nakon obradbe analitičkog zadatka:

signal → poruka → informacija o analitu

U ovisnosti o svojstvu postavljenog zadatka potrebno je više ili manje informacija. Tražena informacija treba biti dobivena u što kraćem vremenu. Dobivena informacija ne smije biti rezultat pogrešnog signala, dakle, ona mora biti točna.

Signal sadrži odreñenu količinu informacije o analitu, o njegovoj prisutnosti (kvalitativni aspekt) i sadržaju (kvantitativni aspekt). Prema pojavljivanju signala dobiva se predodžba o prisutnosti ili odsutnosti analita. Tako se zamućenjem otopine ili stvaranjem sirastog taloga AgCl pokazuje da je premašena konstanta produkta topljivosti i da je kvalitativno prisutan klorid ion. Intenzitet signala daje informaciju o kvantitativnom sastavu uzorka. Svi analitički zadaci svode se na te dvije usko vezane osnovne analize. U kvalitativnoj kemijskoj analizi analitički je signal odreñena specifična kemijska promjena, a u kvalitativnoj i kvantitativnoj instrumentalnoj analizi analitički je signal odreñena specifična fizička promjena.

Grafički se vrste signala mogu prikazati kao (slika I.2.):

26

gravimetrija, volumetrija: npr., spektrometrija u otopini/ npr., kolonska kromatografija, funkcija signala ne postoji, na čvrstof fazi, plamena scintilacijski brojač, signal neovisan o vremenu, t, AAS/AES, polarografija, neplamena AAS, i o koncentraciji analita ion selektivne elektrode, rendgenska fluorescencija; RST: funkcija signala postoji, funkcija signala postoji, signal ovisi o koncentraciji signal ovisi o vremenu, t, i o analita ali praktički ne ovisi o koncentraciji analita vremenu, t

Slika I.2. Vrste analitičkih signala.

Kod analize dobivaju se često binarna rješenja. Npr., rezultat je točan ili netočan, supstancija je prisutna ili nije prisutna, otopina je bezbojna ili obojena, itd. Primjena binarnih rješenja vrlo je česta kod klasičnih metoda odjeljivanja iona gdje se jedan element, npr., označen znakom B, može dokazati pomoću binarnog rješavanja u samo 2 koraka u smjesi s još 3 elementa (npr., A, C i D):

DA NE

NE DA

U ovom primjeru s 4 elementa količina informacija potrebna za verifikaciju prisutnosti ili odsutnosti elementa B bila bi 2 bit ("binary digits").

PRIMJER: Treba dokazati Hg22+ u prisustvu ostalih kationa I. analitičke skupine.

Skupinskim reagensom tj. klorid ionom istalože se teško topljivi kloridi Hg22+, Ag+ i Pb2+

(vidi Selektivno taloženje i otapanje klorida). Slijedi odjeljivanje PbCl2 otapanjem u vrućoj vodi. U talogu ostaju kloridi žive i srebra. Prisutnost Hg2

2+ dokazuje se dodavanjem amonijaka na talog:

B A

D C B A

B D C A

a) pokazni

t

An

al.

sig

nal

t

A1

A2

t

P2 P1

An

al.

sig

nal

An

al.

sig

nal

b) položaja ili stanja c) zbirni

27

Pb Hg Ag

NE DA Hg Ag

DA NE

Konačnu informaciju o prisustvu žive dobili smo u 2 koraka (2 bit). Što je koraka manje informacija se prije dobiva. Dokazivanje Hg2

2+ provedeno je sustavnim postupkom koji zahtijeva prvo odjeljivanje (1. bit) pa dokazivanje (2. bit). To je klasični tok analize.

Drugi način kvalitativne analize primjena je karakterističnih postupaka identifikacije. Tako se u navedenom primjeru živa može dokazati specifičnim reagensom bez prethodnog odjeljivanja. Živa je dokazana 1 bitom a informacija je dobivena brže nego u prvom primjeru:

Pb Hg Ag

NE DA NE

Klasični tok analize prikladan je ako je uzorak potpuno nepoznat ili ako se analiziraju sve sastavnice uzorka a uključuje odjeljivanje jednog analita od drugih vrsta tvari ili drugih analita. "Usmjerene" analize moguće su kada se treba utvrditi prisutnost ili odsutnost samo jednog analita a imamo dovoljno informacija o ostalim sastavnicama uzorka. Tada se koristi niz karakterističnih postupaka identifikacije bez prethodnog odjeljivanja. Pojedine vrsti analita mogu se dokazati uzimanjem alikvotnih dijelova otopine probe i analizirati jednostavnim DA-NE razlučivanjem, npr., pomoću reakcija u kapi.

Sadržaj informacije u kvalitativnoj analizi

Teorija informacije povezana je s klasičnom teorijom vjerojatnosti. Ona omogućuje matematičku procjenu kvalitativnih metoda računanjem očekivanog ili prosječnog sadržaja informacije dobivenog analizom. Sadržaj informacije je od interesa samo onda kada se koristi u relativnom smislu tj. kao sredstvo kojim se usporeñuje jedan kvalitativni postupak s drugim.

Najjednostavniji slučaj kvalitativne analize može biti numerički prikazan kao 1 bit odlučivanja. Odgovor na pitanje da li je neki spoj ili element utvrñen ili nije utvrñen jest alternativno rješenje izmeñu dvije mogućnosti DA i NE i prikazuje se brojevima 0 i 1. Ako se takva ispitivanja vrše nekoliko puta može se odrediti vjerojatnost za DA i vjerojatnost za NE što može biti upotrebljeno za procjenu koncentracije ako su frekvencija raspodjele i granica identifikacije te metode poznate.

Općenito, selektivnost nekog analitičkog postupka (I) može se matematički izraziti te procijeniti na temelju sadržaja informacije iz odnosa "a priori" vjerojatnosti A0 (npr., broj ukupno ispitanih supstancija uključujući i analit) i "a posteriori" vjerojatnosti A (broj supstancija koje reagiraju uključujući i analit):

28

I = log2(A0/A)

te se izražava u binarnim jedinicama informacije. Prema preporučenim kriterijima I > 3 bit označava selektivne, I = 1,5-3 bit poluselektivne, a I < 1,5 bit neselektivne analitičke postupke. Npr.: A0 = 20, A = 5, I = 2 bit (postupak je poluselektivan); A0 = 20, A = 10, I = 1 bit (postupak je neselektivan); A0 = 20, A = 2, I = 3,3 bit (postupak je selektivan).

Analogno, kada uzorak ima m0 sastavnica [broj identiteta prije eksperimenta s podjednakim vjerojatnostima], a postupcima identifikacije se nañe "m" sastavnica, gdje je m < m0, izraz za sadržaj informacije koja se odnosi na kvalitativni sastav uzorka može se pisati kao:

I = log2(m0/m)

Interpretacijom eksperimenta, dakle, reducira se broj mogućih identiteta na "m". Ako pretpostavimo, u kvalitativnoj analizi, da se analizirani uzorak sastoji od 100 sastavnica a da mjerenje daje signal koji odgovara 10 sastavnica, specifična informacija je:

I = log2 (100/10) = 3,3 bit

Ovako dobivena informacija ovisi o ishodu eksperimenta pa različiti ishodi dovode do različitih specifičnih informacija. Npr., ako kao tehniku kvalitativne analize koristimo TLC (vidi Tankoslojna kromatografija) i pretpostavimo da 10 supstancija ima istu RF vrijednost a da preostalih 90 supstancija ima RF vrijednost nula, tada će u 10% eksperimenata biti dobivena informacija od 3,3 bit dok će u 90% eksperimenata informacija biti 0,2 bit [I = log2 (100/90) = 0,2]. Srednja specifična informacija ili sadržaj informacije takvog TLC postupka iznosi: I = (0,1x3,3) + (0,9x0,2) = 0,5 bit, uz pretpostavku da se svih 100 supstancija može naći s istom vjerojatnošću.

U kvalitativnoj analizi sadržaj informacije najčešće iznosi 0-6,6 bita. Uz manji broj identificiranih analita brojčana vrijednost sadržaja informacije je veća: m = m0, I = 0, m < m0, I > 0. Ako se, npr., pretpostavi da uzorak sadrži najviše 20 elemenata a identificira se samo 6 elemenata m0 = 20, m = 6, I = 1,7.

Kod instrumentalnih metoda kvalitativne analize izraz za sadržaj informacije ima oblik:

I = log2(z0/∆z)

gdje z0 predstavlja širinu cijelog područja u kojem instrument registrira specifične analitičke signale a ∆z površinu jednog signala. Izraz z0/∆z prema izrazu m0/m ima analogno značenje.

29

II. RAVNOTEŽE U ANALITIČKIM SUSTAVIMA

Mnoge reakcije dovode do potpune kemijske preobrazbe (npr., one kojima nastaju neionizirane molekule ili plinovi), ali ima i takvih koje dovode samo do djelomične preobrazbe reaktanata. Velik je broj takvih reakcija u kemijskoj analizi, npr., reakcija oksidacije arsenita u arsenat jodom:

AsO33- + J2 + H2O ⇄ AsO4

3- + 2H+ + 2J- -2e +2e

Reakcija je ustvari nepotpuna jer ostaje nešto početnih supstancija. Ako se povećava koncentracija H+ iona arsenatni i jodidni ioni se djelomično rekonvertiraju u jod i arsenit ion. Takve se reakcije odigravaju u oba smjera ali konverzija nikad nije potpuna. Završno stanje do kojeg reakcija stiže bez potpune preobrazbe sastojaka uključenih u reakciju je ravnotežno stanje. Kriterij kemijske ravnoteže glasi: sustav u kojem se odvija reakcija dostigao je ravnotežno stanje onda kada je isto takvo stanje postignuto i polaznom i povratnom reakcijom. U kemijskoj jednadžbi, izmeñu reaktanata i produkata stavlja se strelica koja pokazuje u kojem se smjeru odvija reakcija no kada je ona završena javlja se ravnoteža izmeñu reaktanata i produkata reakcije koja može više ili manje biti pomaknuta na jednu stranu. Kod ravnotežnih (reverzibilnih) reakcija stavlja se dvostruka strelica a kod ireverzibilnih reakcija jednostruka strelica. Kod najvećeg broja analitičkih reakcija uspostavlja se dinamička ravnoteža (npr., elektrolitička disocijacija). Strogo gledajući svaka je reakcija reverzibilna uključujući i taloženje. No u tim kao i mnogim drugim reakcijama zaostaje tako malo reaktanata u sustavu na kraju reakcije da se proces može smatrati praktički potpunim i opisati kao jako pomaknut na stranu stvaranja produkata.

Kao što ćemo pokazati na nizu primjera u narednim poglavljima koncept kemijske ravnoteže trajno je prisutan u kvalitativnoj i kvantitativnoj analizi i u postupcima analitičkih odjeljivanja, kroz ravnoteže kiselo-baznih sustava, reakcije kompleksa, redoks reakcije, u homogenim i u heterogenim sustavima.

Reverzibilna reakcija se može prikazati kao:

v1

aA + bB ⇄ cC + dD v2

Guldberg-Waage-ov zakon ili zakon o djelovanju masa (ZDM, norveški znanstvenici C.M. Guldberg i P. Waage, 1867) kaže da je brzina neke kemijske reakcije proporcionalna aktivnim masama onih tvari koje u toj reakciji sudjeluju, npr., za prethodnu općenitu reakciju vrijedi:

v1 = k1 [A] a [B]b v2 = k2 [C]c [D]d

Kada se izjednače brzina polazne i povratne reakcije uspostavlja se dinamička ravnoteža:

v1 = v2 v1 i v2 su brzine polazne i povratne reakcije

k1 [A] a [B]b = k2 [C]c [D]d

30

k1/k2 = {[C] c [D]d}/{[A] a [B]b} = Kc

Kc = {[C] c [D]d}/{[A] a [B]b}

Kc - stehiometrijska (koncentracijska) konstanta kemijske ravnoteže; [A], [B], [C], [D] - ravnotežne koncentracije sastavnica A, B, C, D; a, b c, d - stehiometrijski koeficijenti, k1, k2 - konstante brzine polazne i povratne reakcije.

Izraz za Kc je matematički izraz ZDM-a. Brojčana vrijednost konstante Kc odreñuje položaj ravnoteže te je neovisna o mehanizmu reakcije jer se na kraju reakcije uspostavlja uvijek isti ravnotežni odnos. Ona je neovisna o apsolutnim koncentracijama tvari uključenih u reakciju ali ovisi o prirodi reagirajućih tvari, temperaturi i tlaku. Tlak utječe onda ako su reaktanti ili produkti plinoviti a reakcije u otopini neovisne su o tlaku. Katalizatori ne utječu na K ali mijenjaju brzinu kojom se ona postiže utječući na brzine polazne i povratne reakcije. Mnoge spore reakcije se tako ubrzavaju pa postaju analitički interesantne. Veća brojčana vrijednost konstante ravnoteže govori da je ravnoteža više pomaknuta na stranu stvaranja produkata. Red veličine K iznosi od oko 10-50 do 1050; brojčana vrijednost K >103 znači da su favorizirani produkti reakcije, K od 103 do 10-3 ukazuje da su i reaktanti i produkti prisutni u podjednakim količinama u ravnoteži dok K <10-3 znači da su favorizirani reaktanti. ZDM vrijedi i za homogene i za heterogene sustave. Kad se primijeni na kiselo-bazne sustave govorimo o konstantama disocijacije kiselina (baza) pa daje mjeru slabog elektrolita kao kiseline ili baze, ako ga primijenimo na kompleksne spojeve radi se o konstanti stabilnosti kompleksa ili njoj recipročnoj vrijednosti konstante nestabilnosti, a kod heterogenih sustava kao što su oni kod kojih dolazi do taloženja on daje konstantu produkta topljivosti. Redoks reakcije imaju primjenu tog zakona u konstanti redoks reakcije. (Vrijednostima konstanti kemijske ravnoteže, pridružene su jedinice izuzetno, i to samo u svrhu jasnoće objašnjenja pojedinog pojma.)

Kc se smije primijeniti na plinovite sustave, otopine ne-elektrolita i otopine slabih elektrolita (jer se smiju zanemariti meñudjelovanja izmeñu iona) dok se na otopine jakih elektrolita ne smije primijeniti (njihova disocijacija nije reverzibilni proces). (Kod jakih elektrolita broj nedisociranih molekula je zanemariv pa je K beskonačna a kod ne-elektrolita je količina ioniziranih tvari blizu 0 pa K teži 0.)

Reakcije koje uključuju slabe elektrolite su tipične ravnotežne reakcije s definiranom konstantom ravnoteže. Prema vrijednosti konstante može se zaključiti da je disocijacija slabog elektrolita, npr., octene kiseline pomaknuta ulijevo:

CH3COOH + H2O ⇄ CH3COO- + H3O+

KkCH3COOH = {[H 3O+] [CH3COO-]}/[CH 3COOH] = 1,8x10-5 (mol dm-3)

Takoñer male vrijednosti konstanti kod reakcija taloženja ukazuju da ravnoteža ide potpuno u smjeru nastajanja teško topljivog taloga. Tako je taloženje/otapanje AgCl definirano konstantom Kpt = 1,8x10-10 što znači da je koncentracija srebrnih i klorid iona veoma mala tj. da je talog slabo topljiv. Redoks reakcije imaju uglavnom velike vrijednosti konstanti ravnoteže što znači da u otopini ostaje malo reaktanata.

Činjenica da se jaki elektroliti ne pokoravaju ZDM-u (primjenom veličine stupnja disocijacije jakih elektrolita dobivenih pri raznim koncentracijama ne dobiva se konstantna vrijednost za Kc) u suprotnosti je s Arrheniusovom teorijom elektrolitičke

31

disocijacije. Objašnjenje se dobiva tek 1923. kada su Debye i Hückel postavili teoriju jakih elektrolita. Po njoj su ovi elektroliti i u koncentriranim vodenim otopinama potpuno disocirani na ione, ali s obzirom da je svaki pojedini ion opkoljen ionima suprotnog naboja nastalo elektrostatsko privlačenje smanjuje ionsku pokretljivost pa utječe na vrijednost ekvivalentne vodljivosti kao da disocijacija nije potpuna i to tim više što je otopina koncentriranija. Zato s porastom koncentracije ekvivalentna vodljivost opada a za otopine jakih elektrolita iskazuje se samo prividan stupanj disocijacije.

Na ZDM nadovezuje se načelo akcije i reakcije ili Le Châtelierovo načelo (H. L. Le Châtelier, 1884) kao opći slučaj ZDM-a koji kaže: promijene li se vanjski uvjeti sustava koji se nalazi u ravnoteži ta se ravnoteža pomiče u smislu ponovnog uspostavljanja prvobitnih uvjeta. On je primjenljiv na svaku dinamičku ravnotežu te objašnjava utjecaj koncentracije, temperature i tlaka. Kako su reakcije koje se koriste u analitičkoj kemiji sve ravnotežne reakcije do neke mjere važno je razumjeti i znati koristiti ZDM. S analitičkog stanovišta važno je poznavati uvjete pod kojima se neka kemijska ravnoteža može pomaknuti u željenom smjeru pa se odabirom pogodnih uvjeta može utjecati na smjer reakcije prema našim potrebama.

Npr., ako želimo postići oksidaciju arsenita jodom treba dodati NaHCO3 koji reagira s nastalim H+ i uklanja ih; da bi se uspostavila ravnoteža oksidira se više arsenita (vidi str. 29). U praksi, uz dodatak dovoljne količine NaHCO3 oksidirat će se sav arsenit u arsenat što će omogućiti primjenu reakcije za odreñivanje As(III). Primjenom Le Châtelierovog načela mogu se provoditi, usmjeravati ili predviñati različita kemijska odreñivanja te se može modificirati postupak odjeljivanja i identifikacije i povećati selektivnost reagensa.

PRIMJER 1:

H2S ⇄ H+ + HS- ⇄ 2H+ + S2-

Reguliranjem pH medija pomiče se gornja ravnoteža i to zakiseljavanjem u smislu nastajanja nedisociranog H2S a alkaliziranjem dakle uklanjanjem H+ u smislu daljnje disocijacije H2S i nastajanja veće količine S2- iona. Ovo je vrlo važno za selektivno taloženje sulfida različitih molarnih topljivosti.

PRIMJER 2:

2Pb2+ + Cr2O72- + H2O ⇄ 2PbCrO4 + 2H+

Pb2+ se dokazuje s dikromat ionom uz stvaranje žutog taloga. Nastajanju ovog taloga je reverzibilna reakcija otapanja. Ako se iz otopine ne uklone protoni reakcija će ići ulijevo tj. u smislu otapanja taloga dok se vezanjem protona u CH3COOH (puferiranje s acetatnim puferom!) ravnoteža pomiče udesno tj. u smislu stvaranja žutog taloga. Gornja jednadžba pokazuje i to da će dodatkom kiseline u otopinu CrO4

2- ravnoteža biti pomaknuta u smislu nastajanja Cr2O7

2- a dodatkom lužine na stranu stvaranja kromata.

32

PRIMJER 3:

J2 + 2OH- ⇄ JO- + J- + H2O -1e +1e

Mg2+ + 2OH- ⇄ Mg(OH)2

Iz ovog je primjera vidljivo kako dodatak otopine Mg2+ dovodi do remećenja ravnoteže uspostavljene tijekom disproporcioniranja joda u alkalnom mediju (vidi Reakcije disproporcioniranja). Mg2+ naime troši hidroksid ione za taloženje bijelog želatinoznog hidroksida; zbog toga dolazi do pomaka ravnoteže prve reakcije s desna ulijevo tj. do regeneracije J2 koji se onda adsorbira na bijeli talog Mg(OH)2 i boji ga smeñe! Reakcijom u kapi moguće je dokazati 0,3 µg magnezija. (Valja koristiti svježe pripravljenu otopinu hipojodita.)

Konstanta kemijske ravnoteže je stalan broj kod odreñene temperature i tlaka i njezina se brojčana vrijednost ne mijenja ako se ne mijenjaju uvjeti okoline. Meñutim promjenom temperature ili tlaka ili primjenom zračenja dolazi do promjene numeričke vrijednosti konstante što za analitičara znači promjenu smjera kemijske reakcije. Npr., niz reakcija otapanja važnih u kemijskoj analizi su endotermne ili egzotermne. Utjecaj temperature na konstantu ravnoteže jasno je vidljiv kod takvih reakcija: dovoñenjem topline u egzotermni proces on ide prema reaktantima i K pada dok dovoñenje topline u endotermni proces dovodi do pomaka prema produktima i K raste.

Stanje ravnoteže temelji se na fundamentalnoj termodinamičkoj definiciji kod konstantne temperature i tlaka. Ravnoteža se uspostavlja kada je slobodna energija sustava minimalna. Smjer i ravnotežno stanje reakcije može se odrediti iz promjene Gibbsove slobodne energije u sustavu (∆G). ∆G se vezuje uz aktivitet a ne koncentraciju. Termodinamički pristup kaže:

∆G = Gprod – Greakt

∆G = ∆G0 + RT ln Ka

Ako je ∆G <0 tj. negativna reakcija ide spontano onako kako je napisana, ako je ∆G >0 tj. pozitivna reakcija ide u suprotnom smjeru od napisanog odnosno treba uložiti rad da bi ona tekla, ako je ∆G = 0 uspostavlja se ravnotežno stanje.

Kada je sustav u ravnoteži, v1 = v2 i ∆G = 0. Pod tim uvjetima vrijedi:

-∆G0 = RT ln Ka

∆G0 - standardna Gibbsova ili standardna slobodna energija, T - apsolutna temperatura, R - univerzalna plinska konstanta (8,314 J K-1 mol-1), Ka – termodinamička konstanta kemijske ravnoteže.

Koncentracijska konstanta kemijske ravnoteže dozvoljiva je za otopine vrlo niskih koncentracija elektrolita dok za otopine viših koncentracija i ako se zahtijeva egzaktni opis procesa koncentracije treba zamijeniti aktivitetima (a). Naime poznato je da zbog Coulombovih sila ioni kao nabijene čestice meñusobno utječu. U vrlo razrijeñenim otopinama ioni su udaljeni pa su takve interakcije zanemarive. Dakle valja pisati:

33

∆G0 = -RT ln Ka = - RT ln (aCc aD

d)/(aA

a aB

b)

Ka = Kc [(fCc fD

d)/(fA

a fB

b)]

Termodinamička konstanta kemijske ravnoteže je egzaktan oblik ZDM-a no Kc je dobra aproksimacija Ka. Po termodinamičkom konceptu sve bi se konstante (ionizacije, redoks, topljivosti, kompleksacije) trebale preurediti i uvesti aktivitete. Ipak u razrijeñenim otopinama aktivitet se približava koncentraciji, a faktor aktiviteta (fa) postaje 1 što dozvoljava upotrebu koncentracija za većinu praktičnih primjena. Tako se smiju uvrštavati koncentracije iona u izraz za K ako su to koncentracije slabih elektrolita <0,1 mol dm-3, srednje jakih elektrolita <0,01 mol dm-3 i jakih elektrolita <0,001 mol dm-3.

Ravnoteže se mogu uspostaviti u homogenim sustavima i u heterogenim sustavima. Homogeni sustavi su izgrañeni iz jedne faze i ovamo pripadaju ravnoteže u plinovima i otopinama, npr., prave otopine (morska voda), sustavi plinovito-plinovito (npr., zrak, O2, N2, CO). Od heterogenih sustava (sustavi koji se sastoje od više faza) za rad analitičara najvažniji su sustavi čvrsto-tekuće, tekuće-tekuće i plinovito-tekuće.

II.1. RAVNOTEŽE U HOMOGENIM SUSTAVIMA

Kako se veliki dio reakcija u kemijskoj analizi odvija u otopinama to se prvenstveno treba promotriti ravnoteža u otopinama. Pri otapanju elektrolita u vodi dolazi zbog hidratacije do disocijacije elektrolita:

BA(aq) ⇄ B+(aq) + A-(aq)

Zbog jednostavnosti jednadžba se piše bez molekula vode:

BA ⇄ B+ + A-

dajući konstantu disocijacije Kd:

Kd = [B+] [A -]/[BA]

Što je brojčana vrijednost ove konstante veća to je veća i koncentracija iona u odnosu na nedisocirane molekule u otopini tog elektrolita. Ona znači predstavlja mjerilo za jačinu elektrolita te se na temelju nje izražava, npr., kiseli ili alkalni karakter spojeva. Kod jakih elektrolita to je velika brojčana vrijednost i obratno, npr., Kk za HCN iznosi samo 4,9x10-10. Elektroliti tipa AnB disociraju u sukcesivnim koracima:

AnB ⇄ A(n-1)B+ + A- Kd1 = [A(n-1)B

+] [A -]/[A nB]

A(n-1)B+ ⇄ A(n-2)B

2+ + A- Kd2 = [A(n-2)B2+] [A -]/[A (n-1)B

+]

A(n-2)B2+ ⇄ Bn+ + (n-2)A- Kdn = [Bn+] [A -](n-2)/[A (n-2)B

2+]

gdje su Kd1, Kd2, Kdn konstante disocijacije za sukcesivne korake disocijacije. Vrijednosti konstanti disocijacije su vrlo korisne za ustanovljavanje svojstava raznih spojeva jer su im vrijednosti neovisne o apsolutnim koncentracijama i konstantne su za odreñeno otapalo kod odreñene temperature.

34

II.1.1. IONI I OTOPINE

U analitičkoj kemiji gotovo sve reakcije se odvijaju meñu ionima, pa je zbog toga potrebno protumačiti grañu i nastanak iona. Elementi u periodnom sustavu poredani su prema broju protona i elektrona rasporeñenih u orbitalama i ljuskama. Kemijska svojstva im ovise o broju elektrona u vanjskoj ljusci tzv. valentnim elektronima. Elektronska teorija valencije objašnjava spajanje meñu elementima i prijelaz u ione. Tendencija stvaranja pozitivno odnosno negativno nabijenih iona osniva se na težnji atoma da poprimi stabilnu elektronsku konfiguraciju plemenitog plina koji se nalazi neposredno ispred ili iza elementa u periodnom sustavu. To se može najbolje prikazati promatranjem treće periode:

10Ne (II perioda) III perioda: 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar

11Na - 11 elektrona; 11 - 1 = 10e-, poprima konfiguraciju 10Ne i prelazi u Na+

12Mg - 12 - 2 = 10e- (10Ne), Mg2+

13Al - 13 - 3 = 10e- (10Ne), Al3+

14Si - 14 - 4 = 10e- (10Ne), Si4+(SiO2) ili 14 + 4 = 18e- (18Ar), Si4- (npr., SiH4)

15P - 15 -5 =10e- (10Ne), P5+

(PO43-) ili 15 + 3 = 18e- (18Ar), P3- (npr., PH3)

16S - 16 - 6 = 10e- (10Ne), S6+

(SO42-) ili 16 + 2 = 18e- (18Ar), S2- (npr., H2S)

17Cl - 17-7 = 10e- (10Ne), Cl7+ (ClO4-) ili 17 + 1 = 18e- (18Ar), Cl- (npr., NaCl)

Prema tome elementi lijevo u periodnom sustavu su elektron donori a desno elektronakceptori. Nastali ioni pri sudaru daju produkte a reakcije su brze.

Elektroliti su u vodenim otopinama više ili manje disocirani na svoje ione. U anorganskoj kemijskoj analizi većina reakcija se provodi s otopinama elektrolita. Zato se i pisanjem kemijskih jednadžbi u ionskom a ne u molekularnom obliku procesi koji se odigravaju u otopinama egzaktnije opisuju. Npr., ako se u otopinu kalij dikromata dodaje solna kiselina jednadžbu bi u molekulskom obliku pisali kao:

2K2CrO4 + 2HCl ⇄ K2Cr2O7 + 2KCl + H2O

Ako su reaktanti elektroliti ispravnije je jednadžbu pisati u ionskom obliku. Dakle, kraći i jasniji način prikazivanja iste reakcije je:

2CrO42- + 2H+ ⇄ Cr2O7

2- + H2O

Reakcije meñu čvrstim supstancijama se odvijaju vrlo sporo kod sobne temperature. Zato se čvrste tvari obično otapaju prije izvoñenja odgovarajućih reakcija. Najveći broj reakcija se odvija u otopinama ali najčešći produkti reakcija su slabo topljivi spojevi (npr., BaSO4), slabi elektroliti (npr., CH3COOH), kompleksne vrste {npr., [Cu(NH3)4]

2+}, redoks produkti {npr., Cr(III) u Cr(VI) tj. [Cr(OH)4]

- → CrO42-}, plinovi (npr., HCN),

adsorbati (npr., Mg-kinalizarin lak).

35

Kao otapalo se obično koristi voda s obzirom na to da se u njoj otapa najviše tvari s različitim kemijskim svojstvima. Supstancije topljive u vodi mogu se klasificirati kao elektroliti koji tvore otopine što provode električnu struju i ne-elektroliti koji tvore otopine koje ne provode električnu struju. Meñu elektrolitima nalazimo veliki broj anorganskih spojeva kao što su kiseline, baze i soli, kao i mnoge organske kiseline, baze i soli. Za razliku od kiselina i baza praktički sve soli su jaki elektroliti i dobro disociraju u vodi. Ne-elektroliti uključuju ostale organske spojeve kao što su ugljikohidrati, ugljikovodici i alkoholi. Ova podjela temelji se na Arrheniusovoj teoriji elektrolitičke disocijacije prema kojoj su elektroliti u vodenim otopinama disocirani na ione za razliku od ne-elektrolita koji otapanjem ne stvaraju ione.

Otopine su homogeni sustavi odnosno homogene smjese tj. smjese čistih tvari (npr., alkohol je smjesa alkohola i vode, benzin je smjesa različitih ugljikovodika). To je homogena smjesa dviju ili više tvari u kojoj onu tvar koja je prisutna u većoj količini zovemo otapalo a druga je otopljena tvar. Pod otapalom podrazumijevamo sastavnicu koja ima isto agregatno stanje kao i otopina. Tokom otapanja uvijek se troši (endoterman proces) ili oslobaña (egzoterman proces) toplinska energija (toplina otapanja) i nastaje promjena volumena.

Otopina se dakle sastoji od otapala i otopljene tvari:

otopina = čista tvar + otapalo

Otapala mogu biti polarna (H2O, HF, NH3, alkoholi, itd.) ili nepolarna (npr., benzen), a čiste tvari elektroliti (u polarnim otapalima) i ne-elektroliti (u nepolarnim otapalima). Ova pravila imaju iznimke. Topljivost spojeva je različita te ovisi o vezi atoma u spoju pa može doći do disocijacije na ione, reakcije s otapalom ili molekularnog otapanja. Čista tvar može biti čvrsta, plin ili tekućina. Masa tvari koju možemo otopiti u nekom otapalu ne može biti neograničena već ovisi o:

1. vrsti otapala,

2. vrsti otopljene tvari,

3. temperaturi (kod plinova i o tlaku).

Maksimalna količina tvari koja se uz dane uvjete otapa u nekom otapalu a pri tome daje zasićenu otopinu jeste topljivost te tvari u navedenom otapalu pri odreñenoj temperaturi. Prema tome s obzirom na količinu otopljene tvari otopine mogu biti: zasićene, nezasićene i prezasićene. Kod zasićenih otopina čista tvar se više ne otapa pa dio zaostaje na dnu posude. Ovakva otopina sadrži maksimalno moguću količinu otopljene tvari pri datim uvjetima. Uspostavlja se dinamička ravnoteža u sustavu čvrsta tvar-zasićena otopina tj. u jedinici vremena otapa se isto toliko molekula koliko se i taloži. Radi bržeg otapanja tvari treba umjetno ubrzati difuziju miješanjem otopine i zagrijavanjem. Nezasićene otopine su razrijeñene te se još može otopiti dodatna količina čiste tvari, a prezasićene otopine sadrže veću količinu tvari od one koja odgovara topljivosti, nestabilne su pa se višak otopljene tvari izlučuje protresivanjem ili cijepljenjem dodatkom kristalića otopljene tvari. Za potpun opis neke otopine potrebno je poznavati otapalo, otopljenu tvar i njezinu koncentraciju [npr., maseni postotak: g otopljene tvari u 100 g otopine, maseno-volumni postotak: g otopljene tvari u 100 cm3

36

otopine, molaritet (M): molovi otopljene tvari u dm-3 otopine, ppm: µg cm-3, ppb: ng cm-3, ppt: pg cm-3].

PODSJETNIK: Otapanje elektrolita i stvaranje iona posljedica je slijedećih svojstava vode kao dobrog otapala:

1. male molekule 2. dipolni karakter

3. velika dielektrična konstanta (εΗ2Ο = 78,54) 4. veliki temperaturni raspon u kojem se nalazi u tekućem agregatnom stanju (0-100 oC).

Molekula vode nastala je kovalentnom vezom izmeñu kisika i dva vodika koji zatvaraju kut od 105o. Budući da se sjedište pozitivnog i negativnog naboja ne poklapaju molekule vode posjeduju parcijalni ionski karakter pa se molekula ponaša kao dipol. Kombinacija razlike elektronegativnosti atoma i nelinearna geometrija rezultira polarnošću molekule vode. Zbog toga dolazi do asocijacije molekula vode i oko svakog atoma kisika se nalaze 4 atoma vodika:

strukturna formula dipolni karakter molekule vode povezane vodikovom vezom, vode molekule vode struktura leda je heksagonalna struktura vode

Pošto i dva slobodna elektronska para čine isto kut od 105o izmeñu sebe i zaposjednutih elektronskih parova to prostorno rezultiraju 4 valencije usmjerene od kisika prema 4 ugla tetraedra. Ova dva slobodna elektronska para usmjerena su prema vodikovim atomima odnosno protonima drugih molekula vode. To znači da mogu elektrostatski vezati suprotno nabijene protone druge molekule i na taj način meñusobno povezati molekule vode tzv. vodikovom vezom. Zbog ove su veze molekule vode i u tekućem stanju asocirane te su sva karakteristična svojstva vode u vezi s tom strukturom, odnosno s dipolnim karakterom molekula vode.

Polarni (dipolni) karakter vode može se izraziti dipolnim momentom µ kao:

µ = e .r

µ - dipolni moment (D, 1 debye = 3,333x10-30 C m, P. Debye, nizozemski fizičar), e - jedinični električni naboj (1,602x10-19 C), r - udaljenost izmeñu težišta naboja (m).

Dipolni moment vode, µH2O = 1,85 D.

II.1.1.1. Otapanje ionskih spojeva

Analitički značajni su mnogi ionski spojevi. Oni nastaju spajanjem metala i nemetala tj. najudaljenijih elemenata u periodnom sustavu. Lijevo u periodnom sustavu su elektrondonori, desno elektronakceptori. Ionska veza karakterizirana je time što jedan atom prelazi u pozitivno nabijen a drugi mora te elektrone primiti i prelazi u negativno nabijen. Što je manja energija potrebna za oslobañanje elektrona to atom lakše otpušta

37

elektron. To su atomi s metalnim karakterom čija je energija ionizacije najmanja; metalni karakter opada u slijedu: Cs > Rb > K > Na > Li. Dakle u istoj skupini periodnog sustava energija ionizacije raste s padom atomskog broja a u istoj periodi raste od lijeva na desno. Zato elementi na desno u periodnom sustavu tzv. nemetali lakše primaju elektrone. Broj primljenih i otpuštenih elektrona ovisi u prvom redu o broju valentnih elektrona u valentnoj ljusci atoma koji se meñusobno povezuju u molekulu. Što je veća razlika elektronegativnosti elemenata to je jača veza izmeñu njihovih atoma u kemijskom spoju.

PRIMJER: NaCl

11Na (1s22s22p63s1) (= 10Ne 3s1) - e- → Na+ (1s22s22p6) (10Ne)

17Cl (1s22s22p63s23p5) (= 10Ne 3s23p5) + e- → Cl- (1s22s22p63s23p6) (18Ar)

Ako se atomu natrija dovede energija ionizacije on može dati elektron iz 3s orbitale i pri tome prijeći u ion s pozitivnim nabojem dok atom klora prima taj elektron i prelazi u negativno nabijeni ion. Ovako nastali ioni su suprotno nabijeni i vezani ionskom vezom što se može prikazati kao: Na+Cl-.

Spojevi koji posjeduju ionsku vezu dolaze kristalizirani a ako dospiju u vodu otapaju se i provode električnu struju zbog prisustva slobodnih iona. U čvrstom stanju soli obično tvore ionske rešetke u kojima kationi i anioni zaposjedaju točke takve rešetke. Kada se sol stavi u vodu uloga je energije solvatacije da olabavi kristalnu rešetku te polarne molekule vode privlače ili odbijaju ione zbog interakcija naboja. Proces otapanja ionskog spoja prvenstveno se tumači dipolnim karakterom vode. Npr., KCl:

19K (18Ar 4s1) 4s1 - 1e- → K+ (18Ar)

17Cl (10Ne 3s23p5) Cl + 1e- → Cl- (18Ar)

te nastali ioni formiraju kristalnu rešetku:

K+Cl-K+Cl-K+Cl-

K+Cl-K+Cl-K+Cl-

Ioni dolaze u kristalnoj rešetci a kristalna rešetka ima odreñenu energiju koju pri otapanju treba savladati. Ako se takav kristal baci u vodu ioni na površini kristala djeluju na dipolne molekule vode tako da će prema pozitivnom ionu okrenuti kisikov atom molekule vode dok se prema pozitivnom dijelu molekule vode orijentiraju negativnim dijelom (slika II.1.). Pri tome male molekule vode penetriraju izmeñu iona u rešetki, oslabe privlačne sile meñu ionima pa se oni oslobode iz kristalne rešetke termičkim gibanjem i prijeñu u otopinu. U vodenoj otopini nastaju formacije koje su izolirane i ioni se više ne mogu spajati.

38

+-

+-

+-

+-

+-

+- +

- +-+-

+-

+-

+-

+- +

-

Slika II.1. Shema usmjeravanja molekula vode pod utjecajem iona.

Ioni u otopini razlikuju se od onih u kristalnoj rešetki po tome što su okruženi orijentiranim molekulama vode odnosno oni su hidratizirani. Zbog nastalog plašta molekula vode i zbog velike dielektrične konstante vode smanji se privlačna sila meñu ionima.

Privlačna sila kojom takva dva iona djeluju meñusobno može se izraziti:

Fion-ion = (e1.e2)/(r

2.ε)

ε - dielektrična konstanta medija (mjera izolatorske moći otapala, εH2O = 78,54), F - elektrostatska sila meñu nabojima, e - naboj iona, r - meñusobna udaljenost izmeñu centara naboja

te je ona u vodenoj otopini smanjena približno 80 puta u odnosu na onu na zraku.

S obzirom da je Coulombova elektrostatska sila koja djeluje meñu ionima obrnuto proporcionalna s ε otapala spojevi s ionskom vezom su teže topljivi u otapalima s nižom ε nego u otapalima s višom ε. Dok alkoholne otopine (ε etil alkohola je 24,3) nekih elektrolita vrlo dobro provode električnu struju, benzenske otopine (ε benzena je 2,3) ju praktički uopće ne provode.

Dipolne privlačne sile, van der Waalsove (J. D. van der Waals) uvjetuju meñu ostalim i asocijacije mnogih tvari u tekućem stanju kao i stvaranje aditivnih kompleksa. Molekule vode vežu se ion-dipolnom vezom na ione:

Fion-dip = e1.µ2/r

3

pa se proces otapanja ionskih spojeva može prikazati općenito:

K+Cl- + pH2O → [K(H2O)n]+ + [Cl(H2O)m]-

Ovaj proces zove se hidratacija. Neki elektroliti otapaju se u amonijaku, HF, organskim otapalima (etanolu, metanolu, itd.) pa se proces analogan hidrataciji zove solvatacija. Stupanj hidratacije tj. broj molekula vode i jakost veze hidratiziranih iona i molekula vode ovisi o veličini iona i naboju iona. Hidratacija je to jača što je naboj iona veći a ion manji pa unutar skupine stupanj hidratacije opada odozgo prema dolje. Zbog toga su kationi jače hidratizirani od aniona.

Prema tome je svaki ion u otopini okružen slojem molekula vode koje su za ion vezane ion-dipolnom vezom i kovalentnom vezom. Hidratacija može biti tako jaka da nastaju akvokompleksi i veza prelazi u koordinativno-kovalentnu, {npr., [Cu(H2O)4]

2+

39

modar, [Cr(H2O)6]3+ ljubičasto-modar, [Co(H2O)6]

2+ ružičast}. Hidratna voda je ponekad tako tijesno vezana s otopljenom tvari da pri njezinom izdvajanju iz otopine ona ulazi u sastav njezinih kristala. Voda koja ulazi u strukturu kristala drugih tvari naziva se kristalnom (npr., CuSO4x5H2O). Posljednji je modar a bezvodni bezbojan.

Ionski spojevi koje otopljene u vodi nalazimo hidratizirane su pravi elektroliti (NaCl, K2SO4, KCl, NH4NO3, MgCl2, itd.). Neki ionski spojevi su slabo topljivi u vodi, npr., AgCl, PbSO4, BaSO4, SrSO4, ali otopljeni dio potpuno disocira i ioni su hidratizirani.

U kojoj mjeri će se odvijati otapanje ionskog spoja ovisi o razlici izmeñu energije kristalne rešetke i energije hidratacije iona. Dakle dva su temeljna energetska faktora koja odreñuju topljivost:

1. razaranje kristalne rešetke odnosno svladavanje energije kristalne rešetke,

2. energija hidratacije.

Ukoliko je energija hidratacije veća od energije kristalne rešetke tvar je lako topljiva u vodi i obratno:

Ekr > Eh slaba topljivost (BaSO4, SrSO4, itd.)

Ekr < Eh dobra topljivost

PRIMJERI:

KJ > KBr > KCl 1,7 2,0 2,2 (∆ elektroneg.)

raste Ekr

pada Ekr, raste topljivost

Vidljivo je da Ekr raste s porastom polarnosti veze (najjača kod KCl) i opada s porastom radijusa atoma.

AgCl > AgBr > AgJ

1,1 0,9 0,6 (∆ elektroneg.)

topljivost raste

Kod halogenida srebra Ekr pojačana je polarizacijom aniona tj. derformacijom raspodjele njegova naboja od strane kationa tj. Ag+ iona.

Anorganski spojevi netopljivi u vodi i kiselini predobrañuju se različitim postupcima raščinjavanja, tj. digeriraju se s konc. NH4OH, tale s KOH, NaOH, Na2O2, KHSO4, smjesom Na2CO3 i KNO3, Na2CO3 i S, Na2CO3 i K2CO3, itd. Pri tome dolazi do kemijske reakcije izmeñu slabo topljive tvari i sredstva za taljenje a produkt takve reakcije je topljiv u vodi, kiselini ili lužini.

40

II.1.1.2. Otapanje kovalentnih spojeva

Kod spojeva s kovalentnom vezom s više raznovrsnih atoma s različitim afinitetom za elektrone atom s većim afinitetom jače privlači elektronski oblak kovalentne veze pa dolazi do asimetrične raspodjele negativnog naboja u molekuli, nastaje dipol i molekula ima djelomičan ionski karakter: H2O, NH3, itd. Molekule u kojima su atomi meñusobno povezani zajedničkim elektronskim parom tj. kovalentnom vezom dijele se na nepolarne i polarne, a potonje na one s jače ili slabije izraženim polarnim karakterom. Uz jače izraženi polarni karakter molekule očekuje se povećana disocijacija i topljivost tog spoja u vodi zbog mogućnosti stvaranja H-mostova. Što je meñusobna udaljenost elemenata u istoj periodi veća to je više izražen dipolni karakter spoja. Izmeñu elemenata na suprotnim krajevima periodnog sustava nastaje čista ionska veza:

δ- δ+

molekule ionski karakter veze raste ioni kovalentni karakter veze opada

Meñu spojeve koji se sastoje od nedisociranih molekula spadaju brojne analitički značajne kiseline (npr., HCl, H2SO4, CH3COOH) koje otapanjem u vodi disociraju djelomično (CH3COOH) ili potpuno (HCl). Takvi spojevi zovu se potencijalni elektroliti. PRIMJERI:

HCl (∆ elektroneg. 0,9)

1H (1s1) 17Cl (1s22s22p63s23p5)

Povezivanjem klorova atoma s atomom vodika nastaje zajednički elektronski par, a klor poprima elektronsku konfiguraciju atoma argona (1s22s22p63s23p6) odnosno svoj oktet a vodik poprima elektronsku konfiguraciju atoma helija. Meñutim dva elektrona koji u molekulskoj orbitali povezuju atom vodika i atom klora u molekulu HCl su energijski bliže atomskim orbitalama klora nego vodika pa se duže zadržavaju uz jezgru atoma klora koji ima veći afinitet za elektrone. Znači da je u molekuli HCl kovalentna veza djelomično ionskog karaktera. Otapanjem HCl u vodi dobiva se otopina koja se ponaša kao elektrolit jer provodi električnu struju pa se reakcija otapanja piše kao:

HCl + H2O → Cl- + H3O+ hidronijum ion

:Cl:H + H:O:H → [:Cl:]- + H:O:H +

H

Dolazi do reakcije s otapalom i nastaju ioni koji provode električnu struju. Ako se HCl otopi u benzenu otopina ne provodi električnu struju jer se u otopini nalaze molekule HCl i benzena.

+ -

.. .. .. .. .. .. .. ..

41

PRIMJERI:

HBr (∆ elektroneg. 0,7)

1H - K (1s1)

35Br - K 2, L 8, M 18, N 7 (18Ar 3d104s24p5) → Br- (18Ar 3d104s24p6) (36Kr)

Zajednički stvoreni elektronski par jače je pomaknut bromu jer je on elektronegativniji pa se javlja parcijalni ionski karakter, a s vodom dolazi do reakcije:

.. :O-H

H δ+ δ-

H-Br + H2O → H3O+ + Br-

ili δ+ δ- ioniz. disoc. H-F + H2O → H3O

+.F- → H3O+ + F-

(∆ elneg.1,9) ionski par

Pri nastajanju ionskog para veza je elektrostatska; pod daljnjim utjecajem dipolnih molekula vode dolazi do disocijacije. Nastali ionski par živi trenutačno zbog velike dielektrične konstante vode, dok se u drugim otapalima može dokazati pa se obično piše samo:

HF + H2O ⇄ H3O+ + F-

Drugi kovalentni spojevi polarnog karaktera takoñer disociraju ali slabo pa se uspostavlja ravnoteža izmeñu nedisociranih molekula i disociranih iona, npr., CH3COOH, NH4OH, H2CO3, HCOOH, H2S, itd. Sulfidi As, Sn, Hg, Ag, imaju kovalentnu vezu s malim parcijalnim ionskim karakterom pa su slabo topljivi.

Organski spojevi slabo se otapaju u vodi ali uvoñenjem polarnih skupina, npr., -OH, -NH2, -COOH, -SO3H, itd., topljivost se povećava. U kovalentne spojeve ubraja se Fe(III)-8-hidroksikinolin: van der Waalsove sile nisu dovoljne da se nadjača energija kristalne rešetke pa je netopljiv, dok uvoñenjem sulfonsko kisele skupine u položaj 5 [Fe(III)-8-hidroksikinolin-5-sulfonska kiselina], topljivost u vodi se povećava:

netopljiv u vodi topljiv u vodi

3

O N

Fe/3

3-

Fe/3 3

O N

SO3

42

Kada se kovalentnom vezom vežu dva atoma koji imaju jednak afinitet za elektrone elektronski oblak u kovalentnoj vezi je simetrično raspodijeljen. Molekule koje su nastale iz istovrsnih atoma pomoću zajedničkog elektronskog para (npr., Cl2, H2, itd.) su čisti kovalentni spojevi i nepolarnog su karaktera. U vodi se otapaju molekularno, npr.:

Cl2 + H2O → Cl2.H2O

Br2 + H2O → Br2.H2O

Isto vrijedi i za O2, H2, itd.

PODSJETNIK:

II.1.1.3. Elektrolitička disocijacija

Otopine elektrolita (kiseline, baze, soli) provode električnu struju za razliku od otopina ne-elektrolita (alkoholi, šećeri, aldehidi, ketoni i drugi organski spojevi). U otopinama gdje dolazi do disocijacije povećava se osmotski tlak u usporedbi s otopinama iste koncentracije u kojima ne dolazi do disocijacije (šećer, glicerin, itd.). Još 1886. J. H. van’t Hoff je našao da se na razrijeñene otopine mogu primijeniti plinski zakoni ako se umjesto plinskog uzme osmotski tlak. Posljednji je upravno proporcionalan molarnoj koncentraciji i apsolutnoj temperaturi. Eksperimenti na elektrolitima pokazali su neočekivano visoke vrijednosti za osmotski tlak. 1883. F. M. Raoult je utvrdio da povišenje vrelišta i sniženje ledišta ovise o molarnoj koncentraciji otopljene tvari. U otopinama elektrolita ovi su pomaci bili veći nego što odgovara molarnoj koncentraciji dakle oni su se ponašali kao da u otopini ima više čestica nego što odgovara broju molekula. Objašnjenje daje 1887. S. Arrhenius teorijom elektrolitičke disocijacije. Ova teorija tumači povišenje osmotskog tlaka, sniženje ledišta i povišenje vrelišta u otopini elektrolita time što se molekula elektrolita odmah po otapanju u vodi jednim dijelom razlaže na ione. Broj čestica ovisi o elektrolitu koji disocira. Zbroj pozitivnih naboja koje nose kationi mora biti jednak zbroju negativnih naboja koje nose anioni. Ispitivanjem električne vodljivosti, sniženja ledišta i povišenja vrelišta sve elektrolite moguće je podijeliti na slabe i jake, a njihov stupanj disocijacije je različit. Stupanj disocijacije predstavlja omjer izmeñu broja disociranih molekula i ukupnog broja otopljenih molekula te govori o jakosti elektrolita i kreće se izmeñu 0 i 1. On raste s razrijeñenjem i pri beskonačno velikom razrijeñenju kada je disocijacija potpuna postaje jednak jedinici. Ako se radi o jakom elektrolitu disocijacija je potpuna, kod slabog disocijacija je djelomična te se uspostavlja ravnoteža izmeñu nedisociranih i disociranih čestica, a kod ne-elektrolita je uopće nema.

Jaki elektroliti disocirani su praktički 100%, npr., jake kiseline: HClO4, HCl, HNO3, H2SO4, HBr, HJ, HSCN, jake baze: NaOH, KOH, Ba(OH)2, LiOH, RbOH, CsOH, Sr(OH)2, Na2O, KNH2, CaO, BaO, Ca(NH2)2, anorganske soli: NaCl, KCl, anorgansko-organske soli: CH3COONa, Na2C2O4. Slabi elektroliti disocirani su <100% pri osrednjim koncentracijama, te imaju mjerljivu konstantu ravnoteže, npr., kiseline: HCN, H3PO4, H3BO3, H2S, H2CO3, CH3COOH, baze: NH4OH, Sb(OH)3, organske baze: piridin, piperidin, anilin, itd. Slabi elektroliti (kiseline ili baze) služe, npr., kao acido-bazni i metalokromni indikatori.

Faktor aktiviteta i aktivitet

Idealne, vrlo razrijeñene, otopine ponašaju se kao idealni plinovi izmeñu kojih ne postoje privlačne sile. Povećanjem koncentracije dolazi do odstupanja od Raoultovog zakona zbog toga što u koncentriranim otopinama elektrolita dolaze do izražaja Coulombove interionske privlačne sile koje smanjuju slobodu gibanja iona i njihovu efikasnost pa se otopina ponaša kao da su ionske koncentracije niže od stvarnih. Privlačne sile meñu ionima rastu s povećanjem naboja iona i povećanjem njegove koncentracije pa je zato efektivna koncentracija (aktivitet, a) niža od analitičke, teoretske koncentracije te slijedi odnos izmeñu aktiviteta (a) i koncentracije (c):

43

a = c.fa

fa - faktor aktiviteta (iznosi 0-1), c i a (mol dm-3).

Kod velikog razrijeñenja fa poprima vrijednost 1 jer se ioni udaljuju pa "a" teži "c". Za čiste tekućine, čvrste tvari i nedisocirane molekule jer nemaju naboja uzima se da je fa = 1.

Da bi se izračunao fa treba prvo saznati ionsku jakost otopine (I) koja ovisi o koncentraciji i naboju svih prisutnih iona u otopini jer oni svi sudjeluju u ionskim interakcijama:

n I = 1/2 Σ ci zi

2 = 1/2(c1.z1

2 + c2.z2

2 +…+ cn.zn

2) (mol dm-3) i=1

Npr., za otopinu 0,2 mol dm-3 NaCl i 0,1 mol dm-3 Na2SO4 vrijedi:

I = 1/2 (0,2.12 + 0,2.12 + 0,2.12 + 0,1.22) = (1/2).1,0 = 0,5 mol dm-3

Prema Debye-Hückel-ovom zakonu (P. Debye, E. Hückel, 1923) za vodene otopine pri 25 oC vrijede izrazi:

log fa = (-A zi2 I1/2)/(1+B a I1/2) 0,1< I <0,2 mol dm-3

zi - naboj iona, I - ionska jakost, A, B - konstante koje ovise o dielektričnoj konstanti otapala i apsolutnoj

temperaturi [u vodenoj otopini pri 25 oC A = 0,51, B = 3,3, a "a" predstavlja promjer hidratiziranog iona (prema Kiellandu 0,25-1,1 nm)]

log fa = (-A zi2 I1/2)/(1+ I1/2) 0,01< I <0,1 mol dm-3

i granični Debye-Hückelov zakon:

log fa = -A zi2 I1/2 I <0,01 mol dm-3

Koeficijent aktiviteta opada s porastom koncentracije i naboja svih prisutnih iona u otopini. Srednji koeficijent aktiviteta iona moguće je izračunati na temelju analognih izraza u koje je umjesto kvadrata naboja promatranog iona uvršten produkt naboja kationa i aniona (z+

.z-).

S obzirom na to da svaki ion koegzistira s drugim ionom, tzv. protuionom, koeficijent aktiviteta pojedinačnog iona ne može se eksperimentalno odrediti. Eksperimentalno se može odrediti samo srednji koeficijent aktiviteta za katione i anione a koji za elektrolit AnBm iznosi:

fa+- = (fAn.fB

m)1/(n+m)

Npr., za Cr2(SO4)3 vrijedi: z+ = 3, z- = 2, fa+- = (f+2.f-

3)1/5

Povećanjem koncentracije fa opada a u nekim slučajevima prolazi kroz minimum i ponovno raste. Ovaj fenomen tumači se time što se povećanjem koncentracije otopljene tvari smanjuje broj molekula otapala jer se one troše na hidrataciju. Dakle, kod visokih koncentracija ne vrijede navedeni izrazi jer dolazi do nestašice vode za hidrataciju, ioni su bliže jedan drugomu pa nastaju ionski parovi i ionski tripleti (meñusobno blisko asocirani ioni). Kako su ioni u ionskim parovima povezani Coulombovim privlačnim silama njihovom nastajanju pogoduju i povećani naboj iona i smanjena dielektrična konstanta otapala. Ti parovi se ponašaju kao neutralne čestice koje ne mijenjaju vodljivost otopine.

Vrijednost koeficijenta aktiviteta poprima dakle 3 osnovne veličine:

a = c fa = 1 idealna otopina a < c fa < 1 negativna devijacija od idealne otopine a > c fa > 1 pozitivna devijacija od idealne otopine

44

III. PROTOLITIČKE REAKCIJE U KEMIJSKOJ ANALIZI

III.1. KISELO-BAZNE RAVNOTEŽE

PODSJETNIK:

Koncept kiselina i baza doživljavao je nekoliko promjena razvojem kemije. Teorija S. Arrheniusa (kao dio općenite teorije elektrolitičke disocijacije, 1887.) i W. Ostwalda (1894.) može se danas smatrati klasičnim konceptom. Prema Arrhenius-Ostwaldovoj teoriji (A.-O.) kiselina je spoj koji sadrži ion vodika i otpušta ga, a baza je spoj koji disocijacijom stvara hidroksid ion kada su otopljeni u vodi:

HA ⇄ H+ + A-

BOH ⇄ B+ + OH-

Ovaj je koncept primjenljljiv samo u vodenim otopinama. No u vodenim otopinama slobodni proton ne egzistira kao takav jer je nestabilan pa se stabilizira vezanjem na slobodni elektronski par vode dajući njegov hidratizirani oblik (hidronijum ion):

H+ + H2O ⇄ H3O+

Ovo vrijedi općenito za otopine jer protoni reagiraju s molekulama raznih otapala dajući različite "onium" ione.

Širi uvid u ponašanje kiselina i baza dobiva se protolitičkom Brönsted-Lowry-evom teorijom (B.-L.) (J. N. Brönsted, T. M. Lowry, 1923.) koja se temelji na ponašanju tvari prema protonu. Prema ovoj teoriji kiselina je proton donor a baza proton akceptor (npr., kiselina HA, a baza B). U ovom će se udžbeniku ova teorija dominantno koristiti jer je šira od A.-O. teorije te nije ograničena samo na vodu kao otapalo:

kiselina ⇄ baza + H+

npr.: H2O ⇄ OH- + H+ k b

npr.: NH4+ ⇄ NH3 + H+

k b

Kiselina dakle otpuštanjem protona formira konjugiranu bazu (to je konjugirani kiselo-bazni par, nastala baza može primiti proton pod odgovarajućim uvjetima i dati konjugiranu kiselinu). Dakle zajedničko ime za kiseline i baze je protoliti. Kiseline i baze mogu biti neutralne ili nabijene tvari. Stvarni proces je:

kiselina1 + baza2 ⇄ baza1 + kiselina2

Kako je acido-bazna reakcija raspodjela protona izmeñu barem dva sustava uvijek uključujući stvaranje nove kiseline i nove baze zajedničko ime ovakvih acido-baznih reakcija je protolitičke reakcije, a odgovarajuća ravnoteža je protolitička ravnoteža.

Dok se A.-O. teorija može primijeniti samo na acido-bazne reakcije u vodenim sustavima B.-L. teorija objašnjava općenito i kvantitativno acido-bazne procese u svakom protolitičkom otapalu. Protolitička teorija značajno je proširila klasični acido-bazni koncept. Gornja jednadžba i teorija protolitičke reakcije primjenjljivi su na reakcije koje se klasičnim konceptom klasificiraju kao:

1. hidroliza:

npr.: CH3COO- + H2O ⇄ CH3COOH + OH- b1 k2 k1 b2

45

CO32- + H2O ⇄ HCO3

- + OH- b1 k2 k1 b2

2. elektrolitička disocijacija:

npr.: HBO2 + H2O ⇄ BO2- + H3O

+ k1 b2 b1 k2

3. neutralizacija:

npr.: CH3COOH + NH3 → CH3COO- + NH4+

k1 b2 b1 k2

NH3 + HCl → NH4+ + Cl-

b2 k1 k2 b1

G. N. Lewis (1916.) je razvio elektronsku teoriju za kiseline i baze po kojoj se kiselo odnosno bazno ponašanje pripisuje elektronskoj strukturi spoja. Dakle kiseline su tvari koje mogu primiti elektronski par od drugog atoma ili skupine uz istovremeno stvaranje kovalentne veze. Baze imaju elektronski par sposoban za stvaranje kovalentne veze:

npr.: Cl3B + NH3 ⇄ Cl3BNH3

Lewisova definicija kiselina općenitija je od B.-L.-ove te bez obzira na otapalo uključuje sve tvari koje sadrže atome ili molekule s nepopunjenim elektronskim ljuskama. Ona je primjenjljiva na mnoge organske i anorganske reakcije u kojima H+ nije uključen. Npr.:

Ag+ + 2NH3 ⇄ [Ag(NH3)2]+

Ni2+ + 4CN- ⇄ [Ni(CN)4]2-

Prema ovom konceptu kiselo-bazne reakcije su i reakcije kompleksacije pri čemu je kiseli partner metalni ion a ligand kao elektron donor je bazni partner u reakciji. "Lewisove kiseline" meñutim ne uključuju supstancije koje su kisele zbog svog proton donirajućeg karaktera, npr., HCl, HNO3, H2SO4. Po ovoj teoriji te se kiseline trebaju tretirati zasebno kao "H-kiseline".

Švicarski kemičar G. Schwarzenbach dopunio je Lewisovu interpretaciju definicijom prema kojoj je kiselina svaka koordinacijski nezasićena molekulska vrsta koja zbog toga ima sklonost da se poveže s ligandom tj. elektrondonorom odnosno bazom. Prema tome je svaki kation kiselina a anion baza. Kiseli karakter kationa to je jače izražen što je njegov naboj viši i što je kation manji. Analogno je anion to jača baza što mu je elektronski par (elektronski oblak) pokretljiviji tj. što je anion veći.

III.1.1. AUTOPROTOLIZA, AMFOLITI

Tvari koje mogu dati ili primiti proton, dakle ponašati se kao kiseline ili baze, zavisno o karakteru otapala ili reakcijskih partnera nazivamo amfolitima odnosno amfoternim, amfiprotičnim supstancijama. Prema A.-O. teoriji dvojni karakter vode vidljiv je iz činjenice da ona disocira na H+ i OH- a prema protolitičkoj teoriji voda je amfolit s kiselim i baznim svojstvima. Kada se u vodi otopi baza voda djeluje kao kiselina i obratno:

B + H2O ⇄ BH+ + OH- - voda kao kiselina

NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH-

b1 k2 k1 b2

46

HA + H2O ⇄ A- + H3O+ - voda kao baza

HCOOH + H2O ⇄ HCOO- + H3O+

k1 b2 b1 k2

HCl + H2O → Cl- + H3O+

k1 b2 b1 k2

Prema B.-L. teoriji velika većina supstancija je amfoterna. Autodisocijacija otapala ili fenomen autoprotolize za otapala koja sadrže proton je rezultat amfoternog karaktera (npr., H2SO4, HCOOH, CH3COOH, H2O, CH3OH, C2H5OH, NH3, itd.). Autoprotoliza vode:

2H2O ⇄ H3O+ + OH-

ili jednostavnije:

H2O ⇄ H+ + OH-

prema ZDM:

[H3O+] [OH-]/[H 2O]2 = K

Nazivnik je konstanta u vodenoj otopini pa proizlazi da je pri 25 oC:

Kv = [H3O+] [OH-] = 1x10

-14 (mol2 dm-6)

pKv = -log Kv = 14

gdje je Kv ionski produkt vode. Slijedi da u svakoj vodenoj otopini simultano egzistiraju hidronijum i hidroksid ioni, mijenjanjem koncentracije jednog mijenjat će se koncentracija drugoga da bi se uspostavio ionski produkt vode. U reakcijama kiselina s bazama protoni i hidroksid ioni daju vodu sve dotle dok se ne uspostavi Kv. Ionski produkt vode može se koristiti za računanje koncentracije:

[H+] = Kv/[OH-] ili [OH -] = Kv/[H+]

Radi elektroneutralnosti u čistoj vodi vrijedi:

[H+] = [OH-] = (Kv)1/2 = 10-7 mol dm-3

pa slijedi:

pH + pOH = pKv = 14

pH čiste vode je 7, ona je neutralna.

Kada se razmatraju vrlo razrijeñene otopine kiselina ili baza u obzir treba uzeti i [H3O

+] ili [OH-] iz kiseline/baze i vode. Ako je [H3O+] iz kiseline ili [OH-] iz baze ≥10-6

mol dm-3 doprinos iz vode se smije zanemariti.

Autoprotoliza se zapaža i kod drugih otapala osim vode:

NH3 + NH3 ⇄ NH4+ + NH2

-

CH3COOH + CH3COOH ⇄ CH3COOH2+ + CH3COO-

H2SO4 + H2SO4 ⇄ H3SO4+ + HSO4

-

47

CH3OH + CH3OH ⇄ CH3OH2+ + CH3O

-

lionium ion liat ion

III.1.2. KISELINE I BAZE

Osnovni strukturni tipovi analitički značajnih kiselina jesu jednostavne kiseline (npr., HF, HCl, HBr, H2S), oksokiseline (npr., HNO3, H2SO4, HClO4, H3PO4, H3BO3, H2CO3, HNO2, HBrO3), i peroksokiseline (H2SO5, H3PO5, H2S2O8) koje su vrlo jaka oksidacijska sredstva.

Lakoća kojom kiselina HA otpušta proton ovisi o snazi H-veze koju čini s kisikom iz vode:

H2O...H-A → H2O-H+ + A-

Jaka H-veza oslabljuje H-A vezu i pomaže stvaranju H3O+. Općenito, što je polarnija

H-A veza jača je O...H-A H-veza. Zato očekujemo da kiselina s polarnijom H-A vezom bude jača od one s manje polarnom H-A vezom. Kako polarnost veze H-A raste s elektronegativnošću atoma A predviñamo da će kiselina biti to jača što je A elektronegativniji. Kiselost dakle raste u nizu:

NH3 < H2O < HF N-H 0,9 O-H 1,4 F-H 1,9 (∆ elektroneg. u vezi)

Kako je veza H-F najpolarnija proizlazi da je HF kiselina, voda je neutralna a NH3 je baza.

I pored polarnosti i sposobnosti za H-vezu veza H-A može biti prejaka da se raskine. Što je veza H-A sklonija kidanju tj. slabija to jaču kiselinu očekujemo. Kod halo kiselina kiselost je odreñena jakošću veze. Tako je veza u HF najpolarnija i najjača pa je zbog velike snage veze HF najslabija kiselina (slaba kiselina) unutar halo kiselina, dok su ostale jake kiseline. Red jakosti halo kiselina je:

HF < HCl < HBr < HJ 1,9 0,9 0,7 0,4 (∆ elektroneg. u vezi)

što je u skladu sa slabljenjem H-A veze (odozgo prema dolje u skupini). Isti je trend nañen kod kiselina elemenata VI skupine:

H2O < H2S < H2Se < H2Te 1,4 0,4 0,3 0 (∆ elektroneg. u vezi)

gdje takoñer i snage veza i polarnosti veza opadaju prema dolje u grupi.

Najvažnije anorganske kiseline su oksokiseline; molekule su im povezane vodikovim mostom. Njihova stvarna struktura uključuje OH grupu: npr., H2SO4 je (OH)2SO2, H3PO3 je (OH)2PHO, ClOH, itd.:

48

HNO3: HClO: (prikazan je jedan rezonantni hibrid)

Jakost oksokiselina ovisi o jakosti veze O-H. Što je ta veza slabija kiselina je jača. Jakost te veze ovisi o gustoći elektronskog oblaka oko atoma kisika na koji je vezan vodik. Gustoća elektronskog oblaka a time i jakost veze s vodikom to je slabija što je veća elektronegativnost središnjeg atoma. Uz porast elektronegativnosti središnjeg atoma vezni elektroni iz O-H idu više prema O odnosno središnjem atomu. Time se smanjuje elektronska gustoća oko kisika. Isti kisikov atom odgovoran je za izvlačenje elektronske gustoće iz veze O-H i udaljavanje od H. Tako O-H veza postaje slabija a time se radije otpušta proton iz O-H veze. Npr.:

HClO > HBrO > HJO 3,0 2,8 2,5 (elneg. centr. atoma)

HClO4 > H2SO4 > H3PO4 > H4SiO4 3,0 2,5 2,1 1,8 (elneg. centr. atoma)

Zato je i jasno zašto je u III. periodi HClO4 jaka kiselina a NaOH jaka lužina. (Natrij je metalni atom male elektronegativnosti te pri heterolitičkom cijepanju molekule NaOH dolazi samo do pucanja veze izmeñu metalnog atoma i kisika tako da nastaju Na+ i OH- ioni.) Nadalje, što je više kisikovih atoma vezano na središnji atom veći je pozitivni naboj središnjeg atoma pa time i jača repulzija prema protonu - kiselina je jača. Takoñer središnji atom efikasnije odvlači elektronsku gustoću od kisika iz O-H veze, elektroni iz O-H veze bivaju jače odmaknuti od H i on se lakše otcjepljuje.

Jakost kiselina opada u nizovima:

HClO4 > HClO3 > HClO2 > HClO

HNO3 > HNO2

H2SO4 > H2SO3

Ako je elektronegativnost središnjeg atoma mala veza izmeñu središnjeg atoma i kisika bit će približno iste polarnosti kao i veza O-H pa se može ionizirati sad jedna a sad druga veza. To su amfoterni spojevi (amfoliti) koji mogu djelovati i kao kiseline i kao baze.

Prema B.-L. teoriji jakost kiseline vidi se iz njezine sposobnosti doniranja protona, ali ona se može definirati samo onda ako je takoñer definirana akceptorska baza. Često se kiselo-bazne reakcije u razrijeñenim vodenim otopinama smatraju takvima u kojima je voda proton-akceptorska baza. Npr.:

C6H4(OH)COOH + H2O ⇄ C6H4(OH)COO- + H3O+

k1 b2 b1 k2

Ako se na reakciju disocijacije salicilne kiseline, C6H4(OH)COOH, primijeni ZDM:

OO

ON

H

O HCl

49

K = [H3O+] [C6H4(OH)COO-]/[C6H4(OH)COOH] [H2O]

Kk = [H3O+] [C6H4(OH)COO-]/[C6H4(OH)COOH]

jer se koncentracija vode smatra konstantom. Kk je disocijacijska konstanta kiseline u vodi pa pri odreñenoj temperaturi ovisi samo o proton-donirajućoj sposobnosti kiseline te je pogodna za karakterizaciju jakosti kiseline. Uz njezinu veću vrijednost kiselina je jača i obratno. Analogno jakost baze definira se proton-akceptorskom sposobnošću pa je uvijek pod utjecajem prirode kiseline koja donira proton. Što je jača kiselina slabija je njezina konjugirana baza i obratno:

C6H5NH2 + H2O ⇄ C6H5NH3+ + OH-

b1 k2 k1 b2

Prema ZDM vrijedi:

K = [C6H5NH3+] [OH-]/[C6H5NH2] [H2O]

Kb = [C6H5NH3+] [OH-]/[C6H5NH2]

Smisao Kb je analogan je onom Kk. Disocijacijske konstante nekih kiselina i baza date su u tablici III.1.

50

Tablica III.1. Konstante disocijacije nekih kiselina i baza pri sobnoj temperaturi Kiselina Kk pKk Baza Kb pKb HBO2 7,2x10-10 9,14 C6H5NH2

(anilin) 3,5x10-10 9,46

HCN 4,9x10-10 9,31 C5H5N (piridin)

1,3x10-9 8,9

HOCl 3,0x10-8 7,53 C5H11N (piperidin)

1,6x10-3 2,80

CH3COOH 1,8x10-5 4,74 H2NNH2

(hidrazin) 1,7x10-6 5,77

HF 3,5x10-4 3,45 NH4OH

(amonijak) 1,8x10-5 4,74

CCl3COOH 3,0x10-1 0,52 NH2CONH2

(urea) 1,3x10-14 13,90

H3PO4 Kk1=5,9x10-3 Kk2=6,2x10-8 Kk3=4,8x10-13

pKk1=2,23 pKk2=7,21 pKk3=12,32

NH2OH (hidroksilamin)

1,1x10-8 7,97

H2CO3 Kk1=4,2x10-7 Kk2=5,6x10-11

pKk1=6,38 pKK2=10,25

CH3NH2 (metilamin)

4,4x10-4 3,36

HCOOH 1,77x10-4 3,75 (CH3)2NH (dimetilamin)

9,8x10-4 3,01

Cl2CHCOOH 5,5x10-2 1,26 (CH3)3N (trimetilamin)

6,8x10-5 4,17

H2C2O4 (oksalna kis.)

Kk1=5,6x10-2 Kk2=5,2x10-5

pKk1=1,25 pKk2=4,28

C2H5NH2

(etilamin) 6,5x10-4 3,19

H2C4H4O6 (vinska kis.)

Kk1=9,1x10-4 Kk2=4,3x10-5

pKk1=3,04 pKk2=4,37

(C2H5)2NH (dietilamin)

3,9x10-4 3,41

C6H5COOH (benzojeva kiselina)

6x10-5 4,2 (C2H5)3N (trietilamin)

5,6x10-4 3,25

Salicilna kiselina

Kk1=1,0x10-3 Kk2=4,2x10-13

pKk1=3,0 pKk2=12,38

(C2H4OH)NH2 (etanolamin)

3,2x10-5 4,50

5-sulfosalicilna kiselina

Kk2=2,1x10-3 Kk3=1,8x10-12

pKk2=2,67 pKk3=11,74

(C2H4OH)3N (trietanolamin)

5,8x10-7 6,24

Acetilsalicilna kiselina

3,2x10-4 3,49 C6H5CH2NH2

(benzilamin) 4,16x10-5 4,38

1,2-dihidroksibenzen-3,5-disulfonska kiselina (tiron)

Kk3=2,2x10-8 Kk4=2,5x10-13

pKk3=7,66 pKk4=12,6

C3H4N2 (imidazol)

6,76x10-8 7,17

Eriokrom crno T (EKCT)

Kk1=2,5x10-2 Kk2=5,0x10-7

Kk3=2,5x10-12

pKk1=1,6 pKK2=6,3 pKK3=11,6

Tris- (hidroksimetil)

aminometan (TRIS)

1,20x10-6 5,92

Kiseline se po jačini dijele na: jake (pKk < 0), umjereno jake (pKk 0-2, Cl2CHCOOH, H3PO4), slabe (pKk 2-7, CH3COOH, HF, HCOOH), vrlo slabe (pKk > 7, HCN, HBO2, H2CO3, H2S). Analogno vrijedi i za baze.

Za konjugirani kiselo-bazni par vrijedi:

NH4+ + H2O ⇄ NH3 + H3O

+ KkNH4+= [NH3] [H3O+]/[NH4

+] = Kh k1 b2 b1 k2 (Kh – konstanta hidrolize)

NH3 + H2O ⇄ NH4

+ + OH- KbNH4OH = [NH4+] [OH-]/[NH3]

b1 k2 k1 b2

Kb = ([H3O+] [OH-] [NH4

+])/([NH3] [H3O+]) = Kv/Kk

51

odnosno: Kv = Kk. Kb

ili

pKk + pKb = pKv = 14

Odatle je i općenita formula za autoprotolitička otapala:

Kautoprot = Kk.Kb

Koristeći B.-L. teoriju moguće je opisati razrijeñene vodene otopine ali i nevodene sustave ako se Kv zamijeni konstantom autoprotolize datog otapala.

Jake kiseline i baze su u razrijeñenim vodenim otopinama potpuno disocirane pa [H3O

+] ili [OH -] odgovara izvornoj analitičkoj koncentraciji kiseline/baze. Dakle, pH se može izračunati iz koncentracije kiseline odnosno baze. Koncentracija protona odnosno hidroksid iona iz vode smije se zanemariti. Kod slabih elektrolita disociran je zanemariv dio. Ukoliko ovakva otopina nije jako razrijeñena (≥10-6 mol dm-3) i ako nije jako slaba (npr., Kk > 10-12) pretpostavlja se da H3O

+ ili OH- dolaze samo iz kiseline ili baze. U suprotnom treba uzeti u obzir i [H3O

+] ili [OH-] nastale disocijacijom vode.

PODSJETNIK:

Ako imamo slabu kiselinu (npr., CH3COOH):

HA + H2O ⇄ A- + H3O+ balans naboja: [A-] = [H3O

+] k1 b2 b1 k2 balans masa: [HA]poč = [HA] + [A -] ravnoteža

[HA] poč = [HA] jer je [A-] zanemariv kod jako slabih i slabih kiselina

Kk = ([A-] [H3O+])/[HA] = [H 3O

+]2/[HA]

[H3O+] = ([HA] Kk)

1/2

pH = 1/2pKk - 1/2 log [HA] = 1/2pKv – 1/2pKb – 1/2 log [HA] = 7 – 1/2pKb – 1/2 log [HA]

Kod srednje jakih kiselina (npr., H3PO4, Cl2CHCOOH) i kod slabih kiselina pri vrlo točnim računima i pri niskim koncentracijama vrijedi:

balans naboja: [A-] = [H3O+]

balans masa: [HA]poč = [HA] + [A -] = [HA] + [H 3O+]

ravnoteža

[A -] se ne smije zanemariti kod srednje jakih kiselina i slabih kiselina niskih koncentracija (npr., [HA] < 10-2 mol dm-3)

Kk = ([A-] [H3O+])/[HA] = [H 3O

+]2/([HA] poč - [H3O+])

[H3O+]2 + Kk [H3O

+] - Kk [HA] poč = 0 (kvadratna jednadžba)

{Opći oblik kvadratne jednadžbe je: a.x2 + b.x + c = 0 a rješenja su: x1,2 = [-b ± (b2 – 4a.c)1/2]/2.a. Za zadani problem elementi kvadratne jednadžbe su: x = [H3O

+], a = 1, b = Kk, c = -Kk [HA] poč}

52

pa dobivamo realno rješenje:

[H3O+] = {-Kk + (Kk

2 + 4Kk [HA] poč)1/2}/2

Analogna razmatranja vrijede i za slabe i srednje jake baze:

B + H2O ⇄ BH+ + OH-

b1 k2 k1 b2

Kb = ([BH+] [OH-])/[B] balans naboja: [BH+] = [OH-] balans masa: [B]poč = [B] + [BH+]

ravnoteža

[B] poč = [B] jer je [BH+] zanemariv za jako slabu bazu

Kb = [OH-]2/[B]

[OH-] = ([B] Kb)1/2 = Kv/[H3O

+]

pOH = 1/2pKb – 1/2 log [B] = 1/2pKv – 1/2pKk – 1/2 log [B] = 7 – 1/2pKk – 1/2 log [B]

pH = pKv – pOH = pKv – 1/2pKb + 1/2 log [B] = 14 – 1/2pKb + 1/2 log [B] = 1/2pKv + 1/2pKk + 1/2 log [B] = 7 + 1/2pKk + 1/2 log [B]

ili

Kv2/[H3O

+]2 = [B] Kb

[H3O+] = {Kv

2/([B] Kb)}1/2 = {(Kv

.Kk)/[B]} 1/2

pH = 1/2pKv + 1/2pKk + 1/2 log [B] = 7 + 1/2pKk + 1/2 log [B]

Slabe poliprotonske kiseline disociraju u jednostavnim konsekutivnim koracima. Konstanta disocijacije svakog slijedećeg stupnja ima padajući trend:

Kk1 > Kk2 > …… > Kkn

Ovo se može objasniti Le Châtelier-Braunovim načelom po kojem protoni stvoreni u prvom stupnju disocijacije potiskuju daljnje reakcije disocijacije. Slijedeće konstante disocijacije obično se meñusobno razlikuju za nekoliko redova veličine. Ovo se može pripisati elektrostatskim efektima jer je mnogo teže oteti proton iz negativno nabijene čestice koja je nastala prvim disocijacijskim korakom nego iz neutralne molekule, pa je taj efekt jače izražen u svakom slijedećem koraku. Kiselinski ostatak ima sve izraženiji negativni naboj i teže otpušta slijedeći proton. Treći je razlog statistički i kaže da za neku kiselinu mogućnost uklanjanja protona opada s brojem protona preostalih u molekuli.

Već i kod dibaznih kiselina drugi disocijacijski korak je često zanemariv. To su ustvari amfolitni sustavi:

H2A ⇄ H+ + HA- Kk1 = ([H+] [HA -])/[ H2A]

HA- ⇄ H+ + A2- Kk2 = ([H+] [A 2-])/[HA -]

H2A ⇄ 2H+ + A2- Kk = ([H+]2 [A2-])/[ H2A]

53

HA- se u prvoj reakciji ponaša kao baza a u drugoj kao kiselina. Kk1 i Kk2 su sukcesivne, konsekutivne konstante disocijacije:

Kk1 > Kk2

Kk = Kk1.Kk2 pKk = pKk1 + pKk2

Analogna razmatranja vrijede i za baze.

Ako pretpostavimo kiselinu HnA imamo:

Kk1 = ([H(n-1)A-] [H+])/[HnA]

Kk2 = ([H(n-2)A2-] [H+])/[H (n-1)A

-]

Kkn = ([An-][H+])/[HA (n-1)-]

Kk = Kk1.Kk2

.Kk3.……..Kkn

Da bi se izračunao pH u otopinama poliprotonskih kiselina (ili višekiselih baza) trebalo bi uzeti u obzir doprinos iz svakog stupnja disocijacije, ali ako je odnos izmeñu dvije sukcesivne konstante disocijacije 103 ili veći već se druga disocijacija može zanemariti i pH računati kao da je sustav monoprotonski.

Mnogi elektroliti (viševalentne kiseline i baze) disociraju stupnjevito. Npr., ugljična kiselina disocira u 2 stupnja:

H2CO3 ⇄ H+ + HCO3- Kk1

HCO3- ⇄ H+ + CO3

2- Kk2

a fosforna u 3 stupnja:

H3PO4 ⇄ H+ + H2PO4- Kk1

H2PO4- ⇄ H+ + HPO4

2- Kk2

HPO42- ⇄ H+ + PO4

3- Kk3

Efekt zajedničkog iona na disocijaciju slabog elektrolita, npr., slabe kiseline, ima veliko praktično značenje kako u analitičkoj kemiji (vidi utjecaj jake kiseline na disocijaciju H2S, u Selektivno taloženje i otapanje sulfida), tako i u biološkim procesima, farmaciji i medicini. Npr., zanimljiva je disocijacija i apsorpcija acetilsalicilne kiseline u želucu. U čistom želučanom soku nalazimo HCl u koncentraciji od oko 0,1 mol dm-3 (pH ~ 1). Zanimljivo je da iako je HCl jaka kiselina koja potpuno disocira ona ne oštećuje želučanu sluznicu za razliku od slabe acetilsalicilne kiseline:

HCl → H+ + Cl-

54

Razlog tomu je taj što je stijenka želuca zaštićena nepolarnom lipidnom barijerom i mucinom. S druge pak strane za slabu kiselinu, acetilsalicilnu (ASA, C9H8O2, pKk = 3,49 pri 25 0C) vrijedi:

odnosno:

HA ⇄ H+ + A-

Kk = [H+] [A -]/[HA] = 3,2x10-4

Kao i drugi slabi elektroliti tako i ASA značajno disocira u vrlo razrijeñenim vodenim otopinama. Prema Le Châtelierovom načelu ukoliko smanjujemo koncentraciju bilo [H+] bilo [A -] u gornjoj jednadžbi (npr., dodavanjem vode dakle razrijeñivanjem) ravnoteža se pomiče udesno dakle u smjeru povećanja koncentracije iona što se ostvaruje pojačanom disocijacijom HA. Npr., sniženjem koncentracije ASA, npr., s 0,1 mol dm-3 na 1x10-3 mol dm-3 stupanj njezine disocijacije raste od 6 na 43%. Dakle za 0,1 mol dm-3 ASA vrijedi:

3,2x10-4 = [H+]2/{0,1-[H+]} = [H +]2/0,1

jer je [H+] << 0,1

pa je ravnotežna koncentracija [H+]:

[H+] = 5,7x10-3 mol dm-3

a postotna disocijacija u vodenoj otopini 0,1 mol dm-3 ASA iznosi:

{[H +]/[HA] poč} x 100 = (5,7x10-3/0,1) x 102 = 5,7%

dok za 1x10-3 mol dm-3 ASA vrijedi:

3,2x10-4 = [H+]2/{10-3 - [H+]}

odakle proizlazi kvadratna jednadžba (vidi str. 51) kojom dobivamo za [H+] = 4,31x10-4 mol dm-3. Stupanj disocijacije je tada:

(4,31x10-4/1x10-3) x 100 = 43,1%.

Prisustvo H+ utječe na ravnotežu disocijacije ASA tzv. efektom zajedničkog iona te ju pomiče ulijevo dakle u smislu potisnute disocijacije ASA. U prisustvu 0,1 mol dm-3 HCl u želucu 1x10-3 mol dm-3 ASA disocira samo 0,3% jer u ravnotežnom stanju vrijedi:

3,2x10-4 = ({0,1 + [H+]ASA}[A -])/{1x10-3 - [A-]}

+ ⇄ H+ OCOCH3

COOH

OCOCH3

COO-

55

pri čemu je [H+]ASA koncentracija protona nastalih samo disocijacijom ASA, dok {0,1 + [H+]ASA} č ini ukupnu koncentraciju protona iz oba izvora. S obzirom da vrijedi:

[H+]ASA << 0,1 i {0,1 + [H+]ASA } = 0,1

proizlazi:

3,2x10-4 = 0,1 [A-]/{1x10-3 - [A-]}

[A -] = 3,2x10-6 mol dm-3

{[A -]/[HA] poč} x 100 = (3,2x10-6/1x10-3) x 100 = 0,3%

Dakle, disocijacija 1x10-3 mol dm-3 ASA spustila se s 43% koliko je iznosila u čistoj vodenoj otopini na samo 0,3% u prisustvu jake kiseline, 0,1 mol dm-3 HCl, u želucu. U neioniziranom obliku ASA je topljiva u zaštitnim lipidima stijenke želuca.

Meñu slabe elektrolite spadaju i neke analitički vrlo značajne tvari kao što su acido-bazni i metalokromni indikatori. To su organske boje koji imaju karakter slabe kiseline ili baze te sadrže kromoforne skupine (kinoidne ili azo). S obzirom na pH otopine prisutni su u nedisociranom ili u ionskom obliku koji su različito obojeni. Promjenom kiselosti otopine dolazi ustvari do stvaranja ili do pregradnje jedne kromoforne skupine u drugu. Od acido-baznih indikatora valja spomenuti metilno crvenilo, metiloranž, bromtimol modrilo, fenolftalein (vidi Fotoluminescencija), lakmus, a od metalokromnih mureksid, Eriokrom crno T (EKCT), PAN, salicilnu kiselinu, sulfosalicilnu kiselinu, tiron (vidi str. 100-101), ksilenoloranž. Ovi spojevi imaju i ulogu organskih liganada (vidi Kompleksni spojevi i njihova analitička uloga). Npr., Eriokrom crno T je triprotonska kiselina koja disocira:

OH OH

Kk3=2,5x10-12 (pKK3=11,6) -O3S N=N Kk2 = 5x10-7 (pKk2 = 6,3)

NO2

Sulfonska skupina u EKCT je jako kisela i može se smatrati potpuno disociranom; disocijacija fenolskih protona ovisi o pH te je praćena promjenom boje otopine. pKk vrijednosti ovih dviju slabo kiselih skupina iznose 6,3 i 11,6 (vidi tablicu III.1.):

H2A- + H2O ⇄ HA2- + H3O

+ k1 b2 b1 k2 crven modar (pH <6) (pH = 7-11)

HA2- + H2O ⇄ A3- + H3O+

k1 b2 b1 k2 modar narančast (pH = 7-11) (pH >12)

56

Ukupna koncentracija indikatora EKCT je:

[EKCT]uk = [A3-] + [HA2-] + [H2A-] + [H3A]

a dominacija pojedinog oblika ovisi o pH. Kompleksacija EKCT s metalnim ionom odvija se prema jednadžbi:

HA2- + B2+ ⇄ [BA] - + H+ zbog osloboñjenih H+ iona reakcija

modri crveni se provodi u puferiranom omediju EKCT kompleks

EKCT stvara crvene komplekse s nizom metalnih iona, npr., sa zemnoalkalnim i prijelaznim metalima (vidi tablicu IV.2.). Zbog toga je analitički koristan samo modro obojeni oblik EKCT, HA2-, koji egzistira u alkalnom mediju. Npr., za kompleks Zn-EKCT pri pH = 10 (sobna temperatura, I = 0,1 mol dm-3) nañena je vrijednost prividne konstante, log Kst od 17,0.

Općenito ponašanje neke monoprotonske slabe indikatorske kiseline u vodenoj otopini možemo opisati slijedećom ravnotežom:

HA + H2O ⇄ A- + H3O+

Kk = Ki = [A-] [H3O+]/[HA]

pKi = pH + log [HA]/[A-]

pH = pKi + log([A-]/[HA])

kada je [A-] = [HA] oba su oblika indikatora prisutna u podjednakim koncentracijama (vidimo kombinaciju boja kiselog i bazičnog oblika!) i vrijedi:

pH = pKi

kada je [A-]/[HA] ≥10 dominira bazični oblik indikatora i njegova boja; obrnuto, kada je [A -]/[HA] ≤1/10 dominira kiseli oblik i njegova boja. Odatle proizlazi da je pH područje promjene boje indikatora:

pH = pKi ± 1

Praktički je to područje od oko 1-2 pH jedinice oko pKi vrijednosti. Npr., kod kiselih acido-baznih indikatora fenolftaleina i timolftaleina to je 8,0-10,0 odnosno 9,4-10,6, a kod bazičnih acido-baznih indikatora metiloranža i metil crvenila 3,1-4,4 odnosno 4,4-6,2. Ispod i iznad ovih pH vrijednosti vide se boje kiselog i bazičnog oblika (bezbojno-crveno, odnosno bezbojno-modro, i žuto-crveno).

Minimalni pH pri kojem ćemo vidjeti modri oblik EKCT je:

pH = pKk2 + log {[HA2-]/[H2A-]} = 6,3 + log (10/1) = 7,3

Kiseli kinoidni ftaleinski indikator je fenolftalein: kiseli oblik je bezbojan a oblik konjugirane baze crven (vidi str. 123).

57

Kod bazičnih indikatora analogno vrijedi:

B + H2O ⇄ BH+ + OH-

Metiloranž je bazični azo indikator: bazični oblik je žuto-narančast a kiseli crven.

III.1.3. HIDROKSIDI

Općenito, pravi elektroliti su spojevi koji sadrže stabilnu ionsku vezu koja ne može prijeći u kovalentnu. Prema tome tipični ionski spojevi su pravi elektroliti. Potencijalni elektroliti sadrže kovalentnu vezu s izraženim parcijalnim ionskim karakterom koji omogućuje stanovit stupanj disocijacije spoja pri otapanju. Što je veći ionski karakter kovalentne veze to lakše dolazi do heterolitičkog cijepanja. Ako je razlika elektronegativnosti atoma u vezi ~1,7 veza ima 50% ionski a 50% kovalentni karakter.

Heterolitičko cijepanje veze polarnog karaktera može se prikazati kao:

δ+ δ- A:B → A+ + :B-

tj., elektronski par koji je bio zajednički za oba atoma cijepanjem prelazi k elektronegativnijem atomu pa nastaju kation i anion.

Ako je veza posve ili pretežito kovalentna dolazi do homolitičkog cijepanja:

A:B → A. + B.

tj. nastaju radikali (molekule ili atomske grupe s nesparenim elektronom), npr.:

(NO)2 → NO.+ NO.

Pošto do heterolitičkog cijepanja dolazi izmeñu atoma koji se najviše razlikuju po elektronegativnosti najbolji primjer je promatranje hidroksida elemenata jedne periode i jedne skupine periodnog sustava:

I II III IV V VI VII sk.

LiOH B(OH)3 II per.

NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 Si(OH)4 OP(OH)3 O2S(OH)2 O3Cl(OH) III per. jaka baza slaba baza slaba kiselina jaka kiselina

KOH Sc(OH)3 IV per.

RbOH Y(OH)3 V per.

CsOH La(OH)3 VI per.

58

Snaga veze izmeñu središnjeg iona i OH- grupe raste s pozitivnim nabojem središnjeg iona. Nadalje, Coulombova sila, npr., izmeñu metalnog atoma i OH- grupe, veća je što je manji središnji atom. Kako veličina atoma opada s lijeva na desno u periodi to i privlačna sila raste izmeñu -OH i središnjeg atoma te opada bazični karakter hidroksida. Ako promatramo vertikalnu skupinu periodnog sustava svi središnji ioni su istog naboja ali raste promjer atoma odozgo prema dolje a time slabi privlačna snaga B-OH te OH- grupa lakše disocira i bazičnost raste. Može se zaključiti da porastom privlačne sile izmeñu središnjeg atoma i -OH grupe opada mogućnost ionizacije -OH grupe pa ne dolazi do cijepanja veze središnji atom-kisik, nego veze kisik-proton i dok je NaOH jaka baza tj. potpuno disociran na Na+ i OH-, Al(OH)3 je slaba baza, a Si(OH)4 se ponaša kao kiselina. Bazičnost hidroksida raste od desna ulijevo i odozgo prema dolje u periodnom sustavu.

Kao što je već spomenuto, u molekuli će doći do heterolitičkog cijepanja izmeñu atoma koji se najviše razlikuju u elektronegativnosti.

Npr.: H3PO4

heterolitički će se cijepati veza O-H a ne veza P-O ili S-O, te uz proton nastaju ioni H2PO4

- ili HSO4-. Uz veći negativni naboj na čestici daljnje otcjepljenje protona je sve

teže te zato i postoje postepene disocijacije (npr., kod H2CO3, H3PO4).

Dakle spojevi koji nastaju vezanjem različitih atoma u periodnom sustavu i O i H mogu posjedovati veću ili manju bazičnost odnosno kiselost. To ovisi o elektronegativnosti atoma i vezi O-H. Što je elektronegativnost atoma na koji je je vezana OH- grupa manja to radije puca veza izmeñu središnjeg atoma i kisika i spoj je izrazita baza. To se odnosi na elektropozitivne metalne atome koji imaju vrlo mali afinitet za elektrone i malu pozitivnu valenciju pa veza puca na mjestu metalni atom-OH. Kako je OH- grupa na središnji atom vezana preko kisika koji je elektronegativan s porastom pozitivnog naboja središnjeg iona raste odbojna snaga prema pozitivno nabijenom protonu u OH- grupi i mogućnost ionizacije protona iz OH- grupe, a raste privlačna snaga prema negativno nabijenom kisiku u OH- grupi. Znači da s lijeva na desno u periodnom sustavu raste kiselost ovih spojeva. Tako je, npr., Si(OH)4 slaba kiselina, H3PO4 je jača kiselina a H2SO4 još jača, dok je HClO4 najjača te potpuno disocira na ClO4

- i H+.

Ove fenomene možemo promatrati i kod istog atoma različite valencije. Opadanje bazičnosti odnosno povećanje kiselosti hidroksida jednog te istog elementa s promjenom njegove valencije može se protumačiti na primjeru kroma:

Cr(OH)2 Cr(OH)3 O2Cr(OH)2

bazičnost raste amfoteran kiselost raste

Kiseli odnosno bazični karakter spoja B-O-H očito ovisi o značajkama središnjeg atoma kao što su elektronegativnost, pozitivni naboj i promjer te o broju vezanih atoma kisika.

ili H 2SO4

O P O

H O H

O H

O S O H O

O H

59

III.1.4. AMFOTERNOST

Ako je veza izmeñu središnjeg atoma i kisika u spoju B-O-H približno iste polarnosti kao i veza O-H može doći uz odreñene uvjete do heterolitičkog cijepanja jedne ili druge veze. Spojevi koji tako disociraju nazivaju se amfoterni. Općenito se može amfoterne spojeve definirati takvima koji se u prisutnosti kiselina ponašaju kao baze a u prisutnosti baza kao kiseline. Amfoterna svojstva mogu pokazivati neki hidroksidi (elemenata koji se nalaze u sredini periodnog sustava), npr., Al(OH)3, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2, Cr(OH)3, Sb(OH)3, sulfidi, oksidi, itd.

Način na koji će ionizirati spoj B-O-H ovisi o elektronegativnosti atoma B:

1. ako B ima jednaku sklonost prema elektronima kao i H onda je distanca oba elektronska para jednaka pa se to može prikazati kao:

B : O : H

2. ako B pokazuje slabiji afinitet za elektrone od H onda su elektroni pomaknuti prema O a drugi se par udaljuje prema H pa se H ne može otcijepiti ali može hidroksilna skupina:

B :O :H B+ + OH-

3. treća mogućnost je da B pokazuje jaku elektronegativnost pa se par elektrona pomiče prema njemu a drugi se par pomiče prema O i udaljuje od H:

B: O: H BO- + H+

Kod amfoternih hidroksida uspostavljaju se slijedeće ravnoteže:

BO- + H+ ⇄ BOH ⇄ B+ + OH-

Primjenom ZDM dobiva se izraz za konstantu ravnoteže:

K = ([B+] [OH-])/([BO-] [H+])

Prema tome poveća li se koncentracija OH- iona mora porasti [BO-] [H+] a to znači da BOH mora disocirati i u tom slučaju ponašati se kao kiselina i obrnuto, da bi konstanta ravnoteže ostala zadovoljena. Npr.:

Al(OH)3 ⇄ H+ + [H2AlO3]-

ili

..

..

+ H + H

H

Al H :

.. .. .. Al H

:

.. .. ..

H

: .. .. -

60

Al(OH)3 ⇄ OH- + [Al(OH)2]+

Ovi hidroksidi su vrlo slabo disocirani; tek u prisutnosti visoke koncentracije H+ dolazi do disocijacije Al(OH)3, jer se prisutni OH- ioni vežu s H+ u H2O a time se remeti ravnoteža čvrsto-tekuće i inače netopljiv Al(OH)3 se ponaša kao baza i otapa se. Takoñer, ako se dodaje veliki suvišak baze tj. OH- iona Al(OH)3 se ponaša kao kiselina pa se može prikazati ravnotežno stanje:

AlO2- + H+ + H2O ⇄ Al(OH)3 ⇄ Al3+ + 3OH-

+ OH- → H2O + H+ → H2O

kisela disocijacija u prisustvu baze bazična disocijacija u prisustvu kiseline

Dodatkom kiseline hidroksid će disocirati bazično i otopiti se; dodatkom baze potiskuje se bazična disocijacija i započinje kisela. Pošto je [OH-] iona jake baze (npr., NaOH) vrlo velika (trenutni umnožak [H+] .[OH-] poprima vrijednost >10-14) to se H+ nastali disocijacijom Al(OH)3 odmah uklanjaju i daju vodu do ponovne uspostave njezinog ionskog produkta. Otopina aluminata je jako alkalična.

Dodatkom kiseline u ravnotežno stanje:

Al(OH)3 ⇄ Al3+ + 3OH-

vežu se H+ i OH- u H2O i remeti ravnoteža čvrsto-tekuće, a takvo stanje je izraženo produktom topljivosti:

Kpt = [Al3+] [OH-]3

pa će se talog morati otapati, a dodatkom baze:

Al(OH)3 ⇄ AlO2- + H+ + H2O

potiskuje se bazična disocijacija i započinje kisela, osloboñeni proton veže se s hidroksilnim ionom u vodu i remeti ravnotežu. Otopina amonijaka takoñer je baza i disocijacijom daje OH- ali vrlo malo utječe na topljivost Al(OH)3. Razlog je taj što je otopina amonijaka slaba baza i daje malo slobodnih OH- iona. No i to je dovoljno da se prekorači ionski produkt vode, te se spajaju proton i hidroksid ion u vodu pa dolazi do vrlo slabog, gotovo neznatnog otapanja Al(OH)3. Kako se OH- uklanjaju i daju nedisocirane molekule vode, raste koncentracija NH4

+ iona koja potiskuje ionako slabu disocijaciju NH4OH. Otapanje Al(OH)3 prestaje kada se zadovolje uvjeti za konstantu ionskog produkta vode. Ovakvo ponašanje razlikuje Al(OH)3 od npr., Zn(OH)2 koji se otapa u amonijaku nastajanjem amonijevog kompleksa (vidi str. 90-91, 184).

: Al H H

H :

: :

:

: + -

.. H .. .. O -

+ Al

H H : :

: :

61

Reakcija otapanja Al(OH)3 u lužini je reverzibilna: ako se smanjuje koncentracija OH- Al(OH)3 se ponovno taloži. To se može postići dodatkom kiseline (H2S, HCl, NH4Cl, itd.):

Al(OH)3 + OH- ⇄ Al(OH)4]-

kompleks tetrahidrokso-Al (ortoaluminat ion)

+ NH4+ → NH3 + H2O

Ako dakle u otopinu Na-aluminata koja ima dosta OH- dodajemo amonijačnu sol to će OH- reagirati s NH4

+ i nastat će NH3 + H2O. Znači, koncentracija OH- se smanjuje i reakcija ide nalijevo te se ponovno taloži Al(OH)3:

AlO2- + NH4

+ + H2O ⇄ Al(OH)3 + NH3

AlO2- + H+ + H2O ⇄ Al(OH)3

Ako se dodaje suvišak kiseline Al(OH)3 se otapa:

Al(OH)3 +3H+ ⇄ Al3+ + 3H2O

Ove ravnoteže taloženja i otapanja lako tumačimo ako Al(OH)3 promatramo kao amfolit. Slično se ponaša cink: u prisustvu suviška jake lužine nastali hidroksid se otapa dajući hidrokso kompleks (vidi str. 88) a dodatkom amonijeve soli (za razliku od aluminija) ne dolazi do ponovne pojave Zn(OH)2 već nastajanja amonijevog kompleksa (vidi str. 90-91).

PRIMJERI:

3H+ + SbO33- ⇄ Sb(OH)3 ⇄ Sb3+ + 3OH-

ili

SbO2- + H+ + H2O ⇄ Sb(OH)3 ⇄ Sb3+ + 3OH-

+OH- → H2O + H+ → H2O

KptSb(OH)3 = [Sb3+] [OH-]3

Npr., Cr3+ s NaOH daje Cr(OH)3, daljnjim dodatkom NaOH u hladnom talog se otapa dajući zelenu otopinu kromit iona koja kuhanjem prelazi u Cr(OH)3:

Cr3+ + 3OH- ⇄ Cr(OH)3 sivo-zeleni talog

Cr(OH)3 + OH- ⇄ [Cr(OH)4]-

kromit ion

Cr(OH)3 + 3H+ ⇄ Cr3+ + 3H2O

62

Veliki je značaj amfoternih svojstava u kemijskoj analizi. Ona se često koriste pri dokazivanju ili odjeljivanju iona (odjeljivanje kationa III skupine, odjeljivanje sulfida IIa i IIb podskupine). Aluminij i krom se odjeluju of željeza dodavanjem suviška NaOH: pri tom nastaju [Al(OH)4]- i [Cr(OH)4]

- (posljednji se oksidira s H2O2 u CrO42-, vidi

Reakcije karakterizacije valentnog stanja), a Fe(OH)3 zaostaje kao crveno-smeñi talog. Zbog amfoternosti Pb(OH)2 ali ne i Bi(OH)3 odjeljuje se olovo od bizmuta (vidi Selektivno taloženje i otapanje hidroksida). Amfoternost ne pokazuju samo hidroksidi nego i sulfidi nekih elemenata. Zbog amfoternosti sulfida kationa IIb podskupine [As(III), Sb(III) i Sn(II/IV)] oni se selektivno otapaju u (NH4)2S2 uz zagrijavanje dajući otopinu koja sadrži sulfosoli ([SbS4]

3-, [SnS3]2- i [AsS4]

3-) i tako odvajaju od sulfida IIa podskupine (vidi Redoks reakcije, Selektivno taloženje i otapanje sulfida, Otapanje stvaranjem kompleksnog iona, Otapanje promjenom oksidacijskog stanja). Kasnije dodatkom kiseline ponovno se regeneriraju netopljivi sulfidi (vidi Redoks reakcije). Npr., As2S3 otapa se u NH4-monosulfidu, NH4-polisulfidu, NaOH, NH3, NH4-karbonatu, koncentriranoj HNO3:

otapanje u NH4-monosulfidu:

As2S3 + 3S2- ⇄ 2[AsS3]3- tioarsenit

otapanje u NH4-polisulfidu:

As2S3 + 2S22- + S2- ⇄ 2[AsS4]

3- tioarsenat -4e +4e

otapanje u NaOH, NH3:

As2S3 + 6OH- ⇄ AsO33-+ [AsS3]

3- + 3H2O

otapanje u koncentriranoj HNO3:

As2S3 + 10NO3- + 10H+ ⇄ 2H3AsO4 + 10NO2 + 3S0 + 2H2O

-4e -6e +1e/10

Meñu amfoternim spojevima treba svakako spomenuti i aminokiseline. Aminokiseline su sastavljene od barem jedne amino skupine i jedne karboksilne skupine (tablica III.2) a predstavljaju grañevne jedinice peptida i proteina. Zbog toga što sadrže ionizirajuće skupine dominantni oblik ovakvih molekula u otopini ovisi o pH. Kod niskih pH-vrijednosti amino skupina je protonirana pa je aminokiselina u obliku protoniranog kationa i sliči tipičnoj dvoprotonskoj kiselini. Kod visokog pH glavni oblik aminokiseline je aminokarboksilni anion. U središnjem pH području karboksilna skupina biva u obliku konjugirane baze a amino skupina u obliku konjugirane kiseline. U tom obliku ona se ponaša i kao kiselina i kao baza. Takve neutralne molekule koje istovremeno nose podjednaki broj pozitivnih i negativnih naboja zovu se dipolarni ioni ili "zwitterioni". Ponašanje glicina možemo prikazati kao:

63

H3N+CH2COOH ⇄ H3N

+CH2COO- ⇄ H2NCH2COO- "zwitterion"

porast pH

Porastom pH dolazi do otpuštanja protona, najprije onog kiselijeg. pH kod kojega je aminokiselina u električki neutralnom obliku ("zwitterion") jest izoelektrična točka, pI. To je srednja vrijednost dviju pKk vrijednosti koje okružuju izoelektričnu strukturu:

pI = ½ (pKk1 + pKk2) = ½ (2,34 + 9,6) = 5,97

i iznosi 5,97 za glicin. S obzirom na to da im je u izoelektričnoj točki neto naboj nula aminokiseline su kod tog pH najslabije topljive ("zwitterioni" relativno lako kristaliziraju), i ne kreću se u električnom polju (vidi Izoelektrično fokusiranje, u Elektroforeza).

Tablica III.2. Utjecaj strukture na kiselost aminokiselina

Kiselina pKk1 pKk2

CH3COOH 4,74 -

H3N+CH2COOH 2,34 9,6

H3N+CH2CH2COOH 3,60 10,19

H3N+CH2CH2CH2COOH 4,03 10,40

H3N+CH2CH2CH2CH2COOH 4,21 10,69

H3N+CH2CH3 - 10,81

Karboksilna skupina gornjih aminokiselina kiselija je od karboksilne skupine monokarbonske, octene, kiseline za oko dvije pKk jedinice zbog privlačenja elektrona susjednog amonij kationa. Što su amonij skupina i karboksilna skupina meñusobno udaljenije pKk vrijednosti rastu. Osim toga kiselost amonij kationa je veća u prisustvu karboksilnog aniona nego bez njega.

III.1.5. HIDROLIZA

Pri otapanju uzoraka za analizu voda vrlo često stupa u reakciju s ionima nastalim otapanjem. Uzrok leži u vlastitoj disocijaciji:

2H2O ⇄ H3O+ + OH-

Koncentracija protona ili hidroksid iona može se povećati ili smanjiti unošenjem izvana ili oduzimanjem jednog od njih. Ako se iz ravnotežnog sustava vode veže OH- ion mora se povećati njezina disocijacija da bi ionski produkt ostao nenarušen. Ovo se može dogoditi ako otapanjem soli u vodi nastali ion veže disocirane ione vode. Ta prisilna disocijacija vode zove se hidroliza. To je protolitička reakcija tj. sekundarna reakcija soli s vodom. Hidroliza koja je uvjetovana vezanjem H+ iona pokazuje suvišak OH- iona i otopina reagira alkalno i obratno. Ako je sol produkt reakcije slabe baze i jake kiseline ili slabe kiseline i jake baze slaba sastavnica će podlijegati hidrolizi tj. reagirati s vodom dajući kiselu ili alkalnu otopinu.

64

Anion slabe kiseline ili kation slabe baze soli reagira s molekulom vode dajući molekulu slabe kiseline tj. slabe baze i oslobañajući OH- ili H+ ione. Pomak ravnoteže ionizacije vode prema Le Châtelieru ovisi o jakosti kiseline ili baze koje stvaraju sol, tj. o proton akceptorskim svojstvima slabe baze odnosno proton donorskim svojstvima slabe kiseline iz kojih nastaje sol. Npr., otapanje KCN:

KCN → K+ + CN-

K+ i CN- kao ioni mogu istodobno postojati u otopini u velikoj koncentraciji a da meñusobno ne stupe u reakciju. Meñutim, u vodenoj otopini postoji i mala koncentracija protona (nastala disocijacijom vode) i velika koncentracija CN- iona (iz KCN ili NaCN), a oni meñusobno mogu stajati u ionskom obliku u omjeru koji odgovara konstanti disocijacije HCN a koja je data izrazom:

Kk = [H+] [CN-]/[HCN] = 4,9x10-10

Ako se usporedi KkHCN s ionskim produktom vode (Kv = 10-14) koji ima manju brojčanu vrijednost (tj. voda je slabije disocirana od HCN) postavlja se pitanje zašto će doći do disocijacije vode. Kao što je rečeno koncentracija CN- je vrlo velika i oni će se vezati s protonima iz vode u HCN a time se remeti ravnoteža izmeñu nedisociranih molekula vode i disociranih iona. Za ponovno uspostavljanje ravnoteže ionskog produkta vode mora doći do prisilne disocijacije vode tj. javlja se hidroliza. Uslijed toga u otopini raste koncentracija OH- iona i otopina reagira lužnato. Prema ZDM veliko je nastojanje CN- iona da se spoje s H+ u nedisociranu HCN. Napredovanjem hidrolize raste broj slobodnih OH- iona i [HCN] te je sve manje CN- iona, a ujedno raste snaga OH- iona da zadrže H+. Uspostavlja se ravnoteža koja se za cijanidne soli može pisati kao:

CN- + H2O ⇄ HCN + OH-

U otopini neke soli dolazi do potpune disocijacije:

BA → B+ + A-

Hidroliza kao protolitički proces dovodi do formiranja nove kiseline i nove baze:

a) kod soli jake kiseline i slabe baze (npr., NH4Cl) vrijedi:

B+ + H2O ⇄ BOH + H+

k1 b2 b1 k2

NH4+ + H2O ⇄ NH4OH + H+

b) kod soli jake baze i slabe kiseline (npr., CH3COONa) vrijedi:

A- + H2O ⇄ HA + OH- b1 k2 k1 b2

CH3COO- + H2O ⇄ CH3COOH + OH-

Ako se primijeni ZDM vrijede tri ravnoteže:

1. ravnoteža hidrolize:

65

K = ([BOH] [H+])/([B+] [H2O]) ili K = ([HA] [OH-])/([A -] [H2O])

gdje [H2O] konstanta, pa je konstanta hidrolize, Kh, za ova dva slučaja:

Kh = ([H+] [BOH])/[B +] ili Kh = ([HA] [OH-])/[A -]

2. ravnoteža disocijacije vode:

H2O ⇄ H+ + OH- Kv = [H+] [OH-]

3. ravnoteža disocijacije slabog elektrolita:

HA ⇄ H+ + A- Kk = ([H+] [A -])/[HA] (Kk slabe kiseline)

ili

BOH ⇄ B+ + OH- Kb = ([B+] [OH-])/[BOH] (Kb slabe baze)

Na temelju posljednje dvije ravnoteže proizlazi složena ravnoteža reakcije hidrolize:

a) kod sustava s kationskom kiselinom:

Kh = ([BOH] [H+])/[B+] = ([BOH] [H+] [OH-])/([B+] [OH-]) = KkB+ =

Kv/Kb = [H+]2/[B+]

vrijedi: [BOH] = [H+] [B+] = csoli

pa se koncentracija H+ se može izraziti kao:

[H+] = {([B+] Kv)/Kb}1/2 = [(csoli Kv)/Kb]1/2

pH = 1/2pKv - 1/2pKb – 1/2 log csoli = 7 - 1/2pKb – 1/2 log csoli

ili preko Kk konjugirane kiseline (npr., NH4+):

pKb = pKv – pKk

pH = 1/2pKk - 1/2 log csoli

b) kod sustava s anionskom bazom analogno vrijedi:

Kh = ([HA] [OH-])/[A -] = ([HA] [OH -] [H+])/([A -] [H+]) = KbA-=

Kv/Kk = [OH-]2/[A -] vrijedi [HA] = [OH-] [A -] = csoli

[OH-] = {([A -] Kv)/Kk}1/2= [(csoli Kv)/Kk]

1/2 = Kv/[H+]

pOH = 1/2pKv – 1/2pKk – 1/2 log csoli = 7 - 1/2pKk – 1/2 log csoli

66

pOH = 1/2pKb – 1/2 log csoli

Vrijedi takoñer:

[H+] = {(Kv Kk)/[A-]} 1/2 = [(Kv Kk)/csoli]

1/2

pH = 1/2pKv + 1/2pKk + 1/2 log csoli = 7 + 1/2pKk + 1/2 log csoli = pKv – 1/2pKb + 1/2 log csoli = 14 – 1/2pKb + 1/2 log csoli

Kh je to veća što je Kk ili K b manja.

PRIMJER 1: otapanje NaHCO3 (sol slabe kiseline i jake baze):

NaHCO3 → Na+ + HCO3-

H2O ⇄ H+ + OH-

Disocijacijom nastali H+ ioni iz vode i HCO3- iz NaHCO3 stoje u meñusobnom odnosu u

ravnoteži koja je diktirana konstantom disocijacije H2CO3:

H2CO3 ⇄ H+ + HCO3- Kk1 = [H+] [HCO3

-]/[H2CO3] = 4,2x10-7

Disocijacija NaHCO3 i NaOH je potpuna jer su to jaki elektroliti, tj. Na+ i HCO3- te Na+ i

OH- ioni mogu istodobno egzistirati u otopini. Meñutim, H2CO3 je slabi elektrolit te H+ i HCO3

- ioni ne mogu opstati slobodni u velikoj koncentraciji već se vežu u H2CO3. U otopini ostaje toliko HCO3

- koliko odgovara konstanti kiselosti H2CO3. Sumarno vrijedi:

HCO3- + H2O ⇄ H2CO3 + OH-

H2CO3 ⇄ H2O + CO2

c) Najjača je hidroliza soli slabe baze i slabe kiseline:

BA → B+ + A-

B+ + A- + H2O ⇄ HA + BOH

Kh = ([HA] [BOH])/([B+] [A-]) vrijedi: [HA] = [BOH] [B+] = [A-] = csoli

Kh = [HA]2/csoli2 = {([HA] [BOH])/([B+] [A-])}.{Kv/([H+] [OH-])} =

Kv/(Kk.Kb)

[HA]2/csoli2 = Kv/(Kk

.Kb)

csoli2 [H+]2/Kk

2 csoli2 = Kv/(Kk

.Kb)

[H+] = [(Kv Kk)/Kb]1/2

pH = 1/2pKv + 1/2pKk –1/2pKb = 7 + 1/2pKk –1/2pKb

67

Kh = Kv/(Kk.Kb) Kk > Kb kisela reakcija (npr., NH4NO2)

Kb > Kk lužnata reakcija [npr., (NH4)2CO3] Kk = Kb neutralna reakcija (npr., CH3COONH4)

Ako je pKk = pKb, pH = 1/2pKv = 7. Npr.:

CH3COONH4 → CH3COO- + NH4+

CH3COO- + H2O ⇄ CH3COOH + OH-

NH4+ + H2O ⇄ NH3 + H3O

+

Kh = Kv/(KkCH3COOH . KbNH4OH) = 10-14/(1,8x10-5)(1,8x10-5) = 10-14/3,2x10-10 =

3,1x10-5

PRIMJER 2: Ako je KkCH3COOH = 1,8x10-5, a koncentracija soli CH3COONa 0,1 mol dm-3 proizlazi:

Kh = Kv/Kk = 10-14/1,8x10-5 = 5,6x10-10

[CH3COOH] = [OH-]

Kh = [CH3COOH] [OH-]/[CH3COO-] = [OH-]2/0,1

[OH-] = {([A -] Kv)/Kk}1/2 = (5,6x10-11)1/2 = 7,5x10-6 mol dm-3

[H+] = 10-14/7,45x10-6 = 1,3x10-9 mol dm-3

pH = 8,87 (lužnata reakcija)

PRIMJER 3: Za NH4Cl, 0,1 mol dm-3, KbNH4OH = 1,8x10-5, vrijedi:

NH4+ + H2O ⇄ NH4OH + H+

NH4OH ⇄ NH4+ + OH-

Kh = [NH4OH] [H+]/[NH4+] = [H+]2/0,1

[H+] = {([B +] Kv)/Kb}1/2 = (5,6x10-11)1/2 = 7,5x10-6 mol dm-3

pH = 5,13 (kisela reakcija)

PRIMJER 4: Zbog hidrolize soli slabe kiseline i slabe baze, otopina amonij hidrogen karbonata reagira slabo lužnato jer je KbNH4OH = 1,8x10-5 » Kk1H2CO3 = 4,2x10-7 (vidi Selektivno taloženje karbonata).

PRIMJER 5: Vodena otopina NH4NO2 reagira slabo kiselo jer je HNO2 jači elektrolit od NH4OH: KkHNO2 = 4x10-4 > KbNH4OH = 1,8x10-5.

68

PRIMJER 6: Vodena otopina amonij sulfida zbog hidrolize (vidi Selektivno taloženje i otapanje sulfida) reagira slabo lužnato: Kk1H2S = 1,0x10-7 < KbNH4OH = 1,8x10-5.

Jakost hidrolize izražava se stupnjem hidrolize. Stupanj hidrolize je broj hidroliziranih molekula/ukupni broj molekula u otopini. Hidroliza ovisi o:

1. prirodi (vrsti) soli

2. koncentraciji soli

3. temperaturi.

Stupanj hidrolize je veći uz nižu koncentraciju soli i uz višu temperaturu.

Soli koje otapanjem u vodi hidroliziraju lužnato su: npr., KCN, NaCN, K2CO3, Na2CO3, NaOCl, CH3COOK, CH3COONa, KNO2, NaNO2, Ba(CH3COO)2 itd., a soli koje otapanjem u vodi reagiraju kiselo: npr., NH4Cl, ZnCl2, Fe2(SO4)3, Fe(NO3)3, BiCl3, SbCl3, AlCl3, itd. Soli jakih kiselina i jakih baza ne hidroliziraju, npr.: NaCl, NaNO3, KNO3.

Hidroliza vidljiva prostim okom uz nastajanje hidroliznih taloga topljivih u kiselini može se prikazati slijedećim primjerima (hidratacija kationa odnosno prisutvo akvokompleksa je zanemareno):

Sb3+ + Cl- + H2O ⇄ SbOCl + 2H+

Al3+ + H2O ⇄ [Al(OH)] 2+ + H+

Bi3+ + Cl- + H2O ⇄ BiOCl + 2H+

Cr3+ + H2O ⇄ [Cr(OH)]2+ + H+

Sn2+ + H2O + Cl- ⇄ Sn(OH)Cl + H+

Fe3+ + H2O ⇄ [Fe(OH)]2+ + H+

U posljednjem slučaju nastaje slaba baza, teško topljivi hidroksid željeza i jaka kiselina, pH <7.

Sa stanovišta kvalitativne kemijske analize značajne su reakcije hidrolize bizmuta i antimona koje služe kao reakcije dokazivanja ovih iona te hidroliza žuto-smeñeg kompleksnog iona [BiJ4]

- kojom nastaje naranñasti talog (vidi str. 21):

[BiJ4]- + H2O ⇄ BiOJ + 3J- + 2H+

Reakcije hidrolize često su analitički dobro iskoristive; one mogu biti temelj postupaka dokazivanja, odreñivanja i odjeljivanja. Npr., valja spomenuti i reakciju hidrolize bijelog taloga Ag2S2O3 koja je temelj dokazivanja tiosulfat iona:

2Ag+ + S2O32- ⇄ Ag2S2O3 bijeli talog

69

Ag2S2O3 + H2O ⇄ Ag2S +SO42- + 2H+ koji zbog hidrolize pocrni već na sobnoj a

brže pri povišenoj temperaturi

Treba naglasiti da u reakcije s vodom ulaze i mnogi organski spojevi pa su takve reakcije često od velikog analitičkog značaja. Npr., hidroliza tioacetamida (skupinskog reagensa II analitičke skupine kationa) pojačana je u kiselom i alkalnom mediju, naročito pri povišenim temperaturama:

>T CH3CSNH2 + H+ + 2H2O → CH3COOH + H2S + NH4

+

tioacetamid

Kloramin T (natrijeva sol N-kloro-p-toluensulfonamida, CH3-C6H4-SO2NCl-

Na+x3H2O) u vodenoj otopini oslobaña jaki oksidans hipoklorit:

CH3-C6H4-SO2-NCl- + H2O ⇄ CH3-C6H4-SO2-NH2 + ClO-

kloramin T hipoklorit

Ovakva otopina u kemijskoj analizi služi kao dobro oksidativno sredstvo (vidi Redoks reakcije) a ima i jaka antiseptička svojstva.

Amonij karbamat prisutan je u reakcijskom mediju za selektivno taloženje kationa V. analitičke skupine (vidi Selektivno taloženje karbonata). U vrućim otopinama karbamatni ion hidrolizira u amonij ion i karbonat ion prema slijedećoj reakciji:

O- >T O = C + H2O ⇄ CO3

2- + NH4+

NH2

Svi derivati karboksilnih kiselina hidroliziraju dajući karboksilne kiseline. Esteri i amidi reagiraju s vodom polagano pa se takva reakcija ubrzava kiselinom ili bazom. Hidroliza estera katalizirana kiselinom je ravnotežna reakcija s konstantom ravnoteže bliskom jedinici:

H+ ili RCOOR' + H2O RCOOH + R'OH enzimi

Nasuprot tome, hidroliza koja je potpomognuta bazom je u biti ireverzibilna reakcija jer je nastajanje karboksilat aniona energetski povoljno. Npr., masti i ulja (trigliceridi) su triesteri alkohola glicerola i masnih kiselina i oni hidroliziraju (saponifikacija) zagrijavanjem u vodenoj otopini lužine:

RCOOCH2 H2O CH2 – OH

RCOOCH + 3OH- 3RCOO- + CH - OH

RCOOCH2 >T CH2 - OH

triglicerid sapun glicerol (Na- ili K-sol masne kiseline, R = C13 do C19)

70

Alkalna saponifikacija koristi se kao temelj postupaka odreñivanja estera.

Acetilsalicilna kiselina (ASA) je stabilna pod suhim uvjetima ali u prisustvu vlage hidrolizira uz nastajanje salicilne i octene kiseline:

+ ⇄ +

Hidroliza ASA je katalizirana H+ ili OH- ionima. Salicilna kiselina odnosno salicilat ion reagira s Fe3+ uz nastajanje ljubičastog kelata (vidi Kompleksi s organskim bidentatnim i polidentatnim ligandima). Ova reakcija temelj je ispitivanja salicilne kiseline kao onečišćenja u acetilsalicilnoj kao i dokazivanja salicilne pa i sulfosalicilne kiseline.

Esteri anorganskih kiselina takoñer hidroliziraju. Npr., etilborat lako hidrolizira pri sobnoj temperaturi:

(C2H5O)3B + 3H2O ⇄ 3C2H5OH + H3BO3

III.1.6. PUFERSKE SMJESE

Najvažnija analitička primjena kiselo-baznih sustava su puferi. Otopine koje sadrže slabu kiselinu i njoj odgovarajuću sol (konjugiranu bazu) ili slabu bazu i njezinu sol (konjugiranu kiselinu) a imaju svojstvo održavanja konstantnog pH zovemo pufer otopinama ili tamponskim smjesama. Takve otopine dakle sadrže konjugirani kiselo-bazni par a imaju konstantan pH zbog efekta zajedničkog iona. Puferi reagiraju s H+ ili OH- ionima tako da u sustavu dolazi do vrlo male promjene pH.

Regulacija koncentracije H+ iona od vitalnog je značenja u živim organizmima; najvažniji fiziološki puferi su bikarbonatni, fosfatni i proteinski. Npr., krv se održava na pH vrijednosti 7,4 puferskim djelovanjem a takoñer i druge stanične tekućine. Oceanska mora imaju pH 8,4 zbog kompleksnog puferskog utjecaja koji ovisi o koncentraciji hidrogenkarbonata i silikata. Rast bakterija se održava samo u puferiranim otopinama dok u nepuferiranim kiselost ili alkaličnost bakterijskog otpada izaziva tako veliku promjenu pH otopine da bakterije ugibaju.

Za odvijanje mnogih analitičkih reakcija potreban je odgovarajući pH, npr., podešavanjem pH može se poboljšati selektivnost neke reakcije. U tu svrhu služe nam puferi. Oni su važni u reakcijama u kojima se oslobañaju H+ ili OH- ioni. U kemijskoj analizi primjenjuju se u postupcima odjeljivanja, odreñivanja i dokazivanja za održavanje konstantnog pH.

Ako kiselina općenite formule HA disocira u vodi kao otapalu:

HA + H2O ⇄ H3O+ + A- Kk = ([H3O

+] [A-])/[HA] k1 b2 k2 b1

koncentracija anionske baze može se regulirati dodatkom soli BA. U praksi su koncentracije konjugirane kiseline ili baze općenito puno veće od koncentracija protona ili hidroksidnog iona pa se koristi jednostavan oblik:

OCOCH3

COOH

OH

COOH H2O CH3COOH

71

[H3O+] = (Kk [HA])/[A -]

pH = pKk + log ([A-]/[HA])

Kako su ionizacija HA i protonacija A- obično vrlo niske u miješanoj otopini možemo njihove koncentracije uzeti kao približno jednake onima kiseline i soli dodanih na početku:

pH ~ pKk + log ([baza]/[kiselina])

Ovo je Henderson-Hasselbachova jednadžba koja vrijedi za pH područje 4-10. Ako se gornja jednadžba izvodi iz reakcije disocijacije baze slijedi:

B + H2O ⇄ BH+ + OH- Kb = ([BH+] [OH-])/[B] b1 k2 k1 b2

[OH-] = (Kb [B])/[BH+]

pOH = pKb + log ([BH+]/[B])

pH = 14 – pOH = 14 – pKb - log ([BH+]/[B])

pH = pKk - log ([BH+]/[B])

pH = pKk + log ([B]/[BH+])

Za kiseli pufer Henderson-Hasselbachova jednadžba glasi:

pH = pKk + log ([sol]/[kiselina])

a za bazični:

pH = pKk + log ([baza]/[sol])

U amonijačnom puferu koji je smjesa NH4OH/NH4Cl, sol je NH4+ a baza je NH3, a u

acetatnom puferu koji je smjesa CH3COOH/CH3COONa, kiselina je CH3COOH a sol je CH3COO-. Vidljivo je da pH u puferskim smjesama ovisi o omjeru koncentracija kiseline i baze i o konstanti disocijacije kiseline te je neovisan o apsolutnim vrijednostima koncentracija. Kod ovakvih smjesa pH se slabo mijenja dodatkom kiseline ili baze. Ove smjese su karakterizirane puferskim kapacitetom koji se definira kao molovi jake kiseline ili jake baze koje treba dodati da se pH 1 litre pufera promijeni za jedinicu. Ako je odnos koncentracija kiseline i baze premali ili prevelik mali je puferski kapacitet, npr., ako je taj odnos veći od 30 ili niži od 1/30 praktički nema puferskog efekta. Puferski kapacitet je maksimalan kada je koncentracija kiseline jednaka koncentraciji baze. Osim relativnih važna je i ukupna koncentracija sastavnica pufera (u praksi obično 0,1 mol dm-3 jer kod viših koncentracija dolazi do izražaja utjecaj faktora aktiviteta). Za postizanje maksimalnog kapaciteta odnos koncentracije baze prema kiselini ne smije biti manji od 0,1 ili veći od 10. Za ove dvije situacije proizlazi:

pH = pKk + log (1/10) = pKk -1

72

pH = pKk + log (10/1) = pKk +1

pH = pKk ± 1

Promjena pH s dodatkom kiseline ili baze najmanja je u području pH = pKk (vidi str. 86 i sliku IV.2). Kod priprave pufera biramo slabu kiselinu ili slabu bazu s takvom pKk ili pKb vrijednošću koja se nalazi unutar 1 pH (pOH) jedinice traženog područja kiselosti (tablica III.3.).

Tablica III.3. Neki puferi i njihov pH Pufer Sastav (1:1) pH

Formijatni HCOOH/HCOONa 3,7

Benzoatni C6H5COOH/C6H5COONH4 4,2

Acetatni CH3COOH/CH3COONa 4,7 (pKk 4,74)

Fosfatni NaH2PO4/Na2HPO4 6,8 (pKk 7,21)

Amonijačni NH4OH/NH4Cl 9,3 (pKk 9,26)

Karbonatni NaHCO3/Na2CO3 pKk 10,35

PRIMJER: Da bismo izračunali pH i kapacitet pufera koji se sastoji od 0,4 mol dm-3 mravlje kiseline i 0,6 mol dm-3 natrij formijata slijedi:

pH = pKk + log ([sol]/[kiselina]) = KkHCOOH = 1,77x10-4, pKkHCOOH = 3,75

3,75 + log (0,6/0,4) = 3,93

Da bismo izračunali puferski kapacitet moramo znati koliko jake baze (x molova) treba dodati u 1 litru pufera da pH poraste na 4,93 ili koliko jake kiseline (y molova) treba dodati da pH padne na 2,93:

dodatak jake baze: pH = 4,93 [H3O+] = 1,18x10-5 mol dm-3

4,93 = 3,75 + log [(0,6 + x)/(0,4 - x)]

x = 0,34 mola jake baze (puferski kapacitet)

ili

dodatak jake kiseline: pH = 2,93 [H3O+] = 1,17x10-3 mol dm-3

2,93 = 3,75 + log [(0,6 - y)/(0,4 + y)]

y = 0,47 mola jake kiseline (puferski kapacitet)

Mehanizam djelovanja pufera i Le Châtelierovo načelo dobro se mogu prikazati na primjeru taloženja iona olova ili barija s K2Cr2O7 (vidi str. 18 i 23):

2Ba2+ + Cr2O72- + H2O ⇄ 2BaCrO4 + 2H+

73

Pošto se u ovoj reakciji oslobañaju protoni koji uvjetuju kiseli medij a BaCrO4 je topljiv u svim kiselinama osim u CH3COOH to pod takvim uvjetima talog neće nastati. Ako se u ovu smjesu doda CH3COONa koji vrlo dobro disocira osloboñeni acetatni ion odmah će vezati protone osloboñene tokom reakcije i reakcija će teći udesno tj. nastat će talog BaCrO4:

CH3COONa → CH3COO- + Na+

Vrijedi takoñer:

CH3COOH ⇄ CH3COO- + H+

Zbog čega će acetatni ion vezati osloboñeni proton može se protumačiti pomoću izraza za konstantu disocijacije octene kiseline. Iz izraza se može zaključiti da ukoliko se poveća koncentracija protona ili aniona slabe kiseline mora se povećati i koncentracija nedisociranog oblika kiseline da bi konstanta aciditeta bila zadovoljena, a niska brojčana vrijednost KkCH3COOH govori o jakoj tendenciji vezivanja H+ i CH3COO-:

Kk = [H+] [CH3COO-]/[CH3COOH] = 1,8x10-5

Osim za odvijanje pojedinačnih reakcija pufer otopine igraju važnu ulogu i kod taloženja pojedinih skupina kationa. Tako je amonijačni pufer bitan za selektivno taloženje kationa III skupine jer uz skupinski reagens amonijak mora se dodati prethodno NH4Cl. Amonijev klorid je sol koja vrlo dobro disocira. Oslobañanje amonijevog iona dovodi do porasta njegove koncentracije i smanjenja disocijacije NH4OH:

NH4Cl → NH4+ + Cl-

NH4OH ⇄ NH4+ + OH-

Kb = [NH4+] [OH-]/[NH4OH] = 1,8x10-5

Dodatkom amonijeve soli smanjuje se koncentracija OH- iona tj. postiže se koncentracija dovoljna da se istalože hidroksidi kationa III skupine ali da se ne prekorači produkt topljivosti hidroksida kationa IV skupine. Amonijačni pufer takoñer omogućuje selektivno taloženje karbonata kationa V. analitičke skupine u prisustvu magnezija.

Ulogu amonijačnog pufera moguće je prikazati i utjecajem na taloženje magnezija. Dodatkom amonijaka dolazi do taloženja bijelog želatinoznog taloga:

Mg2+ + 2OH- ⇄ Mg(OH)2

U prisustvu amonijačne soli neće doći do taloženja hidroksida magnezija (vidi Otapanje u prisustvu suviška strane soli) jer je pH u nastalom amonijačnom puferu prenizak za njegovo taloženje (vidi tablice III.3. i VII.6)!

74

IV. KOMPLEKSNI SPOJEVI I NJIHOVA ANALITIČKA ULOGA

Spojevi u kojima se nalaze skupine atoma povezane u više ili manje stabilne jedinice a mogu dolaziti u čvrstom i tekućem stanju zovu se kompleksni spojevi. Veza meñu atomima je koordinacijske prirode a prvi ju je otkrio 1893. švicarski kemičar A. Werner te se ovi spojevi zovu još koordinacijski spojevi ili Wernerovi kompleksi. Neki anioni, npr., klorid ion može poslužiti drugim atomima da napune svoje nepotpune elektronske ljuske: tako nastaju kompleksi na anionu, npr., ClO-, ClO2

-, ClO3-, ClO4

-. Isto tako atomi ili molekule s gotovom oktetnom ljuskom mogu se nasloniti na kation nekog metala. Dakle svaki spoj ili ion koji se sastoji od središnjeg atoma i liganada može se smatrati kompleksom, npr., SO4

2- [tetraoksosulfato(VI) kompleks]. U nastalim vezama oba elektrona potječu od jednog atoma pa nastaje tzv. koordinativna veza.

Kompleksi su stabilni spojevi koji su kombinacija raznih iona ili iona i neutralnih molekula a imaju svojstva različita od izvornih tvari. U kompleksima atomi istog elementa mogu imati različita svojstva. Prema Lewisovoj teoriji stvaranje kompleksa može se smatrati kiselo-baznim procesom zato jer metalni kation veže neutralne molekule (npr., H2O, NH3, itd.) ili anione (J-, CN-, Cl-, itd.) primanjem elektronskog para poput neke kiseline. Prema tome središnji metalni ion je kiselina a ligand je baza. Kompleksi se dakle mogu klasificirati kao spojevi kiselo-baznog karaktera. Iako kovalentna veza igra važnu ulogu u nastajanju kompleksa treba imati na umu da nastajanje kompleksa uključuje takoñer elektrostatske interakcije. Mi ćemo se meñutim usredotočiti na opis i karakterizaciju kovalentne veze.

Kompleksi su polarne molekule ili ioni koji mogu otpuštati česticu - ligand:

kompleks ⇄ središnji atom + ligand

Središnji atom ili koordinacijski centar je obično metalni ion i to je pozitivna čestica a ligandi su skupine koje okružuju središnji atom, obično anioni ili molekule s izraženim polarnim karakterom.

Analitički važni kompleksi sastoje se iz središnjeg metalnog iona (prijelazni i unutarnje prijelazni elementi) koji nemaju popunjene s-, p-, d- ili f-orbitale te njihovim popunjavanjem žele poprimiti konfiguraciju plemenitog plina na desno u periodnom sustavu. Orbitale popunjavaju elektronskim parovima funkcionalnih skupina liganada. Izmeñu metala i liganda nastaje polarna kovalentna veza u kojoj oba elektrona daje ligand a metal ih prima. Ukoliko je veza nastala iz osamljenog, slobodnog elektronskog para označava ju se strelicom: L → B. Njezin parcijalni ionski karakter ovisi o razlici elektronegativnosti povezanih atoma. Naglašavanje naziva "koordinativna" služi samo tome da se naglasi kako je veza nastala iz elektronskog para uokolo rasporeñenih, koordiniranih, atoma, tj. indicira porijeklo elektrona u veznom elektronskom paru:

Bn+ + mL: ⇄ [B:Lm]n+

Pošto u vodenim otopinama metalni ion dolazi hidratiziran to bi se jednadžbe ispravno trebale pisati:

[B(H2O)m]n+ + :L ⇄ [B(H2O)m-1:L] n+ + H2O

75

Preostale akvo skupine sukcesivno se zamjenjuju drugim ligandima dok ne nastane [BLm]n+, gdje m znači koordinacijski broj metalnog iona.

Kompleksi [BLm]n+ su mononuklearni a ako sadrže 2 ili više središnjih metalnih iona oni su polinuklearni, ili miješani ako je uključeno više vrsti liganada (npr., [Fe(CN)5NO]2-, [Fe(CN)5CO]3-). Kod polinuklearnih kompleksa ligandi čine koordinacijske mostove.

IV.1. ANALITIČKI ZNAČAJNI KOMPLEKSI

Kompleksni spojevi imaju ogroman analitički značaj: primjenjuju se za dokazivanja, odreñivanja, odjeljivanja (vidi Sustavi tekuće-tekuće, vidi Postupci odjeljivanja), maskiranja i demaskiranja analita (vidi Maskiranje i demaskiranje). Analitički korisne ligande možemo podijeliti s obzirom na broj funkcionalnih skupina na:

1. monodentatne (neutralne: NH3, H2O, ionske: CN-, halogenidi, itd.),

2. bidentatne (neutralni: etilendiamin H2N-CH2-CH2-NH2, α,α′–dipiridil, ionski: oksalat C2O4

2-, tartarat C4H4O62-, S2O3

2-, PO43-, itd.,

3. polidentatne (imaju više atoma koji koordiniraju na središnji atom),

a s obzirom na naboj na:

1. ionske [npr., Cl-, F-, Br-, J-, CN- (:C≡N:)-, izotiocijanat NCS- (:N=C=S:)-, tiocijanat ili

rodanid SCN- (:S-C≡N:)-, OH-, O22- (:O-O:)2-, -COO-, CH3COO-, itd.],

2. neutralne (npr., monodentatni H2O, NH3, CO, NO).

Monodentatni ionski ligandi obično prvo istalože metalni ion a nastali talog se onda otopi u suvišku reagensa (liganda) uz stvaranje kompleksa (npr., jodo kompleksi, hidrokso kompleksi, cijano kompleksi).

PODSJETNIK:

Broj monodentatnih liganada koji mogu tvoriti kompleks sa središnjim atomom je koordinacijski broj tog središnjeg iona. Koordinacijski broj je ukupni broj iona ili molekula izravno vezanih sa središnjim metalnim atomom. Dakle broj liganada koji se vežu na središnji metalni ion odreñen je koordinacijskim brojem koji može biti paran [npr., 2 (Ag+, Cu+, Au+, Hg2+), 4 (Ni2+, Cu+/2+, Cd2+, Sn2+, Zn2+, Pb2+, Bi3+, Sb3+, Al 3+, B3+, Ga3+), 6 (Al3+, Cr3+, Zn2+, Ni2+, Fe2+/3+, Co2+/3+, Sb5+, Sn4+), 8] i neparan (3, 5, 7). Središnji ion ima zasićenu koordinacijsku sferu onda kada je na njega vezan maksimalni broj donorskih grupa. Koordinacijski broj nije uvijek jednak za neki središnji ion a vrijednost mu ovisi o više faktora, prvenstveno o veličini i elektronskoj strukturi liganada. Npr., kvadratno planarni kompleksi Cu(II) obično uzimaju 2 dodatna liganda dajući distordirani oktaedar (vidi str. 76). S porastom koncentracije stvaraoca kompleksa raste broj liganada vezanih na središnji atom.

Broj koordiniranih liganada ovisi o prostornoj grañi središnjeg metalnog iona i liganada te elektronegativnosti središnjeg iona i elektron donorskim osobinama liganada. Što je središnji ion manji i većeg naboja razmještaj liganada je lakši u prostoru. Ako je ligand jači elektron donor to se u manjem broju veže na središnji ion jer svojim vezanjem povećava negativni naboj na središnjem ionu. Tako se veže manji broj halogenida nego molekula H2O ili NH3. (Podsjetnik: Paulingovo pravilo o elektroneutralnosti kaže: iz energetskih razloga naboj na atomu u kemijskom spoju ne smije se razlikovati od elektroneutralnosti za više od ±1 elektrona.) Zbog toga se na središnji ion veže manje liganada što je on veće elektronegativnosti. Što

.. ..

..

.. .. .. ..

..

76

je metalni kation veće elektronegativnosti veći je negativni naboj na njemu i to manje liganada koji mu donose elektrone može koordinirati. Npr., Cu+ (elneg. 1,9) ima veći koordinacijski broj od Au+ (elneg. 2,4):

[Cu(CN)4]3-, [Au(CN)2]

-

Ako je koordinacijski broj 2 ligandi su u istoj ravnini sa središnjim metalnim ionom. Stereokonfiguracija je linearna a hibridizacija sp. Dva liganda nalaze se na krajevima osi koja prolazi kroz središnji ion (npr., [Ag(NH3)2]

+, [Ag(CN)2]-, [Au(CN)2]

-, HgCl2):

L B L BL2 ○ − ● − ○

Trigonalni (trokutasti) poredak supstituenata oko središnjeg atoma (sp2 hibridizacija) imaju, npr., BCl3, NO3

-:

BL3

Kod koordinacijskog broja 4 ligandi čine vrhove tetraedra (hibridizacija sp3, npr., [Cu(CN)4]3-, ili d3s) a u

središtu je središnji metalni ion. Tetraedrijsku stereokonfiguraciju imaju takoñer npr., [Zn(NH3)4]2+,

[ZnCl4]2-, [NiCl4]

2-, [CuCl4]2-, [CuBr4]

2-, [CoCl4]2-, [FeCl4]

-:

BL4

Moguća je takoñer kvadratna planarna stereokonfiguracija (sp2d ili dsp2 hibridizacija) sa središnjim atomom u ravnini, tj. s 4 liganda u uglovima kvadrata (npr., Ni-DMG2, [Ni(CN)4]

2-, [PdCl4]2-, [PtCl4]

2-:

BL4

[Cu(NH3)4]2+ ima takoñer kvadratnu planarnu strukturu dok [Cu(NH3)4(H2O)2]

2+ tvori distordirani oktaedar (vidi str. 75):

Kod koordinacijskog broja 6 nastaje oktaedrijska stereokonfiguracija (hibridizacija sp3d2, npr., [SiF6]2- ili d2sp3, npr., [Cr(CN)6]3-), takoñer i EDTA kompleksi:

BL6

L

L

L B

L

L L

L B

B

L

L L

L

OH2

OH2

H3N

H3N

NH3

NH3 Cu

B

77

Kod rednog broja >36 moguć je i koordinacijski broj 8 i heksaedrijska stereokonfiguracija kocke:

BL8

Koordinacijskim vezanjem nastaje nova elektronska struktura pri čemu metalni ion postiže ili se približava strukturi plemenitog plina. Mnogi atomi mogu dolaziti u više valentnih stanja: Fe(II/III), Co(II/III), Cu(I/II), itd., i kod stvaranja kompleksa stabilniji je onaj koji poprimi konfiguraciju plemenitog plina te ako sadrži manje slobodnih d-orbitala. Npr.:

Zn2+ 30 - 2 = 28 + 8 = 36Kr (IV. per.)

Co2+ 27 - 2 = 25 + 12 = 37 približava se 36Kr, zato oksidacija u Co3+

Co3+ 27 - 3 = 24 + 12 = 36Kr stabilan (npr., [Co(CN)6]3-)

Zato dolazi do oksidacije:

[Co(CN)6]4- ⇄ [Co(CN)6]

3- + e- log Kst = 29,5 log Kst = 48

ili

[Co(NH3)6]2+ ⇄ [Co(NH3)6]

3+ + e- log Kst = 5,07 log Kst = 32,51

Npr.: Cu2+ 29 - 2 = 27 + 8 = 35 npr., u [Cu(NH3)4]2+

Cu+ 29 - 1 = 28 + 8 = 36Kr npr., u [Cu(CN)4]3-

[Cu(NH3)4]2+ + S2- ⇄ CuS + 4NH3

[Cu(H2O)4]2+ + S2- ⇄ CuS + 4H2O

[Cu(CN)4]3- + S2- → ∅

log Kst = 30,3

Cd2+ 48 - 2 = 46 + 8 = 54Xe (V. per.)

Fe3+ 26 - 3 = 23 + 12 = 35 približava se 36Kr

Fe2+ 26 - 2 = 24 + 12 = 36Kr postiže u kompleksu [Fe(CN)6]4-

Središnji ioni s parnim brojem elektrona u zadnjim orbitalama (npr., Fe2+, Co3+, Cu+) postižu kompleksnim vezanjem elektronsku konfiguraciju plemenitog plina 36Kr. Istim takvim kompleksnim vezanjem ioni s neparnim brojem elektrona, npr., Fe3+, Cu2+ imaju 1 elektron manje a Co2+ 1 elektron više od stabilne konfiguracije kriptona. Zbog toga oni nastoje prijeći u stabilne komplekse primanjem ili gubitkom elektrona.

S obzirom na popunjavanje d-orbitala kompleksi mogu biti unutarnje i vanjsko orbitalni kompleksi. Kod prvih ligandi su donirali elektronski par u unutrašnje d-orbitale središnjeg metalnog atoma. Stabilnost takvih kompleksa je velika a i često su obojeni (cijepanje orbitala na višu i nižu energetsku razinu, vidi str. 78, 79). Kod vanjsko orbitalnih kompleksa popunjene su sve vanjske d-orbitale središnjeg atoma; stabilnost ovih kompleksa je manja i oni su pretežno bezbojni. Struktura kompleksnih spojeva može se tumačiti teorijom ligandnog polja i teorijom molekulskih orbitala (vidi udžbenike opće kemije). Ligandi slabog

L L

L L

L L

L LB

78

ligandnog polja (npr., halogenidi, H2O) daju najčešće vanjsko-orbitalne komplekse koji su paramagnetični (npr., [FeF6]

3-, sp3d2 hibridizacija), dok ligandi jakog ligandnog polja (npr., CN-, CO, amini) daju unutarnje-orbitalne komplekse (npr., [Fe(CN)6]

3-, d2sp3 hibridizacija) koji su dijamagnetični odnosno nisko spinski i stabilniji. Kompleksi s koordinacijskim brojem 2 su rijetki. Njih grade monovalentni ioni, npr., Ag(I), Au(I), s popunjenim d-orbitalama. Oni posjeduju linearnu strukturu, npr., (:N≡C-Ag-C≡N:)-, a središnji atom iskorištava za vezu 2 hibridne orbitale (s i p). Takvi kompleksi su, npr., [Ag(NH3)2]

+, [Ag(CN)2]-,

[Au(CN)2]-. To su takoñer vanjsko orbitalni i bezbojni kompleksi.

IV.1.1. OBOJENOST KOMPLEKSA

Boja neke tvari uzrokovana je apsorpcijom svjetlosti te ako prozirna tvar propušta odgovarajuću boju a neprozirna odbija dio vidljivog dijela spektra a drugi dio apsorbira boja tvari je komplementarna apsorbiranoj. To znači da ako tvar propušta sve dijelove vidljivog spektra (400-700 nm) ona je bezbojna a ako sve apsorbira onda je crna. Velik dio analitičkih primjena kompleksnih spojeva temelji se upravo na činjenici da su oni vrlo često karakteristično i intenzivno obojeni (za neke primjere vidi tablicu IV.1.). Dakle i boja kompleksa uzrokovana je apsorpcijom dijela vidljivog spektra a vidi se boja komplementarna apsorbiranoj, npr., zbog apsorpcije plave boje vidi se žuta boja. Tvar je, npr., žute boje ako apsorbira dio vidljivog spektra od 400-500 nm i 600-700 nm a propušta samo fotone valnih duljina 500-600 nm. Tvari koje su sastavljene od iona tj. molekula stabilne elektronske konfiguracije plemenitog plina većinom su bezbojne (npr., spojevi elemenata glavnih skupina periodnog sustava, npr., Ca2+) jer je potrebna velika energija za pobuñivanje stabilne elektronske konfiguracije. Tvari koje sadrže ione prijelaznih i unutarnje prijelaznih elemenata s nepopunjenim d- tj. f-orbitalama su većinom obojene. To osobito vrijedi za ione prijelaznih elemenata koji sadrže nesparene d-elektrone: Cu2+ (1 nesparen elektron), Ni2+ (2 nesparena elektrona), Cr3+ i Co2+ (3 nesparena elektrona), Mn3+ i Fe2+ (4 nesparena elektrona), Mn2+ i Fe3+ (5 nesparenih elektrona). Ioni koji ne sadrže nesparene elektrone (npr., Cu+, Zn2+, Cd2+) su bezbojni.

Boja kemijskih spojeva koji sadrže ione prijelaznih elemenata uzrokovana je tendencijom tih iona da grade komplekse. Prema teoriji ligandnog polja (TLP) električno polje liganada koodiniranih oko središnjeg metalnog iona izaziva cijepanje energetskih razina degeneriranih d-orbitala, te kod oktaedrijske koordinacije nastaje triplet orbitala s nižom energijom (dε, ili t2g: dxy, dxz, dyz) i dublet orbitala s višom energijom (dγ ili eg: dx2-y2, dz2). Jače cijepanje izazivaju ligandi kojima su slobodni elektronski parovi smješteni u velikim usmjerenim orbitalama pa ih lako daju središnjem ionu (npr., CN-, NH3, H2O).

q – naboj ili dipolni moment liganda, D – sklonost polarizaciji centralnog metalnog iona.

Razlika u energiji (∆Ε) ovisi o jakosti ligandnog polja (LP) te je veća uz jače LP. Prema tome elektroni dε orbitale s nižom energijom mogu apsorpcijom svjetlosne energije prijeći u dγ orbitale s višom energijom (d ← d ili dγ ← dε prijelaz). Zbog preklapanja d orbitala centralnog metalnog atoma i p orbitala liganda vjerojatno je to ustvari p ← d prijelaz. Analogija energetskog cijepanja vrijedi i za kvadratno i za tetraedrijsko ligandno polje. Apsorbirana svjetlosna energija mora biti jednaka energiji cijepanja ∆Ε:

∆Ε = h.ν = Eν

Npr., cijepanje energetskih razina d-orbitala Fe3+-iona u slabom i jakom ligandnom polju (π je energija sparivanja elektrona) može se prikazati kao:

E

dxz

d degenerirane orbitale

(slobodan ion) dxy dyz

dx2- y

2

+0.6∆E

-0.4∆E

dz2

∆E

(dε, t2g)

(dγ, eg) ∆E = 10Dq (energija cijepanja,

razdvajanja)

79

Što je ∆Ε veća (jako LP) to se apsorpcija svjetla pomiče više prema ljubičastom tj. UV spektralnom području. Obratno, uz manju ∆Ε (slabo LP) apsorpcija se pomiče prema crvenom (IR) spektralnom području. S porastom LP apsorpcija svjetla pomiče se prema kraćim λ i obratno što pokazuje spektrokemijski niz liganada:

J- < Br- < Cl- < F- < OH- < C2O42- ~ H2O < NCS- < pir ~ NH3< en < dip < NO2

- < CN-

porast jakosti LP, porast ∆E i Eν, pad λ

pir - piridin, dip - α,α'-dipiridil, en - etilendiamin.

Npr., Mn2+ ion je 3d5 sustav, a u kompleksu [Mn(CN)6]4- 1 elektron središnjeg iona skače iz 3dε u

3dγ orbitalu:

[Mn(CN)6]4- apsorbira u zelenom i tamno je ljubičast i u otopini i kao čvrsta tvar. U zelenom području

spektra apsorbira i kompleksni ion [Ti(H2O)6]3+ čija je vodena otopina crveno-ljubičasta. Jedan elektron

centralnog metalnog iona Ti3+ (3d1) skoči iz t2g u eg* orbitalu odnosno iz molekulske πd-orbitale (nevezne) u σd* orbitalu (protuveznu) (vidi: Teorija molekulskih orbitala, u udžbenicima opće kemije). Ovaj skok (∆E = 244 kJ mol-1) odgovoran je za jednu apsorpcijsku vrpcu u spektru pri 492,6 nm.

Kada središnji metalni ion sadrži više od 1 elektrona može se istovremeno pobuditi više elektrona a meñuelektronska odbijanja mogu izazvati i dodatna pobuñena stanja. Zato u apsorpcijskom spektru možemo naći više apsorpcijskih vrpci (maksimuma apsorpcije). Što je elektronska konfiguracija stabilnija potrebna je veća energija za njezino pobuñivanje. Npr., elektronska konfiguracija d5 kod Fe3+ (dε

3dγ2, npr., u

[Fe(H2O)6]3+) stabilnija je od d6 elektronske konfiguracije Fe2+ (dε

4dγ2, npr., u [Fe(H2O)6]

2+) pa je prvi bezbojan a drugi svjetlo zelen te prvi apsorbira u UV a drugi u IR. Kod [Fe(CN)6]

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

elektronska struktura prvog kompleksa je stabilnija nego drugog koji ima 1 nespareni elektron. Zato se elektroni prvog teže pobuñuju (žut, apsorbira u modrom) nego drugog (smeñe-žut). Ovdje meñutim veći pozitivni naboj Fe3+ povisuje ∆Ε pa su ∆Ε su za oba kompleksa približno jednake te iznose 404,2 odnosno 418,4 kJ mol-1.

d

slobodan Fe3+ ion

E

slabo polje (npr. F-) ∆E < π

jako polje (npr. CN-) ∆E > π

pobuñeno stanje

E E dγ

dε

+ hν ∆E

dγ

dε

osnovno stanje

80

Tablica IV.1. Utjecaj liganda na boju kompleksa

Kompleksni ion Apsorpcija u spektralnom području Boja

[Co(H2O)6]2+ ružičast

[Co(NH3)6]2+ crvenkast

[Cr(H2O)6]3+ zelenom svjetlo ljubičast

[Cr(NH3)6]3+ zelenom tamno ljubičast

[Cu(H2O)4]2+ žutom svjetlo modar

[Cu(NH3)4]2+ žuto-zelenom azurno modar

[Cu(CN)4]3- UV bezbojan

[Fe(H2O)6]2+ IR svjetlo zelen

[Fe(CN)6]4- modrom žut

[Fe(H2O)6]3+ UV bezbojan

[Fe(CN)6]3- (crveno)-smeñe-žut

[Ni(H 2O)6]2+ crvenom zelen

[Ni(NH 3)6]2+ zelenom modar

[Mn(H2O)6]2+ blijedo ružičast

[Mn(CN)6]4- zelenom tamno ljubičast

IV.1.2. RAVNOTEŽE REAKCIJA KOMPLEKSACIJE

Većina kompleksa su elektroliti i postupno disociraju u vodenim otopinama pri čemu broj reakcijskih koraka ovisi o broju liganada. Švedski kemičar N. Bjerrum bavio se stupnjevitim nastajanjem kompleksa.

Konstanta ravnoteže za reakciju kompleksacije može se prikazati kao:

v1

B + L ⇄ BL v2

pa u ravnoteži vrijedi:

k1[B][L] = k 2[BL]

i

Kst = [BL]/[B][L] = k 1/k2

Disocijacija kompleksnih iona odvija se u maloj mjeri pa je to reverzibilan proces. Pretvaranje jednog kompleksa u drugi je složen proces. Primjenom ZDM na reakcije kompleksacije dobiva se ravnotežna konstanta koja se zove konstanta stabilnosti, Kst. Prema ZDM kompleksi se dadu definirati i konstantom nestabilnosti (Knest koristi se u ovom

udžbeniku u funkciji brzog i praktičnog kemijskog promišljanja i računanja):

Kst = 1/Knest

81

pKst = -pKnest

log Kst = pKnest

Stabilnost kompleksa ovisi o elektrostatskom faktoru, polarizaciji, energiji stabilizacije orbitala, kelatnom i entropijskom efektu. Različita stabilnost kompleksa očituje se u različitim konstantama stabilnosti. Konstanta nestabilnosti odnosno disocijacije, raspada kompleksa, daje nam takoñer uvid u jakost kompleksa. Što je konstanta nestabilnosti brojčano manja vrijednost kompleks je stabilniji.

Vezanje monodentatnih liganada može se prikazati na primjeru bakra i amonijaka. Pri vrlo polaganom dodavanju amonijaka najprije nastaje talog bazične bakrene soli koji se otapa i modra boja s porastom koncentracije amonijaka postaje sve intenzivnija. Može se zaključiti da se zavisno o koncentraciji amonijaka u otopini Cu(II) iona uspostavlja ravnoteža izmeñu raznih vrsti aminskih kompleksnih iona bakra. Švedski kemičar J. Bjerrum ispitivao je ove reakcije kompleksacije i ustanovio da se reakcija odvija u četiri stupnja. To je sukcesivna zamjena molekula otapala ligandom:

[Cu(H2O)4]2+ + 4NH3 ⇄ [Cu(NH3)4]

2+ + 4H2O

ili

L

B + 4 L: ⇄ L B L

L

metalni kompleks

Većina kompleksa s vodom su nestabilni te molekule vode bivaju supstituirane u prisustvu nekog drugog liganda koji stvara stabilnije komplekse. Npr., supstitucija vode s cijanid ionom može se prikazati:

[Cd(H2O)4]2+ + CN- ⇄ [Cd(H2O)3CN]+ + H2O Kst1 = 3,0x105 (dm3 mol-1)

[Cd(H2O)3CN]+ + CN- ⇄ [Cd(H2O)2(CN)2] + H2O Kst2 = 1,4x105 (dm3 mol-1)

[Cd(H2O)2(CN)2] + CN- ⇄ [Cd(H2O)(CN)3]- + H2O Kst3 = 3,6x104 (dm3 mol-1)

[Cd(H2O)(CN)3]- + CN- ⇄ [Cd(CN)4]

2- + H2O Kst4 = 3,8x103 (dm3 mol-1)

ili sumarno:

[Cd(H2O)4]2+ + 4CN- ⇄ [Cd(CN)4]

2- + 4H2O Kst = β4 = 5,7x1018 (dm12 mol-4)

Navedene konstante predstavljaju konstante nastajanja cijano kompleksa a brojčane vrijednosti ukazuju na čvrstoću kompleksa i zovu se sukcesivne ili konsekutivne konstante stabilnosti. Umnožak sukcesivnih konstanti daje kumulativnu konstantu stabilnosti kompleksa (β4) koja opisuje sumarnu reakciju:

β4 = [Cd(CN)42-]/[Cd2+][CN-]4

82

β4 = Kst1.Kst2

.Kst3.Kst4 = 5,7x1018 (dm12 mol-4)

Iz navedenog primjera je vidljivo da brojčane vrijednosti sukcesivnih konstanti stabilnosti cijano kompleksa kadmija opadaju ovim redom:

Kst1 > Kst2 > Kst3 > Kst4

odnosno

log Kst1 > log Kst2 > log Kst3 > log Kst4

ili

pKst1 < pKst2 < pKst3 < pKst4

odnosno

Knest1 < Knest2 < Knest3 < Knest4

ili

pKnest1 > pKnest2 > pKnest3 > pKnest4

Ovo se tumači činjenicom da već koordinirani ligand odbija ligand koji pridolazi te je vjerojatnost vezanja svakog slijedećeg liganda manja. Prvi ligand se najjače veže na metalni ion a zatim odmah drugi, treći, itd.

Dakle, za općenitu reakciju:

[B(H2O)m]n+ + mL: ⇄ [B:Lm]n+ + mH2O

ili kraće

Bn+ + mL: ⇄ [B:Lm]n+

vrijedi da umnožak pojedinačnih konstanti stabilnosti kompleksa daje ukupnu konstantu stabilnosti, formiranja (βm ili K st):

Kst = βm = Kst1.Kst2

.Kst3.…….Kstm

ili

pKst = pKst1 + pKst2 + ……. + pKstm

Npr., jednadžbe sukcesivnog nastajanja kompleksa [Zn(CN)4]2- su slijedeće:

[Zn(H2O)6]2+ + CN- ⇄ [Zn(H2O)5CN]+ + H2O

[Zn(H2O)5CN]+ + CN- ⇄ [Zn(H2O)4(CN)2] + H2O

[Zn(H2O)4(CN)2] + CN- ⇄ [Zn(H2O)3(CN)3]- + H2O

[Zn(H2O)3(CN)3]- + CN- ⇄ [Zn(H2O)2(CN)4]

2- + H2O

ili

83

[Zn(H2O)6]2+ + 4CN- ⇄ [Zn(H2O)2(CN)4]

2- + 4H2O

Kst = β4 = [Zn(CN)42-]/([Zn2+][CN-]4)

Reakciju kompleksacije metalnog iona s monodentatnim ligandom prikazuje slika IV.1.

Slika IV.1. Hipotetska četverostupanjska reakcija kompleksacije s anionskim monodentatnim ligandom.

Proces zamjene ili supstitucije liganda može biti spor ili brz. S obzirom na reaktivnost ili brzinu zamjene jednog liganda drugim ligandom kompleksi se dijele na inertne i labilne. Reaktivnost ovisi o razlici u energiji izmeñu kompleksa koji predstavlja reaktant i aktiviranog kompleksa kao meñuprodukta. Što je energija aktiviranja veća to je kompleks manje reaktivan.

Brzinu nastajanja kompleksa najbolje opisuje prosječno vrijeme koje ligand provede u koordinacijskoj sferi metalnog iona. Zato je praktično procijeniti brzinu zamjene jednog liganda, npr., vode, nekim drugim ligandom.

S obzirom da vrijedi da je poluvrijeme reakcije (t1/2) definirano je kao vrijeme potrebno da polovina reaktanata prijeñe u produkte, brzinu zamjene vode može se izraziti prosječnim poluvremenom zamjene koje se za različite akvo komplekse kreće od 10-9 do 106 s. Zakon brzine reakcije prvog reda primijenjen na reakciju zamjene jedne molekule vode (označena zvjezdicom) može se pisati kao:

-d[B(H2O)m-1(H2O)* n+]/dt = k[B(H2O)m-1(H2O)* n+]

gdje je k konstanta brzine reakcije prvog reda (s-1). Integracijom dobivamo:

[B(H2O)m-1(H2O)* n+] t = [B(H2O)m-1(H2O)* n+]0 e-kt

indeksi "t" i "0" označavaju koncentraciju nakon vremena t i početnu koncentraciju.

Kada je:

[B(H2O)m-1(H2O)* n+] t = 1/2[B(H2O)m-1(H2O)* n+]0

t = t1/2

log [L-]

Bn+ [BL] (n-1)+ [BL2](n-2)+ [BL3]

(n-3)+ [BL4](n-4)+

pKst1 pKst2 pKst3 pKst4

Ko

nce

ntr

acija

ko

mp

leksa

84

i

t1/2 = 0,693/k

Konstanta brzine zamjene liganda obično je pod utjecajem naravi metalnog iona i liganda. Npr., sve reakcije koje uključuju Cr(III), Co(III) i Pt(IV) su relativno spore u odnosu na one drugih metalnih iona u istom oksidacijskom stanju. Da bi reakcije kompleksacije bile analitički korisne one trebaju biti brze.

Ako kompleks lako otpušta ligand on je nestabilan pa je konstanta nestabilnosti velika a pKnest mala brojčana vrijednost. Kompleks je stabilan uz veliku vrijednost Kst odnosno pKnest. Npr.:

Hg2+ + 4J- ⇄ [HgJ4]2- log Kst = pKnest = 29,83

pa je ovaj kompleks veoma stabilan. Meñutim kompleks [CdJ4]2- je puno nestabilniji

(vidi Selektivnost):

Cd2+ + 4J- ⇄ [CdJ4]2- log Kst = pKnest = 6,05

Metalni ioni konfiguracije plemenitog plina koji u zadnjoj ljusci imaju 2 ili 8 elektrona su, npr., oni IA i IIA skupine: K+, Na+, Li+, Rb+, Mg2+, Ca2+, Ba2+. Stabilnost kompleksa ovih iona opada s povećanjem promjera metalnog iona. Razlog tomu je elektrostatski faktor odnosno činjenica da kompleks nastaje spajanjem pozitivnog središnjeg iona i liganda koji je negativan ion ili dipolna molekula:

Li+ > Na+ > K+ > Rb+ > Cs+

porast stabilnosti

Mg2+ > Ca2+ > Ba2+

Ako su ligandi mali stabilnost kompleksa najveća je uz Li+ odnosno Mg2+, dok, npr., EDTA gradi s Ca2+ kompleks velike Kst:

Co-EDTA > Ca-EDTA > Mg-EDTA > Ba-EDTA

porast stabilnosti

Da bi mogli predvidjeti reakcije izmjene liganada služimo se tabelama s podacima o stabilnosti, npr., s konstantama stabilnosti, datim za uvjete definirane ionske jakosti i temperature (tablica IV.2.).

85

Tablica IV.2. Konstante stabilnosti kompleksa (sobna temperatura)

Ligand Kompleks log Kst Ligand Kompleks log Kst

NH3 [Ag(NH3)2]+ 7,03 CN- [Fe(CN)6]

4- 35,00 (24)

[Cd(NH3)4]2+ 7,12 [Zn(CN)4]

2- 16,9 (17,92)

[Co(NH3)6]2+ 5,07 Br- [CdBr4]

2- 3,70

[Co(NH3)6]3+ 32,51 [HgBr4]

2- 21,0

[Cu(NH3)4]2+ 12,59 J- [CdJ4]

2- 6,05

Hg(NH3)4]2+ 19,3 [HgJ4]

2- 29,83

[Ni(NH3)4]2+ 7,95 S2O3

2- [Ag(S2O3)2]3- 13,5

[Ni(NH3)6]2+ 8,90 EDTA Ag-EDTA 7,3

[Zn(NH3)4]2+ 9,46 Ba-EDTA 7,8

SCN- [Fe(SCN)]2+ 3,00 Ca-EDTA 10,7

[Hg(SCN)4]2- 21,3 Cd-EDTA 16,6

F- [AlF6]3- 19,84 Co-EDTA 16,3

[FeF6]3- 15,30 Cu-EDTA 18,8

Cl- [AgCl4]3- 5,32 Fe(II)-EDTA 13,7

[CdCl6]4- 3,0 Mg-EDTA 8,7

[HgCl4]2- 15,07 Mn(II)-EDTA 13,6

[PtCl4]2- 16 Ni-EDTA 18,6

CN- [Ag(CN)2]- 21,1 (19,85-22,0) Pb-EDTA 18,30

[Cd(CN)4]2- 18,45 (18,85) Zn-EDTA 16,5

[Co(CN)6]4- 29,5 (19,09) EKCT* Ca-EKCT 5,4

[Co(CN)6]3- 48 Mg-EKCT 7,0

[Cu(CN)4]2- 25 Zn-EKCT 17,0 (pH=10)

[Cu(CN)4]3- 30,3 (27,30) Tiron** Fe(III)-(tiron)3 46,9

[Hg(CN)4]2- 41,4 SA*** Fe(III)-(SA)3 35,3

[Ni(CN)4]2- 15,5 (22,0) Piridin Cu(II)-(piridin)4 6,0

[Fe(CN)6]3- 42 (31) Oksin‡ Fe(III)-(oksin)2 23,6

log Kst = pKnest * EKCT – Eriokrom crno T (vidi tablicu III.1. i str. 55-56). ** Tiron – 1,2-dihidroksibenzen-3,5-disulfonska kiselina (vidi tablicu III.1. i str. 101). *** SA – salicilna kiselina (vidi tablicu III.1. i str. 100-100). ‡ Oksin – 8-hidroksikinolin (vidi str. 107-108).

Koncentraciju liganda, središnjeg atoma ili kompleksa možemo izračunati iz izraza za konstantu ravnoteže. Npr., dodatak liganda mijenja koncentraciju središnjeg metalnog iona u otopini:

Fe3+ + F- ⇄ [FeF]2+

Kst = [FeF2+]/([Fe3+][F-])

[Fe3+] = [FeF2+]/(Kst [F-])

86

pFe = log Kst + log [F-]/[FeF2+] = pKnest + log [F-]/[FeF2+]

Ovo je analitički je vrlo značajan primjer: dodavanje F- iona smanjuje koncentraciju slobodnog Fe3+ koji se sve više veže u kompleks [FeF]2+. To se svojstvo koristi za vezanje smetajućeg iona Fe3+ iz otopine odnosno njegovo maskiranje (vidi str. 185-186).

Na primjeru analitički vrlo značajnog kompleksa [FeSCN]2+ (vidi str. 95 i Reakcije karakterizacije valentnog stanja) možemo prikazati ponašanje kompleksa kao slabog elektrolita ili kao pufera:

Fe3+ + SCN- ⇄ [FeSCN]2+

Kst = [FeSCN2+]/([Fe3+][SCN-]) = 103 log Kst[FeSCN]2+ = pKnest =3,0

[Fe3+] = [SCN-]

[Fe3+]2 = [FeSCN2+]/Kst

[Fe3+] = ([FeSCN2+]/Kst)1/2

pFe = 1/2 log Kst - 1/2 log [FeSCN2+] = 1/2 pKnest - 1/2 log [FeSCN2+]

Ukoliko je meñutim [Fe3+] ≠ [SCN-] vrijedi:

[Fe3+] = ([FeSCN2+])/Kst [SCN-]

pFe = log Kst + log ([SCN-]/[FeSCN2+]) = pKnest + log ([SCN-]/[FeSCN2+])

pSCN = log Kst + log ([Fe3+]/[FeSCN2+]) = pKnest + log ([Fe3+]/[FeSCN2+])

Djelovanje pufera kod ovakve reakcije kompleksacije očituje se u stabilnosti obojenja iako se koncentracija jednog od reaktanata povećava ili smanjuje. Ovo ponašanje dobro prikazuje slika IV.2. (vidi Puferske smjese):

Slika IV.2. Pufersko djelovanje kiselo-baznih sustava (kk - konjugirana kiselina, kb - konjugirana baza).

[kk]=[kb] [kk]

pSCN pH

[Fe3+] [FeSCN2+] [Fe3+]=[FeSCN2+]

pKk log Kst (pKnest)

[kb]

87

Stabilnosti kompleksa Fe3+ iona s različitim ligandima možemo pratiti na temelju reakcije sa SCN- ionom. Obratno, stabilnost kompleksa s tiocijanat ionom možemo pratiti reakcijom s Fe3+ ionom. Naime, uz povećanu stabilnost kompleksa koncentracija slobodnog Fe3+ odnosno SCN- iona je sve manja a crvena boja od kompleksa [FeSCN]2+ postaje sve bljeña i dokazivanje je sve teže. Npr.:

[FeSCN]2+ ⇄ Fe3+ + SCN- crven logKst = pKnest = 3,0

[FeCl]2+ ⇄ Fe3+ + Cl- žut log Kst = 2,1

[FeHPO4]+ ⇄ Fe3+ + HPO4

2- bezbojan log Kst = 9,4

[FeF6]3- ⇄ Fe3+ + 6F- bezbojan log Kst = 15,30

[Fe(CN)6]3- ⇄ Fe3+ + 6CN- žuto-smeñ log Kst = 42

[Hg(SCN)4]2- ⇄ Hg2+ + 4SCN- bezbojan log Kst = 21,23

[Cd(SCN)4]2- ⇄ Cd2+ + 4SCN- bezbojan log Kst = 1,78

Ponašanje kompleksa ovisi i o kiselosti reakcijskog medija (vidi Maskiranje i demaskiranje). Tako se veoma stabilni kompleksi razaraju tek u jako kiselom mediju a manje stabilni, npr., kompleksi sa sulfid ionom, već u slabo kiselom mediju. Npr., kompleks [FeF]2+ stabilan je do pH 3,2 a pri nižem pH on se razara (vidi Neke složene ravnoteže).

Kompleksne soli su uglavnom ionski spojevi čije su kristalne rešetke izgrañene iz kompleksnih iona suprotnog naboja. Metalni karbonili su kompleksi kod kojih su na središnji metalni atom vezane molekule CO. Oni su prema danas već zastarjeloj podjeli svrstavani meñu tzv. atomske komplekse. Adukti ili molekulski kompleksi sastoje se od molekula i drugih čestica povezanih sa središnjom molekulom jačim van der Waalsovim silama te su vrlo nestabilni. Ovamo pripadaju i klatrati, a to su spojevi gdje je središnja molekula potpuno okružena drugim molekulama, npr., molekule škroba i joda. (Stvarna struktura ovog modrog adsorpcijskog kompleksa je: amiloza, J3

-.)

IV.1.3. KOMPLEKSI S ANORGANSKIM MONODENTATNIM I BIDENTATNIM LIGANDIMA

1. Kompleksi s molekulama vode

Fizičke i kemijske značajke iona vezanih u komplekse često se jako razlikuju od osobina solvatiziranih iona u otopini pa se veliki broj reakcija u kvalitativnoj i kvantitativnoj analizi temelji na stvaranju raznih kompleksnih spojeva. Pri otapanju u vodi svi ioni su hidratizirani ali o nastajanju akvo kompleksa može se govoriti samo kod kationa koji primaju slobodne elektronske parove od molekula vode, a to su u prvom redu kationi prijelaznih metala:

Fe3+ + 6H2O ⇄ [Fe(H2O)6]3+ bezbojan

Co2+ + 6H2O ⇄ [Co(H2O)6]2+ ružičast

88

[Co(H2O)6]2+ + 4Cl- ⇄ [CoCl4]

2- + 6H2O modar

Otopina CoCl2 može služiti kao reagens za vlagu, npr., silikagel obično sadrži nešto Co(II) spojeva. U bezvodnom stanju on je modar, ali ako navuče vlagu postaje ružičast.

Akvo kompleksi su nestabilni i kinetički labilni.

PODSJETNIK:

[Fe(H2O)6]2+ vanjsko orbitalni (sp3d2 hibridizacija), visoko spinski, jako paramagnetičan, svjetlo zelen

kompleks:

3d 4s 4p 4d

[Fe(H2O)6]

2+

Fe2+

6 H2O

2. Kompleksi s hidroksid ionom

Ovi kompleksi imaju praktični značaj u postupcima dokazivanja i odjeljivanja odnosno kod amfoternih hidroksida koji se vrlo lako otapaju u suvišku jake lužine, npr., hidroksidi Pb2+, Al3+, Cr3+, Zn2+, Sb(III/V), Sn(II/IV), dajući hidrokso komplekse:

Sn2+ + 2OH- ⇄ Sn(OH)2

Sn(OH)2 + 2OH- ⇄ [Sn(OH)4]2-

Zn2+ + 2OH- ⇄ Zn(OH)2

Zn(OH)2 + 2OH- ⇄ [Zn(OH)4]2-

Neki hidrokso kompleksi gube vodu, npr.:

[Al(OH)4]- → AlO2

- + 2H2O

[Cr(OH)4]- → CrO(OH)2

- + H2O

Analogno poznati su SnO22-, PbO2

2-, HZnO2-, ZnO2

2-, itd. Za amfoterno ponašanje Al(OH)3 i Cr(OH)3 (vidi Amfoternost). Amfoterni hidroksidi imaju važnu ulogu pri odjeljivanju kationa. Hidrokso kompleksi mogu se povezati mostovima tvoreći polinuklearne strukture.

3. Kompleksi s halogenidima

Fluoro kompleksi su stabilni i često se koriste za maskiranje i odjeljivanje iona. Stabilne fluoro komplekse čine Al3+, Fe3+, Sn4+, La3+, Zn2+, Si4+ i dr.

89

Općenita struktura je:

B3+ + 6F- ⇄ [BF6]3-

ili

B4+ + 6F- ⇄ [BF6]2-

Npr.: Fe3+ + 6F- ⇄ [FeF6]3-

pKnest = 15,30

Al3+ + 6F- ⇄ [AlF6]3-

pKnest = 19,84

Si4+ + 6F- ⇄ [SiF6]2-

Kompleks [SiF6]2- je relativno nestabilan ali upravo to omogućuje odjeljivanje silicija u

obliku lako hlapljivog [SiF6]2-.

PODSJETNIK:

[FeF6]3- vanjsko orbitalni (sp3d2 hibridizacija), visoko spinski, jako paramagnetičan, bezbojan oktaedrijski

kompleks:

3d 4s 4p 4d

[FeF6]

3-

Fe3+

6 F-

Kompleksi s Cl- i Br- primjenjuju se mnogo rjeñe, npr., s Cu2+, Cd2+, Zn2+, Co2+, Fe3+, itd.

Od stabilnih jodo kompleksa analitički su najznačajniji oni iona Hg2+ i Bi3+. Npr., [HgJ4]

2- prisutan je u reakcijama karakterizacije valentnog stanja žive (vidi str. 120) a u lužnatom mediju (KOH) se koristi kao Nesslerov reagens za dokazivanje NH4

+-iona: Hg 2 [HgJ4]

2- + NH3 + 3OH-⇄ O N+H2 J- + 7J- + 2H2O

Hg

Reakcija kompleksacije Bi3+ s jodid ionom specifična je reakcija važna u dokazivanju bizmuta (vidi Selektivnost).

Halogenidi se vežu se u manjem broju na središnji atom nego neutralni ligandi kao što su H2O, NH3, npr., [FeCl4]

- i [Fe(H2O)6]3+.

90

4. Kompleksi s amonijakom

Ovakve komplekse daju Ag+, Hg2+, Cr3+, Cu2+, Cd2+, Co2+, Ni2+, Zn2+. Amonijak može stvarati neobojene ili obojene komplekse:

Ag+ + 2NH3 ⇄ [Ag(NH3)2]+ Kst[Ag(NH3)2]+ = 1,0x107

bezbojna otopina Knest[Ag(NH3)2]+ = 1,0x10-7

Nastajanje kompleksa uključuje ravnotežne stupnjeve koji se mogu izraziti konstantama ravnoteže:

Ag+ + NH3 ⇄ [Ag(NH3)]+ Kst1 = [Ag(NH3)

+]/([Ag+][NH3]) = 1,6x103

[Ag(NH3)]+ + NH3 ⇄ [Ag(NH3)2]

+

Kst2 = [Ag(NH3)2+]/([Ag(NH3)

+][NH3]) = 6,3x103

(Pazi: Kst1 < Kst2 za razliku od većine kompleksa s monodentatnim ligandima!)

Dakle svaki korak ima svoju konstantu ravnoteže. To su konstante stabilnosti ili konstante nastajanja (formiranja) kompleksa. Često se reakcije kompleksacije pišu inverzno kao disocijacijske reakcije:

[Ag(NH3)]+ ⇄ Ag+ + NH3 Knest1 = 1/Kst1 = ([Ag+][NH3])/[Ag(NH3)

+]

Knest je konstanta nestabilnosti ili konstanta disocijacije kompleksa. Nije važno koja se konstanta piše ako se njihove vrijednosti (npr., iz tablica) koriste ispravno. Konstanta stabilnosti i konstanta nestabilnosti su meñusobno recipročne. Tako, npr., [Ag(NH3)2]

+ ima takvu konstantu (ne)stabilnosti (log Kst = pKnest = 7,03) da je dovoljno Ag+ u otopini da se istaloži s J- u AgJ.

Primjeri:

Cu2+ + 4NH3 ⇄ [Cu(NH3)4]2+ azurno modar

Cd2+ + 6NH3 ⇄ [Cd(NH3)6]2+ bezbojan

Ni2+ + 6NH3 ⇄ [Ni(NH3)6]2+ modar

Analitički su značajni i oktaedrijski kompleksi Cr3+ i Zn2+ s NH3 (vidi tablicu IV.1. i str. 60, 91, 184). Cr3+ s NH3 daje unutrašnje orbitalni, visoko spinski kompleks dok Zn2+ s NH3 daje vanjsko orbitalni, nisko spinski i manje stabilan kompleks.

91

PODSJETNIK:

[Cr(NH3)6]3+ je unutarnje orbitalni (d2sp3 hibridizacija), visoko spinski kompleks, jako paramagnetičan,

tamno ljubičast:

24Cr 1s22s22p63s23p63d54s1 (Ar 3d54s1) Cr3+ Ar 3d3

3d 4s 4p

[Cr(NH3)6]

3+

Cr3+

6 NH3

[Zn(NH3)6]2+ je vanjsko orbitalni (sp3d2 hibridizacija), nisko spinski, dijamagnetičan, bezbojan kompleks:

30Zn 1s22s22p63s23p63d104s2 (Ar 3d104s2) Zn2+ Ar 3d10

3d 4s 4p 4d

[Zn(NH3)6]

2+

Zn2+

6 NH3

Nastajanje bezbojnog kompleksa cinka temelj je različitosti u ponašanju amfoternog hidroksida cinka od onog aluminija u amonijaku (vidi str. 60). Cinkov hidroksid lako se otapa u suvišku amonijaka:

Zn(OH)2 + 6NH3 ⇄ [Zn(NH3)6]2+ + 2OH-

Analitički su zanimljivi i oktaedrijski kompleksi [Co(NH3)6]2+ i [Co(NH3)6]

3+ (vidi str. 77):

92

PODSJETNIK:

[Co(NH3)6]2+ je unutarnje orbitalni (d2sp3 hibridizacija), nisko spinski, paramagnetičan, crvenkast

kompleks:

27Co 1s22s22p63s23p63d74s2 (Ar 3d74s2) Co2+ Ar 3d7

3d 4s 4p 4d

[Co(NH3)6]

2+

Co2+

6 NH3

Co2+

[Co(NH3)6]3+ je unutarnje orbitalni (d2sp3 hibridizacija), nisko spinski, dijamagnetičan, žuto obojen

kompleks: Co3+ Ar 3d6

3d 4s 4p 4d

[Co(NH3)6]

3+

Co3+

6 NH3

Svi metalni ioni koji stvaraju komplekse s amonijakom grade komplekse i s piridinom što se mnogo primjenjuje u analitičkoj kemiji u postupcima ekstrakcije.

5. Kompleksi sa cijanidom

Različite komplekse s CN- [(:C≡N:)-, veže se preko C], stvaraju svi prijelazni metali, npr., Ag+, Cd2+, Ni2+, Zn2+, ioni bakra, žive, željeza, kobalta:

B+ + 2CN- ⇄ [B(CN)2]- (Ag+, Au+)

B2+ + 4CN- ⇄ [B(CN)4]2- (Hg2+, Cd2+, Ni2+, Zn2+)

B2+ + 6CN- ⇄ [B(CN)6]4- (Fe2+, Co2+, Mn2+)

B3+ + 6CN- ⇄ [B(CN)6]3- (Fe3+, Cr3+ ili Co3+)

Nešto drugačije reagira Cu2+:

Cu2+ + 2CN- ⇄ Cu(CN)2 → CuCN + 1/2(CN)2

žuti talog bijeli talog

93

CuCN + 3CN- ⇄ [Cu(CN)4]3- log Kst = 30,30

bezbojna otopina, tetraedrijski kompleks

Cd2+ + 2CN- ⇄ Cd(CN)2

bijeli talog

Cd(CN)2 + 2CN- ⇄ [Cd(CN)4]2- log Kst = 18,45

bezbojna otopina

Cd2+: 48 - 2 = 46 + 8 = 54Xe (V. perioda)

Cu+: 29 - 1 = 28 + 8 = 36Kr (IV. perioda)

Kst[Cu(CN)4]3- >> Kst[Cd(CN)4]2- log Kst[Cu(CN)4]3- > log Kst[Cd(CN)4]2-

Ag+ + CN- ⇄ AgCN

bijeli talog

AgCN + CN- ⇄ [Ag(CN)2]-

bezbojna otopina

Hg2+ + 2CN- ⇄ Hg(CN)2

Hg(CN)2 + 2CN- ⇄ [Hg(CN)4]2-

Fe3+ + 3CN- ⇄ Fe(CN)3

smeñe-crveni talog

Fe(CN)3 + 3CN- ⇄ [Fe(CN)6]3- 26 - 3 = 23 + 12 = 35

žuto-smeña otopina log Kst = 42

Fe2+ + 2CN- ⇄ Fe(CN)2

smeñi talog

Fe(CN)2 + 4CN- ⇄ [Fe(CN)6]4- 26 - 2 = 24 + 12 = 36Kr

žuta otopina log Kst = 35,00

Zn2+ + 2CN- ⇄ Zn(CN)2

Zn(CN)2 + 2CN- ⇄ [Zn(CN)4]2-

Ni2+ + 2CN- ⇄ Ni(CN)2

94

Ni(CN)2 + 2CN- ⇄ [Ni(CN)4]2-

Cijano kompleksi puno se koriste u analitičkoj kemiji pri odjeljivanju kationa, dokazivanju, maskiranju (Cd2+ i Cu2+, i dr.), odreñivanju (CN-), itd. Oktaedrijski kompleksi [Fe(CN)6]

4- i [Fe(CN)6]3- vrlo su važni analitički reagensi koji stvaraju obojene

produkte s mnogim kationima i služe za njihovo dokazivanje, npr., s ionima željeza, Cu2+, Zn2+:

2Zn2+ + [Fe(CN)6]4- ⇄ Zn2[Fe(CN)6] bijeli talog, a s [Fe(CN)6]

3- narančasti

2Cu2+ + [Fe(CN)6]4- ⇄ Cu2[Fe(CN)6] tamno crveni talog

ili sudjeluju u redoks reakcijama (npr., pri oksidaciji jodid iona u jod, vidi str. 16) i reakcijama nastajanja modrog produkta KFeIII [FeII(CN)6]xH2O kod karakterizacije valentnog stanja Fe(II/III) (vidi str. 119).

PODSJETNIK:

[Fe(CN)6]3- unutarnje orbitalni (d2sp3 hibridizacija), nisko spinski, slabo paramagnetičan kompleks,

log Kst = 42, žuto-smeña otopina:

26Fe 1s22s22p63s23p63d64s2 (Ar 3d64s2)

Fe3+ Ar 3d5

3d 4s 4p

[Fe(CN)6]

3-

Fe3+

6 CN-

[Fe(CN)6] 4- unutarnje orbitalni (d2sp3 hibridizacija), nisko spinski, dijamagnetičan kompleks, log Kst =

35,00, žuta otopina. U ovom kompleksu Fe2+ postiže konfiguraciju 36Kr: Fe2+ Ar 3d6

3d 4s 4p

[Fe(CN)6]

4-

Fe2+

6 CN-

95

..

..

[Ag(CN)2]- vanjsko orbitalni (sp hibridizacija), linearni, nisko spinski, dijamagnetičan, bezbojan kompleks:

47Ag 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1 (Kr 4d105s1) Ag+ Kr 4d10

4d 5s 5p

[Ag(CN)2]

-

Ag+

2 CN-

[Au(CN)2]- vanjsko orbitalni (sp hibridizacija), linearni, nisko spinski, dijamagnetičan, bezbojan kompleks:

79Au 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s1 (Xe 4f145d106s1) Au+ Xe4f145d10

5d 6s 6p

[Au(CN)2]

-

Au+

2 CN-

6. Kompleksi s tiocijanatom

Tiocijanat (-S-C≡N:)- je ambidentatni ligand koji tvori analitički značajne, intenzivno obojene ali slabo stabilne komplekse [npr., s ionom molibdena, s Co2+ i s Fe3+ (vidi str. 16, 180-181, vidi i Maskiranje i demaskiranje)] u kojima zavisno o koncentraciji reaktanta broj tiocijanatnih iona varira. Npr.

Fe3+ + SCN- → FeSCN2+ do [Fe(SCN)6]3- tamno crven topljivi kompleks

7. Kompleksi s tiosulfatom

Relativno stabilne komplekse s tiosulfatom grade Ag+, Pb2+, Cu+, Hg2+, Bi3+, Cd2+, Fe3+:

Ag+ + 2S2O32- ⇄ [Ag(S2O3)2]

3-

Ion bakra veže se u kompleks uz prethodnu redukciju:

2Cu2+ + 2S2O32- ⇄ 2Cu+ + S4O6

2- +1e/2 -2e

Cu+ + 2S2O32- ⇄ [Cu(S2O3)2]

3- stabilan kompleks s Cu+

96

Demaskiranje bakra temelji se na na tvorbi slabo stabilnog kompleksa s Cu2+ (vidi str. 189).

8. Kompleksi sa sulfidom

Tiokomplekse grade ioni arsena, kositra i stibija. Tako, npr., otapanjem As2S3 u NH4-sulfidu nastaje tioarsenit a otapanjem u NH4-polisulfidu tioarsenat ion (vidi Amfoternost). Za analogne reakcije stibija vidi Redoks reakcije.

IV.1.4. KOMPLEKSI S ORGANSKIM BIDENTATNIM I POLIDENTATNIM LIGANDIMA

Metalni ioni stvaraju komplekse s organskim molekulama koje danas zauzimaju vrlo važno mjesto u raznim područjima kemijske znanosti. Kao organski ligandi dolaze molekule i ioni koji sadrže O, S, N, P tako vezane da svojim elektronskim parom mogu stvoriti kovalentnu vezu sa središnjim atomom. Općenito su poznati organski ligandi:

1. ioni: C2O42-, C4H4O6

2- (tartarat), H2N-CH2-COO- (glicinat), ioni aminopolikarbonskih kiselina, npr., iminodioctene kiseline [HN(CH2COOH)2], nitrilotrioctene kiseline [N(CH2COOH)3], etilendiamintetraoctene kiseline [(CH2COOH)2N(CH2)2N(CH2COOH)2], itd.

2. molekule: H2N-CH2-CH2-NH2 (etilendiamin), trietilentetraamin (trien), 1,10-fenantrolin, α,α'-dipiridil, itd.

Ligandi s 2 ili više donorskih atoma mogu se vezati s 2 i više kovalentnih veza i na taj način sasvim obuhvatiti središnji atom. G. T. Morgan i H. D. K. Drew nazvali su ove kompleksne spojeve kelatima.

Kelati, kelatni i entropijski efekt

Kelati su kompleksi nastali s polidentatnim ligandima u kojima je više od jednog donorskog atoma vezano na isti središnji atom. Prstenaste su strukture i odlikuju se visokom stabilnošću zbog čega imaju veliku analitičku primjenu. Najstabilniji su peteročlani ili šesteročlani prstenovi: naprezanja u prstenovima su tada minimalna a ako metalni ion i ligand grade više ovakvih prstenova stabilnost kelata se povećava. Stabilnost kelata je općenito veća od one ostalih kompleksa za nekoliko redova veličine što je posljedica kelatnog i entropijskog efekta.

Mogu nastati bezbojni ili obojeni topljivi kelati ili različito obojeni talozi. Kelati mogu biti nenabijeni ili mogu nositi pozitivan ili negativan naboj. Nabijeni kelati, npr., pozitivno nabijeni kelati željeza s 1,10-fenantrolinom i negativno nabijeni EDTA kelati kao i oni koji sadrže hidrofilne skupine kao što je sulfonska grupa -SO3

- su topljivi u vodi. Nenabijeni kelati koji ne sadrže hidrofilne grupe su netopljivi u vodi, npr., Ni-dimetilglioksimat.

Ako za primjer uzmemo bidentatni ligand, onda reakcija kompleksacije teče u 2 stupnja:

97

H2N (CH2)2

[Cu(H2O)4]2+ + H2NCH2CH2NH2 ⇄ H2O Cu NH2 + 2H2O

etilendiamin H2O

H2N (CH2)2 H2N (CH2)2

H2O Cu NH2 + H2NCH2CH2NH2 ⇄ H2N Cu NH2 + 2H2O

H2O (H2C)2 NH2

ili sumarno shematski:

L

B + 2 :L-L: ⇄ L B L

L

metalni kelat

Na taj način od jedne četverostupanjske reakcije dobili smo dvostupanjsku, a stabilnost nastalog kompleksa znatno je veća od one tetraaminskog kompleksa.

Ako bi sada primijenili ligand s 4 slobodna elektronska para (tetradentatni) reakcija bi se odvijala u jednom stupnju, nastao bi 1:1 kelatni kompleks velike konstante stabilnosti:

[Cu(H2O)4]2+ + H2N-(CH2)2-HN-(CH2)2-NH-(CH2)2-NH2 ⇄

trietilentetraamin (trien)

H2N (CH2)2

H2N Cu NH + 4H2O

(H2C)2 NH (CH2)2 ili shematski:

L

B + :L-L-L-L : ⇄ L B L

L

metalni kelat

.. ..

2+

2+

2+ 2+

98

Nestabilnost kompleksa govori općenito o istiskivanju liganda iz koordinacijske sfere molekulama otapala. Zbog toga, ako jedna molekula otapala i uñe u sferu koordinacije polidentatni ligand ostaje svojim drugim dijelom u sferi što pridonosi stabilnosti kompleksa. Ovako se tumači velika stabilnost kelata. Osim toga stabilnost kelatnog kompleksa uzrokovana je potpunijom dehidratacijom središnjeg iona jer jedan polidentatni ligand istisne više molekula otapala. Npr.:

[Cu(H2O)4]2+ + NH3 ⇄ [Cu(H2O)3NH3]

2+ + H2O

[Cu(H2O)4]2+ + en ⇄ [Cu(H2O)2en]2+ + 2H2O en – etilendiamin

[Cu(H2O)4]2+ + NTA3- ⇄ [CuNTA]- + 4H2O NTA - nitrilotrioctena kiselina

Stabilnost kompleksa ovisi o razlici u energiji izmeñu reaktanata tj. središnjeg metalnog atoma i liganda te produkta (nastalog kompleksa). Što je nastali kompleks stabilniji to ima niži sadržaj energije. Monodentatni ligandi vežu se za središnji metalni atom u sukcesivnim koracima pri čemu svaki korak uključuje približno jednaku promjenu entalpije za razliku od polidentatnih liganada koji se inkorporiraju u jednom koraku uključujući veću promjenu entalpije. Zato je kelat stabilniji od sličnog kompleksa sastavljenog od monodentatnih liganada.

H2N-(H2C)2 (CH2)2-NH2

N-(CH2)2-N

H2N-(H2C)2 (CH2)2-NH2

pentaetilenheksaamin (penten) H3N NH3 NH3

Ni Ni(II)-heksaamino kompleks

H3N NH3 NH3

H2N NH2 NH2

(H2C)2 (CH2)2 Ni (CH2)2 Ni(II)-penten kompleks

N (CH2)2 N

(CH2)2

NH2

2+

2+

99

U prvom kompleksu uključene su pojedinačne molekule NH3 dok su u drugom amino grupe vezane preko -CH2-CH2- lanaca. Razlika u stabilnosti može se objasniti time što se jedan izolirani ligand može lako ukloniti, npr., u koliziji s molekulom vode ili zbog termičkog gibanja. U drugom slučaju potrebno je istovremeno maknuti 6 atoma dušika povezanih ugljikovodikovim lancima u pentenu. Dakle, svaki koordinacijski vezani dušik teže je istisnuti iz već nastalog kompleksa nego NH3 jer će još uvijek drugi ostati vezan; ako jedna veza pukne polidentatni ligand se drži s drugom pa je stabilnost povećana. Numerička procjena kelatnog efekta dobiva se iz razlike u konstantama stabilnosti kompleksa istog metala s polidentatnim i monodentatnim ligandima s istim donorskim skupinama. Npr., Ni(II)-heksaamino kompleks ima log Kst od 8,90 dok Ni(II)-penten kompleks ima log Kst 19,3. Nadalje, kumulativna konstanta stabilnosti kompleksa [Cu(NH3)4]

2+ iznosi log Kst = 12,59 (log Kst1 = 4,13, log Kst2 = 3,48, log Kst3 = 2,87, log Kst4 = 2,11), ona kompleksa Cu-etilendiamin log Kst = 20,03 (log Kst1 = 10,72, log Kst2 = 9,31), a konstanta stabilnosti Cu-triena iznosi log Kst = 20,5. Stabilnost Cu-triena gotovo je 108 puta veća od stabilnosti kompleksa [Cu(NH3)4]

2+!

Povećana stabilnost kelata tumači se i time da ako jedan dušik iz bi- ili tetradentatnog liganda reagira s metalnim ionom drugi je u neposrednoj blizini i veza metal-N se uspostavlja brže i jednostavnije nego pri ulasku druge molekule NH3 koja se mora približiti s neke udaljenosti i vezati. Kao što je već rečeno pri kelataciji s polidentatnim ligandom dolazi i do potpune dehidratacije središnjeg metalnog iona u jednom koraku.

Formiranje kompleksa metalnog iona s polidentatnim ligandom može se opisati kao:

[B(H2O)m]n+ + Y4- ⇄ [BY]n-4 + mH2O

Nastajanje kelata nastoji povećati nered sustava (2 entiteta konvertirana su u m+1 entitet), dakle entropija je povećana (entropijski efekt). Kako ovo dovodi do pada entalpije to doprinosi povećanoj stabilnosti kelata.

Kelati nastaju izmeñu metalnog iona i liganda koji je organska molekula a može posjedovati dvije vrste grupa:

1. grupe kiselog karaktera koje sadrže vodik koji se može zamijeniti s metalom uz nastajanje kovalentne veze, npr., -COOH, -OH, -SO3H, itd.;

2. grupe bazičnog karaktera koje sadrže slobodan elektronski par sposoban da stvara donorsku vezu: amino -NH2, imino =NH, tercijarni dušik =N-, oksimske =NOH, karbonilne C=O, itd.

Ligandi koji sadrže i kisele i bazične skupine mogu tvoriti električki neutralne kelate, npr., dimetilglioksim koji s Ni2+ tvori kompleks s peteročlanim prstenovima dodatno stabiliziran vodikovim mostovima kao ružičasto-crveni voluminozni talog (vidi str. 16). Najjednostavniji organski ligand je glicin, aminooctena kiselina, gdje vodik iz karboksilne skupine odlazi i izmeñu metalnog iona i kisika ostvaruje se kovalentna veza, a dušik iz -NH2 grupe daje svoj slobodni elektronski par:

100

O O H2N CH2

2 H2N-CH2-C + Cu2+ ⇄ O = C Cu C = O + 2H+

OH H2C NH2 O

glicin modar kelat

Npr., ligand acetilaceton podvrgnut je keto-enolnoj tautomeriji:

O O OH O

H3C-C-CH2-C-CH3 ս H3C-C=CH-C-CH3

keto oblik enolni oblik

a enolni oblik acetilacetona kelatira:

OH O H3C-C = O O - C-CH3

2 H3C-C=CH-C-CH3 + Cu2+ ⇄ HC Cu CH + 2H+

H3C-C - O O = C-CH3

kvadratno planarni modri kelat

Acetilaceton s berilijem gradi tetraedrijski a s aluminijem oktaedrijski kompleks. U kiselim otopinama gradi s Fe3+ crveni kelat (analogno reakciji fenola); ta je reakcija temelj dokazivanja (može se dokazati 1 µg Fe ST-om) ili odreñivanja feri iona. Reakciju smetaju Hg2

2+, UO22+ i titan, dok Fe2+ s acetilacetonom daje žuto obojenje.

Ligandi s kiselim skupinama daju električki neutralne ili nabijene kelate, katione ili anione. Kelatni anioni nastaju onda kada u organskom ligandu postoji veći broj kiselih grupa nego što odgovara pozitivnom naboju metalnog iona. Takvi ligandi mogu biti različiti fenoli; ako se uz fenolsku skupinu u orto položaju nalazi još koja kisela skupina ona pojačava boju i daje veću stabilnost kompleksa. Npr., tiron, salicilna kiselina i topljiva 5-sulfosalicilna kiselina reagiraju s Fe3+ dajući topljive komplekse čija boja ovisi o kiselosti medija, te mogu služiti i kao analitički reagensi i kao metalokromni indikatori (vidi str. 55):

R2- [FeR]+ [FeR2]- [FeR3]

3- pH=1-3 pH=3-5 alkalno

salicilat crveno-ljubičast rumeno-crven narančasto-žut

difenolat modro-zelen modro-ljubičast narančasto-crven

Najstabilniji kompleksi su tipa [FeR3]3-.

Ljubičasto do crveno-ljubičasto obojenje u slabo kiselom mediju odgovara kompleksu salicilne kiseline s Fe3+ (vidi tablice III.1. i IV.2.):

101

O3S

3

9-

O Fe

SO3 O

Ovakav kompleks ne daje Fe2+ kojeg prethodno treba oksidirati, npr., s peroksodisulfatom. Reakciju Fe3+ moguće je maskirati s fluorid ionom. Na ovoj se reakciji temelji spektrometrijsko odreñivanje salicilne kiseline kao onečišćenja u acetilsalicilnoj kiselini i njezinim pripravcima, dokazivanja salicilne i sulfosalicilne kiseline (vidi Granične vrijednosti utvrñivanja, vidi i Primjena ionskih izmjenjivača) te spektrometrijsko odreñivanja željeza u pH području 2,6-2,8. Reakcija je selektivna jer smeta samo Ti4+. Izvedena kao reakcija u kapi ova reakcija ima vrijednost pD od 5,5. Dokazivanje željeza moguće je provesti i reakcijom u kapi na filter papiru impregniranom salicilnom kiselinom. Primjenom 5-sulfosalicilne kiseline (vidi tablicu III.1.) moguće je dokazati 100 ng željeza reakcijom u kapi odnosno 40 ng željeza reakcijom u kapi na smoli ili ga odrediti spektrometrijski.

Difenol, tiron (1,2-dihidroksibenzen-3,5-disulfonska kiselina ili katehol-3,5-disulfonska kiselina) (vidi tablice III.1. i IV.2.), daje crveni, stabilni anionski kompleks s Fe(III) u alkalnom mediju (pKnest = 46,9):

Reakcijom u kapi postiže se granica identifikacije od 50 ng (pD = 6) a reakcijom u kapi na smoli granica identifikacije od 8 ng željeza! (vidi Granične vrijednosti utvrñivanja, vidi i Primjena ionskih izmjenjivača). Ova reakcija je i temelj spektrometrijskog odreñivanja željeza.

Slijedeću reakciju daju spojevi s najmanje dvije -OH skupine a služi dokazivanju glicerola:

CH2OH CH2OH

CHOH + Cu(OH)2 ⇄ CHO Cu + 2H2O

CH2OH CH2O

glicerol azurno modri kompleks

Analitički vrlo značajan je i kompleks Fe3+ s feronom (8-hidroksikinolin-7-jodo-5-sulfonska kiselina):

+

O

C O O Fe

O

102

SO3- SO3

3-

3 + Fe3+ ⇄ + 3H+

J J OH O

Fe/3 3

feron zeleni kelat

Ovom reakcijom na Fe3+ (Fe2+ ju ne daje!) nastaje negativno nabijeni kompleks zbog dobro disociranih sulfonsko kiselih skupina. Ako se reakcija izvodi kao reakcija u kapi na Feiglovoj pločici postiže se granica identifikacije od 0,5 µg Fe3+ (vidi tablicu I.3., vidi i Primjena ionskih izmjenjivača) a ako se izvodi reakcijom u kapi na smoli LI se spušta čak na 2 ng Fe3+! Visoku selektivnost reakcije s Fe3+ može se postići odnosno izbjeći smetnja Al3+, Zn2+ i PO4

3- ekstrakcijom zelenog kelata u obliku ionskog asocijata s tetrabutil amonijevim acetatom u izoamilni alkohol (vidi Sustavi tekuće-tekuće).

Hidroksamske kiseline su biološki važni spojevi ali i važni analitički reagensi. To su organski ligandi koji reagiraju s nizom metalnih iona dajući karakteristično obojene i stabilne kelate koji su temelj postupaka dokazivanja ili odreñivanja. Hidroksamske kiseline se odlikuju amidnom strukturom i slabo kiselim karakterom (pKk oko 9). Općenita struktura hidroksamskih kiselina je slijedeća:

R1 – N – OH R1 – vodik ili radikal, R2 – radikal

R2 – C = O

Npr., cimethidroksamska kiselina je monohidroksamska kiselina i bidentatni ligand, koja s Fe3+ u kiselom mediju daje crveni do ljubičasti neutralni kompleks a koji je temelj dokazivanja željeza reakcijom u kapi ili volumetrijskog odreñivanja:

H – N – OH H – N – O 3 + Fe3+ ⇄ Fe/3 + 3H+

CH = CH – C = O CH = CH – C = O 3

Trihidroksamska kiselina, desferioksamin B, komercijalno je poznat kao farmaceutski preparat (Desferal®, deferoksamin mesilat, kelator željeza) a služi i kao osjetljivi analitički reagens za dokazivanje i odreñivanje iona željeza i vanadija. Reakcijom u kapi moguće je dokazati 29 ng a reakcijom u kapi na smoli samo 0,3 ng željeza (vidi Granične vrijednosti utvrñivanja, vidi i Primjena ionskih izmjenjivača).

PAN [1-(2-piridilazo)-2-naftol] i PAR [4-(2-piridilazo)-rezorcinol] su heterocikličke azo boje koje imaju ulogu tridentatnih liganada te su važni analitički reagensi i metalokromni indikatori (vidi tablice I.3., IV.3., vidi i Primjena ionskih izmjenjivača). Oni služe dokazivanju mnogih metalnih iona s kojima tvore u vodi netopljive, obojene komplekse. Ovakve reakcije mogu poslužiti i za opća ispitivanja na

N N

103

teške metale kao onečišćenje u raznim pripravcima, npr., lijekovima. Uvoñenjem ovih reagenasa u matricu ionskog izmjenjivača dobiva se kelatirajući ionski izmjenjivač koji omogućuje dokazivanje nanogramskih masa metalnih iona. Reakcije obaju reagenasa s metalnim ionima temelj su i postupaka spektrometrijskih odreñivanja (vidi str. 179).

Tablica IV.3. PAN i PAR u dokazivanju nekih metalnih iona RST-om na kationsko-izmjenjivačkoj smoli PAN PAR

Analit Boja LI

(ng u 0,04 cm3) Boja

LI (ng u 0,04 cm3)

Co2+ Modro-zeleno 0,2 Sivo 0,08

Cu2+ Crveno-ljubičasto 0,16 Ljubičasto-ružičasto 0,2

Fe3+ Smeñe-ljubičasto 0,16 Crveno-smeñe 0,08

Ni2+ Ljubičasto-ružičasto

0,1 - -

Hg2+ Crveno 3,2 Narančasto-smeñe 32

Primjenom ionsko-izmjenjivačkih smola (vidi Granične vrijednosti utvrñivanja, vidi i Primjena ionskih izmjenjivača) povećava se selektivnost i osjetljivost reakcija izmeñu metalnih iona i PAR-a ili PAN-a. Reakcije u kapi na kiseloj smoli omogućuju osjetljivo dokazivanje metalnih iona važnih u kontroli kakvoće lijekova (vidi tablicu IV.3.).

Ako organska molekula sadrži najmanje dvije bazične grupe u pogodnom položaju a ne sadrži kisele grupe reakcijom s metalnim ionom mogu nastati kelatni kationi kakvi su, npr., kelati bakra s etilendiaminom i trietilentetraaminom (trienom). Analitički su važni i stabilni obojeni kelatni kationi željeza s 1,10-fenantrolinom:

⇄ + e-

crven (feroin) blijedo modar

Kompleks Fe(II) s 1,10-fenantrolinom i s njegovim 5-nitro derivatom važni su redoks indikatori. 1,10-fenantrolin reagira i s Cu+.

Uvoñenje supstituenata u molekulu liganda utječe na stabilnost kompleksa zbog promjene gustoće elektrona ili zbog steričkih faktora. Npr., 1,10-fenantrolin daje s Fe2+ stabilan crveno obojeni kompleks koji zbog svojih konjugiranih π-veza djeluje kao snažan π-akceptor. Uvoñenjem -NO2, -SO3H, itd., raste stabilnost kompleksa. Ako se uvedu -CH3 skupine u položaje 2 i 9 nastaju steričke smetnje i ne nastaje kompleks sa željezom. Istovremeno s Cu+ čiji je koordinacijski broj 4 daje stabilan i obojen kompleks [CuL2]

+ jer u tetraedrijskom kompleksu -CH3 skupine jedna drugoj ne smetaju:

N

N Fe

3

2+

N

N Fe

3

3+

104

2 + Cu+ ⇄

2,9-dimetil-1,10-fenantrolin (neokuproin)

2,9-dimetil-1,10-fenantrolin + Fe2+ → ∅

Analitički je važna i reakcija nastajanja žutog kelatnog kationa bizmuta s tioureom:

Bi3+ + n SC(NH2)2 ⇄ {Bi[SC(NH2)2]n}3+

Ovu selektivnu reakciju dokazivanja bizmuta izvodi se kao reakciju u kapi na filter papiru ili na granulama ionskog izmjenjivača (vidi Granične vrijednosti utvrñivanja, vidi i Primjena ionskih izmjenjivača).

Alkalna otopina biureta oboji se dodatkom bakrenog sulfata ljubičasto-ružičasto zbog nastajanja koordinacijskog spoja s Cu(II) ionom u kojem su amino skupine zamijenile četiri molekule vode iz hidratiziranog iona bakra:

O=C - NH2 O=C – NH2 NH2 - C=O 2+

2 HN + [Cu(H2O)4]2+⇄ HN Cu NH + 4H2O

O=C - NH2 O=C - NH2 NH2 - C=O

biuret

Lužina uklanja s aminoskupina dva protona dajući najprije netopljiv neutralni kompleks, a zatim još dva protona, dajući sol koja se otapa u vodi. Biuret reakcija služi dokazivanju i spektrometrijskom odreñivanju uree ali ju daju i proteini i peptidi jer peptidna veza u proteinima može dovesti do stabilnog kompleksa s bakrom u kojem nastaju peteročlani prstenovi.

Specifičnu reakciju iona dvovalentnog željeza s bidentatnim ligandom α,α'-dipiridilom (vidi Reakcije karakterizacije valentnog stanja) možemo iskoristiti i za dokazivanje Fe3+ nakon njegove redukcije s tioglikolnom kiselinom; reakcijom u kapi moguće je dokazati 30 ng a reakcijom u kapi na smoli 5 ng željeza (vidi Granične vrijednosti utvrñivanja, vidi i Primjena ionskih izmjenjivača):

N

CH3

CH3

N

N Cu

2

+ CH3

CH3

N

105

S-CH2-COO- 2Fe3+ + 2HS-CH2-COO- ⇄ 2Fe2+ + 2H+ + S-CH2-COO-

tioglikolna kiselina ditioglikolna kiselina (merkaptooctena kiselina)

U amonijakalnom mediju Fe2+ daje s tioglikolnom kiselinom crveno-ljubičasti kompleks, [Fe(SCH2COO)2]

2-, na temelju kojeg je moguće provesti osjetljivo dokazivanje ili spektrometrijsko odreñivanje ukupnog željeza.

Jednu od najvažnijih skupina kelatnih kompleksa, pretežito anione, čine kompleksi metalnih iona s aminopolikarbonskim kiselinama, kompleksonima ili kelonima, koje je u analitičku praksu uveo švicarski kemičar G. Schwarzenbach. Najznačajniji predstavnik te grupe je etilendiamin tetraoctena kiselina (npr., kao di-Na sol) a najjednostavniji je iminodioctena kiselina:

CH2COOH CH2COOH HOOCH2C CH2COOH HN N-CH2COOH N-CH2-CH2-N CH2COOH CH2COOH HOOCH2C CH2COOH

iminodioctena kiselina nitrilotrioctena kiselina etilendiamin tetraoctena kiselina (IDA) (NTA) (H4Y)

Najčešće primjenjivan reagens za maskiranje iona je EDTA (vidi Maskiranje i demaskiranje) koja stvara bezbojne kelate. Ona ima šest funkcionalnih skupina, to je ionski ligand, reagira s metalnim ionima u omjeru 1:1 i koristi se u kompleksometriji. EDTA ili H4Y jeste tetraprotonska kiselina pa se može koristiti kao primjer polidentatnog liganda na koji utječe pH:

H4Y + H2O ⇄ H3Y- + H3O

+

H3Y- + H2O ⇄ H2Y

2- + H3O+

H2Y2- + H2O ⇄ HY3- + H3O

+

HY3- + H2O ⇄ Y4- + H3O+

Odgovarajuće konstante ravnoteže su:

Kk4 = ([Y4-][H3O+])/[HY 3-] = 4,57x10-11 (mol dm-3)

[HY3-] = ([Y4-][H3O+])/Kk4

Kk3 = ([HY3-][H3O+])/[H2Y

2-] = 5,75x10-7 (mol dm-3)

[H2Y2-] = ([HY3-][H3O

+])/Kk3 = ([H3O+]2[Y4-])/(Kk3

.Kk4)

Kk2 = (H2Y2-][H3O

+])/[H3Y-] = 1,78x10-3 (mol dm-3)

106

[H3Y-] = ([H2Y

2-][H3O+])/Kk2 = ([H3O

+]3[Y4-])/(Kk2.Kk3

.Kk4)

Kk1 = (H3Y-][H3O

+])/[H4Y] = 8,51x10-3 (mol dm-3)

[H4Y] = ([H3Y-] [H3O

+])/Kk1 = ([H3O+]4[Y4-])/(Kk1

.Kk2.Kk3

.Kk4)

Kk1 > Kk2 » Kk3 » Kk4

Ako ukupnu koncentraciju slobodne ili nekompleksirane EDTA u svim oblicima prikažemo kao [EDTA]uk za balans masa vrijedi:

[EDTA]uk = [Y4-] + [HY3-] + [H2Y2-] + [H3Y

-] + [H4Y]

Supstitucijom gornjih četiriju izraza za koncentracije pojedinih vrsti EDTA dobiva se:

[EDTA] uk =

[Y4-]{1+[H3O+]/Kk4+[H3O

+]2/(Kk3Kk4)+[H3O+]3/(Kk2Kk3Kk4)+[H3O

+]4/(Kk1Kk2Kk3Kk4)}

α

Ako izraz u vitičastoj zagradi označimo kao α proizlazi:

[EDTA]uk = α [Y4-]

[Y4-] = [EDTA]uk/α

što predstavlja raspoloživost liganda Y4- za kompleksaciju. Ona je očito u funkciji α odnosno [H3O

+]. Dakle, što je viša [H3O+] niža je raspoloživost Y4-. 1/α udio je ukupne

EDTA koja egzistira kao Y4-. (Odnos 1/α neki autori označavaju kao F4.):

[Y4-]/[EDTA] uk = 1/α

Ako promatramo reakciju kompleksacije 1:1:

Bn+ + Y4- ⇄ [BY]n-4

s konstantom ravnoteže:

Kst = [BYn-4]/([Bn+][Y 4-])

te ako supstituiramo [Y4-] dobivamo:

[BYn-4]/[Bn+][EDTA] uk = Kst/α

Vidljivo je da vrijednost Kst/α koju se često naziva uvjetnom konstantom formiranja varira s pH. Uz pad pH α raste a kondicionalna konstanta opada i reakcija postaje manje kvantitativna. S porastom pH α se približava jedinici te reakcija postiže kompletnost diktiranu s Kst. Kada je pH otopine dovoljno nizak da osigura dominaciju drugih aniona EDTA osim Y4-, npr., H2Y

2- (pH 3-6), dolazi do slijedećih reakcija kompleksacije:

H2Y2- + Bn+ ⇄ [BY]n-4 + 2H+

107

H2Y2- + B2+ ⇄ [BY]2- + 2H+

H2Y2- + B3+ ⇄ [BY]- + 2H+

H2Y2- + B4+ ⇄ [BY] + 2H+

Zbog oslobañanja H+ ove reakcije se provode uz pufer.

Npr., Cu2+ s EDTA (H2Y2-) daje vrlo stabilan, bezbojan, oktaedrijski, u vodi topljiv

kompleks:

-OOCH2C CH2COO- Cu2+ + N-(CH2)2-N ⇄ HOOCH2C CH2COOH

+ 2H+

Anionske kelate se može ponekad ekstrahirati u organska otapala u obliku ionskih asocijata s velikim hidrofobnim organskim kationima (vidi Sustavi tekuće-tekuće).

Ponekad se selektivnost kompleksirajućeg agensa može povećati manjom modifikacijom njegove strukture, npr., 2,9-dimetil-1,10-fenantrolin (str. 103-104). Nadalje, 8-hidroksikinolin (oksin) daje obojene produkte s mnogim ionima, npr., s Cu2+, odnosno taloži niz metalnih iona osim alkalija. No kontrolom kiselosti može se provesti odjeljivanje iona po skupinama:

Cu2+ + 2 ⇄ + 2H+

8-hidroksikinolin (oksin)

Meñutim s 2-metil-5-nitrozo derivatom mnogi metali ne daju produkte:

OH N O

N

Cu/2 2

2-

Cu N

N CH

CH2 CH2

CH2

CH2

CHO

O

O C

C

O

O

O

C

O O

C

108

Važna primjena oksina je za odreñivanje Mg2+ i Al 3+; dakle ne može ga se koristiti za odjeljivanje Al3+ od Mg2+. Ako se meñutim uvede metilna skupina u položaj 2 (2-metil-8-hidroksikinolin ili 8-hidroksikinaldin) on kompleksira samo s Mg2+. Metilna grupa sterički onemogućuje stvaranje kompleksa s Al3+:

Al3+ + 3 ⇄ + 3H+

zeleno-žuti kristalinični talog (ekscitacija 392 nm, fluorescencija 518 nm)

+ Al3+ → ∅

2-metil-8-hidroksikinolin (2-metiloksin, 8-hidroksikinaldin)

kinaldin (2-metilkinolin) kinaldinska kiselina (kinolin-2-karboksilna kiselina)

Npr., Zn2+ taloži se s oksinom (vidi jednadžbu na str. 9) ali i s kinaldinskom kiselinom u svrhu gravimetrijske analize ali mu smetaju bakar i kadmij. U obliku 8-hidroksikinaldinata cink je moguće selektivno istaložiti iz octeno puferiziranog medija te odijeliti od aluminija i magnezija.

Mg2+ taloži se i s 8-hidroksikinolinom (oksinom) i s 8-hidroksikinaldinom (2-metiloksinom) u alkalnom mediju uz amonijak što može poslužiti u svrhu njegove gravimetrijske analize. Za selektivno taloženje i odreñivanje magnezija s oksinom smetnje teških metala osim Cu2+, Cd2+ i Zn2+ uklanjaju se s NaOH i Na-tartaratom a one Cu2+, Cd2+ i Zn2+ taloženjem iz octeno kiselog medija. Al3+ reagira s oksinom u neutralnom i slabo kiselom mediju.

OH N H3C

NO

OH N H3C

3

O N

Al/ 3 OH

N

N H3C HOOC N

109

IV.1.5. PRIMJENA KOMPLEKSNIH SPOJEVA U KEMIJSKOJ ANALIZI

Teoretska razmatranja o kompleksima potrebna su za predviñanje reakcija u otopinama kompleksa ovisno o analitičkom cilju. Tu su mogućnosti neograničene uz upotrebu organskih reagenasa. Analitički značaj kompleksa je ogroman; njih koristimo u kvalitativnoj i kvantitativnoj analizi, za odjeljivanja (vidi Postupci odjeljivanja), maskiranja i demaskiranja (vidi Maskiranje i demaskiranje) analita. Jedna od metoda sprečavanja ili usmjeravanja taloženja je stvaranje jakih kompleksa. Primjenom odgovarajućih liganada može se povećati i selektivnost analitičkih postupaka. Tako neki ligandi stvaraju stabilne komplekse sa samo nekoliko metalnih iona. Npr., DMG čini netopljive komplekse s Ni2+, Pd2+ i Fe3+ ali i topljive komplekse s drugim ionima (Fe2+, Co2+, Cu2+) (vidi str. 16 i 18 i tablicu VIII.1.). Ioni željeza dadu se maskirati pa je DMG selektivan za Ni2+ i Pd2+.

Osjetljiva dokazivanja analita moguće je provesti stvaranjem ili razaranjem kompleksa. Stvaranje obojenog ili fluorescirajućeg kompleksa omogućuje dokazivanje pojedinog iona ili organskog spoja. Tako, npr., stvaranje kompleksa [FeSCN]2+ je dokaz prisustva Fe3+ ili SCN- (vidi str. 95 i 185). Crveno-ljubičast kompleks Zn-ditizona dokazuje prisustvo Zn2+ a žuto obojenje [BiJ4]

- karakterizira Bi3+ (vidi str. 21). Reakcije nastajanja lako ili teško topljivih obojenih kompleksnih spojeva često se izvode kao reakcije u kapi. Potonje se uspješno mogu koristiti i za dokazivanje prisustva organskih funkcionalnih skupina. Reakcije kompleksacije kojima nastaju obojeni produkti temelj su ne samo reakcija dokazivanja nego i spektrometrijskih postupaka odreñivanja iona ili molekula u vodenom mediju ili organskom otapalu.

Primjena kelata u analitičkoj je kemiji velika jer su visoke stabilnosti i često su intenzivno obojeni. Nastajanje topljivih odnosno netopljivih koordinacijskih spojeva čini i temelj niza kvantitativnih metoda analize kao što su kompleksometrijska, fluorimetrijska, gravimetrijska ili spektrometrijska odreñivanja. Tako, npr., polidentatni ligandi koji tvore nabijene, u vodi topljive kelate koriste se u volumetrijskoj analizi, a neutralni, u vodi netopljivi kelati koriste se u gravimetrijskoj analizi i ekstrakciji organskim otapalom. Odjeljivanja primjenom koordinacijskih spojeva moguće je provesti na temelju razlike u njihovim Kpt vrijednostima, ili postupcima ekstrakcije organskim otapalom, na ionskim izmjenjivačima ili na drugim nepokretnim fazama.

110

V. REDOKS REAKCIJE I REAKCIJE KARAKTERIZACIJE VALENTNOG STANJA

Vrlo važno mjesto u kemijskoj analizi pripada redoks reakcijama koje su često temelj postupaka dokazivanja, odreñivanja ili odjeljivanja.

PODSJETNIK:

Klasična definicija oksidacije je spajanje nekih tvari s kisikom ili oduzimanje vodika toj istoj tvari. Redukcija je spajanje neke tvari s vodikom ili oduzimanje kisika. Danas znamo da je to prijelaz elektrona. Ako neka tvar gubi tj. daje elektrone povećavajući svoj pozitivni naboj ona se oksidira; pri tome reducira reakcijskog partnera i ima ulogu reducensa. Oksidans je tvar koja oduzima elektrone oksidiranoj tvari tj. prima te elektrone pri čemu se sama reducira tj. smanjuje svoj pozitivni naboj. Oksidansi su elektron akceptori a reducensi elektron donori.

Redoks reakcija može se raščlaniti:

oksidacija reducens oksidans + elektron redukcija

Ovoj jednadžbi odgovarajući sustav davanja i primanja elektrona naziva se takoñer i reduktivno- oksidativni sustav (korespondirajući redoks par) ili redoks sustav. Ukupni broj primljenih i otpuštenih elektrona mora biti jednak.

Poznata oksidacijska sredstva su: H2O2, Na2O2, MnO4-, S2O8

2-, NO3-, Cr2O7

2-, CrO42-, ClO3

-, BrO3-,

JO3-, PbO2, ClO-, Cl2, Br2, a redukcijska: Sn2+, H2S, S2O3

2-, HJ, Fe2+, AsO33-. Redoks reakcije provode se u

kiselom, neutralnom ili alkalnom mediju.

Redoks sustav se analogno protolitičkom može se prikazati kao:

oks1 + red2 ⇄ red1 + oks2

Pri tome nastali oksidans i reducens su uvijek slabiji od onih koji su reagirali kao što je slučaj i s protolitima. Primjenom ZDM dobiva se:

K = ([red1][oks2])/([oks1][red2])

Analogno konjugiranom kiselo-baznom paru za svaki redoks par vrijedi: ako je oksidirani oblik redoks para jaki oksidans reducirani oblik redoks para bit će slabi reducens i obratno.

Budući da se radi o reakcijama prijenosa elektrona gledajući periodni sustav na lijevo se nalaze reducensi tj. elementi koji su elektron donori (metali) a oni čija je elektronegativnost veća (nemetali) su oksidansi tj. elektron akceptori. Oksidacijsko sredstvo je to jače što posjeduje veći afinitet za elektrone pa su metali zbog male elektronegativnosti jaka redukcijska sredstva, a fluor zbog svoje maksimalne elektronegativnosti najjače oksidacijsko sredstvo.

Reducensi su uglavnom metali koji se mogu svrstati po svojoj oksidativnoj snazi. Na taj način dobivamo elektrokemijski red napetosti. Tu su metali poredani prema veličini standardnog redoks potencijala, E0, u 1 mol dm-3 otopini pri 25 oC i u odnosu na normalnu H2-elektrodu kao referentnu točku (E0 za H2 = 0):

111

K > Ca ~ Na > Mg > Al > Mn(0/II) > Zn > Cd ~ Fe(0/II) ~ Cr(II/III) > Co(0/II) > Ni > Sn(0/II) > Pb(0/II) > Cr(0/III) > H2 > Sn(II/IV) > Cu(I/II) > Cu(0/II) > Fe(II/III) > Ag > Hg(0/II) > Au > Ce(III/IV) negativne vrijednosti E0 pozitivne vrijednosti E0 lijevi reducira desnog desni oksidira lijevog

reduktivni karakter raste, E0 pada

oksidativni karakter raste, E0 raste

Iz elektrokemijskog reda napetosti metala vidljivo je da je kalij najjači reducens a najslabiji oksidans, dok je cerij najjači oksidans a najslabiji reducens. Alkalijski metali su najjača redukcijska sredstva. Dakle, neki metal može reducirati katione koje čini bilo koji metal nadesno (ili ispod) u elektrokemijskom nizu. Oksidoredukcija teče to brže i lakše što su elementi u seriji udaljeniji.

Oksidacijska moć halogenih elemenata može se prikazati s obzirom na njihovu elektronegativnost datim slijedom. F2 je najjači oksidans a jod najslabiji meñu halogenim elementima koji se onda mogu svrstati po oksidativnim svojstvima:

F2 > Cl2 > Br2 > J2

oksidacijska moć raste

redukcijska moć raste

Zato je moguće provesti slijedeće oksidacije klorom:

Cl2 + 2Br- ⇄ Br2 + 2Cl-

+2e -2e

Cl2 + 2J- ⇄ J2 + 2Cl- +2e -2e

ali vrijedi i:

Br2 + 2J- ⇄ J2 + 2Br-

+2e -2e

Za oksidaciju elementarnim klorom danas se umjesto klorne vode koriste kisele otopine hipoklorita odnosno kloramina T (vidi str. 69) jer se u kiselom mediju odigrava slijedeća polureakcija:

2HClO + 2H+ + 2e- ⇄ Cl2 + 2H2O (E0 = +1,63 V)

a u prisustvu klorid iona disproporcioniranje:

ClO- + 2H+ + Cl- ⇄ Cl2 + H2O +1e -1e

Pomoću kloramina T u kiselom mediju moguće je oksidirati J- u J2, J2 u JO3-, Br- u Br2

(vidi Maskiranje i demaskiranje), Sn2+ u Sn4+, ili [Fe(CN)6]4- u [Fe(CN)6]

3-.

112

PRIMJERI:

Fe2+ + Ce4+ ⇄ Fe3+ + Ce3+ -1e +1e

Gornja reakcija temelj je oksidimetrijskog, cerimetrijskog, odreñivanja željeza.

Fe + Cu2+ ⇄ Fe2+ + Cu -2e +2e

Cu + 2Ag+ ⇄ Cu2+ + 2Ag -2e +1e/2

Zn + 2Fe3+ ⇄ 2Fe2+ + Zn2+

-2e +1e/2

Zn + Hg2+ ⇄ Zn2+ + Hg0

-2e +2e

Reakcije otapanja često su reakcije prijenosa elektrona. Kod otapanja metala u neoksidativnoj kiselini dolazi takoñer do redoks procesa pri čemu ioni vodika djeluju kao oksidans:

Zn + 2H+ ⇄ Zn2+ + H2 -2e +2e

Svi metali koji se mogu tako oksidirati zovu se "neplemeniti" a oni drugi "plemeniti". Iz otapanja metala u neoksidativnim kiselinama proizlazi da će se neki metal to lakše otapati što lakše otpušta elektrone valentnosti tj. što mu je afinitet prema elektronima manji. Taj se afinitet naziva elektroafinitet.

Prema tome možemo općenito kazati da jačina nekog oksidacijskog ili redukcijskog sredstva zavisi o redoks potencijalu odgovarajućeg redoks para. Ovaj se potencijal može teoretski izračunati pomoću Nernstove jednadžbe (W. Nernst). Općenito za redoks par vrijedi pri 25 oC:

E = E0 + (2,303RT/nF) log ([oks]/[red]) = E0 + (0,059/n) log ([oks]/[red])

E - redoks potencijal redoks para (V); [oks], [red] – ravnotežna koncentracija oksidiranog, reduciranog oblika redoks para, E0 - standardni redoks potencijal (V) (dobiva se kada je [oks] = [red], tj. njihov omjer = 1, tada je E = E0); R - univerzalna plinska konstanta (8,314 J K-1 mol-1); T - apsolutna temperatura (K); F - 1 Faraday = 96500 C (A s); n - broj prelazećih elektrona.

Iz jednadžbe je vidljivo da redoks potencijal raste s koncentracijom oksidiranog oblika i obratno. Takoñer što je broj izmijenjenih elektrona veći promjena potencijala je manja.

113

Kod mnogih redoks sustava redoks potencijal ovisi o [H+] (npr., kod oksidacija s Cr2O72-

i MnO4-) pa je dat jednadžbom:

E = E0 + (0,059/n) log {([oks] [H+]m)/[red]}

Npr., za reakciju:

6Fe2+ + Cr2O72- + 14H+ ⇄ 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O

-1e/6 +6e

vrijedi:

ECr2O72-/Cr3+ = E0

Cr2O72-/Cr3+ + (0,059/6) log{([Cr2O7

2-] [H+]14)/[Cr3+]2}

Znači da oksidativna moć Cr2O72- raste s porastom [H+]. Gornja reakcija temelj je

titrimetrijsklog, oksidimetrijskog odreñivanja Fe2+.

Brojčana vrijednost konstante kemijske ravnoteže pokazuje položaj redoks ravnoteže ali smjer reakcije može se predvidjeti i na temelju E0. Sustav s višim E0 će oksidirati onaj s nižim E0. Spontanost redoks reakcije kao i njezin smjer ovisi osim o E0 i o koncentracijama oksidansa, reducensa i vodikovih iona što je sve obuhvaćeno Nernstovom jednadžbom pa za općenitu redoks reakciju:

oks1 + red2 ⇄ red1 + oks2

vrijedi:

E1 = E10 + (0,059/n1) log ([oks1]/[red1])

E2 = E20 + (0,059/n2) log ([oks2]/[red2])

U ravnoteži vrijedi: E1 = E2

E10 + (0,059/n1) log ([oks1]/[red1]) = E2

0 + (0,059/n2) log ([oks2]/[red2])

Ako je n1 = n2 = n vrijedi:

E10 – E2

0 = (0,059/n) {log ([oks2]/[red2]) – log ([oks1]/[red1])}

E10 – E2

0 = (0,059/n) {log ([oks2] [red1])/([red2] [oks1])} = (0,059/n) log K

log K = [n(E10 – E2

0)]/0,059

Proizlazi da:

1. ako je E10 > E2

0, log K >0, K >1, ravnoteža je pomaknuta udesno i to utoliko više što je razlika E1

0 - E20 veća;

2. ako je E10 < E2

0, log K <0, K <1, ravnoteža je pomaknuta ulijevo i to u mjeri ovisnoj o razlici E1

0 i E20;

114

3. ako je E10 ~ E2

0, K ~ 1, uspostavljena je ravnoteža sa znatnom količinom reaktanata i produkata reakcije. Povećanjem koncentracije odgovarajućih tvari može se ravnotežu pomicati ulijevo ili udesno.

Redoks reakcije imaju velike konstante ravnoteže ali male brzine koje se mogu ubrzati katalizatorima.

Što je redoks potencijal nekog redoks para veći to je njegov oksidirani oblik jači oksidans a reducirani oblik slabiji reducens. Obratno, što je redoks potencijal nekog redoks para niži to je njegov oksidirani oblik slabiji oksidans a reducirani oblik jači reducens. Ako je E1 veći od E2 prvi sustav djeluje kao oksidans, reakcija se odvija spontano a u točki ekvivalencije se navedeni potencijali izjednače.

Jedna te ista supstancija može biti i oksidans i reducens ovisno o reakcijskom partneru, pH i drugim uvjetima reakcije. Sustavi u sredini elektrokemijskog niza mogu biti i oksidansi i reducensi. Takoñer što je viši stupanj oksidacije atoma to je on jače oksidacijsko sredstvo. Npr., kod NO3

-, MnO4-, Cr2O7

2- središnji atom ima svoju maksimalnu valenciju dok SO3

2-, AsO33- mogu biti i oksidansi i reducensi. Dakle,

elementi koji koji dolaze u više valencijskih stanja mogu svoje dvije krajnje valencije upotrijebiti tako da stvore prijelazni oblik. Prijelazni oblik može imati svojstva oksidansa i reducensa. Tako je Sn(II) prijelazni oblik izmeñu elementarnog kositra i Sn(IV):

Sn0 + Sn4+ ⇄ 2Sn2+

-2e +2e

Kositar može biti i oksidans i reducens:

kositar kao reducens:

Sn2+ + Hg2+ ⇄ Hg0 + Sn4+ -2e +2e

ili

Sn2+ + 2Hg2+ ⇄ Hg22+ + Sn4+

-2e +2e

ili

Sn2+ + 2Fe3+ ⇄ 2Fe2+ + Sn4+ -2e +1e/2

kositar kao oksidans:

Sn2+ + Zn0 ⇄ Sn0 + Zn2+ +2e -2e

115

Analogno nastaje Fe(II) kao prijelazni oblik:

Fe0 + 2Fe3+ ⇄ 3Fe2+

-2e +1e/2

Iz niza primjera koji slijede vidljivo je da i peroksidni ion (O22-) može imati ulogu i

oksidansa i reducensa, no izraženije su njegove osobine kao oksidansa.

SO32- značajnije je redukcijsko nego oksidacijsko sredstvo naročito u alkalnom

mediju:

SO32- + 2OH- ⇄ SO4

2- + H2O + 2e-

Stoga otopine sulfita nisu postojane jer dolazi do oksidacije kisikom iz zraka u sulfat:

2SO32- + O2 ⇄ 2SO4

2- -2e/2 +4e

Aktivnost MnO4- kao oksidansa ovisi o pH medija: on je najjači oksidans u kiselom

mediju; u slabo kiselom ili u bazičnom ide do MnO(OH)2 (smeñi talog) i MnO42- (zelen):

MnO4- + 8H+ + 5e-⇄ Mn2+ + 4H2O (jako kiseli medij, E0 = 1,51 V)

MnO4- + 4H+ + 3e- ⇄ MnO2 + 2H2O (slabo kiseli medij, E0 = 1,7 V)

MnO4- + 2H2O + 3e- ⇄ MnO2 + 4OH- (neutralni medij, E0 = 0,59 V)

MnO4- + 1e- ⇄ MnO4

2- (jako alkalan medij, E0 = 0,56 V)

Npr., za oksidaciju C2O42- s MnO4

- vidi str 8, a oksidacije H2O2, Cl- ili NO2- s

MnO4- odvijaju se prema slijedećim jednadžbama:

2MnO4- + 5H2O2 + 6H+ ⇄ 2Mn2+ + 8H2O + 5O2 (H2O2 kao reducens!)

+5e/2 -2e/5

2MnO4- + 10Cl- + 16H+ ⇄ 2Mn2+ + 5Cl2 + 8H2O

+5e/2 -2e/5

2MnO4- + 5NO2

- + 6H+ ⇄ 5NO3- + 2Mn2+ + 3H2O

+5e/2 -2e/5

U zasićenim otopinama metalnih sulfida S2- ioni mogu biti oksidirani do elementarnog sumpora nekim oksidansima (vidi Amfoternost, Selektivno taloženje i otapanje sulfida, Otapanje promjenom oksidacijskog stanja). Sulfidi As(III), Sb(III) i Sn(II) topljivi su u jakim oksidacijskim kiselinama a i u otopini amonij sulfida i

116

polisulfida (vidi Amfoternost). Ako je u otopini sulfida prisutan i disulfid ion dolazi do izražaja njegovo oksidacijsko djelovanje. Upravo oksidativno otapanje sulfida kationa IIb podskupine u (NH4)2S2 temelj je odjeljivanja ovih kationa od kationa IIa podskupine (vidi Selektivno taloženje i otapanje sulfida). Reakcije otapanja Sb2S3 u amonij sulfidu i u amonij polisulfidu su slijedeće:

Sb2S3 + S2- ⇄ 2[SbS2]-

Sb2S3 + S2- + 2S22- ⇄ 2[SbS4]

3- -4e +4e

Zakiseljavanjem otopine sulfosoli u gornjim ravnotežama one se pomiču ulijevo jer se S2- veže s H+ u H2S te se ponovno talože sulfidi (vidi Amfoternost), npr.:

2[SbS2]- + 2H+ → Sb2S3 + H2S

Što je metalni sulfid teže topljiv potrebno je upotrijebiti jači oksidans za njegovo otapanje jer s padom koncentracije sulfid iona redoks potencijal sustava S0/S2- postaje sve pozitivniji. Npr., ako promotrimo KptHgS (1,6x10-52), KptCuS (7,9x10-36), KptCdS (7,9x10-27) i KptFeS (5,0x10-18) vidimo da je za otapanje HgS potreban najjači oksidans a najlakše je oksidirati FeS. Tako se HgS može otopiti tek u zlatotopci (vidi Otapanje promjenom oksidacijskog stanja), CuS kuhanjem u konc. HNO3 dok se mokri FeS oksidira već atmosferskim kisikom:

PRIMJERI:

FeS + 3NO3- + 4H+ ⇄ Fe3+ + SO4

2- + 3NO + 2H2O -1e -8e +3e/3

H2O2 u amonijakalnoj otopini oksidira As2S3 u AsO43- pri čemu se oksidira i S2- u SO4

2-

ion, NiS u octeno kiseloj otopini a PbS u neutralnom mediju:

As2S3 + 14H2O2 + 12OH- ⇄ 2AsO43- + 3SO4

2- + 20H2O -4e -24e +2e/14

NiS + H2O2 + 2H+ ⇄ Ni2+ + S + 2H2O -2e +2e

PbS + 4H2O2 ⇄ PbSO4 + 4H2O -8e +2e/4

U slijedećoj reakciji s dikromat ionom u kiselom mediju, H2O2 ponovno ima ulogu reducensa:

117

Cr2O72- + 3H2O2 + 8H+ ⇄ 2Cr3+ + 3O2 + 7H2O

+6e -2e/3

PRIMJERI nekih drugih analitički značajnih redoks reakcija:

6J- + BrO3- + 6H+ ⇄ 3J2 + Br- + 3H2O

-2e/3 +6e

2J- + 2NO2- + 4H+ ⇄ J2 + 2NO + 2H2O

-2e +1e/2

6J- + Cr2O72- + 14H+ ⇄ 3J2 + 2Cr3+ + 7H2O

-2e/3 +6e

6J- + 2CrO42- + 16H+ ⇄ 3J2 + 2Cr3+ + 8H2O

-2e/3 +3e/2

u prisustvu joda sloj CHCl3 obojen je ljubičasto do ljubičasto-crveno

2J- + H2O2 + 2H+ ⇄ J2 + 2H2O -2e +2e

3ClO4- + 8NH4

+ ⇄ 3Cl- + 4N2 + 8H+ + 12H2O +8e/6 tj. 3 -6e/8 tj. 4

2Mn2+ + 5BrO- + 6OH- ⇄ 2MnO4- + 5Br- + 3H2O

-5e/2 +2e/5

J2 + SO32- + H2O ⇄ 2J- + SO4

2- + 2H+ +2e -2e

J2 + 2S2O32- ⇄ 2J- + S4O6

2- +2e -2e

5SCN- + 16MnO4- + 43H+ ⇄ 16Mn2+ + 5HSO4

- + 5NO3- + 5CO2 + 19H2O

+5e/16 -8e/5 -8e/5

ili

118

5SCN- + 6MnO4- + 13H+ ⇄ 6Mn2+ + 5SO4

2- + 5HCN + 4H2O +5e/6 +2e/5 -8e/5

S2O32- + 4ClO- + 2OH- ⇄ 2SO4

2- + 4Cl- +H2O -8e +2e/4

2JO3- + 5HSO3

- + 2H+ ⇄ J2 + 5HSO4- + H2O

+10e -2e/5

Reakcije disproporcioniranja

Za reverzibilni proces oksidoredukcije kod kojeg element u srednjem oksidacijskom stanju istovremeno oksidira i reducira sam sebe (disproporcioniranje ili dismutacija) tipičan su primjer reakcije Hg(I) te halogena s lužinom. Pri sobnoj temperaturi odvija se slijedeća reakcija:

Cl2 + 2OH- ⇄ Cl- + ClO- + H2O +1e -1e

Ova reakcija služi za industrijsko dobivanje hipoklorita koji su prilično stabilni u alkalnim otopinama ali su nešto slabiji oksidansi od HClO.

Pri povišenoj temperaturi odvija se reakcija:

3Cl2 + 6OH- ⇄ 5Cl- + ClO3- + 3H2O

+1e/5 -5e

Pri pH >9 dolazi do:

J2 + 2OH- ⇄ J- + JO- + H2O (vidi str. 32) +1e -1e

a duljim stajanjem dolazi do daljnjeg disproporcioniranja:

3JO- ⇄ JO3- + 2J-

+2e/2 -4e

Vrijedi takoñer:

JO3- + 5J- + 6H+ ⇄ 3J2 + 3H2O

+5e -1e/5

119

Analogna reakcija odigrava se i izmeñu iona broma.

Reakcije disproporcioniranja Hg(I) imaju važnu ulogu u reakcijama karakterizacije valentnog stanja iona žive (str. 120).

Reakcije karakterizacije valentnog stanja

Većina elemenata koji dolaze u više oksidacijskih stanja mijenjaju boju promjenom valentnog stanja pa se ovo svojstvo koristi kod njihovog dokazivanja: npr., Mn2+ - svjetlo ružičast, MnO(OH)2 – smeñi talog, MnO4

2- - zelen, MnO4- - ljubičast, Cr(III): kao sivo-

zeleni Cr3+ (u kiselom) ili kao zeleni [Cr(OH)4]- (kromit, u lužnatom), Cr(VI): CrO4

2- žut (postojan u lužnatom), Cr2O7

2- narančast (u kiselom). Kod odjeljivanja i dokazivanja pojedinih iona koriste se i reakcije kod kojih dolazi do promjene valentnog stanja nekih iona, npr., oksidacija kromit iona vodik peroksidom u alkalnom mediju, prijelaz bezbojnog dvovalentnog mangana u ljubičasti Mn(VII) u permanganatu, klorata u klorid koji se taloži s Ag+, nestankom ljubičaste boje MnO4

- identificira se pod točno definiranim uvjetima prisutnost reducensa oksalata, Sb(III) se oksidira u Sb(V) koji reagira s rodaminom B dajući ljubičasto obojenje, itd.

Poznato je da mnogi elementi dolaze u više valentnih stanja kao, npr., Fe(II), Fe(III), As(III), As(V), Cr(III), Cr(VI). Razlučivanje meñu ionima različitog valentnog stanja može se provesti reakcijama karakterizacije. Evo nekoliko primjera:

Fe(II/III):

Fe3+ + 3SCN- ⇄ Fe(SCN)3 crveno obojenje

Fe2+ + SCN- → Ø

Fe2+ + 3 ⇄

α,α’-dipiridil ruži často-crveni kelat (vidi str. 18)

Fe3+ + α,α’-dipiridil → Ø

ili

Fe3+ + K+ + [Fe(CN)6]4- + H2O ⇄ KFeIII [FeII(CN)6]xH2O

(ranije Fe4[Fe(CN)6]3, Berlinsko ili prusko modrilo)

Fe2+ + K+ + [Fe(CN)6]3- + H2O ⇄ KFeIII [FeII(CN)6]xH2O

(ranije Fe3[Fe(CN)6]2, Turnbullovo modrilo)

U oba gornja slučaja nastaje modri talog ili modra koloidna otopina istog kemijskog sastava.

N

N

Fe

3

2+

N

N

120

Hg(I/II):

Hg22+ + 2OH- ⇄ Hg2O + H2O crni talog

Hg2O >T

HgO + Hg0 disproporcioniranje Hg22+

-1e +1e

žuti talog sivi talog

Hg2+ + 2OH- ⇄ HgO + H2O žuti talog

ili

Hg22+ + 2J- ⇄ Hg2J2 maslinasto-zeleni talog

Hg2J2 + 2J- ⇄ [HgJ4]2- + Hg0 disproporcioniranje Hg2

2+ -1e +1e

bezbojna sivi talog otopina

Hg2+ + 2J- ⇄ HgJ2 crveni talog

HgJ2 + 2J- ⇄ [HgJ4]2- bezbojna otopina

Cr(III/VI):

2[Cr(OH)4]- + 3H2O2 + 2OH- ⇄ 2CrO4

2- + 8H2O -3e/2 +2e/3

sivo-zelena žuta otopina otopina

CrO42- + 2Ag+ ⇄ Ag2CrO4 crveno-smeñi talog

121

VI. REAKCIJE LUMINESCENCIJE

Ekscitacija molekula apsorpcijom energije dogaña se vrlo brzo (10-15 s) do neke od titrajnih razina višeg energetskog stanja. Apsorbirana energija može se emitirati u obliku svjetlosti a ta se pojava zove luminescencija ili hladno svjetlucanje. S obzirom na energiju koja ju je izazvala luminescencija se dijeli na:

1. fotoluminescenciju (izazvana svjetlosnom energijom),

2. kemiluminescenciju (energija osloboñena pri kemijskoj reakciji),

3. elektroluminescenciju (izazvana električnom energijom),

4. triboluminescenciju (izazvana energijom trenja).

VI.1. FOTOLUMINESCENCIJA

Kod procesa fotoluminescencije energija primarnog zračenja šalje elektron iz temeljne energetske razine u višu energetsku razinu iz koje se vraća emisijom sekundarnog zračenja. S obzirom na trajanje sekundarnog zračenja fotoluminescencija dijeli se na:

1. fluorescenciju: ona traje dok djeluje primarno zračenje,

2. fosforescenciju: sekundarno zračenje traje i nakon prestanka primarnog zračenja.

Procesi apsorpcije su u oba slučaja jednaki.

Apsorpcijom kvanta UV-svjetlosti molekula ili ion prelazi iz osnovnog singletnog stanja u pobuñeno singletno stanje gdje ostaje 10-8 s za koje vrijeme izvodi gibanja translacije i rotacije pa dio primljene energije potroši. Zbog toga emitirano svjetlo ima veću λ a manju energiju od upadnog. To je Stokes-ovo pravilo (G. G. Stokes). Proces nezračeće (vibracijske) relaksacije traje 10-10 s a zračenje se emitira nakon 10-8-10-6 s. Fluorescencija nastupa kada se molekula koja je ekscitirana do više titrajne razine singletnog pobuñenog stanja vraća izravno preko najniže titrajne razine na bilo koju titrajnu razinu osnovnog singletnog stanja i pri tome višak energije emitira u obliku svjetla fluorescencije (S1 → S0 + h.νfl, slika VI.1.). Ako je molekula već prije izlaganja djelovanju UV-svjetla sadržavala veću energiju nego što odgovara osnovnom singletnom stanju energija emitiranog zračenja veća od energije apsorbiranog zračenja. Kod rezonantne fluorescencije energija primarnog i sekundarnog zračenja su jednake. Ona se javlja kod plinova pod niskim tlakom.

Ako s više pobuñene singletne razine ne dolazi do izravnog prijelaza u osnovno singletno stanje nego u tzv. tripletno stanje tada dolazi do fosforescencije. A. Jablonski 1935. kaže da je fosforescencija emisija iz dugo živućeg metastabilnog stanja u temeljno stanje; dugo vrijeme fosforescencije posljedica je spinski zabranjenog prijelaza. Prijelaz iz pobuñenog singletnog stanja ide nakon unutarnjeg prijelaza preko energijski nižeg tripletnog stanja postupno u osnovno singletno stanje (T1→ S0 + h.νfosf, slika VI.1.). Ova spora radijacijska dezaktivacija traje 10-4-10 pa i više sekundi. Valna duljina svjetla emitiranog fosforescencijom veća je od one emitirane fluorescencijom.

122

Slika VI.1. Energetski dijagram koji opisuje fluorescenciju i fosforescenciju i shematski opis singletnih i tripletnih stanja. S0, S1, T1 - temeljno singletno, pobuñeno singletno i pobuñeno tripletno stanje s titrajnim razinama.

Mehanizam fluorescencije može se prikazati kao:

a) proces apsorpcije:

M + h.ν → M* E = h.ν = h c/λ EUV-svjetla h = 6,63x10-34 J s c = 3x108 m s-1

b) proces emisije:

M* → M + h.ν’ E’ < E h.ν’ < h.ν E’Vis-svjetla

Sposobnost fluorescencije najčešće pripada organskim molekulama koje posjeduju:

E S1

Vibracijska relaksacija

Prijelaz unutar sustava

Rezonantna fluorescencija

Aps

orpc

ija, h

·ν1

λ

T1

S0

Flu

ores

cenc

ija, h

·ν1'

Fos

fore

scen

cija

, h·ν

2

Singletno temeljno stanje

Tripletno pobuñeno stanje

Singletno pobuñeno stanje

123

1. planarnu konfiguraciju odnosno relativno krutu strukturu u molekuli (npr., metalni kompleksi),

2. konjugirane dvostruke veze ili visoku rezonantu stabilnost, npr., aromatski spojevi,

3. elektron donirajuću skupinu, npr., -NH2, odnosno aromatski spojevi s kiselim protonima, npr., fenoli, anilin.

Npr., molekule koje su slične po konfiguraciji a različite po sposobnosti fluorescencije su fenolftalein i fluorescein:

Fenolftalein [kinoidni, bazični oblik, fluorescein crven kod pH >10,0 (vidi str. 56), ne fluorescira] (žut, pod UV fluorescira žuto-zeleno)

Fenolftalein nema planarnu strukturu te se pojedini dijelovi molekule zbog primljene energije mogu vrtjeti oko centralnog atoma ugljika i na taj način utrošiti energiju. Kod fluoresceina ugradnjom kisika u molekulu stvara se planarna konfiguracija i nema rotacije pojedinih dijelova molekule. Fluorescein i eozin su adsorpcijski indikatori (fluorescein je žut, eozin je tetrabromo fluorescein i on je crven).

Broj anorganskih tvari koje fluoresciraju je prilično malen. Intenzivno fluoresciraju u otopinama i u čvrstom stanju kompleksni spojevi urana i platine {uranil nitrat, UO2(NO3)2, NaZn(UO2)3(CH3COO)9, barijev platinski cijanid, Ba[Pt(CN)4], te soli rijetkih zemalja}. U živinim fluorescentnim svjetiljkama upotrebljavaju se neki fosfati kalcija s tragovima teških kovina kao fluorescentne naslage, jer pokazuju dobru sposobnost fluorescencije.

Fluorescenciju se izaziva UV-zračenjem iz UV-svjetiljki s odgovarajućim filtrom. Za kvalitativnu analizu obično se koristi živina svjetiljka u kombinaciji s odgovarajućim optičkim filtrima. Živine svjetiljke mogu biti visokotlačne koje emitiraju intenzivnu UV linijsku skupinu žive s λ ~ 365 nm. Kada se na takvu svjetiljku stavi optički filtar od stakla nikal oksida dobije se skoro monokromatsko svjetlo najpogodnije za izazivanje fluorescencije (365 nm). Svjetiljke koje intenzivno emitiraju živinu rezonantu liniju (253,7 nm) su tzv. niskotlačne. Ovo je svjetlo štetno za oči (zaštitne naočale!).

Boja i intenzitet fluorescencije su karakteristične veličine a uvjetovane su kemijskom strukturom tvari i njenom koncentracijom te ovise o pH, temperaturi i otapalu. Fenoli i anilin, zbog prisustva kiselih protona, pokazuju jaku ovisnost fluorescencije o pH. Boja fluorescencije može se promatrati u stupcu tekućine u epruveti ili kiveti, na satnom staklu ili na filter papiru (npr., vidi reakciju dokazivanja Al3+ s morinom na str. 17). Otapalo često utječe na fluorescenciju tvari pa o tome treba voditi računa. Mjerenje intenziteta fluorescencije temelj je fluorimetrijske kvantitativne analize.

COO-

- O

C

O -O

C COO-

O O

124

U organskoj analizi koristimo činjenicu da mnogi tipovi organskih molekula fluoresciraju ili mogu biti prevedeni u fluorescirajuće molekule. Proteini i druge biološki djelatne tvari često stvaraju kompleksne spojeve koji dobro fluoresciraju. Fluorescencija i kemiluminescencija služe za dokazivanje i odreñivanje tragova metabolita lijekova, vitamina, npr., tiamina (B1), riboflavina (B2) i tokoferola (E), u biološkim tkivima i tekućinama, za odreñivanje kinina, u kontroli kvalitete doziranja lijekova, itd. Nadalje, adsorbati često pokazuju intenzivnu fluorescenciju (npr., kromatografske mrlje, vidi Tankoslojna kromatografija, vidi i Papirna kromatografija). Temeljem fluorescencije prate se i mnoge enzimske reakcije.

U anorganskoj analizi fluorescencija služi najčešće za odreñivanje metalnih iona u obliku fluorescirajućih kelata s organskim reagensima, npr., s oksinom, morinom. Npr., s oksinom fluorescirajuće taloge daju Zn2+ i Al 3+ (vidi str. 9, 108). Nadalje, Al3+ možemo dokazati ili odrediti s morinom koji s ionom aluminija daje kelat koji pokazuje intenzivnu žuto-zelenu fluorescenciju (vidi str. 17). Važna reakcija fluorescencije je i ona iona Na+ s Zn-uranilacetatom kojom nastaje zeleno fluorescirajući talog (vidi str. 21).

Primjese (ioni i molekule) prisutne u uzorku mogu utjecati na fluorescenciju inhibitorski ili aktivatorski. Ova se svojstva mogu koristiti za njihova odreñivanja jer su efekti proporcionalni koncentraciji aktivatora odnosno inhibitora.

Inhibitorski djeluju mnogi metalni i drugi ioni (npr., Mn, Ni, Co, J-, Br-, NO2-,

-COO-). Teški metali kao inhibitori, npr., Hg2+, smanjuju fluorescenciju kompleksacijom. Pod djelovanjem inhibitora fluorescencija spojeva pod UV-svjetlom slabi. Inhibitorsko djelovanje smanjuje kvantni prinos. Ono se može tumačiti:

1. apsorpcijom primarnog zračenja; to je tzv. efekt "unutarnjeg filtra". Čestica gasila (inhibitor, Q) oduzima apsorpcijom dio primarnog zračenja tvari koja fluorescira. Time joj ustvari smanjuje mogućnost apsorpcije i emisije. Oduzimanje energije može nastupiti zbog pucanja veze;

2. fizikalno-kemijskom interakcijom izmeñu molekula fluorescentne tvari i molekula gasila. Ovamo spadaju 2 tipa gašenja fluorescencije:

a) dinamički tip:

M + h.ν → M* apsorpcija

M* + Q → M + Q dezaktivacija odnosno oduzimanje energije ekscitacije

putem sudara, npr., s molekulama otapala

b) statički tip:

M + h.ν → M* apsorpcija

M* + Q → MQ prilikom sudara čestica nastaje asocijat koji više nema sposobnost fluorescencije pa ju gasi

Postoji mogućnost apsorpcije fluorescencije i od strane neke druge tvari u otopini.

Aktivatorsko djelovanje se sastoji u tome da tvar koja pokazuje neznatnu fluorescenciju dodavanjem, npr., iona lakih kovina (Ca, Ba, Mg) stvara komplekse koji pokazuju znatno jaču fluorescenciju. Npr., antibiotik tetraciklin pod UV-svjetlom

125

pokazuje slabu narančastu fluorescenciju u čvrstom stanju i u otopini a njegovim kelatiranjem s lakim metalima [Ca, Mg (zelena fluorescencija), Ba] intenzitet fluorescencije se pojačava proporcionalno koncentraciji iona, pa je moguće odreñivanje ovih iona:

Ca2+ + 2 ⇄ + 2H+

tetraciklin intenzivna žuto-zelena fluorescencija slaba žuto-narančasta fluorescencija

Npr., moguće je odrediti tetraciklin u serumu nakon prevoñenja u anhidrotetraciklin i kompleksacije s Al3+ u CHCl3 (λakt = 475 nm, λem = 550 nm).

VI.2. KEMILUMINESCENCIJA

Energija pobuñivanja oslobaña se u kemijskoj reakciji. Produkt reakcije nastaje u ekscitiranom elektronskom stanju. Reakcije kemiluminescencije mogu se koristiti za dokazivanje i odreñivanje, npr., za odreñivanje organofosfornih spojeva (pesticida i bojnih otrova kao što su tabun, sarin) jer je intenzitet emisije svjetla proporcionalan koncentraciji organofosfornog spoja:

C3H7 - O O C2H5 - O O P P H3C F (CH3)2N CN

sarin, CH3PF(O)OC3H7-i tabun (izopropilester metilfluorofosfonske kiseline)

R1 O(S) R1 O P + H2O2 ⇄ P + HX (X - halogenid)

R2 X R2 O(O)H

CONH2

OH

HO

O O

CH3 N(CH3)2

OH

OH

OH

Ca/2

O

HO

O O

CH3 N(CH3)2

OH CONH2 OH

2

OH

126

R1 O R1 O P + ⇄ P + + Eν + H2O

R2 O(O)H R2 OH

luminol dehidroluminol plavo svjetlo

Insekticid odnosno nervni bojni otrov je katalizator, odnosno prenositelj kisika, pa se gornja reakcija može pisati i kao:

R1 O(S) P R2 X

+ H2O2 + Eν + 2H2O

Reakcije kemiluminescencije mogu se provoditi u otopini ili na aktivnoj podlozi reakcijom u kapi (npr., na membrani, filter papiru).

U kemiluminometrijskim biosenzorima detekcija H2O2 s luminolom koristi se za praćenje reakcija koje kataliziraju oksidaze. Na tom se principu može odrediti i sadržaj holina i acetilholina prema reakcijskoj shemi:

acetilholinesteraza

(CH3)3N+CH2CH2OCOCH3 (CH3)3N

+CH2CH2OH + CH3COO-

acetilholin holin

holinoksidaza

(CH3)3N+CH2CH2OH + H2O + 2O2 (CH3)3N

+CH2COOH + 2H2O2

holin betain

peroksidaza hrena

2H2O2 + + N2 + 2H2O + Eν

luminol aminoftalat

NH2 O

O

NH

NH

NH2 O

O

N

N

NH2 O

O

NH

NH

NH2 O

O

N

N

O

NH2 O

NH

NH

NH2

COOH

COOH

127

VII. HETEROGENE RAVNOTEŽE

VII.1. TERMODINAMIČKA RAZMATRANJA

Ravnotežni sustav koji se sastoji od više od jedne faze naziva se heterogenim ravnotežnim sustavom. Višefazne ravnoteže široko su primijenjene u svim tehnikama i procesima odjeljivanja (vidi Postupci odjeljivanja, vidi Temelji kromatografskih odjeljivanja) te su od velikog značenja u kemiji okoliša a i prirodni kemijski ciklusi temeljeni su na višefaznim sustavima. Odatle je jasan ogroman značaj heterogenih ravnoteža u analitičkoj kemiji. Npr., kvaliteta svježe vode uglavnom je odreñena otopljenim tvarima iz drugih faza kao što su otopljeni plinovi iz atmosfere, tragovi metala iz minerala i industrijskih procesa i polutanti iz čvrstih, tekućih i plinovitih otpada.

PODSJETNIK:

Temelje načela heterogenih ravnoteža daje J. W. Gibbs 1876., Gibbsovim faznim pravilom. Izmeñu različitih faza uspostavlja se termodinamička ravnoteža onda kada su uspostavljene termička, mehanička i kemijska ravnoteža, pa prema Gibbsovoj fundamentalnoj jednadžbi za diferencijal slobodne energije (dG) vrijedi:

dG = Vdp – SdT + Σµidni = 0

V - volumen, S - entropija, ni - molni broj sastavnice "i" (ekstenzivne varijable); T - temperatura , p - tlak, µi

- kemijski potencijal sastavnice "i" (intenzivne varijable).

Stoga V, S i ni kao aditivna svojstva možemo za cijeli sustav dobiti kao zbrojeve volumena, entropija i molnih brojeva raznih faza, npr., faza 1, 2 i 3.

Cijeli multifazni sustav odvojen je od svoje okoline granicama koje ne dozvoljavaju izmjenu topline, rada i materije; dakle sustav je termodinamički zatvoren. Istovremeno faze unutar sustava su odvojene faznim granicama koje dozvoljavaju izmjenu topline, rada i materije. To znači da ukoliko je ravnoteža u sustavu narušena može doći do izmjene neke ili svih ovih veličina.

Ako promatramo mehaničku ravnotežu u dvofaznom sustavu s fazama 1 i 2 i pretpostavimo da je tlak u fazi 1 (p1) viši od tlaka u fazi 2 (p2) jedna faza ekspandira a druga je komprimirana pa je učinjen mehanički rad δw. Ovaj rad učinjen je pod ravnotežnim uvjetima tako da proces postaje reverzibilan (δw = δwrev). Zato možemo izračunati promjene volumena u svakoj fazi kao:

δV1,2 = δw/p1,2

a kako su entropija i sastav cijelog sustava nepromijenjeni ukupna promjena volumena sustava mora biti:

δV = δV1 + δV2 = δw/p1 + δw/p2 = 0

Dakle, za mehaničku ravnotežu nužno je da tlakovi svih faza budu jednaki, pa za dvofazni sustav vrijedi:

p1 = p2

pa se u stanju ravnoteže ne mijenja volumen pojedinačnih faza i ne dolazi do izmjene rada izmeñu faza sustava.

Analogno, za termičku ravnotežu ekstenzivnu varijablu V zamjenjujemo sa S a intenzivnu varijablu p s T, te zaključujemo da je za termičku ravnotežu nužno da temperatura svih faza bude jednaka te za dvofazni sustav proizlazi:

128

T1 = T2

U stanju ravnoteže pojedine faze ne izmjenjuju toplinu i entropija ostaje konstantna.

Što se kemijske ravnoteže tiče kao intenzivnu varijablu uvodimo kemijski potencijal µi i broj molova sastavnice "i" ni kao ekstenzivnu varijablu. Kod kemijske ravnoteže ne dolazi do neto transporta materije kroz fazne granice te kemijski potencijal za promatranu sastavnicu sustava "i" mora biti jednak u svakoj fazi. Dakle za dvofazni sustav vrijedi:

µi1 = µi2

Stanje sustava koji se sastoji od "f" faza i "k" sastavnica valja opisati tako da se specificira temperatura, tlak i sastav svake faze. Ako se takav sustav nalazi u ravnoteži potreban je samo ograničeni broj varijabli da ga opiše. Taj broj nezavisnih, intenzivnih varijabli naziva se brojem stupnjeva slobode, F. Može se kazati i da je F broj varijabli koje odreñuju ravnotežno stanje (tlak, temperatura, koncentracija sastavnica) koje se mogu nezavisno mijenjati a da se time ne mijenja broj faza. Sastavnica "i" u fazi 1 karakterizirana je molnim udjelom Xi1 koji se dobije iz:

Xi1 = ni1/Σni1 gdje je Σni1 = 1

Da bismo opisali sastav faze 1 trebamo k - 1 molnih udjela jer posljednji možemo izračunati iz zadnje jednadžbe, pa je faza potpuno opisana s 2 + (k - 1) varijabli. Kako T i p poprimaju istu vrijednost u svim fazama u ravnoteži ukupni broj varijabli u cijelom sustavu je: 2 + (k - 1)f. Budući da je kemijski potencijal svake sastavnice isti u svakoj fazi sustava u ravnoteži to se broj nezavisnih varijabli reducira za f - 1 za svaku sastavnicu ili za k(f - 1) za cijeli sustav. Odatle proizlazi da je broj nezavisnih varijabli ili broj stupnjeva slobode: 2 + (k - 1)f – k(f - 1), dajući:

F = k – f +2

To je Gibbsovo fazno pravilo općenito primjenjljivo na ravnotežne sustave. Za jednofazni sustav s jednom sastavnicom, proizlazi da je maksimalni broj stupnjeva slobode 2, pa je za opisivanje takvog sustava najprimjereniji dvodimenzionalni dijagram, npr., fazni dijagram vode (slika VII.1.).

129

Slika VII.1. Fazni dijagram vode (nije crtan u mjerilu).

Iz ovog dijagrama je vidljivo da je:

1. tlak para leda ispod 0 oC niži je od onog tekuće vode pa je u toj regiji led stabilni oblik vode. Ispod tlaka od 0,006 atm (4,58 mm Hg)∗ led ne može prijeći u vodu pa je jedini mogući put preobrazbe sublimacija;

2. u zatvorenom sustavu, faza vode i pare istodobno postoje dok se ne dostigne kritična točka∗∗. Ona je karakterizirana kritičnim tlakom (pc = 218,3 atm) i kritičnom temparaturom (Tc = 374,1 oC). Iznad navedenog tlaka i temperature egzistira samo jedna faza, superkritični fluid, čija su svojstva posve drugačija od onih tekuće vode i vodene pare. Superkritična regija ima 2 stupnja slobode, tj., kod stalne temperature moguće je primijeniti bilo koji tlak, a kod datog tlaka postoji slobodan izbor temperature sve dok vrijedi T > Tc i p > pc;

3. u trojnoj točki vode (0,01 oC, 0,006 atm) istodobno postoje sve tri faze i nema stupnjeva slobode;

4. činjenica da se ravnotežni pravac čvrsto-tekuće (prikaz svih T i p kod kojih je ravnoteža taljenje-smrzavanje moguća) nagiba nalijevo govori da talište vode slabo ovisi o tlaku te opada s porastom tlaka (anomalično ponašanje vode prema drugim supstancijama!).

Superkritični fluidi

Kriti čna točka jeste točka temperature i tlaka iznad koje nestaje razlika izmeñu plina i tekućine i iznad koje se plin više ne može ukapljiti. Naime, kako se dovoñenjem topline povećavaju temperatura i tlak ravnotežnog sustava tekućina-plin povišena temperatura povećava tendenciju molekula u tekućini da se odvoje stvarajući plin ali viši tlak nastoji molekule plina sabiti zajedno tvoreći tekućinu. Drugim riječima, tekućina postaje sličnija plinu a plin postaje sličniji tekućini. Kada T i p postignu svoje kritične vrijednosti svojstva kao što su gustoća, indeks loma, boja, toplinska vodljivost i viskoznost postaju ustvari jednake u obje faze. Konačno preostale male razlike izmeñu tekućine i plina potpuno nestaju kod malo više T i/ili p. Temperatura u kritičnoj točki zove se kritična temperatura Tc: to je najviša temperatura kod koje se plin može utekućiti povećanjem tlaka. Najniži tlak potreban da utekući plin pri kritičnoj temperaturi zove se kritični tlak, pc. Iznad kritične temperature nikakav tlak ne može utekućiti plin jer gibanje molekula postaje presnažno da bi intermolekularne sile mogle zadržati molekule zajedno kao tekućinu. Kada su intermolekularne privlačne sile jake kritične su temperature visoke. Iznad pc i Tc postoji samo jedna faza, faza superkritičnog fluida (SF) definirana s dva stupnja slobode: tlakom i temperaturom. Dakle, superkritični fluid je jedinstvena faza kada se tekućina ne može razlikovati od plina a fizička svojstva su joj izmeñu tih dvaju stanja.

∗ Trojna točka H2O: tlak: 0,006 atm (=4,58 mm Hg=610 Pa); temperatura: 0,01 oC. ∗∗ Kriti čna točka H2O: tlak 218,3 atm (=22,1 MPa), temperatura: 374,1 oC (=647,3 K).

Tt 0,01 Tc T (ºC)

tlak sublimacije čvrste tvari

p (atm)

kritična točka

trojna točka

voda

para 0,006

pc

led tlak para tekućine

područje superkritičnog

fluida

130

Kao SF preferiraju se spojevi s niskom kritičnom temperaturom i kritičnim tlakom, prvenstveno nepolarni, npr., pentan i heksan. U kemijskoj analizi često se koristi CO2 čije su prednosti da ima niski pc i Tc te da je netoksičan, kompatibilan s većinom detektora, lako dobavljiv, relativno jeftin i nezapaljiv (slika VII.2.).

Superkritični fluidi (tablica VII.1.) otapaju različite spojeve od onih visoke do onih male molekularne mase. To ih čini zanimljivima u ekstrakciji superkritičnim fluidima (SFE, za postupke ekstrakcije, vidi takoñer Sustavi tekuće-tekuće) i u fluidnoj kromatografiji pri superkritičnim uvjetima (SFC, vidi Temelji kromatografskih odjeljivanja).

Odabirom adekvatnog p i T mogu se postići velike promjene u gustoći superkritičnog fluida. Dakle, za razliku od tekućina superkritični fluidi se dadu komprimirati i tako se može varirati njihova gustoća. Time im se modificiraju i solvatacijska svojstva i sposobnost otapanja različitih otopljenih tvari; uz veću gustoću superkritičnog fluida poboljšana su mu solvatacijska svojstva i topljivost otopljene tvari. Topljivost u superkritičnim fluidima često nadilazi onu u tekućinama pa su superkritični fluidi ekstrakcijski mediji s povoljnim svojstvima prilagodljivim analitičkim potrebama.

Ekstrakcija superkritičnim fluidom je važna tehnika ukoncentriravanja. Npr., ekstrakciju možemo provesti ugljičnim dioksidom koji pri superkritičnim uvjetima [iznad 31,1 0C i 72,9 atm (= 7,39 MPa)] pumpamo kroz ekstrakcijsku komoru koja sadrži uzorak. Ekstrahirani analiti sakupljaju se u pogodno otapalo prije analize ili izravno propuštaju u plinski, tekućinski ili SF kromatograf. SFE je brza i efikasna metoda te omogućuje ukoncentriranje tragova komponenata iz najrazličitijih uzoraka. Npr., postupcima SFE i SFC sa superkritičnim CO2 moguće je odijeliti i analizirati karotenoide u uzorcima povrća.

Slika VII.2. Fazni dijagram ugljičnog dioksida.

Tc 31,1 T (ºC)

p (atm)

tekućina

plin

krutina

superkritični

CO2 pc 72,9

kritična točka

trojna točka

131

Tablica VII.1. Svojstva nekih fluida u kritičnoj točki

Supstancija Tc (oC) pc (atm) dc (g cm-3)

Acetonitril 274,7 47,7 0,24

Ar -122,3 48,0

n-Butan 152 37,5 0,23

Cl2 144 76,1

CO2 31,1 72,9 0,47

CS2 279 78

Dietil eter 192,6 35,6 0,27

Etan 32,2 48,2 0,20

He -267,9 2,26

Kr -63,8 54,3

Metan -82,1 45,8

Metanol 240 78 0,27

N2 -147 33,5

Ne -228,7 26,9

NH3 132,5 112,5 0,24

NO2 157,8 100

O2 -119 49,7

1-Pentan 191 39,9 0,24

n-Propan 96 42 0,22

Voda 374,1 218,3 0,34

VII.2. SUSTAVI PLINOVITO-TEKUĆE

Plinovi su do izvjesne mjere topljivi u tekućinama. Ravnotežni proces odvija se na granici izmeñu otapala (npr., vodene otopine) i atmosfere. Topljivost plinova u tekućinama može se izračunati na temelju Henry-eva zakona. W. Henry pronašao je 1803. da je količina plina apsorbiranog u tekućini kod date temperature proporcionalna parcijalnom tlaku plina iznad tekućine. Koncentracija plina [A] (mol dm-3) računa se prema:

[A] = pA KAH

pA - parcijalni tlak plina (atm), KAH - faktor proporcionalnosti (Henry-eva konstanta).

Važan apsorpcijski proces je apsorpcija neželjenih plinovitih tvari tekućinama (proces ispiranja), npr., kod pročišćavanja od otpadnih plinova nastalih u spalionicama smeća.

Pretvorba supstancije iz plinovitog u tekuće stanje zove se kondenzacija te je inverzna isparavanju. U otvorenom sustavu tekućina je u ravnoteži s vlastitom parom pa je tlak para rezultat ove ravnoteže te ovisi o supstanciji i temperaturi. Pri točki ključanja para postiže atmosferski tlak (760 mm Hg). Isparavanje tvari kombinirano s kondenzacijom čini destilaciju kojom dobivamo destilat kao rekondenziranu fazu. Destilacija je korisna za odjeljivanja velikih volumena kompleksnih tekućih smjesa, a efikasnost takvog odjeljivanja može se povećati višekratno ponovljenim destilacijama. Destilacijom u procesnoj industriji, npr. Petrokemijskoj, sirova se nafta frakcionira u komercijalne produkte: benzin, loživo ulje i prirodni plin. Usprkos efikasnijim tehnikama odjeljivanja destilacija se još uvijek rutinski koristi u preparativne svrhe ali i

132

u istraživačkim laboratorijima za odjeljivanje ili pročišćavanje sintetiziranih spojeva od njihovih nuzprodukata.

Binarna smjesa odnosno smjesa dviju potpuno mješljivih tekućina pokazuje točku ključanja koja zavisi o sastavu tekuće faze. Hlapljivija tvar ima veći tlak para od manje hlapljive te hlapljiviju sastavnicu možemo ukoncentrirati u plinovitoj fazi u odnosu na tekuću fazu. Ako je odnos koncentracija u tekućoj i plinovitoj fazi:

XA/XB odnosno YA/YB

može se izračunati relativna isparljivost, α, kao:

YA/YB = α (XA/XB)

α = (YAXB)/(YB XA) = pAo/pB

o

XA, XB, YA, YB - molni udjeli sastavnica A i B u tekućini i u plinovitoj fazi.

pa je α mjera obogaćivanja tvari B u plinovitoj fazi te u praksi iznosi od 1,0 do 5,0. α je dakle omjer ravnotežnog tlaka para supstancija A i B kod date temperature (slika VII.3.).

Slika VII.3. Fazni dijagram hipotetske smjese sa sastavom tekuće i plinovite faze: a - vrelište čistog A, b - vrelište čistog B.

Ako je plinovita faza u destilacijskom procesu kondenzirana dobiva se tekuća faza s višom koncentracijom isparljivije sastavnice (B) u odnosu na izvornu smjesu (vidi sliku VII.4.). Slika prikazuje zamišljeni sustav kojim se na temelju 3 teorijska koraka (tzv. tavana) moglo ukoncentrirati tvar B od 10 na 90%. Općenito, linije sastava tekuće i plinovite faze ne pokazuju pravilnu zakrivljenost kao što je ova prikazana slikom VII.3. Realna je slika VII.4. koja daje dijagram za binarnu smjesu voda-etanol. Ova slika pokazuje da nije uvijek moguće dobiti čiste tekućine te pokazuje minimalno vrelište kod 96% etanola. U ovoj točki jednak je sastav plinovite i tekuće faze te se ne može postići daljnje odjeljivanje. Kažemo da su etanol i voda stvorili azeotropsku smjesu kod 96% etanola.

10 90 A (%) 90 10 B (%)

T

a

Sastav pare

Sastav tekućine

b

Sastav faza

133

Slika VII.4. Fazni dijagram binarne smjese voda-etanol (nije crtano u mjerilu).

Prema ovom načelu moguće je pripraviti dobro definirane otopine. Npr., HCl i voda daju smjesu, tzv. solnu kiselinu konstantnog vrelišta. Ona se pripravlja destilacijom HCl (spec. masa 1,18, ~38%), a može ju se čuvati dugo vremena bez promjene sastava, te ju se može koristiti kao primarni standard kod kiselo-baznih titracija.

Temelj funkcioniranja razdiobne plinske kromatografije (GLC) jeste razdijeljenje tvari izmeñu plinovite i tekuće faze (vidi Plinska kromatografija). Ravnoteža tekućina-plin uspostavlja se u još nekim analitički važnim sustavima kao npr., pri analizi para iznad otopine plinskom kromatografijom ("head space" GC).

VII.3. SUSTAVI PLINOVITO-ČVRSTO

Čvrste tvari koje imaju vrlo velike površine imaju sposobnost da adsorpcijom vežu plinovite ili otopljene tvari što je temeljno načelo adsorpcijskih kromatografija. Adsorpcija plinova na čvrste tvari prisutna je u GSC (vidi Plinska kromatografija). U tom procesu čvrsta tvar koja adsorbira plin je adsorbens a adsorbirana tvar je adsorbat. Adsorpcija se odvija na vanjskoj površini čvrste tvari i/ili na njenoj unutarnjoj površini tj. u porama, pukotinama ili kapilarnim kanalima. Adsorpcija se općenito temelji na fizičkim privlačnim silama, npr., van der Waalsovim. Kemijska adsorpcija (kemisorpcija) dogaña se kada su uključene kemijske sile. Ona se obično dogaña kod više temperature i obično je sporija od fizičke adsorpcije.

Proces inverzan adsorpciji, dakle postupak kojim se adsorbat skida s površine adsorbensa, je desorpcija. Procesi adsorpcije i desorpcije u većini analitičkih primjena trebaju biti reverzibilni. To je rijetko slučaj kod kemisorpcije; i kod fizičke adsorpcije procesi ne mogu biti potpuno reverzibilni pa se zato pripravljaju adsorbensi s kontroliranim svojstvima. Nakon što se neka tvar adsorbira odnosno ukoncentrira, desorbira ju se i analizira. Desorpcija isparljivih komponenti sa čvrstog nosača može se provesti ispiranjem s otapalom ili termičkom desorpcijom.

Količina adsorbiranog plina izražava se kao volumen adsorbiranog plina pri standardnoj temperaturi i tlaku, a raspodjela tvari izmeñu čvrste i plinovite faze opisuje se

0 100 Voda (%) 100 0 Etanol (%)

T(ºC)

Sastav pare

96% EtOH

Sastav tekućine

78

Sastav faza

134

adsorpcijskom izotermom. Kod viših tlakova para i pri nižim temperaturama adsorbira se veći volumen plina. Što je veći tlak plina kod odreñene temperature ili što je veća koncentracija tvari otopljene u plinu ili tekućini koja graniči s čvrstim adsorbensom to je veća i količina adsorbirane tvari na površini čvrste tvari nakon uravnoteženja.

PODSJETNIK: Izoterma je grafički ili matematički prikaz procesa koji se odvija pri konstantoj temperaturi, npr., promjena volumena ili tlaka.

Adsorpcija plinova na čvrste površine je od općeg kemijskog značenja ali nekoliko je analitički značajnih primjena: adsorpcija plinova na aktivni ugljen koristi se rutinski za pročišćavanje kontaminiranog zraka, za uklanjanje toksičnih tvari iz atmosfere (npr., plinske maske) ili za pročišćavanje plinova iz peći za spaljivanje smeća. Carbo animalis koristi se i u medicini, npr., za vezivanje plinova, otrova i drugih štetnih tvari kod crijevnih oboljenja. Adsorpcija plinova na čvrste nosače koristi se za sakupljanje uzoraka u stupicama kod odreñivanja polutanata i opasnih tvari u zraku (industrijska higijena) (vidi Uzorak i uzorkovanje) i u sredstvima za pročišćavanje plinova. Plinovi se adsorbiraju na specijalno pripravljenim materijalima (npr., silika gel, glinica tj. Al-oksid, porozni polimeri, poliuretanske pjene, molekularna sita) koji se koriste da ukoncentriraju sastavnice plinovitih uzoraka na adsorbensu prije nego ih se termički desorbira (naglom evaporacijom) i uvodi u, npr., plinski kromatograf (vidi Plinska kromatografija) radi odjeljivanja i odreñivanja.

Kao uobičajeni adsorbensi za reverzibilnu adsorpciju odnosno ukoncentriravanje plinova u tragovima u modernoj analizi koriste se za aktivni ugljen, molekularna sita, porozni polimeri, itd. Da bi se povećala aktivnost adsorbensa često ih se obrañuje kemijski ili termički. Aktivni ugljen postoji u nizu oblika s različitim površinama, poroznošću i aktivnošću površine. Fizičkim ili kemijskim sredstvima modificiraju se i svojstva silika gela i glinice da bi se dobili raznovrsni i reproducibilni adsorbensi. Prirodni zeoliti imaju dobro definiranu strukturu s porama dimenzija molekula pa ih zovemo molekularnim sitima, a veličina pora može se regulirati postupcima priprave. Molekule plinova koje su manje od pora ulaze u poroznu strukturu dok veće molekule ne mogu ući pa prolaze kroz kolonu punjenu molekularnim sitom bez značajne retencije. Nadalje, značajni su porozni polimeri stirena poprečno vezanog divinilbenzenom (DVB), npr., Chromosorb, XAD.

Postupci uzorkovanja na kolonama punjenih adsorbensom obično se provode sa stalnim protokom plina. Adsorbensi mogu biti impregnirani specijalnim kemikalijama tako da se javlja promjena boje u funkciji koncentracije plina pa se koriste za brzo ispitivanje toksičnih plinova u industriji i okolišu. Ovi indikatori mijenjaju boju kada je adsorbirana kritična količina plina. Tako je moguće detektirati toksične tvari u zraku, npr., u industrijskim higijenskim ispitivanjima. Npr., za "hvatanje" SO2 iz zraka koristi se sloj čestica aktiviranog ugljika odnosno ugljika impregniranog reagensom koji s analitom daje produkt, npr., sulfat, kojeg će adsorbirati aktivna podloga.

135

VII.4. SUSTAVI ČVRSTO-TEKUĆE

U dosadašnjim poglavljima često smo se puta susreli s teško topljivim talozima kao produktima analitički važnih kemijskih reakcija. Teško topljive soli ili kompleksi često su temelj postupaka identifikacije, odjeljivanja ili gravimetrijskih odreñivanja. Teško topljive taloge grade taložni reagensi, anorganski (npr., H2S, NH4OH) ili organski (npr., 8-hidroksikinolin, dimetilglioksim, natrij tetrafenilborat ili kalignost, (C6H5)4B

-Na+, benzidin, supstituirane arsonske kiseline). Tetrafenilborat je vrlo selektivan reagens za K+ i NH4

+. Dokazivanje K+ radi se u slabo kiseloj otopini uz nastajanje kristaliničnog bijelog taloga. Na temelju iste reakcije taloženja moguće je gravimetrijski odrediti kalij čak u prisustvu velikih količina natrija i litija:

-

K+ B -

Benzidin (H2N-C6H4-C6H4-NH2) taloži sulfat, a supstituirane arsonske kiseline koje imaju strukturu:

OH R-As=O R je organski radikal (fenil, propil) OH

stvaraju taloge s četverovalentnim metalnim ionima, npr., kositra, cirkonija, titana i torija, u stehiometrijskom odnosu 2:1. Organski radikal u sastavu ovog reagensa odreñuje koji će se kation moći istaložiti i pod kojim uvjetima.

Reakcija gdje se uspostavlja ravnoteža izmeñu čvrste faze i zasićene otopine može se predočiti jednadžbom:

otapanje

BA B+ + A- taloženje

talog zasićena otopina

Čvrsta sol nalazi se u dinamičkoj ravnoteži sa svojim ionima u zasićenoj otopini. Kod teško topljivih soli njihove su otopine vrlo razrijeñene i ne moramo voditi računa o efektima interakcija meñu ionima čak kada su one i zasićene.

Ako je BA teško topljiva sol (npr., AgCl) dodatkom Ag+ iona u otopinu s Cl- ionima dolazi do momentalnog taloženja AgCl. Brzo se uspostavlja heterogena dinamička ravnoteža izmeñu taloga i njegovih iona u otopini pa se može primijeniti ZDM:

K = ([B+][A -])/[BA] [BA] je konstanta K' jer je to čvrsta faza

K.K' = Kpt = [B+][A -]

136

Npr.: AgCl ⇄ Ag+ + Cl-

Kpt = [Ag+][Cl -]

Produkt topljivosti (Kpt) je umnožak ravnotežnih koncentracija slobodnih iona u zasićenoj otopini iznad teško topljivog taloga (tablica VII.2.). Što je brojčana vrijednost Kpt manja to je i topljivost niža odnosno niža je koncentracija iona u otopini iznad taloga. Obrnuto, ako se želi taložiti neki ion s reagensom u teško topljiv produkt taloženje će biti to kvantitativnije što je produkt topljivosti toga spoja niži.

Molarna topljivost spoja, s (mol dm-3), je molarna koncentracija spoja u zasićenoj otopini. Npr.:

KptAgCl = [Ag+][Cl -] = 1,8x10-10 (mol2 dm-6)

pa je molarna topljivost:

s = [Ag+] = [Cl-] = (Kpt)1/2 = 1,3x10-5 mol dm-3

Npr., za žuti talog PbJ2 vrijedi:

PbJ2 ⇄ Pb2+ + 2J-

KptPbJ2 = [Pb2+][J-]2 = 8,7x10-9 (mol3 dm-9)

KptPbJ2 = s (2s)2 = 4s3

s = (Kpt/4)1/3 = 1,3x10-3 mol dm-3

Dakle molarna topljivost PbJ2 iznosi 1,3x10-3 mol dm-3, što odgovara koncentraciji Pb2+ iona u zasićenoj otopini. U istoj otopini bit će 2x1,3x10-3 = 2,6x10-3 mol dm-3 J- iona. Molarna topljivost može se izračunati iz Kpt i obratno.

Topljivost nekog spoja BbAa jeste:

BbAa ⇄ bBa+ + aAb-

Kpt = [Ba+]b [Ab-]a

s = [Ba+]/b odnosno s = [Ab-]/a

Kpt = (b.s)b (a.s)a = bb.aa.s(b+a)

s = [Kpt/(bb.aa)]1/(b+a)

PRIMJER 1:

Al(OH)3 ⇄ Al3+ + 3OH-

KptAl(OH)3 = [Al 3+][OH-]3 = 2,0x10-33 (mol4 dm-12)

137

KptAl(OH)3 = s (3s)3 = 27s4

s = (KptAl(OH)3/27)1/4 = 2,9x10-9 mol dm-3

[OH-] = 3s = 8,7x10-9 mol dm-3

PRIMJER 2:

Sb2S3 ⇄ 2Sb3+ + 3S2-

Kpt = [Sb3+]2 [S2-]3

s = [Sb3+]/2 s = [S2-]/3

Kpt = (2s)2 (3s)3 = 4s2.27s3 = 108 s5 = 1,7x10-93 (mol5 dm-15)

s = (Kpt/108)1/5 = 1,1x10-19 mol dm-3

138

Tablica VII.2. Podaci topljivosti za neke teško topljive soli i hidrokside pri sobnoj temperaturi

Formula Kpt s ( mol dm-3)

AgBr 5,2x10-13

AgCl 1,8x10-10

AgJ 8,3x10-17 (1,5x10-16)

AgOH 1,3x10-8

Ag2CO3 6,3x10-12

Ag2S 2,5x10-50 (5,5x10-51)

Al(OH)3 2,0x10-33 (1,0x10-33 - 2x10-32)

BaCO3 5,5x10-10 (5,1-8,1x10-9)

BaSO4 1,1x10-10 (1,5x10-9)

Bi2S3 1x10-97 (1x10-96)

CaCO3 6,6x10-9

CaSO4 4,8x10-5

CdS 7,9x10-27 *, 1x10-28 ** 8,9x10-14*, 1x10-14 **

Co(OH)2 1x10-16

CoS 7,9x10-23 (10-22-10-26) 8,9x10-12

Cr(OH)3 1x10-30 (6,7x10-31)

CuS 7,9x10-36 (8x10-37) 2,8x10-18

Fe(OH)3 4,0x10-38 (2,0x10-39 - 6x10-38)

FeS 5x10-18 (10-18-10-21)

HgS 1,6x10-52 ***, 4,0x10-53 ** 1,3x10-26 ***, 6,3x10-27 **

Hg2Cl2 1,3x10-18

Hg2J2 1,3x10-28

MgCO3 (1,0-2,6)x10-5

Mg(OH)2 1,8x10-11 (1,1x10-11 - 8,9x10-12)

Mn(OH)2 6,3x10-15 (2x10-13)

MnS 1x10-15 3,2x10-8

Ni(OH)2 1,6x10-14 (6,5x10-18 - 1,6x10-16)

NiS 2,0x10-21 (10-21 – 10-26) 4,5x10-11

PbS 2,5x10-27 (10-27 – 10-29) 5x10-14

PbSO4 1,6x10-8

Sb2S3 1,7x10-93 (3,0x10-59)

SnS 1x10-25 (10-25-10-28) 3,2x10-13

SrCO3 1,1x10-10 (9,4x10-10)

Zn(OH)2 1x10-17 (5x10-17)

ZnS 1,6x10-24 †, 2,5x10-22 (10-22-10-25)‡ 1,3x10-12 †, 1,6x10-11 ‡

* žuti, ** crveni, *** crni, † α-, ‡ β-

139

Numerička vrijednost Kpt je kvantitativna mjera granice topljivosti soli. Kpt je ionski produkt zasićene otopine. Ako je produkt koncentracija iona soli u otopini niži od Kpt radi se o nezasićenoj otopini u kojoj se može otopiti dodatna količina čvrste tvari do granice odreñene s Kpt. Ako je on veći od Kpt otopina je momentalno prezasićena te dolazi do taloženja dok se ionski produkt ne izjednači s Kpt.

Važno je proučiti utjecaj promjena uvjeta, npr., pH kao i efekte zajedničkog/stranog iona na zasićenu otopinu. (I druge su ionske ravnoteže pod utjecajem efekta soli. Tako npr., 0,10 mol dm-3 otopina CH3COOH je u vodi ionizirana 1,3% a u 0,10 mol dm-3 NaCl 1,7%.)

Heterogena ravnoteža čvrsto-tekuće dade se pomicati udesno ili ulijevo utjecajem izvana na sustav:

1. tako da se smanji koncentracija iona otopljene soli, npr., povećanjem volumena otopine (razrijeñivanjem). U tom slučaju ravnoteža se pomiče s lijeva na desno tj. sol se otapa,

2. povećanjem koncentracije iona soli ravnoteža se pomiče na lijevo tj. sol se taloži (efekt zajedničkog iona),

3. dodatkom stranog iona ravnoteža se pomiče udesno tj. sol se otapa (utjecaj stranog iona). Ovo se dogaña zato jer strani ioni stvaraju takve uvjete u otopini da su ioni taloga jače zadržani u otopini.

U posljednja dva slučaja radi se o tzv. efektu soli a može ga izazvati strani ili zajednički ion. Utjecajem stranih ili zajedničkih dolazi do pomicanja ravnotežnog stanja prema Le Châtelieru: Kpt se ne mijenja ali se mijenja topljivost.

Uz dodatak stranog elektrolita dolazi do povećanih interionskih atrakcija a zbog povećane ionske jakosti opada fa i aktivitet iona pa aktivitet postaje niži od koncentracije. Kpt tada treba računati kao umnožak aktiviteta a ne koncentracija. Povećanje ionske jakosti dovodi do povećanja topljivosti soli!

Utjecaj zajedničkog iona na smanjenje topljivosti teško topljivog taloga možemo dokumentirati na primjeru AgCl:

AgCl ⇄ Ag+ + Cl-

Kpt = [Ag+] [Cl -] = 1,8x10-10 pri 25 oC

Molarna topljivost AgCl u vodi iznosi 1,3x10-5 mol dm-3. Dodatkom natrijeva klorida u zasićenu otopinu iznad taloga AgCl raste koncentracija Cl- iona. Sustav odgovara na to prema Le Châtelierovom načelu: dodani Cl- ioni pomiču ravnotežu prema čvrstom AgCl snizujući koncentraciju Ag+ i taložeći ga kao AgCl. Zato je topljivost AgCl, npr., u 0,1 mol dm-3 otopini NaCl, 104 puta niža nego u vodi:

[Ag+] = Kpt/[Cl-] = 1,8x10-10/0,10 = 1,8x10-9 mol dm-3

Koncentracija taloženog iona zaostalog u otopini može se jako reducirati ako se za taloženje koristi taložni reagens u suvišku. Ipak, općenito vrijedi da treba izbjegavati preveliki suvišak zajedničkog iona jer pri visokim ionskim koncentracijama efekt soli povećava topljivost soli a kod nekih taloga povećanu topljivost može izazvati nastajanje

140

kompleksnog iona. Katkada se efekt zajedničkog iona koristi za sprečavanje nastajanja taloga. Npr., nastajanje taloga Mg(OH)2:

Mg(OH)2 ⇄ Mg2+ + 2OH-

Taloženje se može spriječiti održavanjem niske koncentracije OH- iona. Ako je izvor OH- iona amonijak:

NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH-

Koncentracija OH- se može kontrolirati dodatkom NH4+ iona (NH4

+ je strani ion u reakciji taloženja Mg2+ s OH-). Ako se dodaje NH4

+ ravnoteža disocijacije amonijaka se pomiče ulijevo i smanjuje se koncentracija OH- iona (vidi Puferske smjese). Na taj se način postiže da se [OH-] može održati na stupnju koji ne izaziva taloženje Mg(OH)2.

Kod teško topljivih taloga hidroksida vrijede slijedeće aproksimacije:

1. ako je [OH-] nastala disocijacijom hidroksida >1,0x10-6 mol dm-3 smije se zanemariti disocijacija vode [gotovo svi hidroksidi tipa B(OH)2, npr., Ca(OH)2, Mg(OH)2, Fe(OH)2];

2. ako je [OH-] nastao disocijacijom hidroksida <1,99x10-9 mol dm-3 smije se zanemariti [OH-] iz taloga i računati s pH 7 [gotovo svi talozi sastava B(OH)3, npr., Fe(OH)3, prema nekim autorima i Al(OH)3];

3. ako ne vrijedi niti 1 niti 2 ne smije se zanemariti disocijacija vode [npr., kod Be(OH)2, Cr(OH)3].

PRIMJER:

Fe(OH)3 ⇄ Fe3+ + 3OH-

KptFe(OH)3 = [Fe3+] [OH-]3 = s (3s)3 = 27s4 = 4,0x10-38 (mol4 dm-12)

s = [Fe3+] = (Kpt/27)1/4 = 2,0x10-10 mol dm-3

[OH-] = 3s = 5,9x10-10 mol dm-3

Dakle zadovoljeni su kriteriji:

s < 6,63x10-10 mol dm-3 i [OH-] < 1,99x10-9 mol dm-3

pa vrijedi: [OH-] = 1,00x10-7 mol dm-3 (iz disocijacije vode)

Kpt = s [OH-]3 = s (1,00x10-21) = (6,63x10-10) (1,00x10-21)

Kpt < 6,63x10-31

141

Utjecaj pH na taložne reakcije

Topljivost slabo topljivih soli varira s kiselošću medija kao što i taloženje može promijeniti pH sredine u kojoj se izvodi. Mnogi kationi stvaraju teško topljive hidrokside kod kojih dolazi do efekata hidrolize kationa (vidi Hidroliza) ili amfoternosti taloga (vidi Amofternost):

BOH ⇄ B+ + OH-

B+ + H2O ⇄ BOH + H+ hidroliza kationa

K1 = ([BOH][H+])/[B+]

BOH ⇄ BO- + H+ utjecaj alkalnog medija (amfoternost hidroksida)

K2 = ([BO-][H+])/[BOH]

U kiselom mediju zadnje dvije kemijske ravnoteže pomaknute su ulijevo. Mijenjajući medij od alkalnog prema kiselom od potpune dominacije aniona, preko hidroksida dolazimo do dominacije kationa. Prisustvo pojedinih oblika ovisno o pH može se prikazati shematski:

B+ BOH BO-

pK1 pK2 pH

Topljivost hidroksida definirana je s Kpt i "s":

s = [B+] + [BOH] + [BO-] [BOH] zanemariv

[B+] = ([BOH][H+])/K1 = K’ [H +] topljivost hidroksida izravno je proporcionalna koncentraciji protona

[BO-] = ([BOH] K2)/[H+] = K’’/[H +] topljivost hidroksida obrnuto je

proporcionalna koncentraciji protona.

Pojednostavljen izraz za ovisnost topljivosti o pH glasi:

s = [B+] + [BO-] = K’ [H +] + K’’/[H +]

Navedeni izraz grafički je prikazan na slici VII.5. Topljivost "s" varira s pH prema prikazanoj krivulji (slika VII.5.a) tako da je lijevi dio krivulje funkcija od K’ [H+] a desni dio je funkcija od K’’/[H +]:

142

Slika VII.5. Ovisnost topljivosti teško topljivih hidroksida o pH: a) amfoteran, b) neamfoteran hidroksid.

Npr., hidroksid aluminija može dati anion AlO2- i kation Al3+ jer ima amfoteran

karakter te mu odgovara cijeli tok krivulje sa slike VII.5.a. Neamfoterni hidroksid, npr., hidroksid srebra ili željeza otapanjem daje samo katione metala pa će topljivost biti proporcionalna porastu kiselosti. Tada vrijedi samo lijevi dio krivulje (slika VII.5.b).

PRIMJER:

Al(OH)3 ⇄ Al3+ + 3OH-

hidroliza kationa:

Al3+ + 3H2O ⇄ Al(OH)3 + 3H+ K1 = ([Al(OH)3] [H+]3)/[Al 3+]

[Al 3+] = ([Al(OH)3] [H+]3)/K1 = K’ [H+]3

amfoterno ponašanje u suvišku lužine:

Al(OH)3 ⇄ AlO2- + H2O + H+ K2 = ([AlO2

-] [H+])/[Al(OH)3]

[AlO2-] = (K2 [Al(OH)3])/[H+] = K’’/ [H+]

s = [Al 3+] + [AlO2-] = K’ [H+]3 + K’’/ [H+]

Amfoterni hidroksidi se otapaju i u kiselinama i u lužinama (vidi Amfoternost, vidi i Selektivno taloženje i otapanje hidroksida). Al3+ se iz 0,01 mol dm-3 otopine počinje taložiti kod pH 4 a kod pH 5 njegova se koncentracija smanji na 10-5 mol dm-3. Nadalje, otapanje započinje od pH 9 do 12. Slijedi da su optimalni uvjeti taloženja Al(OH)3 pri pH 5-9.

Kada se u kiselu otopinu cinka polagano dodaje lužina pH će porasti dok se ne zadovolji Kpt za Zn(OH)2 (slika VII.5.a.). Tada daljnje dodavanje lužine ne mijenja znatno pH (nagli pad krivulje), jer se hidroksid ioni vežu prema reakciji:

Zn2+ + 2OH- ⇄ Zn(OH)2 bijeli talog

BOH� B+

pH

s (m

ol d

m-3)

b)

s (m

ol d

m-3)

a)

s = K'[H+] K''

[H+] s =

B+ BOH� BO-

pH

s = K'[H+]

143

Daljnjim dodavanjem lužine pH naglo poraste (dno krivulje) do momenta kada počinje otapanje hidroksida (uzlazni dio krivulje) uz nastajanje cinkat iona:

Zn(OH)2 + OH- ⇄ [Zn(OH)3]- (ili HZnO2

- + H2O)

odnosno daljnjim dodatkom lužine:

Zn(OH)2 + 2OH- ⇄ [Zn(OH)4]2- (ili ZnO2

2- + 2H2O)

Dakle takoñer vrijedi:

Zn(OH)2 ⇄ HZnO2- + H+

odnosno

Zn(OH)2 ⇄ ZnO22- + 2H+

Strmina krivulje tj. promjena pH da se topljivost hidroksida spusti za isti faktor (npr., s 10-2 na 10-5 mol dm-3) ovisi o oksidacijskom stanju kationa. Npr., kod Fe(OH)3 ∆pH = 1, kod Zn(OH)2 ∆pH = 2, a kod AgOH ∆pH = 3.

Ponašanje neamfoternih sulfida (npr., NiS, CoS) i amfoternih sulfida (npr., Sb2S3, SnS2, vidi Amfoternost, Redoks reakcije, Selektivno taloženje i otapanje sulfida) u ovisnosti o pH medija može se grafički prikazati analogno ponašanju hidroksida sa slike VII.5.

VII.4.1. SELEKTIVNO TALOŽENJE I OTAPANJE

Postupci selektivnog taloženja i otapanja analitički su vrlo značajni te su temelj klasičnih postupaka odjeljivanja iona. Podsjetimo se da se teško topljiva sol pri odreñenoj temperaturi počinje taložiti kada koncentracija iona te soli prekorači vrijednost Kpt. Obrnuto ako se želi spriječiti taloženje teško topljive soli mora se koncentracija iona održati ispod vrijednosti potrebne da se prekorači Kpt. Često otopina sadrži više od jednog iona sposobnog za taloženje s taložnim reagensom. Prvo se dakako taloži teže topljiva sol a ako se taložni reagens nastavlja dodavati može se doći do točke kada se i lakše topljiv talog počinje taložiti zajedno s teže topljivim. U analizi realnog uzorka potrebno je istaložiti jedan ili više iona iz smjese tako da ostali ioni ostanu u otopini. Kasnije se ioni iz otopine talože drugim reagensom ili istim reagensom kod drugih uvjeta. Npr., regulacija kiselosti često omogućuje ili sprečava taloženje soli slabih kiselina. Taloženje je moguće spriječiti ili usmjeriti i stvaranjem jakih kompleksa.

Analitičke metode za dokazivanje anorganskih iona služe se skupinskim reagensima pomoću kojih se provodi taloženje pojedinih skupina iona i njihovo odjeljivanje. Benzoatna metoda svrstava katione u 5 skupina, a tioacetamidna ili H2S metoda u 6 analitičkih skupina. U pojedine skupine svrstani su kationi koji pod odreñenim uvjetima (pH, temperatura, itd.) s odreñenim reagensom daju teško topljiv talog. To vrijedi i za anione.

144

Taloženje se općenito može provesti na 3 načina:

1. izravno taloženje

2. frakciono taloženje

3. selektivno taloženje (npr., iz puferiranih otopina).

Izravno taloženje je najjednostavnije i sastoji se u tome da analit s taložnim reagensom dade teško topljivi produkt. Npr., izravno je taloženje kationa I. skupine s HCl.

Frakciono taloženje potrebno je izvesti onda ako se u otopini nalazi više iona koji s taložnim reagensom stvaraju talog. Može ih se frakciono taložiti ako im se vrijednosti za Kpt bitno razlikuju. Npr., ako se u smjesu halogenida [Cl-, Br-, J- (anioni IV. analitičke skupine)] dodaje AgNO3 sva tri aniona reagiraju dajući različito obojene taloge i taloge različite topljivosti. Najteže topljiv je AgJ a najlakše AgCl:

KptAgCl = 1,8x10-10 s = 1,3x10-5 mol dm-3

KptAgBr = 5,2x10-13 s = 7,2x10-7 mol dm-3

KptAgJ = 8,3x10-17 s = 9,1x10-9 mol dm-3

Kod frakcionog taloženja bitno je da razlike vrijednosti molarnih topljivosti odnosno Kpt budu što veće. Taloženje se provodi polagano i ujedno radi se odjeljivanje nastalog taloga ako se želi provesti odjeljivanje. Taloženje svakog pojedinog taloga započinje onda kada se prekorači Kpt spoja tako da će se AgJ vrlo brzo istaložiti (žuti talog). Kada se kvantitativno istaloži J- nastaje period kada se ništa ne taloži dodavanjem AgNO3 sve dok se ne prekorači KptAgBr: tada se taloži svijetlo žuti AgBr sve dok se Br- ne istaloži kvantitativno i tek zatim počinje taloženje bijelog taloga AgCl.

Selektivno taloženje u otopini u kojoj postoji više iona koje taloži zajednički reagens regulira se kontrolom koncentracije dodanog reagensa pomoću neke paralelne reakcije. Takva paralelna reakcija može biti stvaranje slabe kiseline, odnosno baze ili puferiranje otopine. Na tome se temelji selektivno taloženje i odvajanje sulfida, hidroksida, karbonata i drugih teško topljivih soli. Odjeljivanje iona unutar skupine provodi se selektivnim otapanjem koje se često temelji na svojstvima amfoternosti taloga.

VII.4.1.1. Selektivno taloženje i otapanje klorida

Kationi I. analitičke skupine izravno se talože kao teško topljivi kloridi. Topljivosti klorida kationa I. skupine su su date u tablici VII.3.

Tablica VII.3. Podaci topljivosti za neke teško topljive kloride

Analitička skupina Formula Kpt s (mol dm-3)

I AgCl 1,8x10-10 1,3x10-5

PbCl2 1,7x10-5 1,6x10-2

Hg2Cl2 1,3x10-18 6,9x10-7

145

Ove se kloride dade odijeliti s obzirom na razlike u topljivosti. Tako se PbCl2 otapa već u vrućoj vodi, AgCl u koncentriranom NH4OH (vidi Otapanje stvaranjem kompleksnog iona) dok Hg2Cl2 uz NH4OH disproporcionira (vidi Reakcije disproporcioniranja):

Hg2Cl2 + 2NH3 ⇄ HgNH2Cl + Hg + NH4+ + Cl-

-1e +1e

bijeli talog crni talog

Ako se u talogu nalazi Hg2Cl2 u velikom suvišku srebro ne prelazi u [Ag(NH3)2]+ nego se

odvija reakcija:

Hg + 2AgCl ⇄ 2Ag + HgCl2

pa se talog digerira u zlatotopci.

Dodavanjem HCl postigli smo:

1. izravno taloženje samo kationa I. skupine, jer su kloridi kationa svih ostalih skupina topljivi u vodi

2. da Cu2+ s H2S ne daje koloidnu otopinu CuS

3. da je arsen u kationskom obliku

4. regulaciju kiselosti koja omogućuje selektivno taloženje kationa II. skupine kao sulfida.

VII.4.1.2. Selektivno taloženje i otapanje sulfida

Sulfidni ioni tvore analitički značajne, teško topljive, obojene taloge s nizom metalnih iona koje zbog jednostavnosti prikazujemo kao jednostavne molekule poput BS ili B 2S3. Ovi talozi mogu imati različite kristalne strukture što se očituje u različitim fizičkim svojstvima kao što su boja i topljivost. Postupno, selektivno, taloženje metalnih sulfida moguće je zato jer postoje velike razlike meñu njihovim Kpt odnosno "s" vrijednostima. Fenomen da disocijacija taložnog reagensa može ovisiti o pH medija koristi se za selektivno taloženje sulfida. Tako u kiselom mediju H2S kao taložni reagens slabo disocira i koncentracija sulfid iona je dovoljna samo za taloženje najteže topljivih sulfida. U alkalnom mediju, ionizacijom se stvara koncentracija sulfid iona dovoljna i za taloženje lakše topljivih sulfida. Tako se kontrolom koncentracije S2- iona kao taložnog reagensa mogu prvo istaložiti teže topljivi a zatim lakše topljivi sulfidi (tablica VII.4.). Kod selektivnog se taloženja postavlja više pitanja: koji će se ion taložiti prvi iz smjese ako se reagens dodaje polagano, da li će se taj ion istaložiti potpuno prije nego se počnu taložiti drugi ioni, i uz koje uvjete će se postići odvojeno taloženje.

146

Tablica VII.4. Podaci topljivosti za neke teško topljive sulfide

Analitička skupina Formula Kpt s (mol dm-3)

I Ag2S

PbS

2,5x10-50 (5,5x10-51)

2,5x10-27 (10-27-10-29)

~10-14-10-17

IIa Bi2S3

CdS

CuS

HgS

1x10-97 (1x10-96)

7,9x10-27, 1,0x10-28

7,9x10-36 (8x10-37)

1,6x10-52 *, 4,0x10-53 **

~10-14-10-27

IIb As2S3

Sb2S3

SnS2

SnS

-

1,7x10-93 (3,0x10-59)

1x10-70

1,0x10-25 (10-25-10-28)

~10-13-10-24

III FeS

Fe2S3***

5x10-18 (10-18-10-21)

1,0x10-88

~10-9 (10-18 ***)

IV CoS

NiS

MnS

ZnS

7,9x10-23 (10-22-10-26)

2,0x10-21 (10-21-10-26)

1x10-15

1,6x10-24 †, 2,5x10-22 (10-22-10-25)‡

~10-8-10-12

* Crni, ** crveni. *** Postojanje Fe2S3 je upitno, vjerojatno se radi o smjesi FeS+S. † α-, ‡ β-modifikacija.

Gotovo svi kationi I, II, III. i IV. analitičke skupine talože se kao sulfidi ali su sulfidi kationa I. i II. skupine teže topljivi od sulfida kationa III i IV skupine pa se upravo na razlici topljivosti sulfida temelji odjeljivanje ovih kationa. Tako su kationi I. i II. analitičke skupine metalni ioni tzv. sumporovodične skupine, a kationi III. i IV. analitičke skupine metalni ioni skupine amonij sulfida. Iza taloženja kationa I. skupine kao teško topljivih klorida s razr. HCl zaostaje kiseli medij pogodan za selektivno taloženje kationa II. analitičke skupine. Ako kationi I. skupine nisu kvantitativno odvojeni sutalože se s II. skupinom u obliku sulfida.

Da bi se istaložili kationi II. skupine kao sulfidi potrebna je manja koncentracija S2-

nego za sulfide kationa IV. skupine uz pretpostavku da se u otopini nalaze i jedni i drugi u približno jednakim koncentracijama. Dakle, ako se u otopini nalazi tolika [S2-] dovoljna samo da se prekorači Kpt sulfida kationa II. skupine ali ne i Kpt sulfida kationa IV. skupine istaložit će se samo sulfidi kationa II. skupine dok će kationi IV. skupine ostati u otopini. Na ovom se primjeru dobro može pokazati kako se sva razdvajanja u skupine a i razdvajanja iona unutar skupine temelje na podešavanju odgovarajuće kemijske ravnoteže. Ovdje se radi o složenim ravnotežama.

Taloženje započinje kada umnožak molarnih koncentracija iona koji tvore talog postane veći od Kpt (prezasićena otopina):

[B2+][S2-] = Kpt < [B2+][S2-]

zasićena ot. prezasićena ot.

147

Ako se u neutralnu otopinu u kojoj se nalaze neki kationi II, III. i IV. skupine (npr., Hg2+, Cu2+, Bi3+, Fe3+, Zn2+, Ni2+) uvede H2S taložit će se svi kao sulfidi. Pri tome će se neki taložiti odmah a neki naknadno. Ako se meñutim prije uvoñenja H2S doda HCl (i to toliko da joj koncentracija u otopini bude 0,3 mol dm-3) taložit će se samo kationi II. skupine kao sulfidi dok će drugi kationi ostati u otopini. Zato treba protumačiti:

1. ionizaciju H2S

2. razlike Kpt i "s" sulfida kationa II, III. i IV. skupine

3. utjecaj kiselosti

4. efekt zajedničkog iona.

Ravnoteža koju uspostavlja H2S u vodenoj otopini dobar je primjer ravnoteže koja se lako može pomicati u oba smjera. H2S je slaba dibazična kiselina koja disocira u 2 stupnja:

H2S ⇄ HS- + H+ Kk1 = [HS-][H+]/[H2S] = 1,0 x10-7 pKk1 = 7,0

HS- ⇄ S2- + H+ Kk2 = [S2-][H+]/[HS-] = 1,2x10-13 pKk2 = 12,92

+ H+ (npr., iz HCl)

Zbog povećane [H+] prema Le Châtelierovom načelu smanjuje se [S2-] tj. disocijacija H2S ide u smjeru nastanka HS-. To je efekt zajedničkog iona (vidi i str. 54-55).

U otopini H2S nalaze se S2-, HS- i H2S čiji udjeli ovise o pH:

H2S ⇄ HS- ⇄ S2-

5 8 12 13 pH

Vidljivo je da u jako bazičnim otopinama (pH >13) egzistira samo S2- ion; povećanjem kiselosti koncentracija S2- iona se smanjuje a povećava koncentracija HS- iona koji dominira u pH području 8-12, a pri pH <5 postoji samo H2S.

Da bi se dakle istaložili samo sulfidi kationa II. ali ne i IV. skupine treba izračunati [S2-] potrebnu za taloženje a time i pH kod kojeg će se moći postići željena [S2-

]. Ukupna koncentracija H2S u vodenoj otopini je:

[H2S]uk = [H2S] + [HS-] + [S2-]

Iz sukcesivnih konstanti ravnoteže slijedi konstanta disocijacije H2S:

[HS-] = ([H+][S2-])/Kk2

Kk1 = ([H+][H+][S2-])/(Kk2 [H2S]) = ([H+]2 [S2-])/(Kk2 [H2S])

Kk1.Kk2 = ([H+]2 [S2-])/[H2S] = Kk = 1,2x10-20

148

Ove relacije na prvi pogled govore da se radi o procesu tokom kojeg se stvara jedan sulfid ion na svaka dva hidronijum iona. Meñutim, u svakoj otopini H2S [H3O

+] je mnogo veća nego [S2-]. Većina molekula H2S koje disociraju čine to do stupnja HS- a S2- ioni rezultiraju samo iz slabe sekundarne ionizacije. Analitički je dakle važna ravnoteža drugog stupnja disocijacije koja je odgovorna za koncentraciju sulfid iona u otopini. Ako se u ovoj ravnoteži smanjuje koncentracija H+ iona vezanjem u H2O a dodatkom OH- iona, ravnoteža će se pomaknuti udesno dakle u smislu disocijacije HS- iona čime će se povećati koncentracija S2- iona. Obratno, ako u otopinu H2S dodajemo H+ (u obliku jake kiseline) da bi konstanta ravnoteže ostala stalna ravnoteža će se pomicati ulijevo što će rezultirati smanjenjem koncentracije S2- iona. Dakle, koncentracija sulfid iona regulira se kiselošću odnosno primjenom efekta zajedničkog iona na ionizaciju H2S.

Kako je topljivost H2S ~0,1 mol dm-3 (koncentracija zasićene vodene otopine H2S koja se dobiva uvoñenjem plinovitog H2S u vodu) slijedi:

[H+]2 [S2-] = 1,2x10-21 mol3 dm-9

To je ionski produkt za H2S važan za regulaciju taloženja sulfida različite topljivosti. Dakle, selektivno taloženje sulfida provodi se kontrolom koncentracije S2- iona a ova je vezana uz koncentraciju protona na temelju ionskog produkta H2S koji vrijedi za uvjete zasićene otopine pri 25 oC:

[H+]2 [S2-] = 1,2x10-21 mol3 dm-9

pS = 20,8 – 2pH

pS ~ 21 - 2pH

Iz ionskog produkta se vidi da se uz definiranu koncentraciju H+ iona dobiva točno odreñena koncentracija S2- iona; ako je [H+] velik taložit će se samo najteže topljivi sulfidi (sulfidi kationa II. skupine) dok se u alkalnom mediju talože i lakše topljivi sulfidi (npr., sulfidi kationa IV. skupine). Kontrola [S2-] postiže se primjenom HCl, HClO4, (NH4)2CO3 i NH4OH.

[H+] dobivamo iz prvog ionizacijskog koraka a [S2-] iz drugog (vidi i str. 52-53):

H2S ⇄ HS- + H+ [HS-] = [H+] [H2S]poč = [H2S]

Kk1 = ([HS-][H+])/[H2S] = ([HS-][H+])/0,1 = [H+]2/0,1 = 1,0x10-7

[H+] = [(1,0x10-7) (0,1)]1/2 = 1,0x10-4 mol dm-3

pH = 4,0.

U reakciji taloženja sudjeluju sulfidi iz druge disocijacijske ravnoteže:

HS- ⇄ S2- + H+ [HS-] = [H+] = 1,0x10-4 mol dm-3

Kk2 = ([S2-][H+])/[HS-] = 1,2x10-13

[S2-] = (Kk2 [HS-])/[H+] = Kk2 = 1,2x10-13 mol dm-3

149

Koncentracija sulfid iona približno je jednaka Kk2 u svakoj otopini H2S koja ne sadrži ione nastale iz nekog drugog elektrolita. S koncentracijom sulfida od 10-13 mol dm-3 talože se ne samo sulfidi II. nego i IV. skupine što se računski može utvrditi ako se pomnože koncentracija S2- s koncentracijom kationa koji ostaje u otopini nakon taloženja svog sulfida. Kation se smatra kvantitativno istaloženim ako mu se početna koncentracija smanji na ≤1x10-5 mol dm-3 jer ga običnim kvalitativnim reakcijama ne možemo više dokazati. (U literaturi se kao kriterij kvantitativnog taloženja pojavljuje i maksimalno dozvoljena koncentracija u otopini zaostalog metalnog iona od 1x10-6 mol dm-3.) Za sulfid dvovalentnog kationa B2+ vrijedi:

[B2+] [S2-] = Kpt

[S2-] = Kpt/[B2+] = Kpt/10-5

[S2-] (10-5) = (1,2x10-13) (10-5) = 1,2x10-18 mol2 dm-6

Dakle uz [S2-] od 1,2x10-13 mol dm-3 taložit će se svi sulfidi dvovalentnih kationa s Kpt ≤10-18 (svi sulfidi kationa II. skupine te iz IV. skupine ZnS, CoS, NiS, ali ne i MnS).

Kako [S2-] ovisi o pH to mijenjanjem [H+] možemo selektivno taložiti ione. Teško topljivi sulfidi će se iz kisele otopine kvantitativno taložiti onda kada vrijedi:

[S2-] = 1,2x0-21/[H+]2 = Kpt/10-5

[H+] = (1,2x10-26/Kpt)1/2

Utvrñeno je da u otopini koja je 0,3 mol dm-3 s obzirom na HCl (pH 0,5) nastaje koncentracija S2- iona dovoljna za taloženje sulfida kationa II. skupine ali ne i sulfida kationa IV. skupine. Pri toj kiselosti talože se sulfidi Hg2+, Pb2+, Cu2+, Bi3+, Cd2+, Sn2+, ali ne i sulfidi Fe2+, Co2+, Ni2+, Mn2+ i Zn2+.

PRIMJER 1: Kolika je [S2-] u HCl otopini koja je zasićena s H2S ako je pH 3,0?

[H+] = 1,0x10-3 mol dm-3

(1,0x10-6) [S2-] = 1,2x10-21

[S2-] = 1,2x10-15 mol dm-3

U zasićenoj vodenoj otopini čistog H2S [S2-] = 1,2x10-13 mol dm-3. U upravo opisanoj otopini H2S zajednički ion, H+, potisnuo je ionizaciju H2S. S obzirom da otopina sadrži H+ ione i iz drugog izvora osim H2S [H+] nije jednak [HS-] pa i [S2-] nije jednak Kk2. U gornjem primjeru kvantitativno će se taložiti sulfidi dvovalentnih kationa s Kpt manjim od produkta: (1,2x10-15) (10-5) = 1,2x10-20.

Dakle, optimalni uvjeti za taloženje sulfida kationa II. skupine ali ne i taloženje sulfida kationa III. i IV. skupine su slijedeći:

[H2S] = 0,1 mol dm-3 (zasićena otopina)

[H+] ~ 0,3 mol dm-3 (~1%), pH 0,5

150

[H+]2 [S2-] = 1,2x10-21 mol3 dm-9

[S2-] = 1,2x10-21/0,09 = 1,3x10-20 mol dm-3

Za kvantitativno taloženje B2+ iona vrijedi:

[B2+][S2-] = (1,3x10-20) (10-5) = 1,3x10-25 mol2 dm-6

Pod ovim uvjetima istaložit će se kvantitativno svi sulfidi dvovalentnih kationa s Kpt ≤10-25 pa i SnS kao najtopljiviji talog (Kpt = 1,0x10-25) meñu sulfidima kationa II. skupine, ali ne i ZnS (Kpt = 1,6x10-24) kao najteže topljiv sulfid kationa IV. skupine.

PRIMJER 2: Za SnS kao najtopljiviji sulfid kationa II. skupine vrijedi:

KptSnS = [Sn2+][S2-] = 1,0x10-25

[S2-] = 1,0x10-25/10-5 = 1,0x10-20 mol dm-3

Sn2+ će biti kvantitativno istaložen onda kada koncentracija S2- bude ≥1,0x10-20 mol dm-3. Koja koncentracija H+ iona odgovara navedenoj koncentraciji S2-?

[H+]2 [S2-] = 1,2x10-21

[H+] = (1,2x10-21/1,0x10-20)1/2 = (0,12)1/2 = 0,35 mol dm-3

Ovoj [H+] odgovara pH = 0,46. Znači da bi kvantitativno istaložili i najtopljiviji sulfid kationa II. skupine, SnS, taloženje treba provesti kod [H+] ≤0,35 mol dm-3 tj. kod pH ≥0,46. Istaložit će se dakako i svi teže topljivi sulfidi.

Promatrajući sustave u kojima dolazi do taloženja sulfida treba uzeti u obzir i činjenicu da kiselost otopine raste kada se sulfid taloži. Taloženje II. skupine započinje kod pH 0,5. No s obzirom na to da se tokom taloženja medij zakiseljava, da bi se istaložio i SnS, kiselost se reducira razrijeñivanjem s jednakim volumenom vode.

PRIMJER 3: Za žuti CdS vrijedi:

KptCdS = [Cd2+][S2-] = 7,9x10-27

[S2-] = 7,9x10-27/10-5 = 7,9x10-22 mol dm-3

Znači da će Cd2+ biti kvantitativno istaložen onda kada koncentracija S2- bude ≥7,9x10-22 mol dm-3. Koja koncentracija H+ odgovara navedenoj koncentraciji S2-?

[H+]2 [S2-] = 1,2x10-21

[H+] = (1,2x10-21/7,9x10-22)1/2 = (1,52)1/2 = 1,23 mol dm-3

ili

[H+] = (1,2x10-26/7,9x10-27)1/2 = (1,52)1/2 = 1,23 mol dm-3

151

Znači da bi kvantitativno istaložili CdS taloženje treba provesti kod [H+] ≤1,23 mol dm-3. Istaložit će se dakako i svi teže topljivi sulfidi. Kako se tokom taloženja kiselost otopine povećava zbog reakcije:

Cd2+ + H2S ⇄ CdS + 2H+

taloženje počinjemo oko pH 0,5. Da pri tome ne bi došlo i do taloženja α-ZnS (KptZnS = 1,6x10-24) [Zn2+] mora biti niža od:

[Zn2+] = KptZnS/7,9x10-22 = 1,6x10-24/7,9x10-22 = 2,0x10-3 mol dm-3

tj. taloženje se radi iz otopine sa [Zn2+] <2,0x10-3 mol dm-3.

PRIMJER 4: Ako je [Co2+] = 0,2 mol dm-3, minimalna [S2-] treba biti:

[S2-] = KptCoS/[Co2+] = 7,9x10-23/0,2 = 4,0x10-22

[S2-] ≥4,0x10-22 mol dm-3

[H+] potrebna za dobivanje te [S2-] u zasićenoj otopini H2S jeste:

[H+] = (1,2x10-21/4,0x10-22)1/2 = (3,04)1/2 = 1,74

[H+] ≤1,74 mol dm-3

To je maksimalna kiselost kod koje može započeti taloženje CoS iz 0,2 mol dm-3 otopine Co2+.

Meñusobno odjeljivanje kationa II. analitičke skupine temelji se na topljivosti amfoternih sulfida (sulfidi kationa IIb. podskupine) u polisulfidu; tim selektivnim otapanjem oni prelaze u topljive sulfo soli i odvajaju se od sulfida kationa IIa. podskupine. Za reakcije otapanja As2S3 i Sb2S3 u amonij sulfidu, amonij polisulfidu i konc. HNO3 (vidi Amfoternost, vidi i Redoks reakcije).

Dakle, u zasićenim otopinama metalnih sulfida S2- ioni mogu biti oksidirani do elementarnog sumpora nekim oksidansima. Posljedica toga je pomak ravnoteže i oksidativno otapanje taloga (vidi Redoks reakcije, vidi i Otapanje promjenom oksidacijskog stanja). Ako je oksidans, npr., HNO3, može se za otapanje teško topljivih sulfida dvovalentnih kationa u konc. HNO3 pisati:

3BS + 2NO3- + 8H+ ⇄ 3B2+ + 3S0 + 2NO + 4H2O

-2e/3 +3e/2

Ako se oksidans doda u suvišku redoks reakcija ide i dalje te se sumpor oksidira do HSO4

- iona:

3BS + 8NO3- + 11H+ ⇄ 3B2+ + 3HSO4

- + 8NO + 4H2O -8e/3 +3e/8

152

Ovu reakciju treba uzeti u obzir onda kada su u uzorku prisutni metalni ioni koji pripadaju skupini sumporne kiseline (Pb2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+, Ra2+) jer se mogu taložiti njihovi teško topljivi sulfati.

Neki daljnji primjeri otapanja teško topljivih sulfida u konc. HNO3 su slijedeći:

Bi2S3 + 2NO3- + 8H+ ⇄ 2Bi3+ +3S0 + 2NO + 4H2O

-6e +3e/2

SnS2 + 16NO3- + 12H+ ⇄ H2SnO3 + 2SO4

2- +16NO2 + 5H2O -16e +1e/16

As2S5 + 40NO3- + 24H+ ⇄ 2AsO4

3- + 5SO42- + 40NO2 + 12H2O

-40e +1e/40

Lakše topljivi sulfidi obično se otapaju u hladnim razrijeñenim mineralnim kiselinama. Iznimke čine sulfidi kobalta i nikla. Razlog je taj što iz inicijalno istaloženih α-modifikacija nastaju β-modifikacije koje su teže topljive. Zato se selektivno otapanje kao temelj meñusobnog odvajanja kationa IV. analitičke skupine provodi otapanjem lakše topljivih MnS i ZnS u razrijeñenoj HCl (npr., vidi Neke složene ravnoteže). Kao neotopljeni talozi ostaju CoS (ovaj u suvišku NH4-sulfida može tvoriti i Co2S3) i NiS (u suvišku NH4-soli i NH4-sulfida onečišćenog s NH4-polisulfidom nastaje koloidni oblik) koje je moguće otopiti tek u oksidacijskim otapalima poput konc. HNO3, zlatotopke, NaOCl, ili u konc. HCl kojoj je dodan KClO3.

Ako je hidroksid nekog metalnog iona teže topljiv nego njegov sulfid, kao npr., kod Al 3+, Ce3+/4+, Be2+, Cr3+, dodatkom amonij sulfida taloži se hidroksid. Ovo se dogaña zato jer je otopina amonij sulfida alkalna otopina koja je izvor i hidroksidnih i sulfidnih iona (vidi Hidroliza).

Reakcije taloženja teško topljivih sulfida osim unutar sustavne analize kationa mogu poslužiti i za odjeljivanje kationa iz smjese uzorka.

PRIMJER 5: Ako se u otopini nalaze Pb2+ i Mn2+ u koncentracijama od 10-2 mol dm-3 da li će se oni moći odvojiti taloženjem s H2S (KptPbS = 2,5x10-27, KptMnS = 1x10-15)?

Pošto PbS ima manji Kpt od MnS treba se i prvi taložiti. Za njegovo kvantitativno taloženje potrebna je koncentracija S2- iona od barem:

KptPbS = [Pb2+][S2-] = 2,5x10-27

[S2-] = KptPbS/[Pb2+] = 2,5x10-27/10-5 = 2,5x10-22

[S2-] ≥2,5x10-22 mol dm-3

Da bi postigli traženu [S2-] potrebna [H+] ne smije biti viša od:

153

[H+] = (1,2x10-21/[S2-])1/2 = (1,2x10-21/2,5x10-22)1/2 = (4,8)1/2 = 2,19

[H+] ≤2,19 mol dm-3

Taloženje MnS bi započelo kada bi koncentracija sulfid iona bila:

KptMnS = [Mn2+][S2-] = 1x10-15

[S2-] = KptMnS/[Mn2+] = 1x10-15/10-2 = 1x10-13

[S2-] ≥1x10-13 mol dm-3

a da bi nastala potrebna koncentracija sulfid iona koncentracija protona treba biti niža od:

[H+] = (1,2x10-21/[S2-])1/2 = (1,2x10-21/1x10-13)1/2 = (1,2x10-8)1/2 = 1,1x10-4

[H+] ≤1,1x10-4 mol dm-3

pH ≥4,0

S obzirom na veliku razliku kiselosti dozvoljenih za kvantitativno taloženje PbS i početak taloženja MnS ne dolazi do sutaloženja ova dva sulfide i moguće je kontrolom pH provesti njihovo selektivno taloženje odnosno odvajanje Pb2+ od Mn2+.

VII.4.1.3. Selektivno taloženje i otapanje hidroksida

Metalni ioni stvaraju teško topljive hidrokside i tako se talože iz otopine (tablica VII.5.). Različite konstante produkata topljivosti, različiti pH i amfoternost hidroksida dozvoljavaju odvojeno taloženje i odjeljivanje hidroksida. Koncentracija hidroksid iona mora zadovoljiti samo Kpt hidroksida metala kojeg se želi odvojiti od ostalih iona koji stvaraju hidrokside druge topljivosti. Slabije topljivi hidroksidi će se taložiti u slabo kiselom mediju a konstantan pH postiže se puferiranjem otopine (vidi Puferske smjese). Dakle, teže topljivi hidroksidi se kvantitativno talože pri nižim [OH-] tj. iz kiselijih otopina a lakše topljivi hidroksidi pri višim [OH-], dakle iz alkalnijih otopina. Tako se provodi odvajanje teže topljivih hidroksida trovalentnih metala od topljivijih hidroksida dvovalentnih metala. [Hidroksidi su koloidni talozi kao Cr(OH)3, Al(OH)3, Fe(OH)3, ali i kristalinični talozi kao Mg(OH)2. Koloidni hidroksidi veoma aktivno adsorbiraju obojene ione pa takva adsorpcija izaziva karakteristične promjene boje taloga i može služiti za dokazivanje analita.]

154

Tablica VII.5. Podaci topljivosti za neke teško topljive hidrokside

Analitička skupina Formula Kpt s (mol dm-3)

III Al(OH)3

Cr(OH)3

Fe(OH)3

2,0x10-33 (1,0x10-33-2x10-32)

1x10-30 (6,7x10-31)

4,0x10-38 (6x10-38-2,0x10-39)

~ 10-8-10-10

IV Co(OH)2

Mn(OH)2

Ni(OH)2

Zn(OH)2

1x10-16

6,3x10-15 (2x10-13)

1,6x10-14 (1,6x10-16-6,5x10-18)

1x10-17 (5x10-17)

~ 10-5-10-6

VI Mg(OH)2 1,8x10-11 (1,1x10-11-8,9x10-12) ~ 10-4

Taloženje hidroksida kationa III. ali ne i IV. analitičke skupine moguće je zbog velikih razlika Kpt i "s". Kpt hidroksida III. skupine leže u intervalu 10-30-10-38, dok su Kpt hidroksida kationa IV. skupine 10-14-10-17 što zahtijeva visoku koncentraciju OH-. Zbog toga treba izračunati:

1. koji će se hidroksid prvi istaložiti

2. izračunati [OH-] potrebnu za kvantitativno taloženje teže topljivog hidroksida

3. naći pH završetka taloženja teže topljivog taloga

4. izračunati pH početka taloženja lakše topljivog hidroksida.

Izračunavanjem pH vrijednosti pri kojima počinje taloženje i pH vrijednosti pri kojima će ono biti završeno dobivamo odgovor na pitanje koje hidrokside možemo selektivno taložiti. pH početka taloženja hidroksida ovisi o Kpt i o početnoj koncentraciji metalnog iona u otopini. Povećanjem pH medija može doći do sutaloženja karbonata i hidroksida. Tako se BaCO3 ili MgCO3 sutalože uz Al(OH)3 i Zn(OH)2 ako se puferiranjem ne održava konstantan pH povoljan samo za taloženje hidroksida. To neželjeno sutaloženje može dovesti do pogrešnih zaključaka i rezultata analize.

Hidroksidi trovalentnih metala (III. analitička skupina kationa) talože se pri nižim pH od dvovalentnih metala (tablica VII.6.). Npr., taloženje Cr(OH)3 počinje pri pH 4,6 (iz 10-2 mol dm-3 otopine) a kvantitativno je kod pH ≥5,9 (kriterij 10-6 mol dm-3). Još teže topljivi Fe(OH)3 i Al(OH)3 talože se iz još kiselijih otopina. Ovo nam omogućuje da taloženjem s NH4OH u prisustvu NH4Cl (pKkNH4+ = 9,25, vidi str. 50 i Tablica III.1., vidi i Puferske smjese) odvojimo katione III. od kationa IV. analitičke skupine. Naime, hidroksidi kationa IV. analitičke skupine se pri gornjim uvjetima ne talože, a neki ioni grade s amonijakom komplekse (vidi Kompleksi s anorganskim monodentatnim i bidentatnim ligandima), npr., crvenkasti [Co(NH3)6]2+, modri [Ni(NH3)6]2+, bezbojni [Zn(NH3)6]2+, ljubičasti [Cr(NH3)6]3+. Ovo dovodi do otapanja nekih hidroksida. Mg(OH)2. počinje se taložiti kod pH 9,6 (iz 10-2 mol dm-3 otopine) a kvantitativno je istaložen kod pH ≥12,4 (kriterij 10-6 mol dm-3).

155

Tablica VII.6. pH taloženja i otapanja nekih hidroksida

pH taloženja pH otapanja Formula

Početak taloženja

Kvantitativno taloženje Početak otapanja

Potpuno otapanje

Pb(OH)2 7,2 9-10 13

Sn(OH)2 1,5 10 13

Al(OH)3 3,8a 4,8b, 5,2c 9-12

Cr(OH)3 5,0 (4,6a) 5,5b, 5,8c 13-14 Am

fote

rni

Zn(OH)2 6,5 (6,3a) 7,6b, 8,2c 10-11 13

Bi(OH)3 4,0

Cu(OH)2 5,0

Cd(OH)2 8,3

Fe(OH)3 2,2a 3,2b, 3,4c

Mn(OH)2 8,3 (8,8a) 10,3b, 10,7c

Ni(OH)2 7,4 (7,6a) 9,2b, 9,6c

Co(OH)2 7,5 8,7

Ca(OH)2 13,8b

Nea

mfo

tern

i

Mg(OH)2 9,6 (10,4a) 11,9b, 12,4c a Početak taloženja iz 10-2 mol dm-3 otopine. Završetak taloženja: b kriterij 10-5 mol dm-3, c kriterij 10-6 mol dm-3.

Najčešće se taloženje provodi iz puferiranih otopina (vidi Puferske smjese). III. skupina kationa taloži se uz pufer otopinu NH4Cl/NH4OH. Razlog tomu je taj što se i kationi IV. skupine talože u obliku hidroksida (što se nastoji izbjeći) samo je njihov produkt topljivosti mnogo veći od Kpt hidroksida kationa III. skupine. Dodavanjem NH4Cl povećava se koncentracija NH4

+ iona jer NH4Cl potpuno disocira a na taj se način smanjuje disocijacija NH4OH te se postiže tolika koncentracija OH- iona koja je dovoljna da se istalože samo hidroksidi kationa III. skupine ali nije dovoljna da se istalože hidroksidi kationa IV. skupine. pH otopine iz koje se želi selektivno istaložiti hidrokside kationa III. skupine mora biti ≤7 što znači da je upotrebljiv omjer NH4OH:NH4Cl od 1:100. Uz visoku koncentraciju NH4OH (NH4OH sadrži i karbonate!) došlo bi do nastajanja kompleksa i taloženja kationa IV. skupine pa se NH4OH dodaje samo do slabog mirisa:

pH = pKkNH4+ + log {[baza]/[sol]} = 9,25 + log (1/100) = 7,25

Nakon taloženja kationa III. skupine u obliku hidroksida amfoterni hidroksidi Al(OH)3 i Cr(OH)3 se otope u NaOH. Fe(OH)3 se ne otapa u suvišku lužine a hidroksidi aluminija i kroma prelaze u [Cr(OH)4]- i [Al(OH)4]- (vidi Amfoternost) te se na taj način odjeljuju od željeza. Dodavanjem H2O2 kromit ion prelazi u lužnatom mediju u žuti kromat ion (vidi str. 120) i taloži kao žuti talog PbCrO4 te tako odvaja od aluminija kao aluminat iona; preostaje samo dokazivanje aluminija.

U prisustvu (NH4)2S ili Na2S (vidi Hidroliza) takoñer dolazi do taloženja Al(OH)3;

u suvišku Na2S, kod pH 10, počinje otapanje hidroksida uz nastajanje aluminat iona:

156

2Al3+ + 6H2O + 3S2- ⇄ 2Al(OH)3 + 3H2S

Al(OH)3 + S2- ⇄ AlO2- + H2O + HS-

Npr., razdvajanje Cu2+, Pb2+ i Bi3+ može se temeljiti na različitoj topljivosti njihovih hidroksida koje čine s NH4OH:

Cu2+ + 2OH- ⇄ Cu(OH)2 svjetlo modar talog

Pb2+ + 2OH- ⇄ Pb(OH)2 bijeli talog

Bi3+ + 3OH- ⇄ Bi(OH)3 bijeli talog

Cu(OH)2 postoji samo kada su prisutne ekvivalentne količine Cu2+ i OH- iona; u suvišku amonijaka Cu-hidroksid se otapa tvoreći topljivi azurno-modri kompleks (vidi Kompleksi s anorganskim monodentatnim i bidentatnim ligandima):

Cu(OH)2 + 4NH3 ⇄ [Cu(NH3)4]2+ + 2OH-

i na taj način bakar prelazi u otopinu pa se može odijeliti od Pb- i Bi-hidroksida. Ako se zaostalom talogu Pb- i Bi-hidroksida doda otopina alkalijske lužine Pb(OH)2 će se kao amfoteran spoj (vidi Amfoternost) otopiti u suvišku lužine dok će kao neotopljen talog zaostati Bi-hidroksid:

Pb(OH)2 + 2OH- ⇄ [Pb(OH)4]2-

Taloženjem u obliku teško topljivih hidroksida moguće je odijeliti katione iz smjese ukoliko se topljivosti takvih hidroksida značajno razlikuju.

PRIMJER 6: Pod kojim uvjetima će se taložiti hidroksidi Fe3+, Mg2+ i Cd2+ ako njihove koncentracije iznose 10-2 mol dm-3 te da li je ovakvim taloženjem moguće odijeliti ove katione? (KptFe(OH)3 = 4,0x10-38, s = 2,0x10-10 mol dm-3; KptMg(OH)2 = 1,8x10-11, s = 1,7x10-4 mol dm-3; KptCd(OH)2 = 1,26x10-14, s = 1,8x10-5 mol dm-3 ).

Iz navedenih molarnih topljivosti vidi se da se prvi taloži Fe(OH)3, za njim Cd(OH)2 te zadnji Mg(OH)2:

KptFe(OH)3 = [Fe3+] [OH-]3 = 10-2 [OH-]3 = 4,0x10-38

[OH-] = (4,0x10-38/10-2)1/3 = 1,6x10-12

[OH-] ≥1,6x10-12 mol dm-3 pOH ≤11,8

pH ≥2,2

Jasno je već iz velike razlike u molarnoj topljivosti da se prvi taloži Fe(OH)3, te se on počinje taložiti pri pH 2,2. Kako je u kemijskoj analizi važno da doñe do kvantitativnog taloženja a to znači da koncentracija iona u otopini nakon taloženja padne ispod 10-5 mol dm-3 vrijedi da će se Fe3+ kvantitativno istaložiti kada:

[OH-] = (4,0x10-38/10-5)1/3 = 1,6x10-11

157

[OH-] ≥1,6x10-11 mol dm-3 pOH ≤10,8

pH ≥3,2

Fe(OH)3 će se prestati taložiti kod pH 3,2 a Cd(OH)2 će se početi taložiti kada bude zadovoljeno:

KptCd(OH)2 = [Cd2+] [OH-]2 = 10-2 [OH-]2 = 1,26x10-14

[OH-] = (1,26x10-14/10-2)1/2 = 1,12x10-6

[OH-] ≥1,12x10-6 mol dm-3 pOH ≤5,9

pH ≥8,1

Taloženje Cd(OH)2 završit će kada vrijedi:

[OH-] = (1,26x10-14/10-5)1/2 = 3,54x10-5

[OH-] ≥3,54x10-5 mol dm-3 pOH ≤4,44

pH ≥9,56

Mg(OH)2 će se početi taložiti kada:

KptMg(OH)2 = [Mg2+] [OH-]2 = 10-2 [OH-]2 = 1,8x10-11

[OH-] = (1,8x10-11/10-2)1/2 = 4,2x10-5

[OH-] ≥4,2x10-5 mol dm-3 pOH ≤4,38

pH ≥9,62

Taloženje Mg(OH)2 završit će kada vrijedi:

[OH-] = (1,8x10-11/10-5)1/2 = 1,3x10-3

[OH-] ≥1,3x10-3 mol dm-3 pOH ≤2,9

pH ≥11,1

Znači da taloženje Fe(OH)3 počinje kod pH 2,2 a kvantitativno je kod pH 3,2, dok do taloženja Cd(OH)2 odnosno Mg(OH)2 neće doći sve do pH 8,1 odnosno 9,6. Prema tome moguće je odijeliti Fe3+ od Cd2+ ili Mg2+jer ne dolazi do sutaloženja Fe(OH)3 s njihovim hidroksidima. Meñutim odjeljivanje Cd2+ od Mg2+ moguće je samo uz vrlo finu i pažljivu regulaciju pH.

VII.4.1.4. Selektivno taloženje karbonata

Mnogi se ioni talože kao karbonati no u tijeku sustavne analize kationa podešavanjem pH dolazi do taloženja samo zemnih alkalija. Ovi kationi (V. analitička skupina) talože se kao karbonati iz amonijakalne otopine pomoću (NH4)2CO3 kao

158

skupinskog reagensa. Selektivno taloženje kationa V. skupine u prisustvu Mg2+ moguće je zbog njihove razlike u Kpt (tablica VII.7.).

Tablica VII.7. Podaci topljivosti za neke teško topljive karbonate

Analitička skupina Formula Kpt s (mol dm-3)

V BaCO3 5,5x10-10 (5,1-8,1)x10-9 ~ 10-4-10-5

CaCO3 6,6x10-9

SrCO3 1,1x10-10 (9,4x10-10)

VI MgCO3

MgCO3.(H2O)3

(1,0-2,6)x10-5

5,62x10-5

~ 10-3-10-2

Za selektivno taloženje kationa V. skupine koncentraciju CO32- treba održati na

odreñenoj vrijednosti jer prevelika [CO32-] može sutaložiti Mg-karbonat, Mg-bazični

karbonat ili Mg-hidroksid. Oni za svoje taloženje trebaju pH 9,5-11,5. Preniska koncentracija CO3

2- pak ne dovodi do taloženja kationa V. skupine jer se njihova koncentracija tokom sustavne analize može znatno sniziti zbog gubitaka u prethodnim skupinama. Kako koncentracija kationa V. skupine može biti niska to traži znatnu [CO3

2-] jer u suprotnom može taloženje karbonata potpuno izostati:

Kpt = [B2+] [CO32-]

Koncentracija NH4+-soli u amonijačnom puferu (vidi Puferske smjese) odreñuje

pH medija, a pH odreñuje [CO32-]. pCO3 potreban za kvantitativno taloženje Ca2+, Ba2+ i

Sr2+ (kriterij 10-5 mol dm-3) iznosi ≥3,2 (3,2-5,0, pH 9,6-10,5), odnosno (kriterij 10-6 mol dm-3) ≥2,2 (2,2-4,0, pH 10,1-11,0). Uz pCO3 od 3,2 počinje se taložiti Mg2+ ako mu je koncentracija ≥10-2 mol dm-3 a uz pCO3 2,2 ako mu je koncentracija ≥10-3 mol dm-3. To znači da za početak taloženja MgCO3, Mg(OH)2 i MgCO3

.(H2O)3 iz 10-2 odnosno 10-3 mol dm-3 otopine pH treba biti 9,5-11,0 odnosno 10,0-11,5. Za taloženje kationa V. skupine dovoljan je pH od 9,0-9,2 (pCO3 = 5,9-6,3) što osigurava da se soli Mg2+ ne sutalože. Kako pH ovisi o [NH4OH]/[NH4

+] i podešava se mijenjanjem [NH4+] potrebno

je da bude [NH4OH]/[NH4+] = 1/2 (obje 0,1 mol dm-3 otopine). Dakle, radi selektivnosti

taloženja karbonata kationa V. analitičke skupine mora se žrtvovati kvantitativnost taloženja.

Komercijalni (NH4)2CO3 uvijek sadrži HCO3- i karbamatne ione (NH2COO-) koji

sa zemnoalkalijama daju lako topljive soli. Njih možemo ukloniti grijanjem reakcijske otopine pri 60 0C pri čemu se amonij hidrogenkarbonat raspada:

>T 2HCO3

- → CO32- + CO2 + H2O

a karbamat ioni hidroliziraju u amonijeve i CO32- ione (vidi Hidroliza). Iako se taloženje

provodi pri povišenoj temperaturi otopina s talogom ne smije kipjeti jer dolazi do razgradnje reagensa:

>T 2NH4

+ + CO32- → 2NH3 + CO2 + H2O

159

U taložnom mediju imamo amonijačni pufer a otopina NH4-karbonata je sol slabe baze i slabe kiseline pa hidrolizira (vidi Hidroliza):

NH4+ + CO3

2- + H2O ⇄ HCO3- + NH4OH

Taložni medij sadrži NH4OH, NH4+, CO3

2-, HCO3-, amonij karbamat. Kod kiselijeg

pH CO32- će biti u obliku HCO3

- (ove su soli topljive!) a uz viši pH ima više CO32-:

CO32- + H2O ⇄ HCO3

- + OH-

ili

CO32- + NH4

+ ⇄ HCO3- + NH3

Posljednja jednadžba pokazuje da tokom taloženja ne smije biti prisutna velika količina NH4-soli jer karbonati prelaze u bikarbonate a oni su topljivi u vodi. Ona takoñer pokazuje da u prisutnosti amonijaka hidrogenkarbonat prelazi u karbonat.

Dakle, podešavanjem [NH4+] odnosno podešavanjem pH amonijačnog pufera

podešava se [CO32-] dovoljna za taloženje kationa V. skupine ali ne i Mg2+ kao karbonata

ili hidroksida.

U sustav su uključene slijedeće ravnoteže:

1. ravnoteža disocijacije NH4OH (pomoću NH4+-soli se ova disocijacija potiskuje i

odreñuje [H+] tj. pH)

2. ravnoteža disocijacije HCO3- (odreñena s pH) koja odreñuje [CO3

2-]

3. ravnoteža taloženja teško topljivog karbonata.

160

VII.4.2. IONSKA IZMJENA U KEMIJSKOJ ANALIZI

Ponašanje teško topljivih elektrolita ne može se uvijek izraziti s Kpt. Mnogi minerali ponašaju se drugačije: npr., anion kod silikata može biti dio netopljive kristalne strukture a kationi su prisutni samo da kompenziraju višak negativnog naboja čvrsto fiksiranih aniona. Kako se kationi drže kristalne rešetke samo elektrostatskim silama oni okupiraju šupljine, meñuprostore rešetke te mogu lako biti zamijenjeni drugim kationima sličnog naboja i veličine. Ovakva zamjena zove se ionska izmjena.

Ionski izmjenjivači i proces ionske izmjene od ogromnog su ekološkog i analitičko-kemijskog značenja. Prirodni anorganski alumosilikatni izmjenjivači su gline (npr., montmorilonit) i zeoliti (npr., analcit, kabazit), a sintetski gel permutiti (za mekšanje vode). Prirodni organski izmjenjivači su, npr., ugljeni i celuloza koja je hidrofilne i porozne naravi pa je izmjena iona brza. Ona može biti neobrañena ili obrañena uvoñenjem izmjenjivačkih skupina. U modernoj laboratorijskoj praksi prirodni ionski izmjenjivači zamijenjeni su sintetskim produktima, ionsko-izmjenjivačkim smolama koje datiraju negdje od polovice dvadesetog stoljeća. Važni su i sintetski gel izmjenjivači dobiveni iz poprečno vezanog dekstrana (Sephadex) ili poliakrilamida (Bio-Gel). To su i molekularna sita. Svi navedeni ionsko-izmjenjivački materijali netopljivi su u vodi ali mogu izmjenjivati vlastite pokretljive protuione s ionima iz okolnog medija, npr., iz morske vode koja sadrži ~0,7 mol dm-3 elektrolita.

Komercijalno su nabavljive anionsko- i kationsko-izmjenjivačke smole različitih veličina zrnaca (u meshima) i pod različitim imenima (npr., Dowex, Amberlite, itd.). Matrica ovakvih smola se obično dobiva polimerizacijom stirena (C6H5-CH=CH2) ili (met)akrilne kiseline (akrilna ili propen kiselina: CH2=CH-COOH) i divinilbenzena (DVB, CH2=CH-C6H4-CH=CH2, 4-12%) dajući trodimenzionalnu mrežastu strukturu C-atoma koja nosi tzv. ionizirajuće skupine odgovorne za tip ionskog izmjenjivača. Sadržaj DVB odreñuje stupanj umreženja i mehanička svojstva smole odnosno stupanj bubrenja i pokretljivost protuiona. Ionizirajuće skupine sastoje se od tzv. fiksiranih i izmjenjljivih iona. Fiksirani ioni odnosno skupine su direktno i čvrsto vezane za matriks i karakteristične su za pojedinu vrstu izmjenjivača. One mogu biti pozitivno ili negativno nabijene. Izmjenjljivi protuioni su ioni koji se vežu na fiksirane ione pa su prema tome suprotno nabijeni. Ako su to H+ ili OH- ioni takav izmjenjivač možemo smatrati polimernom polikiselinom ili polimernom polibazičnom molekulom. Ako matrica nosi negativni naboj izmjenjljivi protuioni su pozitivnog naboja pa se radi o kationskom izmjenjivaču. Obratno, kod anionsko-izmjenjivačke smole pozitivni naboj je ugrañen u matriks te mora biti kompenziran negativnim nabojem iona koji se lako izmjenjuju s drugim anionima iz otopine koja je u kontaktu sa smolom. Budući da se protuioni u momentu ionske izmjene izmjenjuju s ionima iz okolnog medija, oni dakle odlaze a na njihovo mjesto se vežu drugi ioni ali istog predznaka naboja iz otopine.

161

Prikazana je struktura jednog sulfonskog, jako kiselog, kationskog izmjenjivača:

-CH-CH2-CH-CH2-

-CH-CH2-CH-CH2-CH-CH2-

-CH-CH2-

Ionsko-izmjenjivačke smole su visokopolimerne smole tj. visokomolekularni polielektroliti praktički netopljivi u vodi u kojoj bubre, te su karakterizirani visokom kemijskom, termičkom i mehaničkom stabilnošću odnosno visokim i stabilnim ionsko-izmjenjivačkim kapacitetom, a ponašanje funkcionalnih skupina slabih elektrolita ovisi o kiselosti reakcijskog medija. One dolaze u obliku zrnaca promjera 0,1-1 mm. Jako porozni tzv. makroretikularni izmjenjivači velikih pora od nekoliko desetaka nm služe za rad u organskim otapalima (Amberlyst smole), npr., otapalima visoke dielektrične konstante (etanol, metanol, aceton, itd.).

Bubrenjem ionskog izmjenjivača u vodi on postiže strukturu hidrofilnog gela što omogućuje brzu ionsku izmjenu. Uzroci bubrenja su:

1. smanjivanje razlika osmotskih tlakova u pori i u vanjskom mediju

2. smanjivanje elektrostatskih repulzija izmeñu istoimeno nabijenih fiksiranih naboja u izmjenjivaču.

Na veličinu bubrenja utječu svi faktori koji mijenjaju 1. ili 2. uvjet, tj., gustoća fiksiranih nabijenih grupa (kapacitet), naboj protuiona i način vezanja protuiona, stupanj umreženja, koncentracija elektrolita u vanjskoj otopini i polarnost otapala.

Kapacitet ionske izmjene nekog izmjenjivača karakteristična je veličina odreñena sadržajem mobilnih iona aktivnih skupina u izmjenjivaču. Ukupni ili maksimalni kapacitet predstavlja konstantnu vrijednost za promatrani izmjenjivač, dok su stvarni (efektivni) i probojni (dinamički) kapacitet niži od ukupnog i ovise o eksperimentalnim uvjetima (kiselost medija, koncentracija iona). Probojni kapacitet predstavlja gornju granicu do koje se izmjena odvija kvantitativno. Kapacitet se izražava kao mmoli izmijenjenog iona g-1 (cm-3) izmjenjivača. Kapacitet ionske izmjene i kiselost/bazičnost funkcionalnih skupina može se odrediti jednostavnom alkalimetrijskom/acidimetrijskom titracijom u prisustvu soli slabog elektrolita.

Posebni tipovi ionskih izmjenjivača su:

1. tekući izmjenjivači koji se dobivaju otapanjem hidrofobnih spojeva s ionogenim skupinama u organskim otapalima (npr., tekući amini, masne kiseline, dialkilfosfati). Služe u ekstrakcijskim protustrujnim postupcima;

SO3-H+

SO3-H+

162

2. specifični ili selektivni izmjenjivači dobivaju se uvoñenjem selektivnih funkcionalnih skupina. Temelj su semipermeabilnih elektrokemijskih membrana (pod naponom takva membrana propušta katione ili anione ovisno o ugrañenom izmjenjivaču) koje čine ion-selektivne elektrode;

3. elektron i redoks izmjenjivači su poprečno vezani polimeri s ugrañenim reverzibilnim redoks parovima ili redoks parovima kao protuionima. Služe za izvoñenje redoks reakcija bez onečišćavanja reakcijskog medija;

4. ionski izmjenjivači kao katalizatori gdje katalitičku funkciju obavlja protuion bez onečišćavanja reakcijskog medija.

VII.4.2.1. Ravnoteža i kinetika ionske izmjene

Ako se kationski izmjenjivač označi kao φR- H+, anionski kao φR+ OH- gdje je φ polimerni matriks, R- odnosno R+ fiksirani ion, onda se proces kationske ionske izmjene može pisati kao:

φR- H

+ + B+ + H2O ⇄ φR

- B

+ + H3O+

i konstanta heterogene dinamičke ravnoteže kao:

K = ([B+][H3O+])/([H+][B+])

gdje su [B+] i [H+] udjeli mjesta na smoli okupiranih s B+ i H+, a proces anionske izmjene kao:

φR+ OH

- + A

- ⇄ φR

+ A

- + OH-

Zrnca ionsko-izmjenjivačke smole sastoje se od praktički netopljive (hidrofobne) gigantske organske molekule mrežaste polimerne strukture na koju su kovalentno vezane kisele ili bazične reaktivne skupine gdje je:

R- - jako kisela -SO3- (iz -SO3

-H+, pKk < 1); slabo kisela –COO- (iz –COOH, pKk = 4-5), fenolna –O- (iz –OH), -S- (iz –SH), itd.;

R+ - jako bazična -NR'3+ (pKb > 1, R' je radikal, npr., -CH3) ili -NH3

+, =NH2+, ≡NH+

koje u vodenom mediju nastaju reakcijom s vodom:

φNH2 + H2O ⇄ φNH3+OH-

pa OH- skupina stupa u reakciju zamjene s anionom iz otopine.

Smole mogu sadržavati i kelatirajuće funkcionalne skupine, npr., IDA, 8-hidroksikinolin, PAN, PAR, itd. Njihove su selektivnosti slične onima slobodnih liganada.

Ionska izmjena je proces prijelaza iona iz otopine (tekuća faza) u polimernu strukturu (čvrsta faza) i obratno što se shematski može prikazati (slika VII.6.):

163

Slika VII.6. Shematski prikaz procesa ionske izmjene.

Ako dakle pretpostavimo izmjenu:

φR-A+ + B+ ⇄ φR-B+ + A+

pri izmjeni ion B+ najprije difundira iz otopine u šupljine unutar izmjenjivača da bi došao u dodir s ionom A+ i mogao ga zamijeniti: radi održanja elektroneutralnosti A+ mora difuzijom prijeći iz izmjenjivača u otopinu. Tok izmjene sastoji se iz 3 procesa:

1. difuzija iona B+ iz otopine do površine izmjenjivača kroz Nernstov difuzioni sloj tekućine koji je smješten neposredno uz zrno smole i istovremena difuzija iona A+ s površine izmjenjivača u otopinu (difuzija u filmu);

2. difuzija iona B+ u porama smole do mjesta izmjene tj. do fiksiranog ionsko-izmjenjivačkog mjesta i istovremena difuzija izmijenjenog iona A+ u suprotnom smjeru do otopine (difuzija u zrnu izmjenjivača, gel difuzija);

3. reakcija zamjene iona A+ s ionom B+ na fiksnim dijelovima funkcionalne skupine smole.

Najbrža je treća reakcija tako da konačnu brzinu ionske izmjene odreñuje najsporija reakcija tj. difuzija u otopini ili u izmjenjivaču. Koji će od ovih procesa biti sporiji ovisi o stupnju umreženja ionskog izmjenjivača, dimenziji zrna, debljini difuzionog sloja, koncentraciji elektrolita, tipu ionsko-izmjenjivačkih skupina, veličini izmjenjivanog iona i polarnosti reakcijskog medija.

Iz jednadžbi izmjene vidi se da je proces izmjene iona takav reverzibilni proces tokom kojeg se uvijek izmjenjuju stehiometrijski ekvivalentne količine istoimeno nabijenih iona. Dakle zbog vezanja izvjesne količine metalnog iona izmjenjivač otpušta uvijek ekvivalentnu količinu ranije vezanog istoimenog iona. Npr., uspostavljena dinamička ravnoteža može se prikazati:

φSO3-H+ + Na+ ⇄ φSO3

-Na+ + H+

φN(CH3)3+OH- + Cl- ⇄ φN(CH3)3

+Cl- + OH-

Donnanova teorija membrane (F. G. Donnan) tj. Donnanova ravnoteža (takoñer Gibbs-Donnan-ov fenomen) izmeñu otopine u čestici izbubrenog ionskog izmjenjivača i izvan nje, najjednostavnije tumači ionsku izmjenu, tj. selektivnost ionskog izmjenjivača. Ona kaže da je uzrok selektivnosti razlika u aktivitetima iona u izmjenjivaču i u vanjskoj otopini: smanjeni aktivitet iona u izmjenjivaču dovodi do smanjenja odgovarajućeg

Miješana otopina

Film (Nernstov difuzioni sloj), difuzija u filmu

Granula ionskog izmjenjivača, difuzija u gelu

B+

A+ A+

B+

164

faktora aktiviteta (γ) pa afinitet za taj ion raste. Sa smanjenim aktivitetom iona raste selektivnost za taj ion. Prema Donnanovoj teoriji nabubreni ionski izmjenjivač u otopini elektrolita je dvofazni sustav poput dviju otopina elektrolita odijeljenih polupropusnom membranom. U jednoj od njih je elektrolit čiji jedan ion ima dimenzije koloida tako da kroz membranu može proći samo drugi ion manjih dimenzija i otapalo. Zbog razlike koncentracija dviju otopina nastaju razlike osmotskih tlakova pa nastaje difuzija kroz membranu radi uspostavljanja ravnoteže tj. izjednačavanja aktiviteta elektrolita u obje faze:

φR-A+ elektroliti: A+X- i B+X- (X- - koion istog naboja kao polianion) izmjenjivač otopina

aA+aX- = aA+aX-

aB+aX- = aB+aX-

Dijeljenjem gornjih jednadžbi i uvoñenjem stehiometrijskih koncentracija dobiva se:

([A+] γA+)/([B+] γB+) = ([A+] fA+)/([B+] fB+)

(γA+/γB+) (fB+/ fA+) = ([A+][B+])/([A +][B+]) = KsAB = KDB/KDA

Koeficijent selektivnosti, KsAB, je omjer ravnotežnih koncentracija iona A+ i B+ u izmjenjivaču i u otopini te kod razrijeñenih otopina kada je fA+, fB+ = 1 ovisi samo o γA+/γB+. Kod niskih koncentracija elektrolita afinitet izmjenjivača prema nekom ionu raste s porastom njegove valencije i atomskog broja ali opada s porastom promjera hidratiziranog iona. Dakle selektivnost ovisi o prirodi izmjenjivanog iona, sastavu i prirodi izmjenjivača. Za efikasno odjeljivanje iona A+ od iona B+ treba biti KDA ≠ KDB a time i KsAB ≠ 1. Vidimo da se Ks definira za par promatranih iona (npr., A+ i B+) koje treba odijeliti iz smjese. Dakle poznavanje vrijednosti Ks od analitičkog je značenja kada se ionski izmjenjivač koristi za odjeljivanje iona, npr., u ionskoj kromatografiji (vidi Temelji kromatografskih odjeljivanja) ili pri izvoñenju reakcije u kapi na smoli (vidi str. 165): povoljan Ks dodatno poboljšava selektivnost takve reakcije.

Ravnotežni odnos koncentracija iona A ili iona B raspodijeljenog u objema fazama dat je koeficijentom distribucije KD. Npr., za ion B+ vrijedi:

KDB = [B+]/[B+]

Koeficijent distribucije KD dakle govori da li je neki ion (npr., ion B+) moguće efikasno ukoncentrirati na ionskom izmjenjivaču što je analitički važno pri analizi tragova analita, npr., u ekološkim uzorcima. Takoñer, visoki KD dodatno poboljšava osjetljivost reakcije u kapi na smoli (vidi str. 165-166).

Na vrijednosti Ks i KD utječe i koion prisutan u otopini koji može imati ulogu liganda i stvarati anionski kompleks te promijeniti afinitet izmjenjivača prema ionu Bn+:

Bn+ + mYy- ⇄ [BYm]n-my

165

VII.4.2.2. Primjena ionskih izmjenjivača

Važna je primjena ionskih izmjenjivača u analitičkoj kemiji, u kvalitativnoj mikroanalizi u reakciji u kapi na smoli ("resin spot test", RST), za ukoncentriravanje tragova iona iz razrijeñenih otopina (npr., prirodnih voda) "batch" ili kolonskim postupkom, u kvantitativnoj analizi soli i za odjeljivanja kolonskom ionsko-izmjenjivačkom kromatografijom (vidi Temelji kromatografskih odjeljivanja). Velike su mogućnosti primjene ionskih izmjenjivača u medicini i farmaciji. U farmaciji to je terapijski i analitičko-kemijski aspekt primjene, npr., za pripravu deionizirane vode (za izradu parenteralnih otopina i očnih kapi), pri prevoñenju soli farmaceutskih organskih kiselina ili baza iz jednog u drugi ionski oblik (npr., penicilin, streptomicin, B1 vitamin), u medicinskoj biokemiji za odjeljivanje makromolekularnih polielektrolita, šećera, nukleotida i aminokiselina, za izolaciju i ukoncentriravanje alkaloida (npr., kinin, nikotin, skopolamin, atropin, morfij i kurare alkaloida), vitamina B12, hormona, fermenata antibiotika (streptomicin, neomicin), analizu farmaceutskih pripravaka (npr., odreñivanje sadržaja elektrolita u parenteralnim otopinama, odreñivanje alkaloida u drogama, analgetika, lokalanestetika, simpatomimetika i spazmolitika), te uklanjanje smetajućih iona.

Primjena ionskih izmjenjivača u ljekovitim oblicima pruža velike mogućnosti posebice glede pripravaka produljenog djelovanja, smanjivanja nadražujućeg ili toksičnog djelovanja ljekovite tvari ili sprečavanja utjecaja probavnog trakta na ljekovitu supstanciju. U praksi meñutim održala se samo primjena anionskih izmjenjivača za vezivanje žučnih soli, za vezivanje citotoksina kod kolitisa i za oslobañanje F- pri prevenciji karijesa, kationskih kod hiperkaliemije, hiperkalcurije, te u tekućem pripravku s jako kiselom stiren-DVB smolom s vezanim Fe2+ ionom (snižena toksičnost Fe2+!) (npr., “Liquifer” – “ferrous polystyrene sulfonate”, Martindale 2002.). Npr., bazične anionsko-izmjenjivačke smole kao što su kolestiramin (smola s kvarternim amonijevim skupinama na stiren-DVB kopolimeru), kolestipol [kopolimer dietilentriamina i epiklorhidrina (1-klor-2,3-epoksipropan)] i kolekstran hidroklorid (hidroklorid dietilaminoetil dekstrana) mogu služiti u liječenju hiperkolesterolemije.

Reakcije u kapi na granulama ionskog izmjenjivača su daleko osjetljivije od reakcija u kapi koje se izvode na porculanskim pločicama s udubljenjima a i od reakcija u kapi na filter papiru. RST reakcije izvode se na nekoliko zrnaca ionsko-izmjenjivačke smole koja se stave u udubinu porculanske pločice. Granica identifikacije ovih reakcija je vrlo niska, do 10-9-10-10 g, i to zato što volumni omjer izmeñu dvije tekuće faze (one unutar i one izvan granule ionskog izmjenjivača) iznosi do nekoliko tisuća pa je koncentracija iona u smoli daleko veća od one u vanjskoj otopini. Osim toga važno je znati da se intenzitet boje reakcije na zrnu povećava s vremenom zbog relativno spore difuzije iona u mrežastu strukturu smole, tako da je za optimalni intenzitet boje potrebno pričekati izvjesno vrijeme (ca 10', vidi Izvedbene značajke kvalitativnih kemijskih ispitivanja). Osjetljivost reakcije uvjetovana je i vrlo malom površinom što se najbolje vidi usporedbom površine s onima kod reakcija u kapi u jažici ili na filter papiru. Ako znamo da je promjer jažice ca 18 mm onda je površina na kojoj se reakcija izvodi u toj jažici jednaka:

P = r2π = 9

2.3,14 = 254,34 mm2

166

Izvoñenjem reakcije na filter papiru smanjuje se površina ovisno o promjeru mrlje koja nastaje na filter papiru kada se kapne kap uzorka. Ako je, npr., promjer mrlje 16 mm onda je površina:

P = r2π = 8

2.3,14 = 200,9 mm2

No izvoñenjem reakcije na 3 granule ionskog izmjenjivača smještenih u jažici dobije se površina:

P = 4r2π . . . .b

gdje je "b" broj zrnaca koja su vrlo sitna tako da im je prosječni promjer ca 0,4 mm pa je površina na kojoj je ukoncentriran reakcijski produkt:

P = 4.0,22.3,14.3 = 1,5 mm

2

Primjenom ionskog izmjenjivača odnosno reakcije u kapi na smoli moguće je povećati osjetljivost niza reakcija (vidi Izvedbene značajke kvalitativnih kemijskih ispitivanja, vidi takoñer Kompleksi s organskim bidentatnim i polidentatnim ligandima, vidi tablicu I.3.), npr., Ni2+ s DMG (vidi str. 16), Bi3+ s tioureom (vidi str. 104), Cr(III/VI) i Hg2+ s difenilkarbazidom (vidi tablicu I.2., vidi str. 20), Fe(II/III) s 1,10-fenantrolinom (vidi str. 103), Fe3+ sa salicilnom kiselinom, sulfosalicilnom kiselinom, tironom (1,2-dihidroksibenzen-3,5-disulfonska kiselina), feronom (8-hidroksikinolin-7-jodo-5-sulfonska kiselina) i desferioksaminom B (vidi str. 100-102), željeza s α,α'-dipiridilom (vidi str. 18, 119), reakcije metalnih iona s PAR-om i PAN-om (vidi str. 103), i drugih, npr., Cr(VI) s H2O2 (vidi str. 21).

S obzirom na temelj funkcioniranja ionskih izmjenjivača njihovom primjenom povećava se selektivnost analitičke reakcije jer je onemogućena smetnja suprotno nabijenih iona koji ostaju u otopini. Promjenom uvjeta reakcije, kao npr., pH, primjenom kompleksirajućih agenasa i odabirom pogodne vrste ionskog izmjenjivača može se dodatno povećati selektivnost reakcije. Važan primjer povećanja selektivnosti jeste onaj gdje primjenom anionskog izmjenjivača i kompleksirajućih agenasa dobivamo specifičnu reakciju na Cd2+ s glioksal-bis(2-hidroksianilom) (vidi Izvedbene značajke kvalitativnih kemijskih ispitivanja). Selektivna sorpcija [CdJ4]

2- na anionski izmjenjivač, npr., u Cl- obliku, mogla bi se prikazati kao:

Cl + [CdJ4]2- ⇄ [CdJ4] + 2Cl-

Cl

a nastajanje obojenog kelata na smoli:

-2HJ

[CdJ4] + ⇄ J2 +

glioksal-bis(2-hidroksianil) modro obojena zrnca smole

OH

N=CH

OH

CH=N

O

N=CH

O

CH=N

Cd

167

Primjenom ionskih izmjenjivača moguće je povećati i stabilnost reakcijskih produkata, npr., modrog peroksodikromata kod specifičnog dokazivanja kroma (vidi str. 22).

Meñu sustave čvrsto-tekuće valja ubrojiti i one na kojima se temelje adsorpcijska tekućinska kromatografija, LSC (vidi Temelji kromatografskih odjeljivanja) i ekstrakcija na čvrstoj fazi (vidi Postupci odjeljivanja).

VII.4.3. METODE KAPILARNE ANALIZE

Pod pojmom kapilarna analiza podrazumijevaju se u analitičkoj kemiji reakcije koje se izvode s vrlo malim volumenima otopine (uzorka i reagensa), odnosno kapima, na različitim aktivnim podlogama kao što su filter papir, oksiceluloza, granule ionskog izmjenjivača i čvrsti adsorbensi (silikagel, Al2O3, MgO, itd.). Već sam naziv kaže da su aktivne podloge takve koje zbog svoje kemijske strukture sudjeluju na neki način u reakcijama koje se na njima izvode. Na temelju fizičko-kemijske naravi reakcije podloge s analitom razlikujemo kapilarno aktivne tvari kod kojih je favoriziran efekt adsorpcije, ionske izmjene ili neke druge pojave, i kapilarno slabo aktivne tvari.

Filter papir po svojoj strukturi je slučajan splet celuloznih niti dobivenih lančastim povezivanjem oko 1200 makromolekula celuloze. Makromolekula celuloze sastoji se iz oko 2000 molekula glukoze povezanih preko kisikovih atoma u jedinice celobioze:

2 - 2H2O

glukoza celobioza

Celuloza je dakle mreža polimernih lanaca ugljikovodika hidrofilnog karaktera te poprečno umreženih stabilnim H-vezama. Celulozna vlakna mogu potjecati od drvne celuloze i od lintersa tj. kratkih vlakana pamučnih sjemenki neupotrebljivih u pamučnoj industriji. Kako filter papiri predstavljaju njihovu mješavinu to kvaliteta filter papira raste s porastom sadržaja lintersa. Meñusobnim povezivanjem niti celuloze u paralelne skupove nastaju miceli ili kristaliti a oni dalje stvaraju snopove tzv. fibrile koji se povezuju u vlakanca koja su gusto isprepletena i čine strukturu filter papira. Izmeñu vlakanaca se nalaze meñuprostori tzv. pore a i izmeñu lanaca celuloze su dosta veliki prostori tako da je struktura celuloze vrlo rahla. No i unutar vlakanaca se nalaze uski prostori tzv. lumeni koji su ispunjeni zrakom te su odgovorni za sposobnost usisavanja odnosno za kapilarnu sposobnost filter papira. Promatrajući nakupine vlakanaca može se primijetiti izvjestan stupanj orijentacije vlakanaca tako da se većinom tekućina širi po filter papiru u obliku više ili manje naglašene elipse. Zbog toga je geometrijska struktura filter papira od bitnog značenja za metode odjeljivanja na filter papiru.

Na molekulama celuloze nalaze se slobodne hidroksilne skupine koje su nositelji ionsko-izmjenjivačkih sposobnosti filter papira, a prilikom tehnološke obrade kod

O O

OH

CH2OH O O

OH

OH

OH

CH2OH

CHOH

CHOH

CHOH

CHOH

CH2OH

CHO

168

bijeljenja i osvjetljavanja vlakana celuloze oksidacijom primarne alkoholne skupine -CH2OH nastaje i manji broj karboksilnih skupina -COOH koje povećavaju ionsko-izmjenjivački karakter papira i to kao kationskog izmjenjivača koji svoje protone zamjenjuje s metalnim ionima (vidi Ionska izmjena u kemijskoj analizi). Ako se primjenom oksidansa znatno poveća broj karboksilnih skupina nastaje oksiceluloza koja je obično više zastupljena u kromatografskim filter papirima pa oni zato imaju izraženija svojstva ionskog izmjenjivača. Osim toga, filter papir posjeduje i veliku moć adsorpcije kako zbog svoje velike površine tako i zbog stvaranja H-mostova preko -OH skupina celuloze ili reakcija s aldehidnim skupinama stvorenim cijepanjem molekule celuloze i razaranjem prstena glukoze, najčešće na krajevima lanaca. Osim toga, može doći do uvlačenja soli u fibrile kao i do stvaranja kompleksnih formacija.

S obzirom na različita kemijska i fizička svojstva mogu se filter papiri podijeliti na kvalitativne, kvantitativne i kromatografske filter papire. Za primjenu filter papira osobito u kromatografske svrhe mora se voditi računa i o sadržaju vode koja može biti na različite načine vezana na filter papir, a najinteresantnija je ona koja se nalazi u intersticijarnim prostorima (lumenima, porama) te zadržava svojstva otapala.

Filter papiri se u metodama kapilarne analize koriste:

1. za izvoñenje reakcija u kapi,

2. kod metode kružne (horizontalne) kromatografije,

3. u silaznoj i uzlaznoj papirnoj kromatografiji.

Kapilarna analiza može se primijeniti u odjeljivanju odnosno povećanju selektivnosti reakcija ali i osjetljivosti reakcija.

Npr., reakcija aluminija s alizarinom:

Al(OH)3 + ⇄ + H2O

alizarin ružičasto-crveni talog ili koloidna otopina alizarinskog laka

Reakcija se izvodi tako da se uzorku dodaje alizarin i amonijak do mirisa i promjene boje alizarina u ljubičastu, a zatim CH3COOH do nestanka mirisa na amonijak i nestanka ljubičaste boje. Stvaranje laka temelji se na adsorpciji boje na Al(OH)3. Ovo nije specifična reakcija jer i ioni Fe, Cr, U i Mn daju obojene alizarinske lakove pa ih valja odvojiti kapilarnim postupkom na filter papiru impregniranim s [Fe(CN)6]

4-. Smetajući ioni ostaju kao teško topljivi talozi u centru a ion Al3+ difundira. Dodavanjem alizarina i parenjem nad NH3 i sušenjem nastaje crveni prsten Al-alizarinskog laka. U prisustvu urana koji s alizarinom daje modri lak na filter papiru impregniranom alizarinom nastaje u sredini modra mrlja a oko nje crveni rub od produkta s aluminijem u prisustvu NH3. U prisutvu iona Ni i Co na filter papiru impregniranom s alizarinom potrebno je parenje nad

OH O

O

OH

Al(OH)2

OH O

O

O

169

NH3, sušenje i potapanje u vruću 0,01 mol dm-3 HCl: na taj način nestaje boja alizarinskih ili aminskih produkata iona Co i Ni i parenjem nad NH3 vidi se Al-alizarinat.

Pod pojmom reakcije u kapi (F. Feigl, prva polovica 20-og stoljeća, "Tüpfelanalyse", "spot test", ST) podrazumijevaju se reakcije dokazivanja koje se izvode s kapima analiziranog uzorka i to na inertnoj ili kapilarno aktivnoj podlozi, najčešće filter papiru. Ovo su vrlo osjetljive reakcije tako da je moguće dokazivanje vrlo malih količina analita. Uzrok tome treba tražiti u zakonitostima koje vladaju izmeñu dviju faza pri izvoñenju reakcija u kapi. Kada kapi doñu u kontakt s hrapavom površinom filter papira one se po njoj rašire u više ili manje pravilnim krugovima kojih je veličina upravo uvjetovana površinskom napetošću tako da se otopine s većom površinskom napetošću obično polaganije razlijevaju. Zato su anorganske soli (elektroliti) kapilarno slabo aktivne tvari a organski spojevi (ne-elektroliti) otopljeni u vodi kapilarno aktivne tvari. Ovisno o veličini kapi i vrsti tvari otopljene u otapalu nastaju dakle različito velike mrlje na filter papiru, kojima je površina:

P = r2π

Dakle veličina površine ovisi o radijusu pa tako način širenja tekućine po filter papiru utječe na osjetljivost reakcije.

Kapilarnost i vlaknasta struktura koji mu daju vrlo izražena adsorpcijska svojstva, te ionsko-izmjenjivačka svojstva filter papira dovode do ukoncentriravanja iona na površini vlakana, zadržavanja reakcijskog produkta na mjestu nanošenja što sve znatno povećava vidljivost obojenih produkata. Ovome pridonosi i kontrastna bijela podloga. Zbog svega ovoga filter papir služi za izvoñenje vrlo osjetljivih reakcija.

S obzirom na interakcije koje mogu nastati izmeñu reaktanata i filter papira a uvjetovane su i kemijskim svojstvima celuloze, npr., kao ionskog izmjenjivača, nije svejedno da li se prvo nanosi otopina uzorka, npr., metalnog iona, ili organskog reagensa kojim se filter papir impregnira a tek onda nanosi otopina iona. Kada se kap uzorka nanese na filter papir otapalo se zbog kapilarne aktivnosti širi čineći kružnu mrlju oko točke nanošenja. Istovremeno se dogañaju i drugi procesi, kao što su koagulacija i adsorpcija: čvrste čestice se adsorbiraju na zidove kapilara dok se difuzija otopine nastavlja, kao da se odvija dvodimenzionalna filtracija. Tako je talog u obliku obojene mrlje okružen prstenom otopine koja je difundirala a na kojemu se onda mogu provesti daljnje reakcije ili se mogu detektirati drugi ioni. Zbog svih ovih interakcija veliku važnost ima i kvaliteta filter papira tako da postoje ili posebni filter papiri za reakcije u kapi ili se koriste fini kvantitativni filter papiri izrañeni iz čiste celuloze s jednakomjerno gusto isprepletenim nitima i neznatnim sadržajem onečišćenja (0,8 µg pepela cm-2 papira). Kvalitativni filter papiri ne zadovoljavaju kako zbog svoje grube i nepravilne strukture tako i zbog relativno visokog postotka onečišćenja, osobito iona Fe, Ca i Mg.

Jednostavna metoda kružne kromatografije na filter papiru primjenljiva je za odjeljivanja mikro- i ultramikro količina uzoraka (H. Weisz, 1954., tehnika kružne peći, «ring oven», RO). Odjeljivanje se temelji na razlikama u topljivosti pojedinih tvari i provodi eluiranjem i ekstrahiranjem. U središte filter papira nanosi se analizirani uzorak u volumenu od nekoliko mm3 (µl) koji se obradi s taložnim reagensom tako da on prijeñe preko rubova nanesene mrlje kako bi se osigurala kvantitativnost taloženja. Na taj način dobije se tzv. središnji disk koji predstavlja mrlju s talogom. Neistaložene ili topljive

170

sastavnice se pogodnim otapalom (eluensom) zbog kapilarnosti filter papira eluiraju preko transportne zone u prstenastu zonu koja ima promjer otvora grijaćeg tijela (metalna prstenasta pločica). Eluiranje u vrlo usku prstenastu zonu je omogućeno time što je grijaće tijelo zagrijano na temperaturu koja je za nekoliko stupnjeva viša od vrelišta upotrebljenog otapala. Opreznim eluiranjem postiže se to da se otapalo kada doñe do grijaćeg tijela isparava i tako se eluirana sastavnica zaustavlja u tankoj prstenastoj zoni. Temperatura površine mora biti ~105-110 oC ako se koriste vodene otopine, a ako se koriste organska otapala potrebna je drugačija temperatura. S obzirom da se zbog strukture filter papira kap širi u obliku više ili manje naglašene elipse, eluens valja dokapavati oprezno i to više u smjeru manje osi elipse kako bi se postigla pravilna i uska prstenasta zona. Zbog toga je i važno odabrati filter papir koji ima takav raspored celuloznih niti da se tekućina po njemu širi što ravnomjernije u svim pravcima. Osim toga on mora sadržavati što manje onečišćenja jer se i ona mogu eluirati u prstenastu zonu pa mogu ometati reakcije dokazivanja.

Pogodnost ove kružne papirne kromatografije je upravo u tome što se primjenom čak i ekstremno velikog volumena otapala eluirana sastavnica ne razrjeñuje nego ukoncentrirava u usku prstenastu zonu (debljina ca 0,1-0,3 mm). Na taj je način omogućeno vrlo osjetljivo dokazivanje i odreñivanje eluirane sastavnice. Naime, površine ovako dobivenih prstenova iznose ovisno o njihovom promjeru 7-20 mm2, što je 3-10 puta manja površina od one kružne mrlje promjera 10 mm koja iznosi 78,5 mm2. Toliko puta je veća i koncentracija analita u prstenu u odnosu na koncentraciju u izvornoj mrlji uzorka.

Odjeljivanjem na filter papiru nastaju slijedeće zone:

prstenasta zona

transportna zona

uzorak

središnji disk

171

Primjer odjeljivanja iona Ni2+ i Fe3+:

+ H2S +HCl

plin razr.

uzorak središnji disk NiS prstenasta (Ni2++Fe3+) (NiS+Fe2S3) zona (Fe3+)

Disk s NiS izrežemo, stavimo na novi filter papir i eluiramo s kiselinom, npr., HNO3, u prstenastu zonu. Isto odjeljivanje prikazano je shematski kao:

Ni2+ + Fe3+

+ H2S, taloženje NiS + Fe2S3 + HCl, eluiranje Fe3+

prstenasta zona (Fe3+) disk (NiS)

okupati u K4[Fe(CN)6] izrezati disk i staviti na novi filter papir modri prsten KFeIII [FeII(CN)6]xH2O eluirati Ni2+ ion s HNO3, nova prstenasta

(vidi str. 119) zona s Ni2+, okupati u DMG, pariti nad NH3 ružičasti prsten Ni(DMG)2 (vidi str. 16)

Površina prstenaste zone može se izračunati kao površina kružnog vijenca:

P = π(r12 - r2

2) = π[(r1 + r2)(r1 - r2)]

pa za prsten promjera d1 = 22 mm i debljine 0,2 mm proizlazi površina od:

P = π(112 - 10,8

2) = π(121-116,64) = 3,14.4,36 = 13,69 mm2

Ako je prsten širok čak 1 mm površina će mu biti manja od 70 mm2, a može se izračunati

na 2 načina:

2rπ x širina = 22.3,14.1 = 69,1 mm2

ili

P = π(112 - 10

2) = 3,14(121 - 100) = 65,9 mm2

Velika je primjenjljivost ove tehnike u mikrokvalitativnoj analizi (npr., umjesto jedne reakcije dokazivanja u jednoj kapi uzorka može se provesti više reakcija koristeći segmente prstena). Zbog ukoncentriravanja ispitivane supstancije znatno se povećava osjetljivost reakcije dokazivanja (vidi Granične vrijednosti utvrñivanja) čak i ako se izvodi u cijelom prstenu a pogotovo ako se prsten podijeli u nekoliko segmenata, jer će svaki segment dati reakciju jednakog intenziteta. Osim toga moguće je istovremenuo dokazivanje nekoliko sastavnica. Zbog mogućnosti baratanja s malim količinama uzoraka

172

i zbog svoje velike osjetljivosti ova metoda veoma je pogodna u analizi tragova biološki aktivnih tvari, npr., toksikološki značajnih, koristi se pri ispitivanju bioloških i tehničkih materijala, farmaceutsko-kemijskih pripravaka, u ekološkim istraživanjima (pri ispitivanju pitkih i otpadnih voda, atmosfere), živežnih namirnica, itd., a dade se kombinirati i s drugim tehnikama, npr., s elektrokemijskim, kromatografskim (TLC), ekstrakcijom s organskim otapalom, ionskom izmjenom, volumetrijom, spektrometrijom, itd.

Analiti koji se dadu osjetljivo dokazati su npr., metalnih ioni, kiselinski radikali, organski spojevi (na temelju reakcija funkcionalnih skupina), radionuklidi. Kako intenzitet boje prstena raste s koncentracijom analita, to se ova metoda kružne papirne kromatografije može koristiti i za polukvantitativnu analizu metalnih iona, aniona, organskih spojeva, tzv. metodom kolorimetrije prstenova (pogreška iznosi 5-10%), radioaktivnih supstancija metodom autoradiografije. U svrhu kvantitativne analize, izreže se prsten ili disk s ukoncentriranim analitom te ga se ekstrahira pogodnim otapalom i u dobivenoj otopini odredi ultramikro titracijom, najčešće kompleksometrijskom.

173

VII.5. SUSTAVI TEKUĆE-TEKUĆE

Ekstrakcija organskim otapalom ("solvent extraction", SE) ili ekstrakcija tekuće-tekuće je proces kada se otopljena tvar raspodjeljuje izmeñu dviju faza koje se ne miješaju. Prenošenje tvari iz jedne faze u drugu zove se razdjeljenje. Kemijski spoj se razdjeljuje s obzirom na relativnu topljivost u pojedinoj fazi i postiže ravnotežu. Temeljni proces je ustvari isti kao kod razdjelne kromatografije (vidi Temelji kromatografskih odjeljivanja) ali je razlika u eksperimentalnoj tehnici.

Ekstrakcija organskim otapalom obično se koristi radi ukoncentriranja ili odjeljivanja pojedinačnih kemijskih tvari ili skupine tvari meñusobno ili od matrice. Kao metoda odjeljivanja SE je vrlo jednostavna i relativno brza a ima prednost pred selektivnim taloženjem zbog veće čistoće odijeljenih tvari (ko-ekstrakcija se rijetko susreće) a i odjeljivanja vrlo malih količina. Danas je često zamijenjena efikasnijim kromatografskim tehnikama odjeljivanja (vidi Temelji kromatografskih odjeljivanja).

Kod ekstrakcije organskim otapalom dolazi do razdjeljenja unutar para nemješljivih otapala: voda-organsko otapalo. S obzirom na veliku sposobnost uvlačenja molekula vode i hidratacijske energije mnoge jednostavne soli metalnih iona se lako otapaju u vodi ali ne i u organskim otapalima. U prisutnosti organskog otapala koje posjeduje daleko nižu ε od vode dolazi do smanjenja disocijacije, povećava se asocijacija suprotno nabijenih iona u neutralne molekule ili ionske parove (asocijate) te ne dolazi do solvatacije iona pogotovo kada su molekule organskog otapala slabo dipolnog karaktera ili ga uopće ne posjeduju. Posljedica je smanjenje ili nestanak naboja čestica a time i elektrostatskih interakcija izmeñu otopljene tvari i vode tj. smanjenje afiniteta prema vodi i istovremeno povećanje topljivosti u organskom otapalu.

Ako se neka tvar A otapa u dvije tekućine koje se meñusobno ne miješaju ona se razdijeli izmeñu te dvije faze i uspostavi se heterogena ravnoteža:

Av ⇄ Ao

KD = [A]o/[A] v

gdje su [A]o i [A] v ravnotežne koncentracije razdijeljene tvari A u organskoj i vodenoj fazi, dok je KD koeficijent razdijeljenja. Ovu zakonitost utvrdili su M. Berthelot i E. Jungfleisch (1872.) a obrazložio ju je W. Nernst (1891.). Egzaktan izraz uključuje aktivitete:

KD' = aAo/aAv = ([A]o fo)/([A] v fv) = KD (fo/fv)

gdje su fo i fv odgovarajući faktori aktiviteta i KD’ je egzaktna termodinamička veličina i konstanta je kod konstantne temperature. U vrlo razrijeñenim otopinama koeficijent aktiviteta može se smatrati jedinicom pa je koeficijent razdijeljenja konstanta jednaka omjeru koncentracija. Koeficijent razdijeljenja primjenljiv je na jednu kemijsku tvar prisutnu u obje faze.

Nernstov zakon razdijeljenja kaže da se otopljena tvar raspodjeljuje izmeñu dvije tekuće faze koje se ne miješaju tako da je u ravnoteži odnos koncentracija te tvari u dvije faze konstantan pri konstantnoj temperaturi i ako je molekularno stanje promatrane tvari

174

u obje faze isto. Raspodjela tvari izmeñu dva otapala često može biti otežana zbog sporednih reakcija bilo u vodenoj ili organskoj fazi: u vodenoj fazi dolazi do disocijacije a u organskoj do asocijacije tvari odnosno polimerizacije. U praktičnim kemijskim postupcima, npr., pri ekstrakciji kiseline HA iz vodene u organsku fazu baratamo s više od jednog entiteta, tj. disociranim i nedisociranim oblicima kiseline. Zato se KD odnosi samo na odnos koncentracija nedisociranog oblika, npr.:

KD = [HA]o/[HA] v

što ne daje potpunu informaciju jer u vodenoj fazi kiselina može istovremeno postojati i u disociranom obliku a u organskoj se fazi mogu javiti i ionski parovi. Zato se definira odnos ukupnih koncentracija otopljene tvari što je praktični način opisivanja ravnoteži razdjeljenja, te se primjenjuje tzv. distribucijski odnos (Dc):

Dc = cAo/cAv

gdje su cAo i cAv ukupne koncentracije tvari A u organskoj i vodenoj fazi koje uključuju razne oblike otopljene tvari. Dc se mijenja s promjenom eksperimentalnih uvjeta, npr., pH. Ako je u obje faze prisutan isti oblik tvari vrijedi da je KD = Dc.

Na primjer ako pretpostavimo da je kiselina HA umjereno jaka u vodenoj fazi i dominantno nedisocirana u organskoj fazi za vodenu fazu vrijedi:

Kk = ([H+]v [A-]v)/[HA] v

te ako pretpostavimo da ioni ne mogu egzistirati u nepolarnoj organskoj fazi Dc je:

Dc = [HA]uko/[HA] ukv

odnosno

Dc = [HA]o/([HA] v + [A-]v)

Primjenom gornjih izraza dobiva se:

[A -]v = (Kk [HA] v)/[H+]v = (Kk [HA] o)/(KD [H+]v)

Dc = [HA]o/{([HA] o/KD) + (Kk [HA] o)/(KD [H+]v)}

i pojednostavljeno proizlazi:

Dc = (KD [H+]v)/([H+]v + Kk)

Iz slike VII.7. vidljive su dvije linearne regije: kada je [H+]v > Kk tada je Dc ≈ KD a kada je Kk > [H+]v tada je:

Dc = (KD [H+]v)/Kk

Dakle, Dc jako ovisi o pH vodene otopine onda kada je pH > pKk.

175

Slika VII.7. Dc u funkciji pH pri razdjeljenju hipotetske karbonske kiseline izmeñu organske i vodene faze.

Drugi primjer odnosi se na situaciju kada ekstrahirana tvar polimerizira u organskoj fazi (slika VII.8.). Npr., ako ekstrahiramo CH3COOH u nepolarno organsko otapalo, npr., benzen, ona u organskoj fazi može dimerizirati. Tu su prisutna 2 meñusobno povezana ravnotežna stanja. Ako pH održavamo ispod 2 dominantni oblik CH3COOH u vodenoj fazi je nedisocirana kiselina:

CH3COOHv ⇄ CH3COOHo

KD = [CH3COOH]o/[CH3COOH]v

gdje KD opisuje razdjeljenje molekulskog oblika CH3COOH izmeñu 2 faze i Kdim,o opisuje dimerizaciju u organskoj fazi:

2CH3COOHo ⇄ (CH3COOH)2o

Kdim,o = [(CH3COOH)2]o/[CH3COOH]o2

Slika VII.8. Hipotetska ekstrakcija octene kiseline iz vodenog u organsko otapalo u kojem dimerizira.

Iz gornjih primjera vidljivo je da varijacije Dc izazivaju zakrivljenost u grafovima co (ukupna koncentracija svih oblika prisutnih u organskoj fazi) vs. cv (ukupna koncentracija svih oblika prisutnih u vodenoj fazi). Ti grafovi su izoterme razdjeljenja (vidi Temelji kromatografskih odjeljivanja). Kod jednostavnih molekulskih oblika koji ne disociraju niti ne polimeriziraju razdjeljenje je izravno. Razdjelna izoterma je tada pravac s nagibom +1 i predstavlja slučaj kada je Dc konstantan.

log

Dc

pKk

log KD

pH

log

[C

H3C

OO

H] o

log [CH3COOH]v

pKdim,o

Nagib

+1

Nag

ib +

2

176

Npr., kod distribucije joda izmeñu vode i CCl4 ako u vodenoj fazi nije prisutan J- KD = Dc. Ako se u vodeni sloj doda J- dolazi do sporedne reakcije:

J2 + J- ⇄ J3-

zbog koje stehiometrijska koncentracija joda u vodenom sloju raste.

Ako prikažemo odjeljivanje sastavnice A od sastavnice B primjenom organskog otapala u idealnom slučaju jedna faza treba sadržavati samo sastavnicu A a druga samo sastavnicu B. U praksi to nije slučaj pa se, npr., u prvom izdvojenom dijelu (faza 1) uz B nalazi i nešto A, u fazi 2 pored A i nešto B. Odnos koncentracija A i B u fazi 2 podijeljen s odnosom A i B u fazi 1 daje faktor odjeljivanja (α):

α = (cA/cB)2/(cA/cB)1 = (cA/cB)o/(cA/cB)v = (cAo/cAv) (cBv/(cBo) =

= (cAo/cAv)/(cBo/cBv) = DcA/DcB

Ako se u fazi 2 pored 99,9% A nalazi nakon procesa odjeljivanja 0,1% tvari B i pored 99,9% B zaostaje u fazi 1 0,1% A tada je faktor odjeljivanja:

α = (99,9:0,1)/(0,1:99,9) ≈ 106

Velika brojčana vrijednost α govori u prilog efikasnom odjeljivanju A od B. U analitičkom smislu ekstrakcija se smatra efikasnom onda kada u vodenoj fazi zaostane manje od 0,1% izvorne količine tvari.

Efikasnost ekstrakcije, kao mjera ukoncentriravanja, može se izraziti:

cVv = cvVv + coVo

Dc = co/cv odnosno co = Dccv

cVv = cvVv + DccvVo = cv(Vv + DcVo)

cv = c[Vv/(Vv + DcVo)] = c{( Vv/Vo)/[(Vv/Vo) + Dc]} = cv1

cvn = c{( Vv/Vo)/[(Vv/Vo) + Dc]}n = c[Vv/(Vv+DcVo)]

n

Dakle, koncentracija neekstrahirane tvari u vodenoj fazi opada eksponencijalno. Ako je Vv = Vo:

cvn = c[1/(1 + Dc)]n

c - početna koncentracija u vodenoj fazi, Vv, Vo - volumen vodene i organske faze, cv, co - koncentracije u vodenoj i organskoj fazi nakon uravnoteženja, cv1, cvn, - koncentracije u vodenom sloju nakon prve odnosno n-te ekstrakcije, 1, …, n - broj ekstrakcija.

Često se u analitičkoj kemiji primjenjuje stupanj ekstrakcije, Euk, koji predstavlja omjer izmeñu količine ekstrahirane tvari (bez obzira u kojem obliku) i ukupne količine raspodjeljene tvari u oba otapala. On ima vrijednost 0-1 tj. 0-100% pri čemu vrijednost 1 odnosno 100% odgovara potpunoj ekstrakciji:

177

Euk = [coVo/(coVo + cvVv)] = {[( co/cv)Vo]/[(co/cv)Vo] + Vv]} =

= [DcVo/(DcVo + Vv)] = {D c/[Dc + (Vv/Vo)]}

Ako je Vv = Vo

Euk (%) = [Dc/(Dc + 1)]100

Ako je distribucijski odnos mali potrebno je provesti veći broj ekstrakcijskih koraka. Dobra ekstrakcija postiže se ponovljenim ekstrakcijama s malim volumenima organskog otapala. Višestruke ekstrakcije s malim volumenima Vo daju kompletniju ekstrakciju nego jedna ekstrakcija s velikim Vo.

Ekstrakcija metalnih iona

Zbog svog naboja hidratizirani metalni ioni ne ekstrahiraju se dobro u organsku fazu no moguća je ekstrakcija neutralnih kompleksa osobito ako su oni kovalentne naravi. Spojevi koji se ekstrahiraju ekstrakcijom s otapalom su:

1. jednostavni kompleksi (npr., GeCl4),

2. nenabijeni kelati (npr., Cu-PAN, Co-PAN, Cd-PAR, itd.),

3. ionski asocijati.

SE je efikasna metoda obogaćivanja tragova metalnih iona iz vodenih otopina u organska otapala (npr., CCl4) primjenom organskog liganda HL te stvaranjem hidrofobnih metalnih kelata [BLn].

U većini ekstrakcija metalnih iona mora ih se prevesti u oblik topljiv u organskom otapalu. Zato prvo treba ukloniti koordinirane molekule vode te formirati nenabijeni oblik tvari nastajanjem neutralnih kompleksa ili ionskom asocijacijom. U prvom slučaju to se često postiže kelatiranjem, npr., s 8-hidroksikinolinom, dimetilglioksimom, ditizonom, dietilditiokarbamatom, acetilacetonom, kupferonom (amonijeva sol N-nitrozofenil hidroksilamina), kinalizarinom, salicilaldoksimom, 1-nitrozo-2-naftolom, PAR-om, PAN-om. Npr., Ni2+ ali ne i drugi kationi selektivno se ekstrahira iz slabo bazične citratne otopine u CHCl3 u obliku Ni(DMG)2 kompleksa. Nasuprot tome, teško topljivi kompleksi oksina s više od 25 različitih metalnih iona mogu se ekstrahirati u CHCl3.

Nadalje, moguća je ekstrakcija Tl(III) iz vodene kloridne otopine s tributil fosfatom (TBP) u heksan u obliku TlCl3. Niz metalnih iona dade se ekstrahirati u neka organska otapala u obliku anionskih kompleksa. Ovo se naročito odnosi na tetraedrijske komplekse, npr., [FeCl4]

-, ClO4-, koji se dobro ekstrahiraju kao kiseline. Ovisno o prirodi

organskog otapala takve tvari mogu postojati kao anioni preko širokog područja pH ponašajući se kao jake kiseline. Zanimljiva je distribucija Fe(III) izmeñu HCl i metil izobutil ketona (MIBK): kod niskih koncentracija Fe(III) postoji linearni odnos izmeñu Fe(III) oblika u vodenoj i organskoj fazi s nagibom pravca +1, kod viših koncentracija Fe(III) u organskoj fazi nagib je +0,5 te kod još viših javlja se ponovno nagib +1. U posljednjem slučaju nastaje dominacija ionskog para H+, [FeCl4]

- (vidi str. 180) u organskoj fazi (slika VII.9.).

178

Slika VII.9. Prikaz ekstrakcije Fe(III) iz vodene solno kisele otopine s MIBK.

Za odjeljivanje i ukoncentriravanje metalnih iona najvažnije je nastajanje nenabijenih kelata. Npr., promotrit ćemo prijenos metalnog iona u organsku fazu primjenom kelatirajućeg agensa koji je slaba monoprotonska kiselina (npr., ditizon, PAN, kupferon, oksin). Važne su slijedeće ravnoteže:

HL + H2O ⇄ H3O+ + L- protoliza kelatora

Kk = ([H3O+][L -])/[HL]

Nastajanje kompleksa može se predstaviti reakcijom:

Bn+ + nL- ⇄ [BLn] βn = [BLn]/[Bn+] [L -]n

Raspodjela organskog reagensa izmeñu vodene faze i faze organskog otapala je:

HLv ⇄ HLo

KDL = [HL]o/[HL] v

Raspodjela koncentracije nastalog kompleksa izmeñu vodene i organske faze je:

[BLn]v ⇄ [BLn]o

a koeficijent razdijeljenja:

KDB = [BLn]o/[BLn]v

Za distribucijski odnos vrijedi:

DcB = [BLn]o/([BLn]v + [Bn+]v)

Ako je [BLn]o jedini oblik koji sadrži kompleksirani metal i to u organskoj fazi a koncentracija kompleksa [BLn]v u vodi tako mala da se može zanemariti i Bn+ je jedini oblik metala u vodenoj fazi i ako se pretpostavi da se ne odigravaju nikakve sporedne reakcije može se dati izraz:

[Fe(

III)

] uk,

MIB

K

[Fe(III)] uk,v

Nag

ib +

1

Nag

ib +

1Nagib +0,5

179

DcB = [BLn]o/[Bn+]v = (βn KDB Kk

n[HL] o

n)/(KDL

n[H3O

+]v

n)

Prema tome može se zaključiti da ekstrakcija metalnih kelata ovisi samo o [H3O+] u

vodenoj fazi i koncentraciji reagensa tj. kelatora u organskoj fazi a ne o početnoj koncentraciji metalnih iona. U praksi se obično koristi veliki suvišak reagensa zbog čega se vrijednost [HL]o

n može smatrati konstantnom pa ako se sve konstante u gornjem izrazu udruže u jednu konstantu, K*, dobiva se pojednostavljen izraz:

DcB = K*/[H 3O+]v

n

Ako je prisutno više kompleksa u 2 faze, ako dolazi do hidrolitičke disocijacije ili polimerizacije ravnoteže su puno kompliciranije.

Neutralni kelati najlakše se otapaju u nepolarnim otapalima poput benzena, CCl4 i CHCl3.

Ioni kobalta reagiraju s PAN-om [PAN - 1-(2-piridilazo)-2-naftol] dajući oktaedrijske komplekse (vidi Kompleksi s organskim bidentatnim i polidentatnim ligandima). Co2+ najprije reagira s PAN-om dajući crveni neutralni kelat, [CoII(PAN)2]

0, koja se već s atmosferskim kisikom ili s H2O2 u vodenoj otopini oksidira u stabilniji zeleni kompleks [CoIII(PAN)2]

+ (vidi str. 77):

⇄ + e-

smeñe-crven zelen

Ovaj kompleks je vrlo stabilan čak i u jako kiseloj otopini. Prema teoriji ligandnog polja stabilizirana je oktaedrijska konfiguracija trovalentnog kobalta. Ipak, ako se prije PAN-a u reakcijsku smjesu doda EDTA onemogućeno je nastajanje kompleksa Co(III)-PAN. Kompleks Co(III)-PAN je zeleni talog koji se dade otopiti i ekstrahirati u organska otapala, npr., CHCl3, u obliku miješanog kompleksa koji nastaje u prisustvu anionskog liganda, npr., CH3COO-, Cl-, ClO4

-, te je temelj spektrometrijskog odreñivanja Co2+ iona. Isti sustav može poslužiti i za odjeljivanje iona kobalta od drugih metalnih iona. U slabo kiselom mediju (pH 4-5) Co2+ gradi tamno smeñe-crveni, Ni2+ gradi crveni a Fe3+ crveno-smeñi kompleks s PAN-om. Zakiseljavanjem s HCl do pH ≤1 otopina sa željezom i niklom oboji se žuto, vjerovatno zbog razaranja odgovarajućih kompleksa. Istovremeno Co(II)-PAN se u jako kiselom mediju u prisustvu vode oksidira u Co(III)-PAN (vidi gore), te ga se može otopiti i ukoncentrirati u CHCl3 kojeg oboji tamno zelenom bojom. Na ovaj način moguće je vrlo osjetljivo i selektivno dokazivanje Co2+ u prisustvu suviška Ni2+ i Fe3+ iona.

Zbog elektronske konfiguracije PAR-a [4-(2-piridilazo)-rezorcinol] (vidi str. 16 i Kompleksi s organskim bidentatnim i polidentatnim ligandima) u njegovom

N N N

Co/2

O

2

+

N N N

Co/2

O

2

180

kompleksu s kobaltom je trovalentni oblik kobalta još dodatno stabiliziran pa je on stabilan i u prisustvu askorbinske kiseline kao reducensa.

Pored ekstrakcije neutralnih molekula (J2, AsCl3) i neutralnih kelatnih kompleksa u analitičkoj praksi vrši se vrlo često ekstrakcija ionskih parova (asocijata). Naime u organskim otapalima s niskom ε često se opaža fenomen ionskog sparivanja. Kod neutralnih čestica, ionskih asocijata, suprotno su nabijeni ioni vezani samo elektrostatskim silama. Često se koriste pozitivno nabijeni reagensi, npr., soli tetraalkil amonijevih kationa R'4N

+ (npr., tetrabutil amonijev klorid). Nasuprot tome alkil sulfati (R'OSO3

-) koriste se kao negativno nabijeni agensi za ionsko sparivanje. Tu je važna duljina alkilnog lanca. Ravnotežno stanje kod procesa nastajanja ionskih parova jako ovisi o temperaturi. Kod ionske asocijacije metalni ion može biti koordinativno ugrañen u kation ili anion ionskog para koji se ekstrahira:

Bn+ + mL ⇄ [BLm]n+

[BLm]n+ + nX- ⇄ [BLm]n+, nX-

metal ugrañen u kation, npr., [Cu(2,9-dimetil-1,10-fenantrolin)2]+, ClO4

- ili NO3

- (vidi Kompleksi s organskim bidentatnim i polidentatnim ligandima)

Bn+ + (n+a)L- ⇄ [BLn+a]a-

[BLn+a]a- + aY+ ⇄ aY+, [BLn+a]

a-

metal ugrañen u anion, npr., H+, [FeCl4]-; EDTA kompleksi u ionskim

asocijatima s organskim kationima, ili [Fe(feron)3]3- kompleks u ionskom

asocijatu s tetrabutil amonijevim acetatom (vidi Kompleksi s organskim bidentatnim i polidentatnim ligandima), tiocijanato kompleksi

Kao organska otapala od velikog su značenja ona otapala koja sadrže kisik te imaju jaku koordinacijsku sposobnost. To su alkoholi, eteri, esteri i ketoni koji su dobri elektron donori i često su dio ekstrahirane tvari (npr., metilizobutilketon, dietileter, i dr.). Oni s protonima pod jako kiselim uvjetima čine oksonijum katione čija se općenita struktura može prikazati kao: (R2O)p H+, gdje je R alkil radikal a p je koeficijent. Struktura oksonijum kationa s dietileterom može se prikazati kao: [(C2H5)2O]pH

+. Metali koji čine anionske komplekse u jakoj kiselini, npr., s F-, Cl-, Br-, J-, SCN-, mogu se ekstrahirati u takva otapala kao ionski parovi.

Npr., ekstrakcija Fe(III) iz solno kiselog medija s dietileterom dovodi do toga da u eterski sloj prelazi ionski asocijat sastava (vidi gore):

[(C2H5)2O]3 H+ (H2O)x, [FeCl4]

-

Sličan je slučaj kod ekstrakcije Fe(III) iz kiselih otopina koje sadrže tiocijanat pomoću polarnih organskih otapala:

H(n-3) (H2O)m Sp [Fe(SCN)n (H2O)(6-n)]

gdje S predstavlja molekulu organskog otapala, a, m, n, i p su odgovarajući koeficijenti. Analogne asocijate grade i drugi metalni ioni. Tako i trovalentno željezo i

181

trovalentni/peterovalentni molibden grade crveno obojene tiocijanato komplekse a kobalt intenzivno modri, koji se lako ekstrahiraju u organska otapala. Ovi metalni ioni mogu se na taj način dokazati i/ili spektrometrijski odrediti. Isti sustavi mogu poslužiti za meñusobno odjeljivanje metalnih iona: u slučaju smjese Fe3+ ili Co2+ s Al3+, crveni željezov kompleks moguće je ekstrahirati u etilacetat, a modri kobaltov u 1-pentanol/dietileter (1:9), dok Al3+ zaostaje u vodenom sloju. Za odjeljivanje iona željeza od iona molibdena, smjesu Fe3++MoO4

2- treba obraditi sa SnCl2 pri čemu se reduciraju oba iona: Fe3+

prelazi u Fe2+ koji zaostaje u vodenoj fazi, a MoO42- prelazi u

Mo3+ i/ili Mo 5+ koji u obliku tiocijanatnog kompleksa prelazi u 1-pentanol.

Iz niza navedenih primjera vidljivo je da se primjenom SE povećava se i osjetljivost i selektivnost analitičkih reakcija (vidi Izvedbene značajke kvalitativnih kemijskih ispitivanja).

182

VIII. SLOŽENE RAVNOTEŽE

VIII.1. MASKIRANJE I DEMASKIRANJE

Maskiranje je jednostavan postupak pri kojem se jedna ili više sastavnica neke smjese bez fizičkog odjeljivanja tako kemijski preoblikuju da su time spriječene njihove karakteristične reakcije. Takav postupak primjenjuje se onda kada se u smjesi nalazi više sastavnica koji reagiraju s istim analitičkim reagensom. Ovdje se radi o kompetirajućim ravnotežama. Radi procjene i predviñanja odnosa ravnoteža reakcije maskiranja i temeljne analitičke reakcije u složenom sustavu, uvode se pojmovi "omjera selektivnosti" i "omjera maskiranja" (K. L. Cheng, 1961.). Vrijednosti ovih omjera mogu poslužiti kao indeks obima maskiranja i obima temeljne analitičke reakcije za odreñeni sustav:

omjer selektivnosti (OS) = pBp2/pBm

omjer maskiranja (OM) = pBm2/pBp

pBp i pBm - negativni logaritmi koncentracije metalnog iona B nastalog disocijacijom produkta metal-temeljni analitički reagens odnosno kompleksa metal-maskirajući agens.

Maskirajući agensi služe povećanju selektivnosti neselektivnih analitičkih postupaka (vidi Izvedbene značajke). U našim razmatranjima kao temeljne analitičke reakcije promatrat ćemo reakcije taloženja ili kompleksacije, a kao reakcije maskiranja reakcije kompleksacije. Ako su u reakcijskom sustavu prisutni metalni ion, analitički reagens i maskirajući agens ravnoteža ima tendenciju pomaka prema temeljnoj analitičkoj reakciji kada je pBp > pBm. Bez obzira na prisustvo kompetirajućeg maskirajućeg sredstva uz veću pBp lakše je nastajanje kompleksa ili taloga kao produkta temeljne analitičke reakcije. Dakle indeks pBp

2/pBm govori da li se temeljna analitička reakcija odvija ili ne odvija pod uobičajenim uvjetima izvoñenja ali u prisustvu maskirajućeg agensa. Kada je pBp/pBm >1,1 ili OS = pBp

2/pBm >7 postoji tendencija dominacije temeljne analitičke reakcije; kod nižih vrijednosti favorizirana je reakcija maskiranja.

Tako, npr., EDTA (vidi Kompleksi s organskim bidentatnim i polidentatnim ligandima) uspješno maskira reakcije DMG s Cu2+ (smeñe-ljubičasta otopina), s Ni2+ (crveni talog) i s Co2+ (žuto-smeña otopina) uz odgovarajuće OS vrijednosti od 6,5, 5,6 i 4,9 (vidi tablicu VIII.1.). Istovremeno uz OS vrijednost od 7 maskiranje Ag+ uz Cl- ovisit će o količini i EDTA i Cl- (tablica VIII.2.).

183

Tablica VIII.1. Reakcije nekih metalnih iona s DMG u prisustvu EDTA i BHEG*, **

Ravnoteža log Kst

ili pKpt

OM OS Opažanje

Cu2+ + 2DMG ⇄ [Cu(DMG)2] + 2H+ 23,30 ljubičasto-smeña otopina

Cu2+ + 2BHEG- ⇄ [Cu(BHEG)2] 13,35 5,7 8,6 smeña otopina

Cu2+ + EDTA4- ⇄ [Cu-EDTA]2- 18,8 11,3 6,5 nema reakcije, m

Ni2+ + 2DMG ⇄ [Ni(DMG)2] + 2H+ 21,7 crveni talog

Ni2+ + 2BHEG- ⇄ [Ni(BHEG)2] 10,8 4,1 9,6 crveni talog

Ni2+ + EDTA4- ⇄ [Ni-EDTA] 2- 18,6 12,0 5,6 nema reakcije, m

Co2+ + 2DMG ⇄ [Co(DMG)2]+ 2H+ 18,94 žuto-smeña otopina

Co2+ + 2BHEG- ⇄ [Co(BHEG)2] 8,8 3,1 9,0 žuta otopina

Co2+ + EDTA4- ⇄ [Co-EDTA]2- 16,3 10,4 4,9 nema reakcije, m

log Kst = pKnest m – uspješno maskiranje

* BHEG – N,N-bis(2-hidroksietil)glicin [(HOCH2CH2)2N-CH2COOH]; DMG – dimetilglioksim; EDTA – etilendiamin tetraoctena kiselina [(CH2COOH)2N(CH2)2N(CH2COOH)2].

** pB p i pBm računati na temelju 1 mol dm-3 koncentracija kompleksa metal-analitički reagens i kompleksa metal-maskirajući agens.

Dakle računanjem OS ili OM moguće je predvidjeti da li će dominirati temeljna analitička reakcija ili reakcija maskiranja. Oni se mogu izračunati ako se zna pB vrijednost uključena u ravnotežu. Nije potrebno poznavati pB vrijednosti stupnjevitih reakcija nastajanja kompleksa već ukupne pB vrijednosti. Pri tome u obzir treba uzeti kiselost medija, ionsku jakost, temperaturu i otapalo zbog njihova utjecaja na vrijednost konstanti ravnoteže.

184

Tablica VIII.2. Konstante ravnoteže reakcija kompleksacije i taloženja iona srebra*

Temeljni reagens

Ravnoteža Kst Kpt OM OS Učinak EDTA

(pH 10)

OH- 2Ag+ + 2OH- ⇄ Ag2O + H2O 2x10-8 3,41 4,0 bez taloga, m

CrO42- 2Ag+ + CrO4

2- ⇄ Ag2CrO4 1,1x10-12 3,6 3,6 bez taloga, m

Cl- Ag+ + Cl- ⇄ AgCl 1,8x10-10 2,59 7,0 talog

JO3- Ag+ + JO3

- ⇄ AgJO3 3,0x10-8 3,41 4,0 bez taloga, m

Br- Ag+ + Br- ⇄ AgBr 5,2x10-13 2,12 10,3 talog

J- Ag+ + J- ⇄ AgJ 8,3x10-17 1,62 17,8 talog

S2O32- Ag+ + 2S2O3

2- ⇄ [Ag(S2O3)2]

3- 3,2x1013 2,82 5,9 kompleks, m

SCN- Ag+ + SCN- ⇄ AgSCN 1,0x10-12 2,16 10,0 talog

CN- Ag+ + 2CN- ⇄ [Ag(CN)2]- 1,3x1021 2,02 11,4 kompleks

S2- 2Ag+ + S2- ⇄ Ag2S 2,5x10-50 0,79 73,8 talog

p-dimetil-amino-

benziliden rodanin

Ag+ + C12H12N2OS2 ⇄ AgC12H11N2OS2

8,1x10-19 1,36 25,1 talog

m – uspješno maskiranje * pBp i pBm (= pAg+) računati na temelju 1 mol dm-3 koncentracija kompleksa metal-glavni reagens i kompleksa metal-EDTA.

U širem smislu, maskiranje se može provesti:

1. Otapanjem:

Pri tome koristi se taložni reagens koji će s odreñenom sastavnicom dati talog a s drugom topljivi spoj. Npr., u prisustvu jake lužine dolazi do slijedećih rekacija:

Al 3+ + Fe3+ + 7OH- ⇄ [Al(OH)4]- + Fe(OH)3

maskiran

ili

Cr3+ + Fe3+ + 7OH- ⇄ [Cr(OH)4]- + Fe(OH)3

maskiran

a uz NH4OH:

2Al3+ + Zn2+ + 6NH4OH ⇄ 2Al(OH)3 + [Zn(NH3)6]2+ + 6H+

dok bi uz NaOH nastali samo topljivi oblici [Al(OH)4]- i [Zn(OH)4]

2-.

185

2. Oksidacijom (vidi Redoks reakcije), npr.:

2Br- + Cl2 ⇄ Br2 + 2Cl-

-2e +2e

žuto-smeñe obojenje Br2 u CHCl3

2J- + Cl2 ⇄ J2 + 2Cl-

-2e +2e

ljubičasto obojenje J2 u CHCl3

Jod se maskira daljnjom oksidacijom:

J2 + 5Cl2 + 6H2O ⇄ 2JO3- + 10Cl- + 12H+

-10e +2e/5

bezbojan

3. Redukcijom (vidi Redoks reakcije):

Fe3+ + Co2+ + 10SCN- ⇄ [Fe(SCN)6]3- + [Co(SCN)4]2-

crveno modro

Fe3+ se maskira redukcijom:

2Fe3+ + Sn2+ ⇄ 2Fe2+ + Sn4+

+1e/2 -2e

Fe2+ + SCN- → ∅

4. Kompleksacijom:

Maskiranje se može temeljiti na stvaranju odreñenih kompleksnih vrsta a o stabilnosti nastalih kompleksa ovisi koji će ion biti maskiran a kojim će se ionima omogućiti da stupe u reakciju. Dobar maskirajući ligand mora stvarati čvrste, bezbojne komplekse s ionom kojeg treba maskirati i slabe komplekse s ionom kojeg treba dokazati ili s njime uopće ne treba reagirati.

Npr., Co2+ ion može se dokazati pomoću tiocijanat iona s kojim stvara modar kompleks [Co(SCN)4]2- (vidi str. 16 i Kompleksi s anorganskim monodentatnim i bidentatnim ligandima). U prisustvu Fe3+ paralelno se stvara crvena boja od [FeSCN]2+ (vidi str. 86). Dodatkom F- iona Fe3+ ion prelazi u bezbojan, stabilni heksafluoro kompleks [FeF6]3- (log Kst = 15,30, vidi Kompleksi s anorganskim monodentatnim i bidentatnim ligandima). Kobalt ne stvara stabilan kompleks s F- pa se sad može zamijetiti modra boja Co-kompleksa. Intenzitet boje pojačava se ekstrakcijom s

186

organskim otapalom. Ovakvo dokazivanje Co2+ uz Fe3+ sa SCN- moguće je kod pH povoljnog za stvaranje fluoro kompleksa željeza (vidi Neke složene ravnoteže). Nestanak crvene boje [FeSCN]2+ može ukazivati na prisustvo F- (i poslužiti njegovom dokazivanju) i/ili uspješno maskiranje Fe3+. U kvalitativnoj analizi može biti korisno ne samo nastajanje već i razaranje obojenog kompleksa koje omogućuje vizualizaciju drugog iona.

Npr., prevoñenje modrog Cu(II)-amino kompleksa u bezbojni cijano kompleks služi i za dokazivanje CN- i za maskiranje Cu2+. Zbog različite stabilnosti cijano kompleksa (vidi Kompleksi s anorganskim monodentatnim i bidentatnim ligandima) možemo dokazati Cd2+ kao žuti CdS u smjesi s Cu2+. Zbog velike stabilnosti cijano kompleksa bakar s H2S ne daje crni talog:

[Cd(CN)4]2- + S2- ⇄ CdS + 4CN-

žuti talog

[Cu(CN)4]3- + S2- → ∅

Za reakcije nastajanja [Cu(CN)4]3- (log Kst = 30,30) i [Cd(CN)4]

2- (log Kst = 18,45) vidi str. 93.

Dobar maskirajući ligand je EDTA (vidi Kompleksi s organskim bidentatnim i polidentatnim ligandima), odnosno njezina dinatrijeva sol (Na2H2Yx2H2O):

Na2H2Y → 2Na+ + H2Y2-

koja s metalnim ionima stvara komplekse u omjeru 1:1 bez obzira na njihovu valenciju što je vidljivo iz reakcije:

Bn+ + H2Y2- ⇄ [BY] n-4 + 2H+

Uspješno maskiranje reakcija DMG s Cu2+, Ni2+ i Co2+ primjenom EDTA prikazano je u tablici VIII.1.

5. Ekstrakcijom:

Nakon ekstrakcije modrog kompleksa [Co(SCN)4]2- ili crvenog kompleksa [Fe(SCN)6]

3- u organsko otapalo u obliku ionskog para (vidi str. 180), moguće je dokazati aluminij u vodenom sloju. Isto tako moguće je dokazati dvovalentne katione, npr., Co2+, u prisustvu Fe3+ nakon ekstrakcije kelata Fe(III)-antranilna kiselina u 1-pentanol (vidi str. 19).

Demaskiranje je postupak inverzan maskiranju odnosno proces kojim se maskirana sastavnica oslobaña iz svog maskiranog oblika i vraća joj se sposobnost da sudjeluje u odreñenoj analitičkoj reakciji. Dakle ion koji je maskiranjem doveden u nereaktivan oblik prevodi se ponovno u reaktivan oblik oslobañanjem iz maskiranog oblika:

187

maskiranje

B + L BL demaskiranje

Ovaj se postupak može temeljiti na različitim mehanizmima i provesti na nekoliko načina:

1. Promjenom pH:

Stabilnost kompleksa jako ovisi o pH. Demaskiranje se može postići sniženjem ili povišenjem pH. Npr., pri pH ≤3,2 razara se kompleks [FeF]2+ i Fe3+ se demaskira (vidi Neke složene ravnoteže). Nadalje, većina iona teških metala čini relativno stabilne komplekse sa CN- ionom. Ovi kompleksi nestabilni su u kiselom mediju te se razaraju dodatkom jake mineralne kiseline uz nastajanje HCN i oslobañanje maskiranih metalnih iona. Razaranje vrlo stabilnih kompleksa postiže se tek pri visokoj kiselosti. Zakiseljavanjem medija moguće je demaskirati ione i iz amonijevih kompleksa (vidi Ravnoteže reakcija kompleksacije, Kompleksi s anorganskim monodentatnim i bidentatnim ligandima, Neke složene ravnoteže).

PRIMJERI:

[Ag(CN)2]- + 2H+ ⇄ Ag+ + 2HCN

2Ag+ + CrO42- ⇄ Ag2CrO4 crveno-smeñi talog

[Ag(NH3)2]+ + 2H+ ⇄ Ag+ + 2NH4

+

Ag+ + Cl- ⇄ AgCl bijeli sirasti talog

[Cu(NH3)4]2+ + 4H+ ⇄ Cu2+ + 4NH4

+

Cu2+ + HN=C-C=NH ⇄ HN=C-C=NH + 2H+

HS SH S S

Cu

ditiooksamid) zeleno-crni talog (rubeanska kiselina)

Poznato je da EDTA s mnogim ionima stvara komplekse različitih stabilnosti ovisno o pH medija. Zemnoalkalijski metali kod pH >5 daju čvrste komplekse s EDTA a kod pH 1-2 mogu se demaskirati. Npr., Ba2+ se ne taloži sa sulfatom u prisustvu EDTA kod pH >7 no sniženjem pH na 5 barij se oslobaña iz EDTA kompleksa i tvori bijeli talog sa sulfatom:

[BaY]2- + 2H+ ⇄ Ba2+ + H2Y2-

Ba2+ + SO42- ⇄ BaSO4 bijeli talog

188

Nekad se može koristiti i porast pH. Npr., kompleksi Al-oksalata, Zr-F i Fe-SCN se razlažu u otopini koja je alkalizirana. Nastaje talog hidratnog oksida metala koji se odfiltrira čime se eliminira maskirajući agens a hidroksidi se ponovno otope.

2. Prevoñenjem maskirajućeg agensa (liganda) u nereaktivan oblik:

Demaskiranje iz cijanidnih kompleksa moguće je provesti s HCHO. Na ovaj način nastaje neionizirani spoj stabilniji od maskiranog oblika. Npr.:

[Zn(CN)4]2- + 4HCHO + 4H2O → Zn2+ + 4HOCH2CN + 4OH-

hidroksiacetonitril (cijanoglikolna kiselina ili glikolonitril)

3Zn2+ + 2[Fe(CN)6]3- ⇄ Zn3[Fe(CN)6]2

narančasti talog s [Fe(CN)6]3-,

a s [Fe(CN)6]4- bijeli talog

(vidi Kompleksi s anorganskim monodentatnim i bidentatnim ligandima)

Primjer ireverzibilnog nastajanja hidroksiacetonitrila može se svrstati i u postupke demaskiranja kemijskim razaranjem. Da bi ova metoda bila uspješna potrebno je imati blage uvjete za reakciju da ne bi došlo do gubitka ili promjene maskiranog oblika. Takoñer, EDTA često se razara digeriranjem s jakom kiselinom (vidi Kompleksi s organskim bidentatnim i polidentatnim ligandima) ili s jakim oksidansom [npr., KMnO4, Ce(IV)-sulfat] u kiselom mediju.

Kod fluoro kompleksa metal često može biti osloboñen dodatkom boratne soli:

[SnF6]2- ⇄ Sn4+ + 6F-

4F- + BO33- + 6H+ ⇄ [BF4]- + 3H2O

3. Reakcijama zamjene tj. stvaranjem kompleksa veće stabilnosti:

Ono se provodi dodavanjem iona koji s ligandom s kojim je neki ion maskiran stvara kompleks veće stabilnosti:

[Ni(CN)4]2- + 2Ag+ ⇄ 2[Ag(CN)2]- + Ni2+ log Kst = 15,5 log Kst = 21,1

Sada Ni2+ s DMG daje ružičasto-crven talog (vidi jednadžbu na str. 16).

[Cd(CN)4]2- + 2Ag+ ⇄ 2[Ag(CN)2]

- + Cd2+ log Kst = 18,45 log Kst = 21,1

Za EDTA komplekse vrijedi:

[MgY]2- + Ca2+ ⇄ [CaY]2- + Mg2+ log Kst = 8,7 log Kst = 10,7

189

Na ovaj način moguće je odrediti Ca2+ a demaskirati Mg2+. Za stabilnosti EDTA kompleksa (vidi tablicu IV.2):

[BaY]2- + Mg2+ ⇄ [MgY]2- + Ba2+ log Kst = 7,8 log Kst = 8,7

Ba2+ + CrO42- ⇄ BaCrO4 žuti talog

Ako EDTA nije prisutan u velikom suvišku dodatkom velike količine kalcija oslobaña se i kobalt iz kompleksa te može reagirati s dietilditiokarbamatom.

4. Promjenom valentnog stanja središnjeg metalnog iona

Neki metalni ioni u nižim valentnim stanjima stvaraju komplekse veće konstante stabilnosti pa je primjenom oksidansa moguće provesti demaskiranje:

[Cu(S2O3)2]3- + oksidans uz OH- → [Cu(S2O3)2]

2-

čvrst kompleks kompleks male Kst

To omogućuje da Cu(II) reagira s PAN-om kod pH >7 u prisustvu tiosulfata, dajući crveno obojeni kelat (vidi Kompleksi s organskim bidentatnim i polidentatnim ligandima).

5. Fizičkim odstranjivanjem liganda

Na temelju razlike u Kpt nekih spojeva moguće je provesti demaskiranje. Npr., vrijedi:

KptAgJ < KptAgBr < KptAgCl

pa ako su Cl- i Br- bili maskirani na temelju slijedećih reakcija ih se demaskira, a AgBr odnosno AgJ se uklanjaju filtriranjem:

AgCl + Br- ⇄ AgBr + Cl-

AgBr + J- ⇄ AgJ + Br-

Radi demaskiranja mnoge se supstancije mogu ukloniti otparavanjem. Npr., maskirajući ligandi F- i CN- mogu se otpariti u prisustvu jake kiseline.

VIII.2. NEKE SLOŽENE RAVNOTEŽE

Upoznali smo se s nizom ravnotežnih konstanti jednostavnih reverzibilnih procesa (Kk, Kb, Kv, Kpt, itd.). No u analitičkoj praksi često se susrećemo s više ili manje složenim reverzibilnim procesima (npr., Kh koja uključuje Kv i Kk ili Kb). Npr., ako u otopinu kiseline dodamo reagens koji taloži anion kiseline (bazu) stupanj njezine protolize se povećava; taloženje teško topljivog elektrolita biti će teže ili će potpuno izostati ako mu je jedan od iona u obliku kompleksa; potencijal redoks para se mijenja kada se jedan od iona u ravnoteži taloži, itd. Da bismo mogli predvidjeti tok neke reakcije u složenim uvjetima treba poznavati ravnotežnu konstantu sumarne reakcije (Ksum). Na temelju

190

veličine Ksum možemo suditi o ravnotežnom stanju u složenom sustavu. Konstante ravnoteže za pojedine reakcije mogu se algebarski kombinirati da bi se dobile konstante ravnoteže za reakcije koje su kombinacije izvornih. To su složeni sustavi. Pravila su slijedeća:

1. ako se temeljne reakcije zbrajaju ukupna K ravnoteže je produkt pojedinačnih konstanti (npr., kod višestupanjskih reakcija kompleksacije Kst = Kst1

.Kst2.…….Kstm odnosno pKst

= pKst1 + pKst2 +……+ pKstm (vidi Kompleksni spojevi i njihova analitička uloga);

2. ako se piše inverzna reakcija konstanta je recipročna vrijednost od konstante polazne reakcije (npr., Kst = 1/Knest odnosno pKst = -pKnest (vidi Kompleksni spojevi i njihova analitička uloga);

3. ako se reakcija multiplicira s faktorom "r" konstanta ravnoteže se podiže na r-tu potenciju. Ako se reakcija podvostručuje, potrostručuje itd. konstanta se kvadrira, kubira, itd. Ako se reakcija množi s 1/2 nova konstanta je drugi korijen izvorne konstante.

Moguće su slijedeće brojčane vrijednosti Ksum:

Ksum >1 (pKsum <0) ravnoteža je pomaknuta udesno i to utoliko više što je Ksum veći od 1

Ksum =1 (pKsum =0) pri uspostavljenoj ravnoteži produkti koncentracija svih sastavnica s lijeve i s desne strane jednadžbe moraju biti jednaki

Ksum <1 (pKsum >0) ravnoteža je pomaknuta ulijevo i to utoliko više koliko je vrijednost Ksum manja od 1.

PRIMJERI

U primjerima koji slijede upoznat ćemo se s nekim kompeticijama ravnoteža taloženja, kompleksacije ili disocijacije slabog elektrolita, kombiniranih u složenim ravnotežnim sustavima. Pri računanju Ksum takvih složenih ravnoteža algebarski kombiniramo konstante jednostavnih ravnoteža i stavljamo u odgovarajuće odnose (npr., odnos više Kpt ili K st ili K nest vrijednosti ili odnos Kpt i Kk, itd.).

1. Nañi Ksum za sustav: Pb2+ + 2HF ⇄ PbF2 + 2H+

disocijacija HF: HF ⇄ H+ + F- KkHF = 3,5x10-4 (pKk = 3,45)

otapanje PbF2: PbF2 ⇄ Pb2+ + 2F- KptPbF2 = 3,2x10-8

Ove se reakcije može napisati kao dvostruku reakciju disocijacije slabe kiseline HF i kao inverznu reakciju otapanja PbF2 tj. reakciju taloženja PbF2, i zbrojiti:

2HF ⇄ 2H+ + 2F-

Pb2+ + 2F- ⇄ PbF2

Pb2+ + 2HF ⇄ PbF2 + 2H+

191

Ksum = ([PbF2][H+]2 [F-]2)/([Pb2+][HF] 2 [F-]2) = (KkHF)

2/KptPbF2 =

= (3,5x10-4)2/3,2x10-8 = 3,8

pKsum = -0,6

Zaključak: Ksum pokazuje da je ravnoteža u složenom sustavu pomaknuta prema produktima pa je favorizirana reakcija taloženja PbF2 (temeljna analitička reakcija) nad inverznom reakcijom.

2. Problem koji uključuje dvije ravnoteže i spada u kategoriju simultanih ravnoteža jest i taj koji uključuje ravnotežu taloženja, npr., CoS i disocijaciju H2S. U obje je ravnoteže uključen isti ion, S2-:

CoS ⇄ Co2+ + S2- KptCoS = [Co2+][S2-] = 7,9x10-23

H2S ⇄ 2H+ + S2- KkH2S = ([H+]2 [S2-])/[H 2S] = 1,2x10-20

Co2+ + H2S ⇄ CoS + 2H+

Ksum = ([CoS][H+]2 [S2-])/([Co2+][H2S][S2-]) = KkH2S/KptCoS =

= 1,2x10-20/7,9x10-23 = 1,52x102

pKsum = -2,2

Zaključak: Ravnoteža je pomaknuta u smjeru nastajanju produkta dakle taloženja CoS.

3. Općenita reakcija otapanja teško topljivog sulfida dvovalentnog kationa B2+, BS, u razrijeñenoj neoksidativnoj kiselini je (vidi Selektivno taloženje i otapanje sulfida):

BS + 2H3O+ ⇄ B2+ + H2S + 2H2O

Ksum = ([B2+][H2S][S2-])/([BS][H3O+]2 [S2-]) = KptBS/KkH2S = KptBS/1,2x10-20

a) MnS + 2H3O+ ⇄ Mn2+ + H2S + 2H2O

Ksum = ([Mn2+][H2S][S2-])/([MnS][H3O+]2 [S2-]) = KptMnS/KkH2S =

= 1x10-15/1,2x10-20 = 8,3x104

pKsum = -4,9

Zaključak: Ravnoteža je pomaknuta udesno; MnS se dade otopiti u neoksidativnoj kiselini.

b) CuS + 2H3O+ ⇄ Cu2+ + H2S + 2H2O

Ksum = ([Cu2+][H2S][S2-])/([CuS][H3O+]2 [S2-]) = KptCuS/KkH2S =

= 7,9x10-36/1,2x10-20 = 6,6x10-16

192

pKsum = 15,2

Zaključak: Ravnoteža je pomaknuta na lijevu stranu pa se CuS ne otapa u razrijeñenim neoksidativnim kiselinama. On se otapa u konc. HNO3 uz zagrijavanje (vidi Redoks reakcije, Selektivno taloženje i otapanje sulfida, Otapanje promjenom oksidacijskog stanja).

4. Meñusobne transformacije teško topljivih soli srebra takoñer su primjeri složenih ravnoteža:

a) AgCl + J- ⇄ AgJ + Cl-

Ksum = ([AgJ][Cl-][Ag+])/([AgCl][J -][Ag+]) = KptAgCl/KptAgJ =

= 1,8x10-10/8,3x10-17 = 2,2x106

pKsum = -6,3

Zaključak: Velika Ksum odnosno niski pKsum kaže da je ravnoteža pomaknuta udesno tj. da AgCl pod utjecajem J- lako prelazi u AgJ a inverzna reakcija nije moguća.

b) AgCl + Br- ⇄ AgBr + Cl-

Ksum = KptAgCl/KptAgBr = 1,8x10-10/5,2x10-13 = 3,5x102

pKsum = -2,5

Zaključak: Ravnoteža je pomaknuta udesno i reakcija je moguća.

c) Ag2CrO4 + 2Cl- ⇄ 2AgCl + CrO42-

Ksum = ([AgCl]2 [CrO42-][Ag+]2)/([Ag2CrO4][Cl -]2 [Ag+]2) =

= KptAg2CrO4/(KptAgCl)2 = 1,1x10-12/(1,8x10-10)2 = 3,4x107

pKsum = -7,5

Zaključak: Ravnoteža je pomaknuta udesno; Ag2CrO4 kuhanjem s Cl- prelazi u AgCl.

5. Npr., miješanjem dvaju teško topljivih taloga može doći do interakcije meñu njima:

ZnS + PbSO4 ⇄ ZnSO4 + PbS

Ksum = [ZnSO4][PbS][Zn2+][SO42-][Pb2+][S2-]/[ZnS][PbSO4][Zn2+][SO4

2-][Pb2+][S2-] =

= (KptZnS KptPbSO4)/(KptZnSO4 KptPbS) = (2,5x10-22 .1,58x10-8)/(3,53 . 2,51x10-27) =

= 4,46x10-4

pKsum = 3,4

193

Zaključak: Zbog nastajanja teže topljivog PbS dolazi do polagane interakcije izmeñu ZnS i PbSO4 (pažnja: nastali ZnSO4 je dobro topljiv!).

6. Ako u otopinu [FeSCN]2+ dodamo F- ion nastaje stabilniji kompleks [FeF]2+; daljnjim zakiseljavanjem ovaj se kompleks razara i vraća se boja od [FeSCN]2+:

a) [FeSCN]2+ + F- ⇄ [FeF]2+ + SCN-

Ksum = [FeF2+][SCN-][Fe3+]/[FeSCN2+][F-][Fe3+] = Kst[FeF]2+/Kst[FeSCN]2+ =

= Knest[FeSCN]2+/Knest[FeF]2+ = 1,0x10-3/5,2x10-6 = 190,8

pKsum = -2,3

b) [FeF]2+ + H+ ⇄ Fe3+ + HF

Ksum = [Fe3+][HF][F -]/[FeF2+][H+][F-] = 1/(Kst[FeF]2 KkHF) = Knest[FeF]2+/KkHF =

= 5,2x10-6/3,5x10-4 = 1,5x10-2

pKsum = 1,8

Zaključak: Vrijednost Ksum ukazuje da je za razaranje kompleksa [FeF]2+ potreban jako kiseli medij (pH <3.2) (vidi Ravnoteže reakcija kompleksacije, vidi i Maskiranje i demaskiranje). U tom pH području nemoguće je maskirati željezo s F- pa je nemoguće selektivno dokazati kobalt s tiocijanatom u prisustvu iona željeza.

7. Razaranje kompleksa u kiselom mediju može poslužiti demaskiranju i nekih drugih metalnih iona. Npr.:

[Ag(NH3)2]+ + 2H+ + Cl- ⇄ AgCl + 2NH4

+

S obzirom da vrijedi (vidi Hidroliza):

KhNH4+ = Kv/KbNH4OH = 5,6x10-10

za Ksum proizlazi:

Ksum = [AgCl][NH 4+]2[Ag+][NH3]

2/[Ag(NH3)2+][H+]2[Cl-][Ag+][NH3]

2 =

= 1/[Kst[Ag(NH3)2]+ (KhNH4+)2 KptAgCl] = Knest[Ag(NH3)2]+/[(KhNH4+)

2 KptAgCl] =

= 9,3x10-8/[(5,6x10-10)2 . 1,8x10-10] = 1,7x1021

ili

Ksum = [AgCl][NH 4+]2[Ag+][NH3]

2[OH-]2/[Ag(NH3)2+][H+]2[Cl-][Ag+][NH3]

2[OH-]2 =

= (KbNH3)2/[Kst[Ag(NH3)2]+ (Kv)

2 KptAgCl] =

= [Knest[Ag(NH3)2]+ (KbNH3)2]/[(Kv)

2 KptAgCl] =

194

= [9,3x10-8 . (1,8x10-5)2]/[(10-14)2 .1,8x10-10] = 1,7x1021

pKsum = -21,2

Zaključak: Zakiseljavanjem otopine [Ag(NH3)2]+ s razr. HNO3 uz lakmus papir dolazi do

demaskiranja iona srebra (vidi str. 187) a u prisustvu Cl- iona do taloženja AgCl.

8. Ksum ravnotežnih reakcija zamjene iona, primijenjenih pri raščinjanju teško topljivih sulfata, jesu:

a) SrSO4 + CO32- ⇄ SrCO3 + SO4

2-

Ksum = [SrCO3][SO42-][Sr2+]/[SrSO4][CO3

2-][Sr2+] = KptSrSO4/KptSrCO3 =

= 2,8x10-7/1,1x10-10 = 2,5x103

pKsum = -3,4

b) BaSO4 + CO32- ⇄ BaCO3 + SO4

2-

Ksum = [BaCO3][SO42-][Ba2+]/[BaSO4][CO3

2-][Ba2+] = KptBaSO4/KptBaCO3 =

= 1,1x10-10/5,5x10-10 = 0,2

pKsum = 0,7.

Zaključak: Ksum vrijednosti za gornje reakcije zamjene iona pokazuju da je kuhanjem s (NH4)2CO3 ili s konc. Na2CO3 odnosno raščinjanjem sa čvrstim Na2CO3 moguće teško topljive sulfate Sr2+ i Ba2+ prevesti u karbonate topljive u kiselini.

9. [Ag(NH3)2]+ + 2CN- ⇄ [Ag(CN)2]

- + 2NH3

Ksum = ([Ag(CN)2-] [NH3]

2 [Ag+])/([Ag(NH3)2+] [CN-]2 [Ag+]) =

= Kst[Ag(CN)2]-/Kst[Ag(NH3)2]+ = 1,3x1021/1,1x107 = 1,2x1014

ili

Ksum = Knest[Ag(NH3)2]+/Knest[Ag(CN)2]- = 9,3x10-8/7,9x10-22 = 1,2x1014

pKsum = -14,1

Zaključak: Ravnoteža je pomaknuta jako udesno; dakle dodatkom CN- iona u otopinu [Ag(NH3)2]

+ lako nastaje stabilniji kompleks [Ag(CN)2]-.

10. Složeni sustav hidrolize soli možemo prikazati na primjeru hidrolize anionske baze CH3COO- (vidi str. 64-65):

CH3COO- + H2O ⇄ CH3COOH + OH-

Ksum = KhCH3COO- = KbCH3COO- = [CH3COOH][OH-][H+]/[CH3COO-][H+] =

195

= Kv/KkCH3COOH = 10-14/1,8x10-5 = 5,6x10-10

pKsum = 9,3

Zaključak: Niska vrijednost Ksum govori da je stupanj hidrolize nizak.

VIII.2.1. OTAPANJE TALOGA TEŠKO TOPLJIVIH SOLI

Nakon završenog taloženja proces otapanja postiže se smanjenjem koncentracije jednog ili oba iona u zasićenoj otopini iznad teško topljivog taloga. Npr., ioni slabo topljive soli koji se u zasićenoj otopini nalaze u ravnoteži sa čvrstom fazom mogu učestvovati u sporednim reakcijama ako su u otopini prisutne druge supstancije. Pošto se tim reakcijama uklanja dio iona iz otopine narušava se ravnotežno stanje te da bi se ravnoteža ponovno uspostavila mora se jedan dio taloga otopiti. Znači da se topljivost taloga povećava. Ovo su tipični složeni ravnotežni sustavi. Otapanje taloga može se provesti na 4 načina:

VIII.2.1.1. Otapanje nastankom slabog elektrolita

Slabo topljiva sol otopit će se u kiselini onda ako je pogodan odnos izmeñu Kpt i konstante ionizacije slabog elektrolita koji nastaje (vidi Ravnoteže u analitičkim sustavima). Mnogi talozi koji sadrže anion koji ima jaka bazična svojstva vrlo se lako otapaju u kiselinama, samo kiselina koja otapa talog mora biti jača od kiseline koja nastaje. Nastajanje slabog elektrolita može se iskoristiti za otapanje taloga koji je nastao iz slabe kiseline i slabe baze. Npr., otapanje CaC2O4 u kiselini:

CaC2O4 ⇄ Ca2+ + C2O42-

čvrsta faza tekuća faza

KptCaC2O4 = [Ca2+][C2O42-]

+ H+ → HC2O4-

CaC2O4 + H+ ⇄ Ca2+ + HC2O4-

Ksum=([Ca2+][HC2O4-][C2O4

2-])/([CaC2O4][H+][C2O4

2-]) = KptCaC2O4/Kk2H2C2O4

= 8,5x10-9/5,2x10-5 = 1,6x10-4

pKsum = 3,8 Kk1H2C2O4 = 5,6x10-2 (pKk1 = 1,25) Kk2H2C2O4 = 5,2x10-5 (pKk2 = 4,28)

Oksalat ion posjeduje jaka bazična svojstva jer je jaka konjugirana baza slabe kiseline. Dodavanjem HCl protoni se vežu s oksalat ionima u nedisociranu (slabu) oksalnu kiselinu. Uklanjanjem oksalat iona remeti se ravnoteža te se mora povećati koncentracija Ca2+ i dolazi do posljedičnog otapanja taloga. Dodatkom dovoljne količine kiseline može se otopiti sav talog.

Analogno će se otapati karbonati zemnih alkalija u octenoj kiselini koja je jača kiselina od nastalog slabog elektrolita HCO3

-:

196

H2CO3 ⇄ H+ + HCO3- Kk1H2CO3 = 4,5x10-7 (pK k1H2CO3 = 6,4)

HCO3- ⇄ H+ + CO3

2- Kk2H2CO3 = 5,6x10-11 (pK k2H2CO3 = 10,3)

CaCO3 + H+ ⇄ Ca2+ + HCO3-

Ksum = ([Ca2+][HCO3-][CO3

2-])/([CaCO3][H+][CO3

2-]) = KptCaCO3/Kk2H2CO3 =

= 6,6x10-9/5,6x10-11 = 1,2x102

pKsum = -2,1 (lako otapanje)

Soli koje sadrže anion jake kiseline (npr., AgCl) koji je dakle slaba baza vrlo se teško tope u kiselinama pa kiselost ne utječe na ravnotežu čvrsto-tekuće. Ravnotežno stanje takvog sustava neovisno je o promjeni pH. Takve soli su i bromidi, jodidi, tiocijanati, itd. Talozi s većim Kpt vrijednostima imaju veću početnu topljivost pa su u kiselinama lakše topljivi.

VIII.2.1.2. Otapanje stvaranjem kompleksnog iona

Ako jedan od iona taloga u zasićenoj otopini stvara kompleksni spoj smanjuje se njegova koncentracija i remeti ravnoteža u sustavu. Nastajanje kompleksnog iona može se promatrati na primjeru otapanja taloga u suvišku taložnog reagensa (npr., otapanje HgJ2 u suvišku J-, vidi Reakcije karakterizacije valentnog stanja, vidi i Kompleksi s anorganskim monodentatnim i bidentatnim ligandima) ili dodavanjem drugog liganda s kojim metalni ion stvara kompleks (npr., otapanje halogenida srebra). Sumarna reakcija otapanja taloga ovisit će o Kpt i konstanti stabilnosti (nestabilnosti) nastalog kompleksa (vidi tablicu VIII.3.).

Dakle dodavanjem NH3, CN- ili S2O32- u ravnotežni sustav s talogom AgCl, Ag+

ioni reagiraju s ovim ligandima dajući kompleksne ione pa se koncentracija Ag+ iona smanjuje i talog se otapa.

Općenito se reakcije otapanja Ag-halogenida (AgX) mogu pisati kao:

AgX + 2NH3 ⇄ [Ag(NH3)2]+ + X-

AgX + 2CN- ⇄ [Ag(CN)2]- + X-

AgX + 2S2O32- ⇄ [Ag(S2O3)2]

3- + X-

te vrijede slijedeće sumarne konstante:

Ksum = ([Ag(NH3)2+] [X -][Ag+])/([AgX][NH 3]

2 [Ag+]) = KptAgX Kst[Ag(NH3)2]+ =

= KptAgX/Knest[Ag(NH3)2]+ = KptAgX/9,3x10-8

Ksum = ([Ag(CN)2-] [X -][Ag+])/([AgX][CN -]2 [Ag+]) = KptAgX Kst[Ag(CN)2]- =

= KptAgX/Knest[Ag(CN)2]- = KptAgX/7,9x10-22

197

Ksum = ([Ag(S2O3)23-] [X -][Ag+])/([AgX][S 2O3

2-]2 [Ag+]) = KptAgX Kst[Ag(S2O3)2]3- =

= KptAgX/Knest[Ag(S2O3)2]3- = KptAgX/3,2x10-14

Važne su dvije ravnoteže, ravnoteža čvrsto-tekuće, npr.:

AgCl ⇄ Ag+ + Cl-

definirana s Kpt, npr.: KptAgCl = [Ag+][Cl -] = 1,8x10-10 sAgCl = 1,3x10-5 mol dm-3

i ravnoteža nastajanja/disocijacije kompleksa, npr.:

Ag+ + 2NH3 ⇄ [Ag(NH3)2]+ ili [Ag(NH3)2]

+ ⇄ Ag+ + 2NH3

definirana s Kst odnosno s Knest.

Npr., reakcije otapanja AgCl su slijedeće:

AgCl + 2CN- ⇄ [Ag(CN)2]- + Cl-

AgCl + 2NH3 ⇄ [Ag(NH3)2]+ + Cl-

AgCl + 2S2O32- ⇄ [Ag(S2O3)2]

3- + Cl-

a reakcije kompleksacije definirane kao:

Kst[Ag(CN)2]- = ([Ag(CN)2-]/([Ag+][CN-]2) log Kst[Ag(CN)2]- =

Knest[Ag(CN)2]- = ([Ag+][CN-]2)/[Ag(CN)2-] = 7,9x10-22 = pKnest[Ag(CN)2]- = 21,1

Kst[Ag(NH3)2]+ = ([Ag(NH3)2+]/([Ag+][NH3]

2) log Kst[Ag(NH3)2]+ =

Knest[Ag(NH3)2]+ = ([Ag+][NH3]2)/[Ag(NH3)2

+] = 9,3x10-8 = pKnest[Ag(NH3)2]+ = 7,03

Kst[Ag(S2O3)2]3- = ([Ag(S2O3)23-]/([Ag+][S2O3

2-]2) log Kst[Ag(S2O3)2]3- =

Knest[Ag(S2O3)2]3- = ([Ag+][S2O32-]2)/[Ag(S2O3)2

3-] = 3,2x10-14 = pKnest[Ag(S2O3)2]3- =13,5

AgCl je topljiv u NH3, CN- i S2O32- što pokazuju vrijednosti konstanti složene ravnoteže

Ksum pri otapanju:

Ksum = ([Ag(NH3)2+][Cl -][Ag+])/([AgCl][NH 3]

2 [Ag+]) = KptAgCl Kst[Ag(NH3)2]+ =

= KptAgCl/Knest[Ag(NH3)2]+ = 1,8x10-10/9,3x10-8 = 1,9x10-3

Za otapanje je potrebna koncentrirana otopina NH4OH u suvišku! Za otapanje AgCl u otopini cijanida i tiosulfata vrijedi:

Ksum = KptAgCl Kst[Ag(CN)2]- = KptAgCl/Knest[Ag(CN)2]- = 1,8x10-10/7,9x10-22 = 2,3x1011

Ksum = KptAgCl Kst[Ag(S2O3)2]3- = KptAgCl/Knest[Ag(S2O3)2]3- = 1,8x10-10/3,2x10-14 = 5,6x103

198

što pokazuje da je AgCl lako topljiv u oba medija.

AgBr teško je topljiv u konc. NH4OH a lako u CN- i S2O32- (KptAgBr = 5,2x10-13,

sAgBr = 7,2x10-7 mol dm-3):

Ksum = KptAgBr Kst[Ag(NH3)2]+ = KptAgBr/Knest[Ag(NH3)2]+ = 5,2x10-13/9,3x10-8 = 5,6x10-6

Ksum = KptAgBr Kst[Ag(CN)2]- = KptAgBr/Knest[Ag(CN)2]- = 5,2x10-13/7,9x10-22 = 6,6x108

Ksum = KptAgBr Kst[Ag(S2O3)2]3- = KptAgBr/Knest[Ag(S2O3)2]3- = 5,2x10-13/3,2x10-14 = 16

AgJ je teško topljiv talog te zbog toga ima vrlo malo slobodnih Ag+ iona i ne može stvarati kompleks s amonijakom u kojem se niti ne otapa, no otapa se u KCN i Na2S2O3 jer su cijano i tiosulfato kompleksi znatno stabilniji od kompleksa s amonijakom (KptAgJ = 8,3x10-17, sAgJ = 9,1x10-9 mol dm-3):

Ksum = KptAgJ Kst[Ag(NH3)2]+ = KptAgJ/Knest[Ag(NH3)2]+ = 8,3x10-17/9,3x10-8 = 8,9x10-10

Ksum = KptAgJ Kst[Ag(CN)2]- = KptAgJ/Knest[Ag(CN)2]- = 8,3x10-17/7,9x10-22 = 1,1x105

Ksum = KptAgJ Kst[Ag(S2O3)2]3- = KptAgJ/Knest[Ag(S2O3)2]3- = 8,3x10-17/3,2x10-14 = 2,6x10-3

Za Ag2S vrijedi:

Ag2S ⇄ 2Ag+ + S2-

KptAg2S = [Ag+]2 [S2-] = 2,5x10-50 sAg2S = 1,8x10-17 mol dm-3

Pretpostavljene reakcije otapanja su:

Ag2S + 4NH3 ⇄ 2[Ag(NH3)2]+ + S2-

Ag2S + 4CN- ⇄ 2[Ag(CN)2]- + S2-

Ag2S + 4S2O32- ⇄ 2[Ag(S2O3)2]

3- + S2-

pa za Ksum dobivamo:

Ksum = ([Ag(NH3)2+]2 [S2-][Ag+]2)/([Ag2S][NH3]

4 [Ag+]2) =

= KptAg2S (Kst[Ag(NH3)2]+)2 = KptAg2S/(Knest[Ag(NH3)2]+)

2 = 2,5x10-50/8,6x10-15 = 2,9x10-36

Ksum = ([Ag(CN)2-]2 [S2-][Ag+]2)/([Ag2S][CN-]4 [Ag+]2) =

= KptAg2S (Kst[Ag(CN)2]-)2 = KptAg2S/(Knest[Ag(CN)2]-)

2 = 2,5x10-50/6,2x10-43 = 4,0x10-8

Ksum = ([Ag(S2O3)23-]2 [S2-][Ag+]2)/([Ag2S][S2O3

2-]4 [Ag+]2) =

= KptAg2S (Kst[Ag(S2O3)2]3-)2 = KptAg2S/(Knest[Ag(S2O3)2]3-)2 = 2,5x10-50/1,0x10-27 = 2,5x10-23

Ag2S se ne otapa niti u konc. NH4OH, niti u KCN niti u Na2S2O3!

199

Opisana ponašanja soli srebra sažeta su u tablici VIII.3.

Tablica VIII.3. Maskiranje nekih taložnih reakcija srebra

Kompleksne vrste i podaci stabilnosti (Ksum, pKsum**) Produkti taložne reakcije

Kpt [Ag(NH3)2]+

log Kst[Ag(NH3)2]+ = 7,03

[Ag(S2O3)2]3-

log Kst[Ag(S2O3)2]3- =13,5

[Ag(CN)2]-

log K st[Ag(CN)2]- = 21,1

Ag+ + Cl- ⇄ AgCl

1,8x10-10 -

(1,9x10-3, 2,7)

-

(5,6x103, -3,7)

-

(2,3x1011, -11,4)

Ag+ + Br- ⇄ AgBr

5,2x10-13 +

(5,6x10-6, 5,3)

-

(16, -1,2)

-

(6,6x108, -8,8)

Ag+ + J- ⇄ AgJ

8,3x10-17 +

(8,9x10-10, 9,1)

-

(2,6x10-3, 2,6)

-

(1,1x105, -5,0)

2Ag+ + S2- ⇄ Ag2S*

2,5x10-50 +

(2,9x10-36, 35,5)

+

(2,5x10-23, 22,6)

+

(4,0x10-8, 7,4)

+ prisustvo taloga, - odsustvo taloga log Kst = pKnest * Dodavanjem S2- [Ag(CN)2]

- bi se raspao. ** Ksum je sumarna konstanta reakcije otapanja.

VIII.2.1.3. Otapanje promjenom oksidacijskog stanja

Ako je, npr., anion taloga neki reducens može ga se ukloniti iz zasićene otopine iznad taloga oksidacijom, te pomicanjem ravnoteže otopiti talog. Topljivost taloga može se dakle povećati ako se promijeni oksidacijsko stanje jednog ili oba iona tog taloga. Tako se dadu otopiti svi teško topljivi sulfidi. Sulfid ion oksidira se do elementarnog sumpora ili sulfata. Otapanje sulfida dvovalentnih kationa u oksidativnoj kiselini (vidi Selektivno taloženje i otapanje sulfida, vidi i Redoks reakcije) je slijedeće:

3S2- + 8H+ + 2NO3- ⇄ 3S0 + 2NO + 4H2O

-2e/3 +3e/2

Ovdje Ksum ovisi o Kpt i o redoks potencijalu. Oksidacija sulfida to je lakša što je Kpt sulfida veći. Tako se MnS (Kpt = 1x10-15) oksidira već na zraku, a kod teško topljivog Hg(II)-sulfida (Kpt = 1,6x10-52) premala je koncentracija S2- u ravnoteži s talogom pa se on otapa tek u zlatotopci:

3HgS + 2NO3- + 8H+ ⇄ 3Hg2+ + 3S0 + 2NO + 4H2O

-2e/3 +3e/2

Za reakcije otapanja As2S3 i Sb2S3 u konc. HNO3, u amonij polisulfidu i u amonijakalnoj otopini pomoću H2O2 (vidi Amfoternost, vidi i Redoks reakcije).

200

VIII.2.1.4. Otapanje u prisustvu suviška strane soli

Ako se u otopinu iznad taloga dodaje suvišak strane soli može doći do otapanja (efekt stranog iona, vidi Sustavi čvrsto-tekuće). Ovakav se dodatak soli može učiniti i prije taloženja da do taloženja uopće ne doñe.

Talog nekog hidroksida može se otopiti pomoću soli koja hidrolizira. Npr., Mg(OH)2 (KptMgOH)2 = 1,8x10-11) može se otopiti ako se dodaje NH4

+ ion u suvišku (vidi Puferske smjese, vidi i Sustavi čvrsto-tekuće), npr., u obliku soli NH4Cl:

Mg(OH)2 ⇄ Mg2+ + 2OH-

NH4+ + H2O ⇄ NH4OH + H+ → H2O KhNH4

+ = Kv/KbNH4OH = 5,6x10-10

Reakcija otapanja je:

Mg(OH)2 + 2NH4+ ⇄ Mg2+ + 2NH4OH

Ksum = ([Mg2+][NH4OH]2[OH-]2)/([Mg(OH)2][NH4+]2[OH-]2) =

= KptMg(OH)2/(KbNH4OH)2 = 1,8x10-11/(1,8x10-5)2 = 5,6x10-2

ili

Ksum = ([Mg2+][NH4OH]2[OH-]4[H+]2)/([Mg(OH)2][NH4+]2[OH-]4[H+]2) =

= [(Kv)2 KptMg(OH)2]/[(KbNH4OH)2 (Kv

2)] = [(KhNH4+)2 KptMg(OH)2]/(Kv)2

ili

Ksum = ([Mg2+][NH4OH]2[OH-]2[H+]2)/([Mg(OH)2][NH4+]2[OH-]2[H+]2) =

= [(KhNH4+)2 KptMg(OH)2]/(Kv)2 = [(5,6x10-10)2 . 1,8x10-11]/10-28 = 5,6x10-2

pKsum = 1,3.

Vodena otopina NH4Cl vlada se kao slaba kiselina pa se proton veže na hidroksil ion iz taloga dajući slabi elektrolit - vodu - i talog se otapa. Može se reći i da NH4

+ ion odmah veže OH- ion u slabo disociranu bazu NH4OH a da bi se uspostavila ravnoteža sustava talog se mora otapati.

Npr., ako se suvišak NH4Cl nalazi u otopini iz koje se želi istaložiti zemnoalkalijske metale odnosno katione V. analitičke skupine, žarenjem je potrebno prethodno ukloniti NH4-soli. Razlog je taj što NH4

+ ion s karbonat ionom [skupinski reagens za katione V. analitičke skupine je (NH4)2CO3] daje u vodi topljive hidrogen karbonate pa će talog izostati (vidi Selektivno taloženje karbonata):

BaCO3 ⇄ Ba2+ + CO32-

+ NH4+ → HCO3

- + NH3

201

Složena reakcija otapanja BaCO3 je (KptBaCO3 = 5,5x10-10):

BaCO3 + NH4+ ⇄ Ba2+ + HCO3

- + NH3

Ksum = ([Ba2+][HCO3-][NH3][CO3

2-][H+][OH-])/([BaCO3][NH4+][CO3

2-][H+][OH-]) =

= (Kv KptBaCO3)/(KbNH4OH

Kk2H2CO3) = (10-14 . 5,5x10-10)/(1,8x10-5 . 5,6x10-11) =

= 5,5x10-24/10,1x10-16 = 5,5x10-9

ili

Ksum = (KhNH4+ KptBaCO3)/Kk2H2CO3 = (5,6x10-10 . 5,5x10-10)/5,6x10-11 = 5,5x10-9

pKsum = 8,3

202

IX. POSTUPCI ODJELJIVANJA

U analitičkoj praksi analit u uzorku treba detektirati ili odrediti u prisustvu drugih tvari. Ako one smetaju može ih se maskirati ili provesti postupak odjeljivanja. Odjeljivanje je posebno važno u analizi tragova analita gdje ono može poslužiti i ukoncentriravanju analita. Ako analitičkom ispitivanju tvari A smetaju sastojci B, C, D, itd. da bi analiza bila uspješna potrebno je (ako se ne radi o maskiranju) uzorak transformirati tako da se analit nañe u jednoj fazi a smetajuće tvari u drugoj fazi. Ovakvo odjeljivanje može se postići na više načina, npr., taloženjem/otapanjem (vidi Selektivno taloženje i otapanje), destilacijom (vidi Sustavi plinovito-tekuće), uvoñenjem dodatnog sredstva koje predstavlja novu fazu (npr., organsko otapalo, ionski izmjenjivač ili adsorbens, vidi Sustavi tekuće-tekuće, Sustavi plinovito-čvrsto, Sustavi čvrsto-tekuće) i djelovanjem nekih vanjskih sila (npr., kinetički efekti). Sam uzorak može biti jednofazni ili višefazni sustav.

Odjeljivanje dviju faza nikada nije potpuno. Efikasnost odjeljivanja može se izraziti faktorom odjeljivanja, S ("separation"). Dakle, za kvantitativno odjeljivanje analita A neophodno je da odgovarajući faktor odjeljivanja bude blizu 1 tj.

1> S >0,999

što znači da nakon provedenog odjeljivanja najviše 0,1% analita A nije prešlo iz faze 1 u fazu 2 (vidi Sustavi tekuće-tekuće). S druge strane smetajuća tvar B treba imati isto toliki faktor zadržavanja (R), dakle:

1> R >0,999.

To znači da najviše 0,1% smetajuće tvari B smije prijeći u fazu 2, jer:

S = mA2/(mA1 + mA2)

R = mB1/(mB1 + mB2)

mA, mB - masa analita, smetajuće tvari.

Postupkom odjeljivanja, masa analita A, mA0, rasporeñuje se izmeñu 2 faze i to dijelom mA2 u fazi 2 i dijelom mA1 u fazi 1. "S" pokazuje karakterističnu efikasnost odjeljivanja. Pored toga ovaj kvocijent pokazuje vjerojatnost s kojom se čestice A nalaze u fazi 2. Kod konstantne temperature ova se vjerojatnost može opisati izrazom:

S = mA2/(mA1+mA2) = mA2/mA0 = f(W1, W2, V1, V2, n)

W1 i W2 - sile koje djeluju izmeñu čestica u fazi 1 odnosno 2, V1 i V2 - volumeni obih faza, n - broj stupnjeva razdjeljenja.

Veličine V1, V2 i n se mijenjaju zavisno od primijenjene tehnike rada a W1 je najčešće zadana kakvoćom (svojstvom, sastavom, stanjem, oblikom) uzorka. Vrijednost W2 koja pokazuje snagu vezanja analita s česticama faze 2 se eksperimentalno odreñuje za svaki postupak odjeljivanja a zavisno o funkciji odjeljivanja.

203

Postupci odjeljivanja u analitičkoj kemiji temelje se na heterogenim ravnotežama (vidi Heterogene ravnoteže) opisanim, npr., produktom topljivosti Kpt (vidi Sustavi čvrsto-tekuće), Nernstovim zakonom razdjeljenja (vidi Sustavi tekuće-tekuće), Henry-evim zakonom, izotermom ionske izmjene (vidi Ionska izmjena u kemijskoj analizi), adsorpcijskim izotermama (L. Langmuir, H. Freundlich), itd. Kod nekih metoda funkcija odjeljivanja nije matematički poznata (npr., kod ekstrakcija čvrsto-tekuće) ili se do nje dolazi empirijski (npr., kromatografske metode).

Taloženje i naknadno odjeljivanje čvrste od tekuće faze je meñu najstarijim metodama odjeljivanja (vidi Selektivno taloženje i otapanje). Selektivna otapanja temelje se takoñer na odjeljivanju čvrste od tekuće faze. Odjeljivanja temeljem procesa taloženja opterećena su značajnim stupnjem onečišćenja zbog sutaloženja, naknadnog taloženja, itd.

Važna grupa metoda odjeljivanja su odjeljivanja plin-čvrsta tvar (vidi str. 133) i plin-tekućina (vidi str. 131). Ove se metode temelje na isparljivosti tvari. Plinoviti sastojci (npr., CO2, H2O) mogu se osloboditi termičkom obradbom čvrstih tvari. Pojedinačne plinovite sastavnice se zatim selektivno sakupljaju na čvrstim adsorbensima ili otapaju u tekućinama. Kod tekućih uzoraka analit ili smetajuće tvari prevode se u plinoviti produkt i odvajaju destilacijom. Tako se analit može odvojiti od smetajućih sastojaka i ukoncentrirati. Destilacija je važna i za odjeljivanje, dokazivanje i odreñivanje sastojaka u smjesama organskih tekućina. Nadalje, otparavanjem dade se ukloniti, npr., krom kao kromil klorid iz jako kiselog medija, dok se silicij otparava kao fluorid. Ioni As, Ge, Se, Sn, itd., mogu se ukloniti u obliku halogenida.

Ukoliko je koncentracija analita u uzorku (npr., u ekološkim uzorcima, otpadnim ili prirodnim vodama, hrani) blizu ili ispod granice detekcije takav analit treba ukoncentrirati prije mjerenja. Isto tako ako se radi o kompleksnom ili onečišćenom uzorku prije analize analita ga treba osloboditi smetajućih tvari. Na taj način pojednostavnjuju se uvjeti analize, produljuje život kromatografske kolone i dobivaju ispravniji rezultati. U takvim slučajevima moguće je upotrijebiti ekstrakciju organskim otapalom (vidi Sustavi tekuće-tekuće), ekstrakciju superkritičnim fluidom (vidi str. 129), ionsku izmjenu (vidi Ionska izmjena u kemijskoj analizi), a u zadnje vrijeme, postupak ekstrakcije na čvrstu fazu ("solid phase extraction" ili "solid-liquid extraction", SPE). Kod SPE se smetajuće sastavnice uzorka na sorbensu zadržavaju na temelju sličnih mehanizama kao što su i oni temeljem kojih se sastavnica odjeljuju na kromatografskoj koloni. Otopina uzorka prolazi kroz plastičnu cijev napunjenu nekim sorbensom kojeg čine čestice silicij dioksida ili kemijski modificirani SiO2 (sličan onome u HPLC ali krupnijih čestica, vidi Tekućinska kromatografija visoke djelotvornosti (HPLC)). Ulogu stacionarne faze mogu imati, npr., modificirani divinilbenzenski polimeri hidrofilnog ili hidrofobnog karaktera. Pogodnim izborom sorbensa i otapala na sorbensu se može zadržati analit ili matrica uzorka a u eluatu isprati nezadržane sastavnice. Ovakvi sustavi su kompatibilni s GC i LC.

Metode solvent ekstrakcije temelje se na razdjeljenju tvari izmeñu dva otapala koja se meñusobno ne miješaju (vidi Sustavi tekuće-tekuće). Kombinirana s odgovarajućom kemijskom transformacijom i pod selektivnim uvjetima ekstrakcija je važna metoda odjeljivanja u analizi tragova analita koja omogućuje obogaćivanje i selektivno dokazivanje/odreñivanje. Ovi se postupci koriste u analitičkim i organskim sintetskim

204

laboratorijima te u preparativnim industrijskim procesima (kontinuirani ekstrakcijski procesi odnosno protustrujni ekstrakcijski sustavi). Ekstrakcijom se može povećati selektivnost i osjetljivost reakcije, provesti odjeljivanje i ukoncentriravanje specija.

Dok se metode solvent ekstrakcije najčešće temelje na razdjeljenju nenabijenih tvari izmeñu dvije tekućine metode ionske izmjene (vidi Ionska izmjena u kemijskoj analizi) se mogu koristiti za vezivanje iona iz otopine na čvrstu tvar. Tako se mogu ukloniti smetajuće tvari, ukoncentrirati tragovi analita i odijeliti organske i anorganske sastavnice u otopini.

Kromatografske metode odjeljivanja analitički su vrlo široko primijenjene. Tvari koje treba odijeliti podvrgnute su ponovljenim razdiobama izmeñu dvije faze, nepokretne (stacionarne) faze koja može biti biti čvrsta tvar ili tekućina i pokretne (mobilne) faze koja može biti plin ili tekućina. Pod pojmom kromatografskih metoda podrazumijeva se skup kromatografskih postupaka koji omogućuju odjeljivanje a potom selektivno i osjetljivo dokazivanje/odreñivanje sastavnica u multikomponentnim uzorcima (smjesama), uključujući i one gdje su sastavnice kemijski vrlo slične i prisutne u vrlo niskim koncentracijama.

IX.1. TEMELJI KROMATOGRAFSKIH ODJELJIVANJA

IX.1.1. OPĆI POJMOVI

Efikasno odjeljivanje kemijski sličnih spojeva moguće je jedino ponovljenim koracima odjeljivanja. Efikasna višestruka odjeljivanja moguća su primjenom kromatografskih metoda koje su danas prisutne u 60% analiza. Prema lit. 4: "Kromatografija je fizikalna metoda separacije u kojoj se sastojci raspodjeljuju izmeñu dviju faza, od kojih je jedna nepokretna dok se druga kreće u odreñenom smjeru (pokretna faza)".

Kromatografije se temelje na pojavama adsorpcije, razdjeljenja, ionske izmjene ili isključenja koje omogućuju odjeljivanje sastojaka iz smjese. Uzorak otopljen u pokretnoj fazi koja je tekućina, plin ili superkritični fluid kreće se preko nepokretne faze koja može biti u koloni ili na plohi. Dakle, kromatografski postupci odjeljivanja temelje se na razdiobi izmeñu nepokretne faze velike površine i pokretne faze koja prelazi preko nepokretne faze, dakle, na odnosu ravnotežnih koncentracija uspostavljenih u te dvije faze. Ravnoteže koje odreñuju fenomene razdiobe ovise o svojstvima obih faza i distribuiranih tvari. S obzirom na prirodu faza i dominirajuće sile koje utječu na razdiobu kromatografske metode odjeljivanja moguće je klasificirati kao u tablici IX.1.

205

Tablica IX.1. Klasifikacija kromatografskih i sličnih metoda

Mehanizam odjeljivanja Nepokretna faza Pokretna faza Izvedbena tehnika

Oznaka metode

čvrsta tekuća kolonska LSC

čvrsta tekuća plošna TLC

Adsorpcija

čvrsta plin kolonska GSC

tekućina na čvrstom nosaču

tekuća kolonska HPLC, LLC (LC)

tekućina na čvrstom nosaču

tekuća plošna PC, TLC

tekućina na čvrstom nosaču

plin kolonska GLC (GC)

Razdjeljenje/

Adsorpcija

tekućina na čvrstom nosaču

superkritični fluid kolonska SFC

čvrsta tekuća kolonska IEC (IC) Ionska izmjena

čvrsta tekuća plošna TLC

Isključenje (veličinom i oblikom molekula)

čvrsta tekuća kolonska, plošna SEC (gel kromatografija)

Migracija iona u električnom polju

kolonska, plošna elektroforeza

Različiti FFF

FFF – "field flow fractionation", GLC (GC) – "gas-(liquid) chromatography", GSC – "gas-(solid) chromatography", HPLC – "high-performance liquid chromatography", IEC (IC) – "ion-(exchange) chromatography", LLC (LC) - "liquid-(liquid) chromatography", LSC – "liquid-(solid) chromatography", PC - "paper chromatography", SEC - "size exclusion chromatography", SFC - "supercritical fluid chromatography", TLC – "thin-layer chromatography"

Adsorpcijska kromatografija temelji se na izravnoj interakciji analita s površinom čvrstog adsorbensa kao nepokretne faze. Adsorpcijska kromatografija je dakle diferencijalna migracijska metoda analize u kojoj se sastojci smjese ukoncentrirane u uskoj zoni (vrpci) na poroznom adsorpcijskom mediju odvajaju protokom tekućeg/plinovitog sredstva za ispiranje. Kod razdjelnih kromatografija tekuća nepokretna faza imobilizirana je na čvrstom nosaču a pokretna faza je tekućina, plin ili superkritični fluid. Npr., čvrsti nosač (npr., silika gel ili celuloza) može biti obrañen s vodom dok je eluens otapalo koje se ne miješa s vodom. Tada se sastavnice odjeljuju višestrukim procesom razdjeljenja izmeñu dvije tekuće faze. U odnosu na razdjeljenje izmeñu dviju tekućina adsorpcija je energetski povoljnija te dovodi do kraćih vremena zadržavanja. Nasuprot tome, adsorpcijske izoterme pokazuju usko linearno područje pa lako dolazi do preopterećenja nepokretne faze.

Istovremeno naziv "tekućinska" odnosno "plinska" kromatografija označava samo fizikalno stanje pokretne faze. Kako mehanizam razdiobe izmeñu nepokretne i pokretne faze nije uvijek jednoznačan to je klasifikacija temeljem agregatnog stanja pokretne faze univerzalnija i uglavnom danas prihvaćena.

Jedan od temeljnih i praktičnih koncepata kromatografskih odjeljivanja je odnos ravnotežnih koncentracija tvari u nepokretnoj i pokretnoj fazi:

206

K = cS/cM

K - koeficijent razdiobe, cS, cM - ravnotežne koncentracije otopljene tvari na nepokretnoj i u pokretnoj fazi.

U razdjelnim kromatografijama taj koeficijent odgovara Nernstovom koeficijentu razdjeljenja KD (vidi Sustavi tekuće-tekuće). Analogno, u adsorpcijskim kromatografijama cs i cm imaju značenje koncentracije tvari adsorbirane na adsorbensu kao nepokretnoj fazi i količine otopljene tvari u pokretnoj fazi (vidi dolje), a u ionsko-izmjenjivačkoj kromatografiji K odgovara koeficijentu distribucije KD (vidi Ionska izmjena u kemijskoj analizi). Uz veći K jače je zadržavanje otopljene tvari na nepokretnoj fazi. Što se sastavnice više razlikuju po vrijednostima K to se one zaustavljaju na različitim mjestima nepokretne faze i bolje meñusobno odjeljuju. Ako se na stupcu želi odijeliti sastavnice A i B od kojih sastavnica A ima veći koeficijent K onda se ona čvršće veže na nepokretnu fazu te sporije putuje. Ovisno o duljini puta različita je i efikasnost odjeljivanja sastavnica tako da na početku puta ne dolazi do kvantitativnog odjeljivanja nego tek nakon duljeg puta. Zbog toga se kromatografija mora provoditi na stupcu odgovarajuće visine.

Adsorpciju otopljene tvari na čvrsti adsorbens dobro opisuju Freundlichova izoterma:

x/m = kc1/n

ili

Langmuirova izoterma:

x/m = k1k2c/(1 + k1c)

x - količina adsorbirane tvari; m - masa adsorbensa; c - ravnotežna koncentracija tvari u tekućoj fazi; k, n, k1 - konstante (k1 ovisna o supstanciji); k2 - količina adsorbata potrebna da pokrije jediničnu površinu adsorbensa monomolekularnim slojem.

Adsorpciju plinova na čvrstu fazu dobro opisuje Langmuirova izoterma.

Kromatografske ravnoteže može se grafički prikazati odgovarajućim izotermama koje mogu biti linearne i nelinearne (slika IX.1.). Pri nižim koncentracijama tvari ravnotežni odnos koncentracija na nepokretnoj i u pokretnoj fazi je linearan dok kod viših koncentracija može nastupiti zasićenje nepokretne faze te pravac prelazi u plateau paralelan s osi apscise. Odjeljivanje je najbolje kada je izoterma kromatografskog procesa linearna; tada nagib pravca odgovara koeficijentu razdiobe K (slika IX.1.a.).

207

Slika IX.1. Tipovi kromatografskih izotermi i odgovarajući analitički signali detektora.

Izoterma IX.1.b. opisuje zasićenje tj. situaciju kada je na raspolaganju samo ograničen broj veznih mjesta na nepokretnoj fazi (npr., adsorpcijska izoterma plina ili otopljene tvari na čvrsti adsorbens ili izoterma ionske izmjene). Izoterma sa slike IX.1.c. može se javiti, npr., u razdjelnoj kromatografiji zbog polimerizacije tvari u organskoj fazi (vidi Sustavi tekuće-tekuće), ili kod adsorpcije plina na čvrstu fazu kada parcijalni tlak plina postiže točku ukapljivanja. Asimetričnost kromatografskih krivulja ili pikova ("peak") posljedica je fenomena zaostajanja ("tailing") ili preopterećivanja nepokretne faze ("overloading").

Kromatografska analiza uključuje:

1. adsorpciju supstancija na nepokretnu fazu,

2. odjeljivanje adsorbiranih supstancija kontinuiranim protokom pokretne faze,

3. sakupljanje odvojenih supstancija progresivnom eluacijom,

4. kvalitativnu ili kvantitativnu analizu odvojenih i sakupljenih tvari.

Kromatografski postupak može se provoditi na koloni (stupcu) ili na ravnoj plohi (papir ili tanki sloj). Kolonski kromatografski postupci najčešće se koriste u svrhu odjeljivanja, ukoncentriravanja, u svrhu kvantitativne analize ili u preparativne svrhe. U kvalitativnoj kemijskoj analizi najčešće su primijenjene tankoslojna, papirna, kolonska adsorpcijska i plinska kromatografija.

Zapis analitičkog signala u funkciji vremena ili volumena eluata zove se kromatogram. S obzirom na tip razvijanja kromatograma razlikujemo plošne i diferencijalne kromatograme. Kod plošnih tehnika, PC i TLC, nepokretna faza je ploha/na plohi a pokretna faza se kreće silama kapilariteta ili pod utjecajem gravitacije preko nepokretne faze. Tako dobivamo plošne kromatograme kod kojih razne sastavnice uzorka prelaze različite udaljenosti u istom vremenu pa se po završetku odjeljivanja detektiraju na nepokretnoj fazi. Diferencijalne kromatograme dobivamo kolonskim tehnikama, npr., HPLC, GC, SFC. Ovdje svi sastojci prelaze isti put ali zbog specifičnih interakcija s

t ili V t ili V t ili V

Ana

l. si

gnal

Ana

l. si

gnal

Ana

l. si

gnal

a)

cS

cM

cS

cM

cS

cM

b) c)

208

nepokretnom fazom na izlazu iz kolone se pojavljuju u različitom vremenu pa ih se detektira izvan nepokretne faze.

Najvažnija metoda kolonske kromatografije je metoda ispiranja (eluiranja). Uzorak otopljen u pokretnoj fazi nanosi se na početak kolone a zatim se pokretnom fazom provodi ispiranje sve dok se odvojene tvari ne detektiraju na izlazu iz kolone. Sastojci se raspodjeljuju izmeñu pokretne i nepokretne faze. Supstancije koje su jače zadržane na nepokretnoj fazi trebaju dulje vrijeme za eluiranje od onih slabije vezanih. Ako pratimo zone uzduž kolone uočava se povećavanje razmaka izmeñu vrpci pojedinih sastavnica, ali i njihovo širenje (slika IX.2.).

Slika IX.2. Odjeljivanje tvari A i B kromatografijom ispiranjem: a) razvijanje kromatograma na nepokretnoj fazi, b) i c) diferencijalni kromatogrami dobiveni detektorom u raznim fazama ispiranja.

Slika IX.3. Kromatogram smjese sastavnica A i B.

An

al.

sig

nal

tM

tRB tRA

∆t

hB

wbB

B

wbA

hA A

whA

t

a)

otapalo

porculanska pločica

filter papir

primarno adsorb. smjesa

sekund. adsorb. komp.

A+B

A

B

Stu

pac

ad

sorb

e

Konc. iona u eluatu

Du

ljin

a p

uta

mig

raci

je

∆cA

∆cB A

B

b) c)

Konc. iona u eluatu

cAmaks

A

cBmaks B

Du

ljin

a p

uta

mig

raci

je

209

tM (zadržano vrijeme) je zadržano vrijeme pokretne faze, tj. vrijeme potrebno da molekule pokretne faze proñu kroz kolonu. Takoñer, to je vrijeme zadržavanja nezadržanog spoja, tj., spoja koji se uopće ne zadržava na nepokretnoj fazi (slika IX.3.). Obično ga se opisuje kao "mrtvo vrijeme" koje ustvari uključuje ukupno vrijeme od momenta injektiranja do momenta pojave molekula otapala. tRA i tRB su ukupna vremena zadržavanja tvari A i B, wbA i wbB širine pikova na baznoj liniji, wh širina pika na polovici visine pika (h).

Korištenjem vremena zadržavanja (tR) može se izračunati prosječna linearna brzina putovanja analita (v):

v = L/tR

L - duljina punjenja kolone stacionarnom fazom.

Tvari koje nisu zadržane na nepokretnoj fazi svo vrijeme provode u pokretnoj fazi; one koje reagiraju s nepokretnom fazom ostaju u pokretnoj fazi samo dio vremena. Brzina migracije analita (v) izražava se i kao dio brzine putovanja pokretne faze (ū):

v = ū[(cMVM)/(cMVM + cSVS)] = ū{1/[1+(cSVS/cMVM)]} = ū{1/[1+ K(VS/VM)]}

VM, VS - volumen pokretne, nepokretne faze.

Faktor zadržavanja (faktor kapaciteta, odnos distribucije masa), k', jeste:

k' = qS/qM = cSVS/cMVM = K(VS/VM) = K/β

qS, qM - količina otopljene tvari u nepokretnoj, pokretnoj fazi.

Omjer VM/VS čini odnos faza β. Iz prethodnih jednadžbi slijedi:

v = ū{1/[(1+(K/β)]} = ū[1/(1 + k')]

i

L/tR = (L/tM)[1/(1 + k')]

Konačno, relacija izmeñu faktora kapaciteta kao mjere koeficijenta razdiobe, i vremena zadržavanja je:

k' = (tR – tM)/tM = tR'/tM

tR' - prilagoñeno vrijeme zadržavanja, tM - zadržano vrijeme.

k' se može odrediti iz kromatograma iz ukupnih vremena zadržavanja sastojaka i zadržanog (mrtvog) vremena. k' obično iznosi 1-5; ako je k' <1 sastojci se eluiraju prebrzo tj. tR se ne razlikuje od tM; ako je k' >20 vremena zadržavanja su preduga.

Faktor odjeljivanja (faktor selektivnosti, α) takoñer je mjera odjeljivanja 2 supstanci:

α = KA/KB = k'A/k'B = t'RA/t'RB

210

Razlučivanje pikova ili kromatografska rezolucija, Rs, karakterizira selektivnost cijelog sustava. Za odvajanje dvaju Gaussovih pikova A i B računa se korištenjem njihovih baznih širina:

Rs = ∆t/[(wbA + wbB)/2] = (tRA – tRB)/wb wb ≅ wbA ≅ wbB

odnosno:

Rs = 1,18 ∆t/(whA + whB)

Razlučivanje Rs ukazuje na sposobnost kromatografske kolone da odvoji dva analita. U slučaju podjednakih simetričnih pikova govorimo o Rs = 1. Kod pikova različitog intenziteta ili kod asimetričnih pikova za potpuno odjeljivanje potreban je veći Rs. Relacije koje povezuju Rs s N, k' i α su:

Rs = (N1/2/4)[(tRA - tRB)/tRA] = (N1/2/4)[(k'A – k'B)/(1 + k'A)] =

= (N1/2/4)[(α - 1)/α][k'A/(1 + k'A)]

a odatle:

N = 16Rs2 [α/(α - 1)]2 [(1 + k'A)/k'A]2

N - broj teorijskih tavana kolone.

Izraz za Rs obično se daje u pojednostavljenom obliku kada su k' slični (k'A = k'B = k'):

Rs = (N1/2/4)(α - 1)[k'/(1 + k')]

Odjeljivanje je moguće optimirati modifikacijom α tj. izmjenom nepokretne faze, k' promijeniti variranjem temperature u GC ili sastava pokretne faze u LC, N se može promijeniti promjenom duljine kolone ili optimiranjem visine tavana. Na visinu tavana može se utjecati brzinom protoka pokretne faze, veličinom čestica punila kolone, viskoznošću faza i difuzijskim koeficijentima, ili debljinom filma imobilizirane tekućine na čvrstom nosaču.

Izbor radne temperature jako utječe na kromatografska odjeljivanja. U tekućinskoj kromatografiji, npr., HPLC. termodinamički odnos izmeñu faktora zadržavanja (kapaciteta), k', i termodinamičke temperature (T, u Kelvinima) omogućuje ispitivanja mehanizama zadržavanja na nepokretnoj fazi:

ln k' = -∆H/RT + ∆S/R + ln (1/β)

U gornjoj, tzv. van't Hoffovoj jednadžbi ∆H i ∆S su entalpija i entropija prijenosa otopljene tvari iz pokretne na nepokretnu fazu, R je univerzalna plinska konstanta, β = VM/Vs (vidi str. 209). Pravac ln k' u funkciji 1/T omogućuje računanje vrijednosti entalpije prijenosa iz vrijednosti nagiba (-∆H/R) i entropije prijenosa iz vrijednosti odsječka [∆S/R + (ln 1/β)]. Linearni prikaz van't Hoffove jednadžbe ukazuje na to da se ∆H prijenosa ne mijenja s promjenom temperature dok nelinearna funkcija ukazuje na to da je došlo do promjene u naravi interakcije izmeñu otopljene tvari i pokretne faze ili izmeñu otopljene tvari i nepokretne faze ili oboje (vidi sliku IX.4.).

211

Slika IX.4. Tipični oblici van't Hoffovih krivulja u inverzno faznoj HPLC.

U razdjelnoj kromatografiji takoñer je važna eksponencijalna ovisnost distribucijskog odnosa, Dc, odnosno koeficijenta razdjeljenja, KD, otopljene tvari (vidi str. 173-174) o temperaturi:

KD ∝ exp (-∆H/RT)

Npr., promjena temperature za 20 K može dovesti do dvostruke promjene KD. Kako je ∆H obično negativna, povišenje temperature dovodi do pada KD odnosno Dc i pada vremena zadržavanja u kolonskoj kromatografijij, a povećanja RF u plošnoj kromatografiji (vidi str. 231-232). Dakle povišenjem temperature postižemo brže eluiranje s kolone ali i manje efikasnu separaciju i obratno pa je pri postavljanju metode potrebno pronaći optimalnu radnu temperaturu. Isto tako je važno da radna temperatura bude strogo kontrolirana i stalna da bi se mogle provesti valjane usporedbe i analize.

Teorija tavana

A. J. P. Martin i R. L. Synge uveli su pojmove visine tavana (visina ekvivalentna teorijskom tavanu, HETP) i broja tavana radi primjene koncepta pojedinačnih koraka razdiobe na koloni. U svakom tavanu (slika IX.5.) dolazi do uravnoteženja izmeñu nepokretne i pokretne faze. Putovanjem supstancije uzduž kolone dolazi do postupnog prijelaza iz jednog koraka odjeljivanja (tj. uravnotežene pokretne faze) u slijedeći.

Broj teorijskih tavana, N, dobiva se iz:

N = L/HETP = 16(tR/wb)2 = 5,545(tR/wh)

2

Broj teorijskih tavana i HETP karakteriziraju efikasnost kolone: uz manji HETP veća je efikasnost kolone i bolja rezolucija. Vrijedi takoñer:

tR ∝ N

dakle, vrijeme zadržavanja izravno raste s brojem teorijskih tavana N.

1/T

ln k′

nelinearne funkcije

212

Slika IX.5. Teorijski tavan u horizontalno postavljenoj koloni.

Kinetička teorija

Širenje pikova uzduž kolone posljedica je kinetičkog efekta koji se odvija kod odreñene brzine procesa prijenosa analita izmeñu pokretne i nepokretne faze, tokom njegovog putovanja, i izravno je proporcionalna brzini protoka pokretne faze.

Minimalni HETP se kod tekućinske kromatografije postiže kod nižih brzina protoka nego kod GC. Npr., van Deemterova jednadžba (J. J. van Deemter) kaže:

HETP = A + B/u + C u

ū - prosječna linearna brzina protoka pokretne faze, A-C - konstante (A mjera Eddyjeve difuzije, B longitudinalne difuzije i C prijenosa mase izmeñu pokretne i nepokretne faze).

U slučaju imobilizirane tekuće nepokretne faze dominira ravnoteža razdjeljenja. Uz deblji film i manji difuzijski koeficijent transport mase supstancije bit će sporiji. Ako je nepokretna faza čvrsta koeficijent transfera mase (C) ovisi o brzini procesa adsorpcije i desorpcije. Kako difuzijski koeficijenti variraju s veličinom molekula, širenje pika ovisi i o relativnoj molekularnoj masi: uz male Mr bolja je efikasnost odjeljivanja na koloni.

Iz kinetičke teorije je vidljivo da HETP izravno ovisi o veličini čestica nosača nepokretne faze kroz koeficijent transfera mase, C. Van Deemterove krivulje na slici IX.6. pokazuju da uz manju veličinu čestica nosača dolazi do smanjenja HETP i povećanja efikasnosti odjeljivanja na koloni.

Slika IX.6. Utjecaj veličine čestica nosača na HETP u tekućinskoj kromatografiji (nije crtano u mjerilu).

duljina punjena u koloni

teorijski tavan

u

područja optimalnih u

HE

TP

10 µm 3,5 µm

5 µm

1,7 µm

213

Primjena kromatografskih metoda

Kromatografske metode koriste se za odjeljivanja, u kvalitativnoj i kvantitativnoj analizi i u preparativne svrhe. U plošnom kromatogramu kvalitativna informacija je locirana na mjestu zaustavljanja supstancije na nepokretnoj fazi a u diferencijalnom kromatogramu u vrijednosti tR ili volumenu zadržavanja. Usporedbom tR ispitivane supstancije s onima referentnih standardnih supstancija moguće je ustanoviti prisustvo/odsustvo supstancije. Za pouzdanu identifikaciju supstanci kromatografsko odjeljivanje kombinira se sa spektrometrijskim detektorima, npr., GC sa spektrometrom masa, a HPLC vrlo često s UV/Vis-detektorom s diodnim nizom ("diode array") ili spektrometrom masa.

Kolonskim kromatografijama moguće je istovremeno kromatografirati samo jednu smjesu a plošnim kromatografijama više smjesa istovremeno.

U kvalitativnoj kromatografskoj analizi multikomponentne smjese treba znati da je kapacitet pikova, n, kolone ograničen. On se odnosi na broj pikova koji se mogu razdvojiti u liniji na definiranom prostoru. U eluacijskoj kromatografiji, "n" se prema J. C. Giddingsu može izračunati kao:

n = 1 + (N1/2/4) ln(VRn/VR1)

VR1 i VRn - ukupni volumeni zadržavanja prvog i posljednjeg eluiranog pika.

Ako broj sastavnica u uzorku prelazi "n" neizbježno dolazi do preklapanja pikova.

Ispravnu kvalitativnu i kvantitativnu kromatografsku analizu moguće je provesti samo uz odgovarajuće standarde. Pod unutarnjim standardom podrazumijevamo spoj poznate koncentracije koji je dodan uzorku i koji je vrlo često kemijski srodan analitu. Pod vanjskim standardom podrazumijeva se spoj, najčešće sam analit, iz kojeg se prireñuju standardne otopine poznate koncentracije koje se mjere odvojeno od nepoznatog uzorka ali pod jednakim eksperimentalnim uvjetima te služe u svrhu postavljanja kalibracijske funkcije.

Temelj kvantitativne analize u kolonskoj kromatografiji je procjena visine ili površine pika. Mjerenje površine moguće je provesti automatskom numeričkom integracijom ili ručno (produkt visine i širine pika na polovici njegove visine: P = h.wh). Ako se procjenjuje visina pika ne smije doći do promjene njegova oblika promjenom kromatografskih uvjeta; inače visina pika nije više u proporciji s koncentracijom analita. Ako se mjeri površina pika njegovo širenje ne igra ulogu. Varijable poput temperature kolone, sastava i brzine protoka pokretne faze i injektiranog volumena uzorka moraju se strogo kontrolirati te spriječiti preopterećenje kolone. U plošnoj kromatografiji, npr., u TLC, može se izmjeriti ukupni intenzitet mrlje supstancije.

Najnovije svjetske farmakopeje za odjeljivanja i odreñivanja pretežno predlažu GC, HPLC i kromatografiju isključenjem. Istovremeno za dokazivanja i u ispitivanjima čistoće predlažu se odjeljivanja ekstrakcijom s organskim otapalom, papirnom ili tankoslojnom kromatografijom i plinskom kromatografijom. Zbog tih će razloga ovaj tekst obrañivati detaljnije samo kromatografiju na stupcu adsorbensa, tankoslojnu, papirnu, plinsku kromatografiju i HPLC. Za ostale kromatografske postupke valja konzultirati druge udžbenike.

214

IX.1.2. PLINSKA KROMATOGRAFIJA

U plinskoj kromatografiji pokretna faza je plin i ona se uvijek provodi u koloni. Pod plinskom kromatografijom, GC, uobičajeno se podrazumijeva plinsko-tekućinska kromatografija (GLC) čiji temelj funkcioniranja jeste razdijeljenje tvari izmeñu pokretne plinovite i nepokretne tekuće faze (vidi Sustavi plinovito-tekuće). Ona se provodi tako da se analizirani spojevi prevedeni u plinoviti oblik eluiraju pomoću plina kao pokretne faze uzduž kolone. Pokretna faza je sam plin nosač pa nema interakcija s analitom. Kod GC je longitudinalna difuzija izraženija nego u drugim kromatografijama. Razlog su daleko veći difuzijski koeficijenti u plinovima nego u tekućinama (~104 puta).

Kod GSC odjeljivanje se temelji na adsorpcijsko-desorpcijskom procesu izmeñu plinovite i čvrste faze (vidi Sustavi plinovito-čvrsto). Tipične nepokretne faze čine anorganski adsorbensi kao, npr., molekularna sita (Al-silikat), silika gel, dijatomejske zemlje (silicijevi skeleti micelularnih algi koje sadrže 90% amorfne silicijeve kiseline) ali i porozni polimeri kao stiren-DVB kopolimerizati, aktivni ugljen ili teflon. Prednosti GSC pred razdjelnom GLC su široki radni temperaturni interval, stabilnost bazne linije, brzo uravnoteženje. Nedostaci su asimetrični pikovi koji nastaju zbog uskog linearnog područja adsorpcijske izoterme, duga vremena zadržavanja zbog velikih adsorpcijskih entalpija, heterogene površine i katalitičke aktivnosti mnogih adsorbenasa i ograničeni broj adsorpcijskih medija koje je teško standardizirati. GSC je važna za odjeljivanja plinova niskog vrelišta kao što su vodik, dušik, kisik, metan, CO2, CO ili inertni plinovi, kao i lagani ugljikovodici, te u analizi plinova u zraku.

Da bi se mogao ustanoviti utjecaj tlaka i temperature u plinskoj kromatografiji umjesto vremena zadržavanja valja uvesti pojam volumena zadržavanja. Ukupni volumen zadržavanja, VR, i zadržani volumen, VM, dobivaju se množenjem odgovarajućih vremena i brzine protoka plina nosača (F):

VR = F.tR i VM = F.tM

Za procjenu zadržanog vremena (tM) moguće je koristiti zrak ili metan. Da bi se korektno opisalo zadržavanje specije na nepokretnoj fazi treba korigirati VR s VM čime se dobiva prilagoñeni volumen zadržavanja (VR'):

VR' = VR – VM

te analogno vrijedi i za vrijeme zadržavanja:

tR' = tR – tM

Prilagoñeni volumen zadržavanja karakterističan je za kromatografiranu tvar i izravno vezan preko volumena nepokretne faze VS s koeficijentom razdiobe K:

K = VR'/VS.

Zbog pada tlaka uzduž kolone prilagoñeni volumen zadržavanja korigira se Martinovim faktorom "j" (korekcijski faktor stlačivosti) i dobiva se čisti volumen zadržavanja (VN):

VN = j.VR'

215

Analogno iz ukupnog volumena zadržavanja dobiva se korigirani volumen zadržavanja (VR

o):

VRo = j.VR

Faktor "j" dobiva se na temelju ulaznog i izlaznog tlaka kolone. Iako je specifični volumen zadržavanja, Vg, najmanje pod utjecajem uvjeta analize s obzirom na to da je njegovo odreñivanje mukotrpno, za poredbena ispitivanja obično se koristi prilagoñeni volumen zadržavanja ili relativne vrijednosti zadržavanja:

Vg = (VN.273,15)/(mS

.T)

Vg - specifični volumen zadržavanja, VN – čisti volumen zadržavanja, mS - masa nepokretne faze (g), T – temperatura kolone (K).

Faktor koji ukazuje da li se neki analitički problem može riješiti upotrebljenom kolonom je efikasnost odjeljivanja koja ovisi o tlaku para spojeva i stupnju interakcije s nepokretnom fazom. Efikasnost odjeljivanja može se izvesti iz Raoultovog i Henry-evog zakona (vidi Sustavi plinovito-tekuće) te je poznata kao formula odjeljivanja prema E. F. G. Heringtonu:

log (VgA/VgB) = log (pBo/pA

o) + log (γBo/γA

o)

gdje su VgA i VgB specifični volumeni zadržavanja za specije A i B. Uzimajući u obzir vremena zadržavanja odjeljivanih tvari A i B slijedi:

tRA/tRB ≈ (pBoγB

o/pAoγA

o)

ili

log (tRA/tRB) ≈ log (pBo/pA

o) + log (γBo/γA

o)

pBo i pA

o - tlakovi para čistih tvari B i A pri datoj temperaturi, γBo i γA

o - koeficijenti aktiviteta tvari B i A u stacionarnoj tekućini pri beskonačnom razrijeñenju.

Proizlazi da je odjeljivanje dviju tvari odreñeno njihovim relativnim isparljivostima. Tlakovi para ovise o temperaturi, a razlike u tlakovima para čine temelj odjeljivanja kemijski srodnih spojeva, npr., članova homolognog niza. S druge pak strane koeficijenti aktiviteta ukazuju na interakcije izmeñu sastavnica uzorka i nepokretne faze. Dakle, supstancije s istim vrelištima mogu se odijeliti na temelju razlika koeficijenata aktiviteta.

Relativna isparljivost, relativno zadržavanje dvaju sastojaka ili faktor odjeljivanja, α, je:

α = tRA'/tRB' = VNA/VNB = VgA/VgB = KA/KB

Plinsko kromatografski sustavi razlikuju se po tipu plina nosača, sustavu injektiranja, kolonama i detektorima (slika IX.7.). Kao plinovi nosači mogu poslužiti He, Ar, N2, CO2, H2. Protok plina nosača kao pokretne faze mora biti konstantan za

216

reproducibilna mjerenja. Spojevi koji se kromatografiraju, otopina ili plin, injektira se preko injektora u struju plina nosača. Tu po potrebi može doći do isparavanja supstancije koja onda nošena plinom nosačem ulazi u kolonu. Temperatura sustava za evaporaciju obično je 50 oC iznad vrelišta najteže isparljive sastavnice smjese.

Kolone mogu biti punjene ili kapilarne. Kod punjenih kolona nepokretna faza imobilizirana je na granuliranoj podlozi. Najčešći čvrsti nosač su dijatomejske zemlje. Kod kapilarnih kolona unutarnja stijenka kapilare je prevučena izravno ili preko tankog sloja poroznog čvrstog nosača (npr., dijatomejske zemlje) tankim filmom tekuće nepokretne faze. (Kapilara je otvorena cijev duljine i do 100 m, unutarnjeg promjera 0,15-1 mm.)

Detektori moraju omogućiti selektivno i/ili osjetljivo dokazivanje. Najčešći su plameno-ionizacijski detektor (FID), detektor toplinske vodljivosti (TCD) i detektor zahvata elektrona (ECD). U obzir dolaze i termionski detektor, te spektroskopski detektori. Za pouzdanu identifikaciju odijeljenih spojeva sve više se koristi GC-MS sustav dakle spektrometar masa kao detektor.

Slika IX.7. Shematski prikaz plinskog kromatografa.

Tekućine koje se koriste kao nepokretne faze trebaju biti termički i kemijski stabilne, niske isparljivosti s temperaturom vrelišta ~100 oC iznad tražene temperature kolone. Takve tekućine moraju davati različite K za razne analite. Tipične polarne nepokretne faze nose funkcionalne skupine kao što su nitrilo (-CN), C=O, -OH, trifluoro ili poliesterske. One pokazuju značajnu selektivnost za alkohole, organske kiseline ili amine. Nepolarne nepokretne faze su ugljikovodici ili siloksani pogodni za odjeljivanje zasićenih ili halogeniranih ugljikovodika. Analiti osrednje polarnosti (eteri, ketoni, aldehidi) odjeljuju se na modificiranim fazama. Mogućnosti odjeljivanja na nekim nepokretnim fazama prikazuje tablica IX.2.

kolona

šprica

spremnik plina nosača

regulacija tlaka

regulator protoka

septum injektor

mjerač protoka

sustav podataka detektor

kolonska peć

217

Tablica IX.2. Neke tekuće nepokretne faze u GC

Analit Nepokretna faza* Temperatura (oC) Polarnost

Ugljikovodici Apolan-87 50-300 Nepolarna

Poliglikoli Polietilenglikol (CARBOWAX) 50-225 Polarna

Esteri Etilen glikol sukcinat

Diizodecil adipat

100-200

20-125

Jako polarna

Srednje polarna

Spojevi s dušikom

1,2,3-Tris-(2-cijanoetoksi)-propan (CYANO B)

110-200 Polarna

Silikoni Metil siloksani (OV-1, SE-30)

Fenil siloksani (OV-22)

Nitrilo siloksani (OE-4178)

20-300 Nepolarne

Srednje polarne

Jako polarne

* U zagradi su naznačeni komercijalni nazivi.

Kemijske strukture tabeliranih nepokretnih faza su slijedeće:

H37C18 C2H5 C18H37

CH – (CH2)4 – C – (CH2)4 – CH

H37C18 C2H5 C18H37

Apolan-87

HO – CH2 – CH2 – (O – CH2 – CH2)n – OH

Polietilen glikol

O O

HO – CH2 – CH2 – O – C – CH2 – CH2 – C – O – CH2 – CH2 n – OH

Polietilen glikol sukcinat

CH2 – O – CH2 – CH2 – CN

CH – O – CH2 – CH2 – CN

CH2 – O – CH2 – CH2 – CN

1,2,3-Tris-(2-cijanoetoksi)-propan

218

CH3 CH3 CH3

CH3 – Si – O – – Si – O– – Si – CH3

CH3 CH3 n CH3

Polidimetil siloksani

Selektivnost tekuće nepokretne faze moguće je mijenjati uvoñenjem pogodnih supstituenata. Kiralne faze koriste se za odjeljivanja optičkih izomera (enantiomera). Njih se može dobiti, npr., iz optički aktivnih amino kiselina.

Tipične interakcije analita s nepokretnom fazom uključuju:

1. nespecifične disperzijske sile (Londonove sile) koje su tipične za alkane ili benzene,

2. orijentacijske sile (Keesomove sile) izmeñu trajnih dipola, npr., u vodikovim vezama,

3. indukcijske sile (Debyeve sile) izmeñu stalnih i induciranih dipola,

4. sile kemijskog vezivanja kroz prijenos naboja pri kompleksaciji, npr., izmeñu nekog aromatskog ugljikovodika i metalnog iona u kiralnoj fazi.

Koeficijent razdiobe u GC izražen volumenima ovisi o temperaturi kao i svaka ravnotežna konstanta. Volumeni zadržavanja takoñer ovise o tlaku para spojeva. Porast temperature povećava tlak para i dovodi do veće brzine ispiranja, što opisuje Clausius-Clapeyronova jednadžba (E. Clapeyron, 1834, R.E. Clausius, 1850):

log p = (-∆Hvap/2,303RT) + konst

gdje je ∆H diferencijalna molarna entalpija isparavanja čiste supstancije. Vidljivo je da s padom temperature logaritamski pada tlak para (p) kromatografirane supstancije i raste vrijeme zadržavanja. Ova jednadžba je kvantitativni izraz Le Châtelierovog načela primijenjenog na heterogene sustave.

Kod izotermne GC temperatura kolone je konstantna te je ovakvo odjeljivanje zadovoljavajuće ako treba odijeliti spojeve ograničenog područja vrelišta. Ako je područje vrelišta sastavnica smjese široko provodi se temperaturno programirana GC kada se temperatura tokom analize povećava stupnjevito ili kontinuirano, a da se pri tom ne naruše niti granice dokazivanja niti preciznost mjerenja pika. Temperaturno programiranje u GC analogno je gradijentnom ispiranju kod LC i programiranju tlaka kod SFC.

Analiza para iznad otopine plinskom kromatografijom ("head-space" GC)

"Head-space" plinska kromatografija je metoda koja je posebno pogodna za odjeljivanje i odreñivanje isparljivih spojeva prisutnih u tekućim uzorcima. Ona se temelji na analizi parne faze koja je u ravnoteži s tekućom fazom (vidi str. 131). Isparljive spojeve može se analizirati GC-om i nakon nagle termičke desorpcije sa čvrstog uzorka (vidi Sustavi plinovito-čvrsto).

219

Uzorak se uvodi u spremnik sa sustavom pipaca koji omogućuju prolaz plina nosača. Ovdje se uzorak drži na traženoj i kontroliranoj temperaturi dovoljno dugo da se omogući uspostavljanje ravnoteže izmeñu čvrste ili tekuće i parne faze. Nakon toga u spremnik se uvodi plin nosač, otvara odgovarajući pipac tako da plin ekspandira prema kromatografskoj koloni i nosi sobom isparene spojeve.

Primjena plinske kromatografije

GC se mnogo primjenjuje za ispitivanje čistoće supstancija, za odjeljivanje supstancija iz smjesa, u preparativne svrhe, kvalitativnoj i kvantitativnoj kemijskoj analizi.

Kvalitativnu informaciju moguće je dobiti iz podataka zadržavanja, npr., iz prilagoñenog volumena ili vremena zadržavanja analita, u odnosu na referentne standardne supstancije. Podaci zadržavanja jako ovise o eksperimentalnim uvjetima: temperaturi kolone, protoku i tipu plina nosača, padu tlaka u koloni, tipu i količini nepokretne faze i dimenzijama kolone.

Za kvalitativnu analizu ugljikovodika vrlo je koristan Kovátsev indeks zadržavanja (I) (E. Kováts, 1958.). Unutar homologne serije n-alkana postoji linearni odnos izmeñu logaritma prilagoñenog vremena zadržavanja i broja C-atoma ("x") u analiziranom spoju te vrijedi relacija: I = 100x, pri svim temperaturama i na svim kolonama. Ispitivana supstancija se kromatografira u smjesi s najmanje dva n-alkana čiji tR'-ovi moraju okruživati tR' ispitivanog spoja. Indeks se računa kao:

I = {100y [(log tRx' – log tRz')]/[(log tR(z+y)' – log tRz')]} + 100z

gdje su tRx', tRz' i tR(z+y)' prilagoñena vremena zadržavanja nepoznate ispitivane supstancije s "x" C-atoma i dva standarda, odnosno poznatog n-alkana sa "z" C-atoma i poznatog n-alkana sa "z+y" C-atoma. Indeksi zadržavanja za mnoge supstancije i najrazličitije nepokretne faze mogu se pronaći u zbirkama podataka. Oni su relativno neovisni o temperaturi.

U svrhu kvantitativne analize mjere se visina ili površina pika kao mjera koncentracije analita. Važni preduvjeti za pouzdano odreñivanje su potpuno i reproducibilno isparavanje uzorka, dobro odjeljivanje i korektna identifikacija sastojaka.

IX.1.3. KOLONSKE TEKUĆINSKE KROMATOGRAFIJE

Kod tekućinske kromatografije pokretna faza je tekućina a odjeljivanje se provodi u koloni ili na plohi. Odjeljivanja primjenom tekuće pokretne faze temelje se na adsorpciji, razdjeljenju, ionskoj izmjeni (vidi Sustavi čvrsto-tekuće, i Sustavi tekuće-tekuće) i isključenju. Kao peto načelo može se navesti ono prisutno u afinitetnoj kromatografiji. Ona se temelji na specifičnoj interakciji izmeñu otopljene tvari i specije vezane na nepokretnu fazu. Npr., neko antitijelo vezano za nepokretnu fazu može specifično reagirati s jednim proteinom iz smjese proteina. Taj protein zadržava se na koloni (K → ∞) dok ostale sastavnice smjese prolaze kroz kolonu (K → 0). Poslije odjeljivanja zadržani protein moguće je eluirati s kolone nekim eluensom koji oslabljuje interakciju s nepokretnom fazom.

220

Kromatografije u kojima je nepokretna faza polarna a pokretna faza manje polarna ili nepolarna (npr., sastavljena od metilen klorida i izooktena) su kromatografije normalnih faza; obratno vrijedi za kromatografije obrnutih faza, npr., uz ugljikovodike kao nepokretnu i vodu ili metanol kao pokretnu fazu.

Najčešće korištena tekućinska kromatografija je ona temeljena na razdjeljenju dok je adsorpcijska najstarija. Počeci adsorpcijske kromatografije pripisuju se ruskom botaničaru M. Tswet-u koji je 1906. godine propuštao eterski ekstrakt zelenih biljnih listova kroz stupac CaCO3 i ustanovio da se pojedini pigmenti adsorbiraju na različitim mjestima te stvaraju obojene žute i zelene zone. Rad Tswetove adsorpcijske kromatografije temelji se na tome da se staklena cijev jednolično napuni adsorbensom (nepokretna faza) te na vrh stupca nalije otopina koja se želi analizirati. Tvari se odmah na vrhu stupca adsorbiraju (primarna adsorpcija). Ako se sada propušta preko stupca sekundarno otapalo (pokretna faza) tzv. razvijač (eluiranje je i razvijanje kromatograma) u njemu se pojedini sastojci različito otapaju i putuju niz adsorbens, te se na temelju svoje različite topljivosti u otapalu i adsorpcije na adsorbensu zaustavljaju na različitim mjestima (sekundarno adsorbirane supstancije). Ispiranje zona otapalom se nastavlja dok sastavnice ne prijeñu u eluat kao odvojene frakcije. Ako su odvojeni sastojci obojeni može ih se vizualizirati na stupcu adsorbensa. Ovako odvojene zone može se i izrezati te eluiranjem s pogodnim otapalom dobiti odvojene sastavnice koje se može kvantitativno analizirati. Neobojene sastavnice može se prevesti u obojene prelijevanjem stupca odgovarajućim reagensima.

Adsorbensi se razlikuju po polarnosti, hidrofilnosti i kiselosti/bazičnosti. Efikasnost adsorpcije ovisi i o svojstvima adsorbata: npr., polarne organske supstancije se čvrsto adsorbiraju iz otapala na polarni Al2O3; adsorbirana supstancija takoñer lako se eluira s kolone polarnim otapalom. Hidrofilni adsorbensi vežu veće količine vode dok hidrofobni adsorbensi dobro adsorbiraju nepolarne tvari iz vodenih otopina. Isto tako SiO2 kao kiseli adsorbens dobro veže bazične tvari a Al2O3 kao bazični adsorbens dobro veže kisele tvari. Upravo s obzirom na svoj ionsko-izmjenjivački karakter celuloza je nositelj negativnog naboja pa je zato vrlo pogodna za vezivanje kationa. Kao tipične nepokretne faze u LSC koriste se silika gel i glinica čije je zadržavajuće ponašanje podjednako a adsorpcija se dogaña na aktivnim centrima površine. Budući da jako polarne molekule mogu dezaktivirati površinu adsorbensa važan je sadržaj vode prisutan u otapalu.

Za razliku od plinske kromatografije gdje je pokretna faza inertni plin, u tekućinskoj kromatografiji dolazi do značajnih interakcija izmeñu supstancije i tekuće pokretne faze. Pokretna faza se odabire na temelju mehanizma odjeljivanja, no kako se oni često meñusobno preklapaju pokretna faza se često bira i na temelju iskustva ili sustavnim postupkom multivarijacijskog optimiranja. Znamo da zadržavanje eluiranih sastojaka ovisi o N, k' i α uključenih u izraz za razlučivanje pikova Rs (vidi str. 209). Postavljanje odgovarajućeg k' ne mora automatski osigurati dobro odjeljivanje definirano faktorom odjeljivanja α. Odjeljivanje treba prvenstveno optimirati adekvatnim izborom nepokretne faze te dodatno sastavom pokretne faze: polarnost kromatografiranih tvari podešava se onoj nepokretne faze dok pokretna faza treba biti značajno različite polarnosti. Pokretna faza se odabire tako da k' poprima vrijednost 2-5. Npr., smjesa metanola, acetonitrila i tetrahidrofurana koristi se u kromatografiji obrnutih faza a voda služi za podešavanje vrijednosti k'. U kromatografiji normalnih faza koristi se smjesa dietil etera, metilen klorida i kloroforma a snaga ispiranja podešava se s n-heksanom. U

221

tekućinskoj kromatografiji normalnih faza polarni spojevi se eluiraju posljednji; što je pokretna faza nepolarnija vrijeme zadržavanja im je dulje. U kromatografiji obrnutih faza polarni se spojevi eluiraju prvi te što je pokretna faza polarnija jače se zadržavaju nepolarni spojevi. Ako je polarnost pokretne faze slična onoj kromatografiranog sastojka dobiva se prekratki tR; ukoliko su polarnosti nepokretne faze i kromatografiranog sastojka isuviše slične vremena zadržavanja su preduga.

Da bi se procijenila polarnost otapala ustanovljene su eluotropske serije. Prema L. R. Snyder-ovom indeksu polarnosti, P', otapala su klasificirana kao jako polarna, slabo polarna ili nepolarna (tablica IX.3.).

Tablica IX.3. Eluotropska serija otapala u tekućinskoj kromatografiji

Otapalo Indeks polarnosti, P′

Snaga ispiranja (SiO2)

Fluoroalkan < -2 -0,2

Cikloheksan 0,04 0,03

n-Heksan 0,1 0,01

CCl4 1,6 0,11

Diisopropil eter 2,4 0,22

Toluen 2,4 0,22

Dietil eter 2,8 0,38

Metilen diklorid 3,1 0,34

Tetrahidrofuran 4,0 0,35

CHCl3 4,1 0,26

Etanol 4,3 0,68

Dioksan 4,8 0,49

Metanol 5,1 0,73

Acetonitril 5,8 0,50

Voda 10,2 visoka

Polarnost smjese otapala moguće je procijeniti na temelju indeksa polarnosti pojedinačnih otapala zbrajanjem. Npr., za polarnost smjese metanol/voda (30/70) proizlazi:

PMeOH/H2O = 0,3 PMeOH + 0,7 PH2O = 1,53 + 7,14 = 8,67

ili općenito za smjesu otapala:

m

Psmjese = Σ φi.Pi'

i=1

m - broj otapala u smjesi, φi - volumni udio otapala "i", Pi' – indeks polarnosti otapala "i".

222

Snage ispiranja date u tablici IX.3. prvenstveno se odnose na polarne nepokretne faze u adsorpcijskoj kromatografiji, silika gel i Al2O3, nakon dijeljenja s faktorom 0,8. Ako se koriste nepolarne nepokretne faze eluotropska serija se invertira. Npr., jako polarna voda ima slabu snagu ispiranja u odnosu na nepolarni heksan na ugljikovodikovim fazama.

Općenito se može kazati da u adsorpcijskoj tekućinskoj kromatografiji tR raste u slijedećem nizu:

alkeni < aromatski ugljikovodici < halogenirani spojevi i sulfidi < eteri < nitro spojevi< esteri ∼ alkoholi ∼ amini < sulfoni < sulfoksidi < amidi < karbonske kiseline.

Tekućinska kromatografija na stupcu adsorbensa široko se primjenjuje u organskoj kemiji pri dokazivanju, odjeljivanju i pročišćavanju spojeva. Ova kromatografija koristi se za rad s većim volumenima otopina te može poslužiti za izolaciju većih količina tvari kod preparativnog rada. Za brza pročišćavanja i odjeljivanja na silika gelu dakle u sustavu normalnih faza danas se koristi brza preparativna kolonska “flash” kromatografija. Odjeljivanja se temelje na rezultatima dobivenim TLC-om koji se prenose u preparativno mjerilo.

LSC posebno je pogodna za odjeljivanje nepolarnih supstanci koje je teško otopiti u vodi pa ih je teško kromatografirati razdjelnom kromatografijom. Poput razdjelne kromatografije lako je analizirati spojeve s različitim funkcionalnim skupinama a moguće je i efikasno odjeljivanje stereoizomera.

U klasičnoj razdjelnoj LC su na nosač, npr., silika gel ili Al2O3, fizičkom adsorpcijom imobilizirane tekućine, npr., voda ili trietilen glikol, dok je pokretna faza nepolarna. Gubitak tekuće nepokretne faze ispiranjem s pokretnom fazom može se izbjeći meñusobnim zasićivanjem faza. No niti u tom slučaju nije moguće koristiti gradijentno ispiranje. Zbog toga je u praksi puno važnija nepokretna faza koja je kemijski (kovalentno) vezana za nosač. Kod kemijski vezanih nepokretnih faza nije posve jasno da li je zadržavanje tvari rezultat njihove fizičke adsorpcije na površinu ili razdjeljenja izmeñu dvije tekućine. Ovakve se faze mogu pripraviti za kromatografije normalnih ili obrnutih faza. Klasična tekućinska kromatografija koristi se danas samo u preparativne i preliminarne svrhe. Da bi se postigla poboljšana efikasnost odjeljivanja tekućinskom kromatografijom treba koristiti čvrsti nosač malih čestica (vidi sliku IX.5.). Takoñer, kod većih čestica nosača manje brzine protoka pokretne faze pogoduju smanjenju HETP vrijednosti.

IX.1.3.1. Tekućinska kromatografija visoke djelotvornosti (HPLC)

HPLC je visoko efikasna razdjelna kromatografija koja se u 75% primjena danas koristi kao kromatografija obrnutih faza. Osnovni konstrukcijski dijelovi u HPLC kromatografu su rezervoar za otapala pokretne faze, pumpa, injektor, po mogućnosti predkolona, kolona za odjeljivanje i detektor (slika IX.8.).

223

Slika IX.8. Shematski prikaz HPLC kromatografa.

Otapala koja se koriste kao pokretna faza trebaju biti visoke čistoće (kromatografske, HPLC čistoće) i valja ih osloboditi otopljenih plinova ili suspendiranih čestica, npr., pomoću mikroporoznih filtera pod vakuumom. Pumpa služi ubacivanju pokretne faze pod visokim tlakom (do 15 MPa) stalnom brzinom (0,1-10 cm3 min-1) u kolonu. Uzorak se unosi "autosampler"-om, ili manualno mikrolitarskom špricom ("syringe") kroz 6-kanalni ventil u sustav za injektiranje tzv. petlju [zapremnina 5 do 500 mm3 (µl)] u kojoj se održava tlak. Prebacivanjem ventila otapalo prolazi kroz injektor te sobom nosi uzorak na kolonu. Kratka predkolona (“guard column” ili zaštitna kolona) ili predkolonski filter postavljaju se ispred analitičke kolone da bi je sačuvali od netopljivih i topljivih onečišćenja iz uzorka; npr., tvari koje se ireverzibilno vežu na stacionarnu fazu odnosno čvrstih čestica. Ova kolona je kraća od analitičke i obično punjena istim materijalom kao i analitička kolona. Analitička kolona je najčešće cijev izrañena iz nerñajućeg čelika, duljine 250 ili 150 mm a unutarnjeg dijametra 4,6 mm, punjena česticama veličine 3,5 ili 5 µm. Tako se obično dobiva N od ca 50000 po metru. Kao detektori važni su spektroskopski detektori, detektori fluorescencije, detektori indeksa loma i elektrokemijski detektori. Detektori mogu pratiti značajke pokretne faze ili otopljene tvari. U prvom slučaju mjeri se indeks loma ili vodljivost pa je analit odnosno otopljena tvar dokazan neizravno promjenom ovih veličina. U drugom slučaju prate se karakteristike otopljene tvari kao što su apsorpcija u UV/Vis ili IR području, fluorescencija ili struja na elektrodi. Vrlo su dobri detektori s diodnim nizom ("photodiode array detector") (HPLC-DAD ili HPLC-PDA sustav) koji omogućuju snimanje cijelog spektra eluiranog sastojka u UV/Vis: apsorbancija se snima u ovisnosti o vremenu zadržavanja i o valnoj duljini. Meñu spektroskopskim detektorima valja spomenuti i spektrometar masa (MS) za identifikaciju organskih spojeva te atomsko-apsorcijsku spektroskopiju (AAS) ili atomsko-emisijsku spektroskopiju (AES) za specijaciju elemenata.(Pod specijacijom elementa podrazumijeva se njegovo stvarno stanje, npr.,

oksidacijsko stanje i način vezivanja.) Sve su ovo dobri primjeri kombiniranih metoda ("hyphenated techniques"). Danas su u farmakokinetici, razvoju lijekova i proteomici važni sustavi HPLC-MS (LC-MS) i LC-MS/MS. Konvencionalna 4,6-mm kolona

komora za miješanje otapala

pumpa

spremnici otapala

kolona

detektor

predkolona

brtva

šprica injektor

sustav podataka

224

zamijenjena je prvo s 1-mm-skom a danas s 300- ili čak 75–µm-skom kapilarnom kolonom.

Kao nosač tekuće nepokretne faze najčešće je prisutan silika gel. (Za razliku od ionsko-izmjenjivačke smole on nije elastičan te primanjem vode ne mijenja volumen.) Kao i kod GC, površina potpuno hidroliziranog silika gela sadrži silanol skupine (≡Si-OH). Njihovom reakcijom s organoklorosilanom nastaje siloksan:

R

- Si - O - Si - R1

R

gdje je alkilna skupina R1 u praksi najčešće -C18H37 (n-oktadecil) ili -C8H17 (n-oktil) čineći nepolarnu nepokretnu fazu za kromatografiju obrnutih faza. Dugi lanci ugljikovodikovih skupina postavljeni su meñusobno paralelno a u odnosu na površinu čestice okomito, čineći četkastu površinu. U kromatografiji normalnih faza na silika gel mogu biti vezane polarne skupine, npr., dioli, cijano, amino, dimetilamino ili diamino.

Valja razlikovati izokratnu od gradijentne HPLC: kod izokratne radi se s jednim otapalom stalnog sastava, ali bolje se i brže odjeljivanje postiže primjenom gradijentnog ispiranja kada se sastav pokretne faze stalno mijenja. Učinak gradijenta otapala može se usporediti s temperaturnim gradijentom u GC.

HPLC obrnutih faza je u pravilu metoda koja se prva ispituje kada se rješava neki novi analitički problem. Uobičajena nepokretna faza je C18 (ODS) a zadržavanje tvari i selektivnost podešavaju se variranjem sastava pokretne faze. Ukoliko izokratno eluiranje ne dovodi do željenog odjeljivanja primjenjuje se gradijentno ispiranje. Nadalje, snaga ispiranja pokretne faze može se modificirati variranjem pH ili dodavanjem reagenasa koji tvore ionske parove s ionom u otopini (Kromatografija ionskih parova). U oba slučaja nastoji se stvoriti neutralne kemijske vrste u pokretnoj fazi koje stupaju u interakciju s nepolarnom nepokretnom fazom. Da bi se promijenila polarnost analita i povećala osjetljivost dokazivanja moguće je analit derivatizirati. Enantiomere moguće je odijeliti primjenom kiralnih faza; obično se u tu svrhu koristi silika gel kao nosač na koji je kemijski vezan optički aktivni polimer. Npr., za odjeljivanje enantiomera amino kiselina koristi se kiralna faza dobivena iz optički aktivnog Cu(II)-L-prolin kompleksa.

Primjena HPLC

HPLC koristi se za odjeljivanja i odreñivanja polarnih i nepolarnih spojeva u farmaceutskoj, biokemijskoj, forenzičkoj, kliničkoj i industrijskoj praksi. Npr., važna je primjena HPLC u ispitivanjima hrane, tla, zraka, industrijskih procesnih i drugih otpadnih tekućina na prisustvo i sadržaj štetnih supstancija, npr., pesticida, polikloriranih bifenila (PBs) ili policikličkih aromatskih ugljikovodika (PAHs) kao potencijalnih karcinogena i mutagena. Nadalje HPLC primjenjuje se za odjeljivanje alkana, lipida, steroida, šećera, lipofilnih vitamina, itd.

225

IX.1.3.2. Ionska kromatografija (IC)

Varijanta ionsko-izmjenjivačke kromatografije visokih izvedbenih značajki zove se ionska kromatografija (IC) koja odjeljuje i/ili analizira ione, poglavito anorganske, primjenom ionskih izmjenjivača.

Klasična ionsko-izmjenjivačka kromatografija (IEC) obično se radi na poroznoj ionsko-izmjenjivačkoj smoli, stiren-DVB kopolimerizatu. Tako je, npr., moguće odijeliti metalne ione na kationsko–izmjenjivačkoj smoli zbog razlika njihovih koeficijenata distribucije, KD, u mediju voda – aceton – HCl: [Bn+] KD = ______ [Bn+] gdje su [Bn+] i [Bn+] koncentracije promatranog metalnog iona u izmjenjivaču odnosno u otopini (vidi tablicu IX.4., vidi i Ionska izmjena u kemijskoj analizi). Da bi odjeljivanje dvaju metalnih iona bilo uspješno, jedan metalni ion mora pokazivati visoki KD i time biti čvrsto vezan za smolu, a drugi niski KD tako da se lako eluira s kolone. Pokazalo se da aceton povećava razlike u KD vrijednostima za mnoge metalne ione u solno kiselom mediju. Naime, povećanjem koncentracije acetona KD vrijednosti za metalne katione opadaju zbog povećane tendencije stvaranja anionskih kloro kompleksa te slabijeg zadržavanja metalnih iona na kationsko-izmjenjivačkoj smoli. Npr., vrijednosti navedene u tablici IX.4. za KD za Zn2+ i Fe3+ pokazuju da će se Zn2+ lako eluirati sa smjesom 60% aceton – 0.5 mol dm-3 HCl dok će se Fe3+ pri tim uvjetima zadržati na smoli. Njega ćemo eluirati eluensom 70% aceton – 0.5 mol dm-3 HCl. Tako je moguće uspješno odijeliti, npr., Cd2+ od Zn2+ ili Bi 3+, te Zn2+ od Fe3+ ili Cu2+.

Odjeljivanje metalnih iona na anionsko-izmjenjivačkoj smoli iz otopina različite koncentracije HCl moguće je zbog razlike koeficijenata distribucije, KD, za kloro komplekse koji nastaju:

[BClm(n-m)+]

KD = ————— [BClm

(n-m)+]

pri čemu su [BClm

(n-m)+] i [BClm(n-m)+] koncentracije promatranog kompleksnog iona u

izmjenjivaču i u otopini. Ponovno, da bi odjeljivanje bilo uspješno jedan kompleks mora pokazivati visoki KD (nisku konstantu eluacije) i tada biti čvrsto vezan za smolu, a drugi niski KD (visoku konstantu eluacije) tako da se lako ispire s kolone. Navedene vrijednosti za KD za nikal i kobalt pokazuju da se kobalt čvrsto veže na anionsko-izmjenjivačku smolu iz 9 mol dm-3 HCl u obliku tetraedrijskog modrog kompleksa [CoCl4]

2-, a eluira s 3 mol dm-3 HCl. Istovremeno, svojstvo nikla da se ne veže na anionski izmjenjivač već da se odmah ispire s kolone pripisuje se činjenici da on vjerojatno ne tvori negativno nabijene komplekse niti u konc. HCl (vidi tablicu IX.4.). Slično je moguće odijeliti i Ni2+, Mn2+, Co2+, Cu2+, Fe2+ i Zn2+ gradijentnim ispiranjem s HCl. Sakupljene ione možemo odrediti titrimetrijski ili spektrometrijski.

226

Anionsko-izmjenjivačka smola u NO3- obliku može poslužiti odjeljivanju

halogenida iz smjese: ona najjače veže J-, zatim Br- i najslabije Cl- ion. Stoga je redoslijed eluiranja halogenida iz smjese s NO3

- ionom inverzan.

Tablica IX.4. Odjeljivanje iona na kolonama s ionskim izmjenjivačima Eluens Kationski izmjenivač Odjeljivani ioni

40% aceton- 0.5 mol dm-3 HCl

1 36

70% aceton- 0.5 mol dm-3 HCl

Amberlite IR-120 (H+)

KDCd

0 KDZn

0

60% aceton- 0.5 mol dm-3 HCl

1 130

70% aceton- 0.5 mol dm-3 HCl

Amberlite IR-120 (H+) KDZn

0 KDFe

0

70% aceton- 0.5 mol dm-3 HCl

0 44

90% aceton- 0.5 mol dm-3 HCl

Amberlite IR-120 (H+) KDZn

0 KDCu

0

60% aceton- 0.1 mol dm-3 HCl

0 130

70% aceton- 0.2 mol dm-3 HCl

Amberlite IR-120 (H+) KDBi

0 KDCd

0

Eluens Anionski izmjenjivač Odjeljivani ioni

9 mol dm-3 HCl 0 50 3 mol dm-3 HCl

Amberlite IRA-400 (Cl-) KDNi 0 KDCo 0

0.5 mol dm-3 NaNO3 Cl- 2 mol dm-3 NaNO3

Amberlite IRA-400 (NO3-)

J-

Moderna ionska kromatografija (IC) koristi ionsko-izmjenjivački materijal kao film na neporoznim staklenim ili polimernim zrncima (promjer 30-40 µm) ili kao film tekućih ionskih izmjenjivača na poroznom silika gelu ili celulozi.

Za detekciju iona često se koristi detektor električne vodljivosti. Tada se osim analitičke kolone koristi još jedna, tzv. kolona potiskivanja («suppressor column»). Npr., za odreñivanje kationa koristi se kationska kolona kao analitička, HCl kao mobilna faza a supresorska kolona mora sadržavati anionski izmjenjivač u OH- obliku:

H+ + Cl- + OH- ⇄ Cl- + H2O S obzirom da nastaje voda, ioni kao analiti ostaju jedine vodljive specije, npr., kationi Na+, Mg2+, ili drugi.

Kod analize smjese aniona kao supresorska koristi se kolona s kationskim izmjenjivačem u kiselom obliku. Nakon što su analiti (npr., anioni Cl-, NO3

- = X-) odijeljeni na analitičkoj koloni punjenoj s anionskim izmjenjivačem, npr u HCO3

- obliku, i/ili ako eluens sadrži NaHCO3/Na2CO3 dogaña se:

227

HCO3 + X- + Na+ ⇄ X + HCO3

- + Na+

Sada izlazna otopina (eluat)/eluens reagira u supresorskoj koloni: Na+ + HCO3

- + H+ ⇄ Na+ + H2CO3 2Na+ + CO3

2- + 2H+ ⇄ 2Na+ +H2CO3

U gornjim reakcijama nastaje slaba ugljična kiselina što potiskuje vodljivost mobilne faze pa se lako mjeri vodljivost odijeljenih iona koji nisu zahvaćeni gornjim reakcijama.

Umjesto nepraktične supresorske kolone danas se koristi membranski supresor koji se stalno regenerira. Primjena supresora može se izbjeći ako je vodljivost mobilne faze niska. Tada se radi s ionskim izmjenjivačima niskog kapaciteta i s eluensima niske vodljivosti. To su, npr., organske kiseline poput izoftalne, benzojeve ili salicilne. pH eluensa treba strogo kontrolirati da bi se održala stalna ionska jakost i temeljna vodljivost eluensa koja se potiskuje elektronički.

Sustavom s jednom kolonom analiziraju se organski ioni, npr., amino kiseline uz uobičajenu HPLC aparaturu. Uz primjenu spektrometrijskih detektora takoñer nije potrebna supresorska kolona. Npr., izoftalna kiselina apsorbira u UV području i daje stalnu apsorpciju dok se ioni koji se eluiraju s kolone mjere indirektno spektrometrijski. Izravna spektrometrijska detekcija koristi se i za odreñivanje, npr., metalnih iona PAR-om koji se unosi u struju eluata. Kada se u eluatu pojave metalni ioni nastaju obojeni kelati. Moguća je i spektrometrijska detekcija rijetkih zemalja s gradijentom smjese H2O-α-hidroizomaslačna kiselina. Koriste se i detektori indeksa loma ili mjerenje radioaktivnosti.

U ionsko-izmjenjivačkoj kromatografiji često se koristi gradijentno ispiranje stalnom promjenom sastava eluensa (vidi Tekućinska kromatografija visoke djelotvornosti (HPLC)), stupnjevito ispiranje kada se sastav mobilne faze mijenja kod odreñenih točaka tijekom odjeljivanja i ispiranje uz kompleksaciju kada reagens tvori komplekse različitih stabilnosti sa sastavnicama uzorka. Često primijenjeni eluensi su kiseline, baze i puferi.

Jedna varijanta ionsko-izmjenjivačke kromatografije shematski je prikazana na slici IX.9.: ioni različitih naboja mogu se odvojiti eluensom s postupno povećanom ionskom jakosti.

228

+

+

++

+_

_

_

_

__

__

_

___

+

+

++

+_

_

_

_

__

__

___

+

+

++

+

__

___

Slika IX.9. Razvijanje ionsko-izmjenjivačkog kromatograma na koloni.

Primjena ionske kromatografije

Osim za odjeljivanje i odreñivanje anorganskih kationa i aniona IC služi i u analizi organskih ionskih specija. Tako je moguće odrediti organske kiseline u vinima (npr., limunsku, vinsku, maličnu, jantarnu, mliječnu, octenu) s oktansulfonskom kiselinom u 2-propanolu kao mobilnom fazom. U pravilu ove kiseline eluiraju se u slijedu svojih pKk vrijednosti: jake kiseline eluiraju brzo zbog toga što porozna stacionarna faza izbacuje anionski oblik pa vrijedi KD → 0.

IX.1.3.3. Kromatografija isključenjem (SEC)

U kromatografiji isključenjem po veličini («size exclusion chromatography», SEC) i obliku molekula (takoñer i gel kromatografija), molekule koje se razlikuju u veličini moguće je odijeliti propuštanjem pokretne faze kroz nepokretnu fazu koja se sastoji od mreže poroznog polimernog gela. Za razliku od ostalih tekućinskih kromatografija gel kromatografija se ne temelji na kemijskoj ili fizičkoj interakciji analita s nepokretnom fazom. Razlog je taj što je u SEC prisutna samo jedna tekuća faza pa je razlika izmeñu pokretne i nepokretne faze nejasna. Npr., polarne skupine u mekanom umreženom Sephadex gelu apsorbiraju vodu ili drugo polarno otapalo; voda u gelu smatra se nepokretnom fazom a voda koja se kreće kroz kolonu mobilnom fazom.

Kao nepokretne faze koriste se zrnca od poroznog stakla ili silika gela, te polimeri i polisaharidi. Veličina im se kreće od 5 do 10 µm. Porozna stakla i silika gel su krute strukture s kontroliranom veličinom pora (4-250 nm) i vrlo su korisni pri odjeljivanju

229

kada se mobilna faza ubacuje pod visokim tlakom kao u HPLC (vidi i Tekućinska kromatografija visoke djelotvornosti (HPLC)). Ove nepokretne faze omogućuju brzo uravnoteženje. Da ne bi došlo do adsorpcije na njihovu površinu ona se dezaktivira silanizacijom. Hidrofobni polimeri naliče ionsko-izmjenjivačkim smolama (poprečno vezani kopolimerizati stirena i DVB) ali nemaju ionsko-izmjenjivačke skupine. Njihova je veličina pora odreñena količinom DVB i stupnjem umreženja (vidi Ionska izmjena u kemijskoj analizi). Stiren-DVB kopolimerizati (komercijalni naziv Styragel) odvajaju molekule s Mr od 200 do >5x107 a porozni silika gel (Porasil) odvaja molekule s Mr od <200 do >106.

Hidrofilni gelovi koriste se za odjeljivanja iz vodenih i polarnih otapala a hidrofobni za rad u slabo polarnim otapalima (THF, benzen, CHCl3, cikloheksanon, etc.). Hidrofilni gelovi su, npr., agar, škrob, poliakrilamid i poprečno vezani dekstran koji sadrže hidroksilne ili amidne skupine i bubre u vodenim medijima. Poprečne veze zaslužne su za njihovu netopljivost u vodi a stupanj poprečnog vezanja odreñuje veličinu pora. Predstavnici su im Bio-Gel i Sephadex koji dolaze u obliku zrnaca. Gelovi s agarozom nisu poprečno umreženi ali imaju velike pore te mogu odjeljivati spojeve s Mr do 2x108.

Gel kromatografija uključuje gel-filtracijsku i gel-propusnu (permeacijsku) kromatografiju. U gel-filtracijskoj kromatografiji koristi se hidrofilna stacionarna faza, npr., Sephadex, za odjeljivanje vodotopljivih analita odnosno hidrofilnih biopolimera, uz vodene eluense. Sephadex-i se dobivaju iz polisaharida dekstrana te neki mogu služiti za odvajanje molekula s Mr od 100 do 1000 a drugi za odvajanje molekula s Mr >100.000. Gel-propusna kromatografija koristi hidrofobne stacionarne faze polistirenskog ili silika gel tipa i nepolarna organska otapala (npr., THF, metilen klorid, toluen) te služi analizi u vodi teško topljivih analita, npr., masnih kiselina.

Pore gela isključuju molekule veće od neke kritične veličine dok manje molekule prolaze kroz strukturu gela difuzijom. Isključene molekule prolaze kroz sustav brže od malih molekula koje difundiraju u gel. Difuzija u gelu varira s oblikom i veličinom molekule jer su pore različitih veličina slučajno distribuirane kroz gel. Tako se manje molekule eluiraju pri brzinama koje ovise o stupnju njihove difuzije u gel pa se sastavnice smjese uzorka eluiraju redoslijedom padajuće veličine ili molekularne mase. Molekule koje su potpuno isključene iz gela (s promjerom većim od prosječnog promjera pora) eluiraju se zajedno s mobilnom fazom kao prve eluirane sastavnice. Molekule promjera manjeg od onoga pora stacionarne faze penetriraju u gel i ostaju najdulje u stacionarnoj fazi pa se eluiraju posljednje. Molekule srednjeg promjera koje penetriraju u pore zavisno o veličini i obliku pojavljuju se u eluatu s različitim vremenima zadržavanja.

Slika IX.10. shematski prikazuje princip gel kromatografije.

230

Pokretna faza

molekule pore

Granula gela (nepokretna faza)

Slika IX.10. Princip gel kromatografije.

Eluacija sastavnica smjese izražava se volumenima zadržavanja (vidi i Plinska kromatografija). Za one analite čija Mr ili oblik molekule pada u područje frakcioniranja gela, tj. čiji K iznosi 0-1, volumen zadržavanja je približno linearna funkcija log Mr. U gel kromatografiji mrtvi volumen, odgovara volumenu mobilne faze potrebnom za eluaciju potpuno isključenih molekula. Za ove molekule K = 0, za one sa slobodnom propusnošću unutar pora K = 1, a za one s djelomičnim isključenjem 0≤ K ≤1. Ako meñutim molekule stupaju u interakciju sa stacionarnom fazom poput adsorpcije na površini gela može biti K >1.

Detekcija eluiranih sastavnica radi se praćenjem nekog fizičkog svojstva eluata kao što je indeks loma, apsorpcija u UV, ili sakupljanjem i analizom frakcija. Stoga se koriste refraktometrijski ili spektrometrijski (UV, IR) detektori, te protočni viskozimetar za spojeve visoke molekularne mase.

Primjena kromatografije isključenjem

Kromatografija isključenjem važna je za odreñivanje relativne molekularne mase visokomolekularnih specija (Mr >2000), poput proteina ili polimera. Primjena ove metode jeste i u odsoljavanju visokomolekularnih prirodnih materijala, ili njihovom odjeljivanju od spojeva niže molekularne mase. Tako se npr., odjeljuju proteini od niskomolekularnih peptida i amino kiselina. Kolona se kalibrira eluiranjem supstanci poznate Mr ili intervala Mr. Kao vodotopljivi standardi koriste se dekstran, polietilen glikol, sulfonirani polistireni ili proteini, a kao u vodi netopljivi standardi polistiren, poli(tetrahidrofuran), poliizopren. Temelj kalibracije jeste relacija:

log Mr = b0 - b1 log VR

b0, b1 - parametri regresijskog pravca, VR - volumen zadržavanja.

Prednosti gel kromatografije jesu brze eluacije analita, uski pikovi, te činjenica da nema interakcija analita i utjecaja na kolonu niti gubitaka analita. To omogućuje i preparativni rad. Nedostaci ove tehnike su da je kapacitet pikova ograničen, da se ne

231

može odijeliti analite slične veličine, npr., izomere, te se Mr odijeljenih spojeva treba razlikovati barem za 10%.

IX.1.4. PLOŠNE TEKUĆINSKE KROMATOGRAFIJE

IX.1.4.1. Tankoslojna kromatografija (TLC)

Tankoslojnu kromatografiju često se koristi u preliminarnim ispitivanjima prije postavljanja kolonskog odjeljivanja. Odjeljivanja TLC-om temelje se na adsorpciji, razdjeljenju (razdjeljenje normalnih faza i obrnutih faza), ionskoj izmjeni, isključenju veličinom ili kombinaciji ovih mehanizama. TLC često je primijenjena u postupcima pretraživanja ("screening tests") u kemijskim, industrijskim, kliničkim, farmaceutskim, biokemijskim ili biološkim laboratorijima.

Kromatogram dobiven TLC-om jeste plošni kromatogram. Kao vrijednost zadržavanja u TLC koristi se faktor zaostajanja, RF ("relate-to-front"):

RF = zR/zM zR < zM RF <1

gdje su zR i zM put analita odnosno pokretne faze (slika IX.11.). Kod simetričnih mrlji promatra se središte mrlje a kod asimetričnih mjesto maksimalnog intenziteta mrlje.

Slika IX.11. Shematski prikaz procjene mrlji u horizontalnoj TLC.

Vrijeme koje supstancija provede u pokretnoj fazi (tR) dobiva se iz:

tR = zR/ū

gdje je ū linearna brzina protoka pokretne faze. U vremenu tM pokretna faza prelazi udaljenost zM. Po analogiji s tR u kolonskoj kromatografiji (str. 208-209) slijedi:

zM

Duljina puta

zRA

B

start

A

zRB

front

kap uzorka

A B

An

al.

sig

nal

232

tM = zM/ ū

k' = (zM – zR)/ zR

ili primjenom vrijednost RF:

k' = [1 – (zR/zM)]/( zR/zM) = (1 – RF)/ RF

Odnos izmeñu koeficijenta razdiobe K i RF može se prikazati primjenom omjera faza β (vidi str. 209):

RF = 1/(1 + k') = 1/(1 + K/β)

Migracijske udaljenosti mogu se upotrijebiti za računanje broja teorijskih tavana i njihove visine. Za TLC vrijedi:

N = 16 (zR/w)2 i HETP = zR/N

w – širina mrlje u smjeru razvijanja kromatograma.

Nepokretna faza je tanki sloj fino dispergiranih čestica nanesen na staklenu ili plastičnu ploču, a pokretna se faza kreće kapilarnim silama ili silom gravitacije uzduž sloja. Kao nepokretne faze dolaze u obzir anorganski adsorbensi (silika gel, glinica i MgO, hidroksidi), organske nepokretne faze (ionski izmjenjivači i molekularna sita, poliamidi, celuloza, aktivni ugljen), itd. Debljina tankog sloja kreće se od 0,2 do 2 mm; u analitičke svrhe najbolja debljina je 0,25 mm. Važnu ulogu igra i postotak vode u adsorbensu: uz manji sadržaj vode aktivnost adsorbensa je veća. Neposredno prije primjene, ploče s adsorbensom mogu se aktivirati grijanjem 1 sat pri 100-105 oC. Modifikacijom tankog sloja na ploči dobivena je TLC visoke djelotvornosti (HPTLC, "high-performance thin-layer chromatography" kojom se postižu brža i bolja odjeljivanja.

Uzorak se nanosi u obliku kapi na udaljenosti 1-2 cm od ruba ploče tj. iznad razine otapala. Prije započinjanja kromatografskog procesa otapalo iz otopine uzorka treba biti otpareno. Ploča se stavlja u zatvorenu komoru zasićenu parama otapala tj. pokretne faze te se otapalo diže silama kapilariteta, neujednačenom brzinom. Kada je pokretna faza prešla ca 2/3 ploče razvijanje ploče je završeno i ona se vadi iz komore (slika IX.12.).

Slika IX.12. Komora za TLC.

podložna ploča tanki

sloj

otapalo (razvijač)

poklopac

233

U najnovijim svjetskim farmakopejama navode se klasična uzlazna TLC, uzlazna TLC s kontinuiranim razvijanjem, horizontalna TLC i, vrlo važno, HPTLC na ODS (oktadecilsilil) silika gelu kao stacionarnoj fazi. Nadalje, TLC može se razvijati kao jednodimenzionalna ili dvodimenzionalna (slika IX.13.). Selektivnost TLC odnosno efikasnost odjeljivanja TLC-om može se povećati dvodimenzionalnim razvijanjem s različitim pokretnim fazama u svakom smjeru.

Slika IX.13. Shematski prikaz dvodimenzionalno razvijene TLC.

Za uspješno odjeljivanje TLC-om treba odabrati adekvatan adsorbens i otapalo a zavisno o karakteru supstancije (topljivost, polarnost, kisela/bazična svojstva, moguća reakcija s adsorbensom ili eluensom, moć adsorpcije). Npr., zasićeni ugljikovodici slabo se ili nikako ne adsorbiraju na polarni adsorbens, a nezasićeni dobro jer imaju više dvostrukih i konjugiranih veza. Na snagu adsorpcije utječu i funkcionalne skupine:

-Cl < -H < -CH3 < -OCH3 < -NO2 < -NH2 <-OH < -COOH

porast polarnosti i snage adsorpcije

Usporedbom s HPLC vidljiva su slijedeća ograničenja TLC:

1. neujednačena brzina putovanja otapala na koju se može utjecati veličinom čestica i tipom otapala. Smanjenje brzine putovanja otapala tokom razvijanja kromatograma dovodi do širenja mrlji. To ograničava duljinu puta i broj teorijskih tavana;

2. zbog dodatnih ravnoteži izmeñu plinovite faze i smjese razvijača na tankom sloju može tokom odjeljivanja doći do promjene sastava pokretne faze. Ovo može narušiti reproducibilnost odjeljivanja.

Navedena ograničenja mogu se djelomično izbjeći u sustavu OPTLC ("over-pressured thin-layer chromatography") ili rotacijskom plošnom kromatografijom.

Primjena tankoslojne kromatografije

TLC je važna kao metoda pretraživanja, čemu pogoduje i mogućnost istovremenog kromatografiranja nekoliko uzoraka na istoj ploči. Ona je nadalje važna u potvrdi identiteta supstancije, ispitivanju čistoće pa i tragova onečišćenja u farmaceutskim pripravcima, u preparativne svrhe i u kvantitativnoj analizi.

Otapalo 2

Ota

pal

o 1

234

Tijekom pretraživanja obično se ne radi instrumentalno već vizuelno dokazivanje. Lociranje mrlji temelji se na obojenju ili luminescentnim značajkama analita (vidi Reakcije luminescencije) što je u pravilu fluorescencija kod organskih odnosno fosforescencija kod anorganskih spojeva. Ako je tanki sloj impregniran fluorescentnim indikatorom (npr., derivati pirena, fluorescein, morin ili rodamin B) moguće je pod UV svjetlom locirati analite kao nefluorescirajuće mrlje. Prskanjem sloja s nespecifičnim jakim oksidansom (npr., HNO3, KMnO4 ili H2SO4) nastaju crne mrlje u prisustvu organskih spojeva. Prskanjem sa skupinskim ili specifičnim reagensima ili ligandima moguće je vizualizirati, npr., ili metalne ione, ili NH2 grupe s ninhidrinom, fenole s Fe3+, reducirajuće šećere s anilin ftalatom.

Kvalitativna analiza temelji se na podacima zadržavanja i instrumentalnoj detekciji. Identifikacija supstancije u mrlji moguća je uz istovremeno kromatografiranje standardnih referentnih supstancija na istoj ploči: radi se usporedba RF vrijednosti i boje mrlje nepoznate tvari i referentne supstancije. Procjena apsolutne vrijednosti RF jako je pod utjecajem eksperimentalnih uvjeta kao što su debljina sloja, sadržaj vlage u pokretnoj i u nepokretnoj fazi, temperatura, stupanj zasićenja komore parama pokretne faze i veličina mrlje uzorka. Zato je bolje koristiti relativni faktor zaostajanja, Rrel, koji se za analit "i" odreñuje usporedbom sa standardnom supstancijom "st":

Rrel = RFi/RF(st)

Instrumentalna detekcija analita radi se primjenom denzitometra odnosno mjerenjem difuzne refleksije u UV/Vis spektralnom području, no moguće je i izravno povezivanje TLC s IR spektrometrom. Odvojene supstancije moguće je i skinuti s ploče i obraditi za daljnju analizu bilo kojom spektroskopskom metodom. Instrumentalna kvantitativna analiza temelji se na fotometrijskoj procjeni denzitometrom ali i na mjerenju intenziteta fluorescencije ili radioaktivnosti. U kvantitativnoj analizi važno je provesti korekciju signalom pozadine koji jako ovisi o kvaliteti materijala tankog sloja.

IX.1.4.2. Papirna kromatografija (PC)

Plošna izvedba razdjelne kromatografije je papirna kromatografija. Prvi počeci kromatografije na papiru ("paper chromatography", PC) mogu se pripisati pokusima F. F. Rungea koji je još 1822. god. na filter papir dokapavao različite otopine boja pri čemu je uočio odvajanje boja u koncentrične prstenove. Ovu je pojavu nazvao "kapilarna analiza". Kapilarnom analizom se kasnije bavio C. F. Schönbein, koji je 1861. god. uronio trake filter papira u vodene otopine anorganskih soli i ustanovio da voda obično putuje brže od anorganskih supstancija koje se zaustavljaju na različitim visinama u više ili manje odvojenim zonama. Pri tome je ustanovio odreñene zakonitosti tj. da se kod ponovljenih pokusa ista supstancija uvijek zaustavlja na istom mjestu. Slična ispitivanja proveo je 1901. god. F. Göppelsröder koji je ispitivao organske spojeve te uveo kapilarnu analizu u analize obojenih supstancija. No prave temelje razdjelnoj kromatografiji postavili su 1944. god. R. Consden, A. H. Gordon i A. J. P. Martin koji su na vodom impregniranom filter papiru pokušali odvojiti aminokiseline pomoću organskih otapala koja su pustili da putuju preko filter papira i tako povlače za sobom analizirane sastojke koji putuju različitom brzinom.

Kromatografija na papiru temelji se na činjenici da se otopljene tvari nanesene u vrlo malim količinama na filter papir razdjeljuju izmeñu otapala kojim je impregniran

235

filter papir dakle onog koje miruje (nepokretna faza) i otapala koje putuje po papiru (pokretna faza). Nepokretne faze mogu biti vodeni, hidrofilni, ili hidrofobni sustavi (kromatografija normalnih ili obrnutih faza). Postoji niz kombinacija otapala koji čine pokretnu fazu. To odreñuje da li je moguće odjeljivanje hidrofilnih ili hidrofobnih vrsti tvari. Nepokretna faza je kod papirne kromatografije konvencionalno voda kojom je impregniran filter papir, a pokretna faza neko organsko otapalo ili smjesa otapala zasićeno s vodom koje se kreće u kapilare filter papira. Temeljem različite topljivosti supstancija u vodi i u organskim otapalima, koji odnos je dat koeficijentom razdjeljenja, jasno je da kromatografiranjem dolazi do odvajanja onih tvari koje imaju pod odreñenim uvjetima dovoljno različite KD. Prema tome se kod kromatografiranja stalno uspostavlja ravnoteža uzduž trake filter papira prema Nernstovom zakonu razdjeljenja. Mehanizam odjeljivanja papirnom kromatografijom nije odreñen samo razdjeljenjem izmeñu dvije tekuće faze nego se u obzir mora uzeti i ravnoteža ionske izmjene zbog celuloze filter papira koja je ionski izmjenjivač niskog kapaciteta.

Na pokretljivost tvari utječu kvaliteta i poroznost filter papira i sadržaj vode u papiru, te karakteristike odjeljivanih tvari. Ovi parametri odreñuju brzinu putovanja otapala i supstanci i veličinu razdijeljenja. U zatvorenom sustavu brzo se uspostavlja ravnoteža izmeñu otapala imobiliziranog na papiru i para otapala pokretne faze pa su vrijednosti zadržavanja vrlo reproducibilne. Zaustavljanje sastojaka uzorka definirano je faktorom zaostajanja RF:

RF = 1/(1 + K/β) = 1/(1 + KP)

gdje je P poroznost filter papira (omjer volumena nepokretne i pokretne faze, P = VS/VM = 1/β). On je konstantan a ovisan je o svojstvima upotrebljenog filter papira.

Papir može biti impregniran adsorbensima kao što su dijatomejske zemlje, glinica, silika gel ili ionski izmjenjivači (kationski ili anionski) pa tada pokazuje njihova svojstva što utječe na zadržavanje nepokretne tekućine i na redoslijed razdiobe smjese.

Slika IX.14. Komora za uzlaznu PC.

Mjesto gdje se nanosi ispitivana supstancija označava se kao start a najudaljenija točka do koje je došlo otapalo je front (slika IX.14.). Ovisno o smjeru putovanja pokretne

staklena ploča

poklopac

kap uzorka

otapalo

start

komora

filter papir

front

236

faze razlikujemo uzlaznu, silaznu i horizontalnu PC. Vodeće svjetske farmakopeje propisuju i uzlaznu i silaznu PC. Kod uzlazne kromatografije se traka filter papira ili veći komad savijen u obliku valjka nakon nanošenja probe na start uroni u sloj otapala u komori za kromatografiranje koja je prethodno zasićena vodenom parom i komora zatvori. Pokretna faza uslijed kapilariteta ulazi u papir i podigne se do visine fronta tj. do linije nešto ispod ruba filter papira u kojem momentu se kromatografiranje prekine. Otapalo za sobom povlači sastavnice smjese koje se zaustavljaju na različitim ali kod odreñenih uvjeta reproducibilnim udaljenostima. Kod papirne kromatografije se meñutim češće koristi silazna kromatografija jer zbog djelovanja sile teže otapalo brže putuje prema dolje pa ona kraće traje (slika IX.15.). Sada se startna linija nalazi na gornjem dijelu filter papira, koji se gornjim krajem pomoću staklene ploče ili motki uroni u posudu s otapalom smještenu na gornjem dijelu komore. Kako otapalo putuje prema dolje ono povlači za sobom pojedine sastavnice iz otopine uzorka koje putuju različitim brzinama tj. zaustavljaju se na različitim mjestima i daju mrlje na papiru.

Ukoliko se radi na okruglom filter papiru na koji se u blizini središta nanese ispitivana otopina, pokretna faza se kružno širi iz središta pa govorimo o kružnoj kromatografiji. Ona se obično provodi u Petrijevoj zdjelici a kao prenosilac pokretne faze služi jezičac izrezan od ruba do središta okruglog papira i uronjen u pokretnu fazu, štapić filter papira ili pamučni stijenj.

Slika IX.15. Shema silazne PC.

Ukoliko putovanjem otapala u samo jednom smjeru nije došlo do potpunog odjeljivanja mrlji može se primijeniti dvodimenzionalna kromatografija. Tada se papir osuši i zaokrene za 90o te kromatografira s istom ili različitom pokretnom fazom.

Za svaku odijeljenu tvar se može izračunati RF vrijednost analogno kao kod TLC (vidi str. 231):

RFA = zRA/zM ili RFB = zRB/zM

RF predstavlja omjer puta supstancije od starta (zRA, zRB) i puta otapala od starta do fronta (zM) (npr., u mm). RF je vrijednost koja je karakteristična za neku tvar ali samo kada se

smjesa A+B

stand. supst.

A B zRA

A

B

zRB

zM

start

front

poklopac

staklena ploča

otapalo

start

komora

filter papir

front

237

kromatografira pod istim uvjetima: ista pokretna faza iste čistoće, ista vrsta filter papira, ista temperatura i isti smjer kromatografiranja.

Kod plošnog kromatografiranja treba raditi tako da se paralelno s ispitivanom smjesom nanesu i otopine standardnih supstancija tj. otopine koje sadrže upravo one tvari koje očekujemo u našoj smjesi te ih se kromatografira istovremeno s uzorcima. Usporedbom visine mrlje standardne supstancije s mrljom jedne od odvojenih sastavnica smjese zaključuje se o kojoj se sastavnici u uzorku radi. Isto tako se na širim trakama papira može istovremeno odvajati i nekoliko smjesa.

Vizualizacija odijeljenih sastojaka može se provesti izravno ako su oni obojeni ili ako fluoresciraju pod UV-svjetlom (vidi Fotoluminescencija), dok se bezbojne tvari mogu vizualizirati nakon prskanja s odgovarajućim reagensom kojim se prevode u obojene produkte ili produkte koji fluoresciraju. Njihova se prisutnost u analiziranoj smjesi tada može dokazati na temelju karakteristične pozicije na plošnom kromatogramu tj. RF vrijednosti dok se polukvantitativna analiza može provesti poredbom veličina razvijenih mrlja. Alternativno, mrlje je moguće izrezati s papira te spojeve isprati s papira i odrediti nekom mikroanalitičkom metodom.

Primjena papirne kromatografije

Kromatografija na papiru primjenjuje se u analitičkim laboratorijima u svim granama kemije, u farmaciji i u biokemiji, gdje se koristi za odjeljivanja i identifikaciju, najčešće organskih a rjeñe i anorganskih tvari. Kromatografija na papiru je posebno interesantna za odjeljivanja aminokiselina, hemoproteida, šećera, lipida, hormona, enzima, vitamina, itd. Glavna ograničenja PC u odnosu na TLC koja se danas preferira su dulja vremena razvijanja, zone koje nisu jasno definirane, skromna ispravnost kvantitativne analize i ponekad teška reprodukcija uvjeta razvijanja kromatograma.

IX.1.5. FLUIDNA KROMATOGRAFIJA PRI SUPERKRITIČNIM UVJETIMA (SFC)

Fluidna kromatografija pri superkritičnim uvjetima vrlo je slična HPLC. Umjesto tekućine kao mobilna faza u SFC koristi se SF; stoga se zbog tehničkih problema SFC sporo razvijala. Nadalje, aparatura za SFC puno je skuplja od one za HPLC te još uvijek nema prikladnog modularnog sustava za povezivanje obiju kromatografija. SFC može se raditi kao punjena kolonska ili kao kapilarna kolonska. Stacionarne faze u SFC slične su onima u HPLC. Efikasnost odjeljivanja ili broj teorijskih tavana podjednak je u SFC kao i u HPLC.

Mobilna faza transportira se kao plin ili kao tekućina u peć gdje se grije do kritične temperature i pumpa preko injektora kroz kolonu i detektor. Iznad detektora nalazi se podešavač tlaka koji održava tlak u sustavu. Topljivost i kromatografsko zaustavljanje supstancija lako se kontrolira tlakom i temperaturom odnosno gustoćom SF-a (veći tlak, veća gustoća i brže eluiranje) pa se vrijeme zadržavanja sastavnica može regulirati programiranjem tlaka. Polarnost nepolarnih eluensa a time i selektivnost kromatografskih separacija može se povećati dodatkom polarnih modifikatora, najčešće alkohola. Najčešće se kao mobilna faza koristi superkritični CO2 s metanolom ili etanolom kao modifikatorom. Analitički korisna je kombinacija ekstrakcije superkritičnim fluidom i separacije pomoću SFC. Npr., uspješna separacija karotenoida iz kompleksnih uzoraka

238

može se provesti pomoću SFC sa superkritičnim CO2 uz 1% etanola ili superkritičnim propanom.

IX.1.6. ELEKTROFOREZA

Većina elektroforetskih postupaka izvorno nisu kromatografske metode jer u elektroforezi ne dolazi do razdiobe analita izmeñu pokretne i nepokretne faze. Meñutim instrumentacija koja se koristi u klasičnoj papirnoj elektroforezi i u suvremenoj kapilarnoj elektroforezi vrlo je slična onoj odgovarajućih kromatografskih postupaka.

Tako plošnu elektroforezu možemo promatrati kao specijalnu metodu papirne ili tankoslojne kromatografije u kojoj se odjeljivanje temelji na različitim pokretljivostima električki nabijenih tvari u električnom polju. Efikasnost odjeljivanja funkcija je električnog napona, pH, ionske jakosti i strukture nosača. Najčešće se primjenjuje tzv. elektroforeza na nosaču: ioni putuju preko nosača koji je papir ili gel [npr., agar, neki polimer kao poliakrilamid (PAGE), silika gel]. Elektroforeza na polimerima široko se primjenjuje u rutinskim analizama u biologiji ili biokemiji. Nosač je najčešće zasićen otopinom tzv. osnovnog elektrolita te je krajevima uronjen u otopine pufera u koje su uronjene elektrode. Dakle, u klasičnoj elektroforezi odjeljivanje se provodi primjenom horizontalnog električnog polja uzduž trake filter papira ili sloja gela ili kolone.

Slika IX.16. ilustrira sustav za elektroforezu na papiru a slika IX.17. elektroferogram trokomponentne smjese.

Slika IX.16. Elektroforeza na papiru.

U električnom polju jačine E, ioni ili koloidne čestice naboja Q i radijusa r, kreću se u mediju viskoznosti η, brzinom v:

v = QE/6πηr

Nakon nekog vremena razne vrste iona može se naći na različitim mjestima nosača ovisno o njihovim pokretljivostima. Ako je unutarnje trenje medija malo odjeljivanje će biti slabo jer se difuzija protivi efektu električnog polja. Ova difuzija se može potisnuti u mediju stabiliziranom kromatografskim nosačem.

dijafragma

elektroda

+ elektroda

-

poklopac

puferske otopine

nosač (filter papir)

239

Sastavnice odijeljene na elektroferogramu (slika IX.17.) moguće je detektirati/odrediti nakon bojenja ili fotometrijski.

Slika IX.17. Elektroferogram trokomponentne smjese.

Izoelektrično fokusiranje („isoelectric focusing“, IEF) je modifikacija elektroforeze koja služi za analizu amfolita, npr., amino kiselina i peptida a temelji se na činjenici da se amfoliti pri izoelektričnoj točki više ne kreću u električnom polju (vidi Amfoternost). Primjenom pH gradijenta dobivenog pomoću puferskih smjesa amfoliti migriraju samo do uspostave izoelektrične točke i tada se zaustavljaju i ukoncentriravaju.

Suvremena modifikacija elektroforeze, tzv. kapilarna elektroforeza ("capillary electrophoresis", CE) odnosno kapilarna elektroforeza visoke djelotvornosti ("high performance capillary electrophoresis", HPCE), visoko je učinkovita metoda. Ona datira od 1981. Kod CE instrumentalni sustav sastoji se od dvije puferske otopine, kapilare i rashladnog ureñaja, visokovoltažnog izvora napona, sustava za unošenje uzorka i detektora. Kapilare su izrañene iz kemijski ili adsorpcijski modificiranog silika gela a sastavnice smjese uzorka putuju kroz hlañenu kapilaru punjenu osnovnim elektrolitom prema elektrodi suprotnog naboja. Krajevi kapilare su uronjeni u otopine s elektrolitom u koje su uronjene i elektrode. CE može odjeljivati i nabijene i nenabijene molekule. Uspješno se koristi kod najrazličitijih analiza, amino kiselina, peptida, proteina, nukleinskih kiselina i drugih biopolimera, a moguće je i odreñivanje elektrolita u biološkim tekućinama.

IX.2. NOVI TRENDOVI U KROMATOGRAFIJI I SRODNIM TEHNIKAMA

IX.2.1. KAPILARNA ELEKTROFOREZA (CE) I KAPILARNA ELEKTROKROMATOGRAFIJA (CEC)

Kapilarna elektroforeza ("capillary electrophoresis", CE, takoñer i "capillary zone electrophoresis", CZE) i kapilarna elektrokromatografija ("capillary electrochromatography", CEC, slika IX.18.) su moderne analitičke tehnike razvijene zadnjih godina. CE može se koristiti za odjeljivanje nabijenih specija temeljem odnosa veličina/naboj u maloj kapilari punjenoj elektrolitom. Nabijene polimere poput DNA

C

Duljina puta

An

al.

sig

nal

A B

C A B

240

moguće je odvojiti primjenom kapilare s gelom odnosno polimerom na unutarnjoj stijenki ("capillary gel electrophoresis", kapilarna gel elektroforeza), a odjeljivanje metalnih iona i šećera primjenom CE s različitim puferima. CE sustav može se koristiti i za izotahoforezu (koristi diskontinuirano električno polje za stvaranje oštrih granica izmeñu sastavnica uzorka), izoelektrično fokusiranje i afinitetnu elektroforezu.

Slika IX.18. Shematski prikaz sustava za kapilarnu elektrokromatografiju.

CE je primijenjena za brojne analize lijekova, DNA, proteina, peptida, kliničkih i forenzičkih uzoraka, različitih kemikalija i prirodnih proizvoda. Njezine prednosti su visoka efikasnost i razlučivost, kratko vrijeme analize, mali utrošak uzorka i otapala, raznolika primjenljivost u industriji od razvoja lijeka do kontrole kvalitete, i ionske analize. Pionirsku ulogu ovdje ima Agilent Technologies (nekad Hewlett-Packard, SAD). Inovacije uključuju DAD detekciju, kapilare s produljenim putem svjetla, automatsko sakupljanje frakcija, kapilarnu elektrokromatografiju (CEC), visoko osjetljivu detekcijsku ćeliju te povezivanje sa spektrometrijom mase (CE-MS).

Kapilarna elektrokromatografija ("capillary electrochromatography", CEC) poznata je 10-ak godina, ali tek u posljednje vrijeme zanimanje za nju naglo raste. U CEC, mobilna faza ili pufer prolazi kroz kromatografsku kolonu pomoću električnog polja, a ne tlaka. CEC je dakle minijaturizirana hibridna tehnika odjeljivanja koja kombinira µHPLC i CE. Temeljni mehanizam ovdje čini elektroosmotski protok ("electroosmotic flow", EOF) koji nastaje primjenom električnog polja, tj., napona na kapilaru koja je obično punjena stacionarnom fazom tipičnom za HPLC (slika IX.18.). U kapilarnoj elektrokromatografiji koriste se monolitne kapilarne kolone sa silika gelom, normalno i inverzno fazne, i s ionsko-izmjenjivačkim skupinama, s polimerima poput poliakrilamida, polistirena, estera metakrilne kiseline, celulozom. Stoga CEC ima selektivnost i kapacitet pikova HPLC-a i visoku efikasnost i razlučivanje CE-a.

EOF transportira otopljene tvari uzduž kapilare prema detektoru. pri čemu u odjeljivanju sudjeluju mehanizmi razdjeljenja i elektroforetska migracija. Efikasnost kolone u CEC je mnogo veća od one u HPLC jer EOF stvara profil "čepa" u protoku za razliku od paraboličnog profila kod HPLC. EOF profil protoka reducira širenje pikova i dovodi do visoke efikasnosti odjeljivanja s nekoliko stotina tisuća tavana po metru.

elektrode

puferske otopine izvor napona uzemljenje

punjena kapilara

detektor

241

Dakle, N je veći od onoga u HPLC. Uz EOF moguće je koristiti čestice veličine 1-3 µm što dodatno povećava efikasnost odjeljivanja.

Instrument koji se koristi u CEC identičan je onomu koji se koristi u CE osim što se koristi kapilara punjena stacionarnom fazom (slika IX.18.). Najčešće stacionarne faze su kemijski vezane za silika gel i ionski izmjenjivači. EOF nastaje primjenom napona do 30 kV uzduž kolone koja je punjena elektrolitima, najčešće puferom koncentracije 1–50 mmol dm-3. Pozitivni ioni iz dodanog elektrolita se akumuliraju u dvostrukom električnom sloju čestica punila te se kreću prema katodi i vuku sobom tekuću mobilnu fazu. Dijametar kolone je obično vrlo mali (~50–100 µm) a detekcija se provodi u UV, elektrokemijski, spektrometrom masa ili laserski induciranom fluorescencijom.

Za usporedbu i CE i CEC se odvijaju u kapilari a električki napon je pokretačka sila. Obje tehnike koriste male volumene otapala i pokazuju visoku efikasnost. CE je najbolja za nabijene molekule dok se male neutralne molekule mogu odijeliti primjenom micelarnih tehnika ali ne tako efikasno kao HPLC-om. Za razliku od CE i HPLC kod CEC kapilarna kolona služi kao injektor, pumpa, ureñaj za odjeljivanje i detektor (u UV). što postavlja velike zahtjeve da bi ona optimalno funkcionirala. Takoñer, visoki napon često dovodi do Joulovog zagrijavanja i stvaranja mjehurića, isušivanja kolone te prekida struje. Do danas još uvijek nema komercijalnih CEC instrumenata što joj ograničava primjenjljivost. Stoga je pažnja posvećena tlačnoj CEC (pCEC), ili elektrokinetičkoj HPLC (eHPLC), s EOF koji kombinira hidraulički tlak kao pokretačku silu.

U pCEC, mehanizam zadržavanja za neutralne spojeve je kromatografsko razdjeljenje, za nabijene spojeve i kromatografsko razdjeljenje i elektroforetska pokretljivost sudjeluju u mehanizmu odjeljivanja. Stoga se u pCEC postiže visoko razlučivanje, visoki kapacitet pikova i visoka brzina odjeljivanja. Dvojni mehanizam pCEC čini ju pogodnom za nabijene i neutralne molekule i dramatično povećava separacijsku efikasnost (selektivnost) u odnosu na HPLC ili CE. Takoñer, moguće je provesti neovisno pCEC, µHPLC i CE na istom sustavu. Usporedba odjeljivanja tri flavona pomoću pCEC, µHPLC i HPLC prikazana je kromatogramima na slici IX.19. Vidljiva je najveća efikasnost pCEC; dobro odjeljivanje pikova u najkraćem vremenu.

IX.2.2. MICELARNE KROMATOGRAFIJE

Dodatkom površinski aktivne tvari elektrolitu moguće je odijeliti neutralne spojeve micelarnom elektrokinetičkom kromatografijom. Micelarna elektrokinetička kromatografija ("micellar electrokinetic chromatography", MEKC) je modifikacija kapilarne elektroforeze kojom se uzorci odjeljuju razdjeljenjem izmeñu micela (pseudo-stacionarna faza) i okolne vodene otopine pufera (mobilna faza).

Micelarna tekućinska kromatografija ("micellar liquid chromatography", MLC) je oblik inverzno-fazne tekućinske kromatografije koji koristi vodenu micelarnu otopinu kao mobilnu fazu. Ova tehnika eliminira potrebu za uklanjanjem proteina koji obično interferiraju u kromatografskim analizama seruma krvi, urina ili sline. Tako omogućava praćenje tragova lijekova u punim tjelesnim tekućinama primjenom micelarnih ili koloidnih spojeva koji održavaju proteine u otopini. Koristi se za praćenje propisanih ili nedozvoljenih lijekova, npr., dietilamida lisergične kiseline i tetrahidrokanabinola.

242

Slika IX.19. Odjeljivanje tri flavona pomoću: a) pCEC, b) µHPLC, i c) HPLC. Kolona: a) i b): 50 cm (efektivna duljina 25 cm) × 150 µm u.d. Kapilara punjena s 5 µm-C18. c): 250 mm × 4.6 mm u.d, 5 µm-C18. Mobilna faza: metanol-Na2HPO4 (15 mmol dm-3) (55:45, v/v). Brzina protoka: a) 500 nL min-1, b) 400 nL min-1, i c) 1 mL min-1. Napon: a) 10 kV, b) i c) 0 kV. Detektor: UV pri 360 nm. Identifikacija pikova: 1) kvercetin, 2) izoramnetin, 3) kempferol (uz dozvolu preuzeto iz članka: Y. Wu, Y. Wang, Z. Zhao, K. Wu, Y. Wang i C. Yan, Am. Lab. 42 (2010) 38-41.).

Micele su izgrañene od površinski aktivne tvari, ili detergenta, monomera koji na jednom kraju imaju hidrofobnu skupinu ili "rep" i hidrofilnu skupinu ili "glavu" na drugom kraju. Polarna "glava" može biti anionska, kationska, zwitter-ionska ili neionska. Miceli su agregati ovih monomera koji nastaju onda kada koncentracija površinski aktivne tvari dosegne kritičnu micelarnu koncentraciju.

IX.2.3. "LAB-ON-A-CHIP" (LOC)

"Lab-on-a-chip" (LOC) ureñaj je koji integrira jednu ili više laboratorijskih funkcija u jednom "chip"-u veličine od nekoliko kvadratnih milimetara do centimetara. LOC koristi ekstremno male volumene tekućina, čak manje od pikolitra. To su integrirani poluvodički ureñaji koji služe kao laboratorij za ispitivanje i analizu vrlo malih kemijskih i klini čkih uzoraka. Oni se obično sastoje od mreže kanala napravljenih na poluvodičkoj ploči. CE se često koristi kao LOC separacijska tehnika u različitim oblicima: kapilarna elektroforeza slobodne otopine, kapilarna gel elektroforeza, micelarna elektrokinetička kapilarna kromatografija, izotahoforeza, kapilarna elektrokromatografija, sinhronizirana ciklička kapilarna elektroforeza, elektroforeza slobodnog protoka. Duljina kapilara produžena je kanalima u obliku serpentina.

IX.2.4. VEZANI SUSTAV TEKUĆINSKA KROMATOGRAFIJA VISOKOG UČINKA – SPEKTROMETRIJA MASE (HPLC-MS, HPLC-MS/MS)

HPLC-MS (ili LC-MS) je bioanalitička tehnika koja uključuje HPLC povezanu sa spektrometrom masa (MS). To je moćna tehnika visoke osjetljivosti i selektivnosti naročito u analizama kompleksnih smjesa. Njezina osnovna prednost pred GC-MS je što može analizirati puno širi dijapazon spojeva, npr., termički labilne spojeve, visoko polarne ili one visoke relativne molekularne mase; čak se i proteini mogu rutinski

243

analizirati. Komponente eluirane s kromatografske kolone uvode se u spektrometar masa preko sučelja kao što su "electrospray ionisation" i "atmospheric pressure chemical ionisation". Kako u prvom slučaju gotovo ne dolazi do fragmentacije molekula koristi se vezani sustav HPLC−MS/MS ("high-performance liquid chromatography tandem mass spectrometry"). Ona predstavlja sustav koji omogućuje odjeljivanje komponenata smjese i njihovu detekciju na temelju omjera mase i naboja (m/z) nabijenih specija.

Ova bioanalitička metoda koristi se u brojne svrhe. Može se koristiti za odreñivanje metabolita u biološkim tekućinama pri razvoju lijekova ili u farmakokinetičkim studijama. U području ispitivanja i praćenja kvalitete prirodnih i otpadnih voda može se koristiti za odreñivanje herbicida u vodi i u biološkim uzorcima. Vrlo je primjenjljiva u analizama kompleksnih uzoraka kao što su klinički uzorci ili uzorci hrane. Zato je primjenjljiva u prehrambenoj industriji za analizu hrane, za praćenje metabolizma ksenobiotika u kliničkim uzorcima, od kojih su neki opasni toksični spojevi i zagañivači.

Ovom tehnikom moguća je kvalitativna analiza: snimanje spektra uzorka, odreñivanje molekulske mase spoja, analiza fragmentacije odreñenog molekulskog iona, te detekcija prekursora odreñenog fragmenta. Takoñer je moguća i kvantitativna analiza korištenjem standardne otopine analita i internog standarda. Iako se pretpostavlja da ova tehnika osigurava visoku selektivnost analize, primijećeni su brojni primjeri interferencija matrice uzorka i metabolita.

Zadnjih godina HPLC-MS/MS je izrasla u pravu alternativu "antibody-based immunoassays" u rutinskom praćenju terapije lijekovima. U transplantacijskoj medicini procjena koncentracije imunonosupresivnog lijeka temeljem spektrometrije mase smatra se zlatnim standardnim dijagnostičkim postupkom. HPLC-MS/MS kombinira se s ekstrakcijom na čvrstoj fazi (SPE) u sustav koji omogućuje, npr., praćenje ciklosporina A i imunosupresiva takrolimusa, sirolimusa i everolimusa iz 50-µl (mm3) alikvota pune krvi obrañene s EDTA, uz ukupno trajanje analize od samo 3,4 min (npr., vidi ref. C. Seger et al., 2009.).

IX.2.5. "ULTRA PERFORMANCE LIQUID CHROMATOGRAPHY" (UPLC)

Dok je HPLC poznata već tridesetak godina zadnjih nekoliko godina pojavljuje se "ultra performance liquid chromatography" (UPLC, ultra djelotvorna tekućinska kromatografija). Ona zadržava principe i selektivnost HPLC-a ali ima poboljšanu osjetljivost, rezoluciju, N i kapacitetni faktor te kraće vrijeme analize čime proširuje primjenljivost kromatografije. Sitne čestice kakve se koriste kod UPLC omogućuju rad s većim brzinama protoka bez gubitka efikasnosti N (vidi sliku IX.6.). Razvoj UPLC-a temelji se na van Deemter-ovoj jednadžbi (vidi str. 212) koja opisuje odnos izmeñu HETP-a i prosječne linearne brzine protoka mobilne faze. Prema van Deemter-u uz pad veličine čestica nosača stacionarne tekućine ispod 2,5 µm postiže se povećana kromatografska efikasnost bez obzira na povećanje brzine protoka mobilne faze. Kako Rs ovisi oN1/2 (vidi str. 210) a vrijedi da je:

N ∝ L/dp

ali i da je:

uopt ∝ 1/dp

244

gdje je L duljina stupca stacionarne faze u koloni, dp dijametar čestice a uopt optimalna brzina protoka mobilne faze, proizlazi da kako dp opada, npr., 3 puta (od 5 µm tipičnog za HPLC na 1,7 µm tipičnog za UPLC) tako i N raste 3 puta a Rs 1,7 puta! Kako je N proporcionalan duljini kolone, nju se može skratiti za onaj isti faktor za koji se smanjuje dp bez gubitka Rs. Takoñer, kako je vrijeme analize inverzno proporcionalno brzini protoka mobilne faze možemo kazati da koristeći 3x veći protok (zbog manjih čestica) te zbog skraćivanja kolone na trećinu (ponovno zbog manjih čestica) vrijeme UPLC analize se skraćuje 9x a osjetljivost poraste 3x u odnosu na HPLC. To je važno kod mnogih primjena, npr., mapiranja peptida.

Kada su pikovi uži oni su viši te ih je lakše odvojiti. Kako je N inverzno proporcionalan kvadratu širine pika (vidi str. 211) a i visina pika h obrnuto proporcionalna njegovoj širini w:

h ∝ 1/w

to ukazuje da uži pikovi znače ne samo bolju osjetljivost nego i viši N i Rs.

Kako je već rečeno, iz van Deemter-ovih krivulja proizlazi da kako dp opada uopt potreban za postizanje maksimalnog N raste (vidi sliku IX.6.). No, to stvara puno veće tlakove u UPLC sustavu u odnosu na HPLC. Ovdje vrijedi da tlak P ovisi o u i dp i duljini kolone prema:

P ∝ u . (1/dp)2 ∝ 1/(dp)

3 ∝ L

odakle proizlazi da tlak u sustavu poraste 27x uz istu duljinu kolone a uz 3x kraću kolonu tlak poraste samo 9x.

Kod UPLC-a potreban je novi sustav unošenja otapala i uzorka, autoinjektora, detektora, sustava obrade podataka. Tako u 15-cm koloni punjenoj 1,7-µm česticama pri optimalnom protoku tlak iznosi oko 105 MPa (ca 1000 bara) pa su potrebne pumpe koje će mirno i reproducibilno puštati otapalo kod takvih tlakova i u gradijentnom i u izokratičnom modu. Što se detektora tiče osjetljivost u UPLC je 2-3 puta viša od one u HPLC pa je i MS detekcija poboljšana kod UPLC-a. Volumeni injektiranih uzoraka su vrlo mali, npr., dijelovi mikrolitra što zahtijeva i protočne detektorske ćelije. Temperatura kolone može biti do 65 oC.

Priprava malih čestica (manjih od 2 µm) zadovoljavajućih značajki je zahtjevan zadatak. "Waters Corporation" (Milford, MA, SAD) koji u analitičku praksu i uvodi UPLC sustav pripravio je mehanički stabilne 1,7-µm čestice premoštavanjem metilnih skupina u silikagelskoj matrici.

Primjena UPLC

Mnogobrojni su primjeri poboljšanja odjeljivanja bioaktivnih molekula UPLC-om u odnosu na HPLC. Npr., za odjeljivanje pseudoefedrina, ibuprofena i butilparabena (unutarnji standard) HPLC-om trebalo je više od 12 min a UPLC-om manje od 30 s (vidi ref. M. E. Swartz, Sep. Sci. Redef. 2005, 8-14.). Dok se u HPLC-u obično koriste 10-30-cm kolone s 3-10-µm česticama a trajanje analize je od 10-30 min kod UPLC su kolone kraće, 5-15 cm, čestice dijametra 1,7 µm a trajanje analize samo 1-2 min. Tipične UPLC

245

kolone su, npr., C18 ili C8 ili fenilne, dimenzija 2,1x50 mm. Mobilna faza sastavljena je obično iz acetonitrila ili metanola i pufera pH 3 ili 10 uz izokratno ili gradijentno ispiranje. Brzina protoka iznosi do 1,0 cm3 min-1, injektirani volumen uzorka do maksimalno 5 mm3 (µl), detekcija, npr., u UV ili MS-om. Analogno HPLC-u koriste se i vezani sustavi UPLC-MS/MS.

U području razvoja novih lijekova UPLC nadilazi mogućnosti HPLC-MS-a. Tako uvoñenjem UPLC-a u MS sustav dolazi do manje supresije iona interferirajućih spojeva i do bolje definirane ionizacije metabolita. Bez dobre rezolucije UPLC-a moguće je pogrešno identificirati metabolit lijeka ili previdjeti neku toksičnu speciju. Dodatna osjetljivost UPLC-a naročito je važna kod MS/MS sustava. Važna primjena UPLC je i u forenzici i analizi okoliša, npr., u analizama eksploziva u tlu, vodama.

IX.2.6. DVODIMENZIONALNE TEHNIKE

Dvodimenzionalna kromatografska odvajanja ne provode se samo u plošnim kromatografijama (TLC, PC) nego i u kolonskim, npr. GC i HPLC te u elektroforezi na poliakrilamidnom gelu (2D-PAGE).

Dvodimenzionalna kromatografija je tip kromatografije u kojoj se injektirani uzorak odvaja prolaskom kroz dvije različite separacijske faze. To se postiže injektiranjem eluata iz prve u drugu kolonu. Obično druga kolona ima različiti separacijski mehanizam od prve tako da pikovi koji su slabo odvojeni u prvoj mogu biti potpuno odijeljeni u drugoj koloni. Npr., iza C18 kolone može slijediti fenilna kolona. Ili, dvije kolone mogu raditi pri različitim temperaturama. Izlaz iz početne HPLC kolone u drugu radi se automatski ili ručno. Druga faza odjeljivanja mora biti puno brža od prve jer postoji samo jedan detektor. 2D tehnike osiguravaju jak porast kapaciteta pikova. Koriste se koriste za analize benzina i drugih naftnih derivata te odnedavno i smjesa proteina.

Dvodimenzionalna HPLC (2D-LC) služi analizi kompleksnih smjesa sukcesivnom primjenom različitih kromatografskih koraka. Moguća je kombinacija ionske i HPLC analitičke kolone izmeñu kojih se postavlja SPE kolona. Dvodimenzionalna gel elektroforeza je meñu osnovnim tehnikama proteomike tj. odreñivanja proteina.

2D-LC koristi se kao alternativa 2D gel elektroforezi u proteomici. Ona može odvojiti veliki broj staničnih proteina, npr., korištenjem pI tj. izoelektričnim fokusiranjem u prvoj dimenziji i pomoću hidrofobnosti koristeći neporoznu inverzno-faznu HPLC u drugoj dimenziji (IEF - NP RP HPLC sustav). Svaki je pik sakupljen eluacijom s HPLC-a te se sakupljeni proteini identificiraju proteolitičkim enzimima. IEF-NP RP HPLC sustav je dobra alternativa 2D gel separaciji u "screening"-u profila proteina jer daje bolje rezultate za bazične proteine i one niske Mr od 2D gel separacije.

246

X. LITERATURA 1. A. M. Adalid, J. M. Herrero-Martínez, S. Roselló, A. Maquieira, F. Nuez: Fast determination of

prominent carotenoids in tomato fruits by CEC using methacrylate ester-based monolithic columns, Electrophoresis 28 (2007) 4120-4127.

2. P. W. Atkins i J. A. Beran, General Chemistry (Updated version), 2. izd., Scientific American Books, New York, 1992.

3. M. T. Beck, Chemistry of Complex Equilibria, Van Nostrand Reinhold Co., London - Akadémiai Kiadó, Budapest, 1970.

4. Š. Cerjan-Stefanović, Osnove analitičke kemije, Tehnološki fakultet Sveučilišta u Zagrebu, Zagreb, 1983.

5. Š. Cerjan-Stefanović i dr. (ur.), Kromatografsko nazivlje, IUPAC preporuke 1993. i 1998., Hinus - Sekcija za kromatografiju HDKI, Zagreb, 1999.

6. F. A. Cotton, G. Wilkinson, C. A. Murillo i M. Bochmann, Advanced Inorganic Chemistry, 6. izd., John Wiley & Sons, Chichester, 1999.

7. R. A. DeLorenzo: Problem Solving in General Chemistry, 2. izd., Wm. C. Brown Publishers, Dubuque, 1993, 258-267.

8. J. G. Dick, Analytical Chemistry, McGraw-Hill, New York, 1973. 9. I. Eškinja i Z. Šoljić, Kvalitativna kemijska analiza, Tehnološki fakultet Sveučilišta u Zagrebu,

Zagreb, 1984. 10. F. W. Fifield i D. Kealey, Principles and Practice of Analytical Chemistry, 5. izd., Blackwell

Science, Oxford, 2000. 11. I. Filipović i S. Lipanović, Opća i anorganska kemija, Školska knjiga, Zagreb, 1987. 12. I. Filipović i P. Sabioncello (ur.), Laboratorijski priručnik, I. dio – Knjiga druga, 2. izd., Tehnička

knjiga, Zagreb, 1978. 13. A. Gertner, V. Grdinić i J. Milić, “Resin Spot Test” kao postupak identifikacije iona kod metode

kružne peći, Acta Pharm. Jugosl. 23 (1973) 107-111. 14. A. A. Gordus, Schaum’s Outline of Theory and Problems of Analytical Chemistry, McGraw-Hill,

New York, 1985. 15. V. Grdinić, Instrumentalne metode analitičke kemije, u Tehnička enciklopedija, sv. 6, Jugoslavenski

leksikografski zavod, Zagreb, 1979, str. 494-496. 16. V. Grdinić, Ring oven method in analytical chemistry, Acta Pharm. Jugosl. 25 (1975) 195-222. 17. V. Grdinić, S. Luterotti i L. Stefanini Orešić, Surface and capillary effects on detection limits of

chromophoric analytical systems, Microchem. J. 28 (1983) 107-117. 18. V. Grdinić, S. Luterotti i L. Stefanini-Orešić, Analytical Profile of the Resin Spot Test, CRC Press,

Boca Raton, 1990. 19. V. Grdinić, M. Medić-Šarić i L. Stefanini Orešić, Selectivity and information content of

microchemical detection of hydrazines with selenious acid and 1-naphthylamine, Acta Pharm. Jugosl. 32 (1982) 201-207.

20. V. Grdinić i L. Stefanini-Orešić, Znanstvena i praktična analiza, Farm.Glas. 34 (1978) 33-128. 21. D. C. Harris, Quantitative Chemical Analysis, 8. izd., W. H. Freeman and Co., New York, 2010. 22. M. Kaštelan-Macan, Kemijska analiza u sustavu kvalitete, Školska knjiga, Zagreb, 2003. 23. D. Kealey i P. J. Haines: Analytical Chemistry, u: Instant Notes (ur. B. D. Hames), BIOS Scientific

Publishers, Oxford, 2002. 24. R. Kellner, J.-M. Mermet, M. Otto i H. M. Widmer (ur.), Analytical Chemistry, Wiley-VCH,

Weinheim, 1998. 25. J. H. Kennedy, Analytical Chemistry: Principles, 2. izd., Saunders College Publishing, New York,

1990. 26. D. Kodrnja, D. Pavišić-Strache i S. Luterotti, Praktikum iz analitičke kemije I (Interna skripta),

Farmaceutsko-biokemijski fakultet Sveučilišta u Zagrebu, Zagreb, 2006. 27. S. Luterotti, Gravimetrijska analiza, Interna skripta, Farmaceutsko-biokemijski fakultet Sveučilišta u

Zagrebu, Zagreb, 1977. 28. S. Luterotti, Hydroxamic acids in the analysis of ionic vanadium and iron, Rev. Anal. Chem. 11

(1992) 195-267. 29. M. L. Marina i M. Torre, Capillary electrophoresis, Talanta 41 (1994) 1411-1433. 30. Martindale – The complete drug reference (S. C. Sweetman, ur.), 33. izd., Pharmaceutical Press,

London 2002, str. 1943.

247

31. D. L. Massart, B. G. M. Vandeginste, S. N. Deming, Y. Michotte i L. Kaufman, Chemometrics: A Textbook, Elsevier, Amsterdam, 1988, str. 127-136.

32. T. McKee i J. R. McKee, Biochemistry – An Introduction, Wm. C. Brown Publishers, Dubuque, 1996., str. 79-85.

33. J. Mensch, M. Noppe, J. Adriaensen, A. Melis, C. Mackie, P. Augustijns, M. E. Brewster, Novel generic UPLC/MS/MS method for high throughput analysis applied to permeability assessment in early drug discovery, J. Chromatogr. B 847 (2007) 182-187.

34. C. E. Mortimer, Chemistry - A Conceptual Approach, 4. izd., D. Van Nostrand, New York, 1979. 35. C. R. Noller, Kemija organskih spojeva, Tehnička knjiga, Zagreb, 1967. 36. M. Ollanketo, K. Hartonen, M.-L. Riekkola, Y. Holm i R. Hiltunen, Supercritical carbon dioxide

extraction of lycopene in tomato skins, J. Food Res. Technol. 212 (2001) 561-565. 37. L. Pataki i E. Zapp, Basic Analytical Chemistry, u Pergamon Press Series in Analytical Chemistry

(ur: R. Belcher, D. Betteridge i L. Meites), Pergamon Press, Oxford & Akadémiai Kiadó, Budapest, 1980.

38. H. Pfander, R. Riesen i U. Niggli, HPLC and SFC of carotenoids – scope and limitations, Pure Appl. Chem. 66 (1994) 947-954.

39. D. J. Pietrzyk i C. W. Frank, Analytical Chemisty - An Introduction, Academic Press, New York-London, 1974.

40. S. H. Pine, J. B. Hendrickson, D. J. Cram i G. S. Hammond, Organska kemija, Školska knjiga, Zagreb, 1984, str. 785-792.

41. J. B. Russell, General Chemistry, 2. izd., McGraw-Hill, New York, 1992. 42. C. Seger, K. Tentschert, W. Stöggl, A. Griesmacher i S. L. Ramsay, A rapid HPLC-MS/MS method

for the simultaneous quantification of cyclosporine A, tacrolimus, sirolimus and everolimus in human blood samples, Nat. Protoc. 4 (2009) 526-534.

43. B. S. Sekhon, An overview of capillary electrophoresis: Pharmaceutical, biopharmaceutical and biotechnology applications, J. Pharm. Ed. Res. 2 (2011) 2-36.

44. D. A. Skoog, D. M. West i F. J. Holler, Fundamentals of Analytical Chemistry, 6. izd., Saunders College, Fort Worth, 1992.

45. D. A. Skoog, D. M. West i F. J. Holler: Osnove analitičke kemije, 6. izd. engl., 1. izd. hrv., Školska knjiga, Zagreb, 1999.

46. W. C. Still, M. Kahn i A. Mitra, Rapid chromatographic technique for preparative separations with moderate resolution, J. Org. Chem. 43 (1978) 2923-2925.

47. D. R. Stoll i P. W. Carr, Fast, comprehensive two-dimensional HPLC separation of tryptic peptides based on high-temperature HPLC, J. Am. Chem. Soc. 127 (2005) 5034–5035.

48. M. E. Swartz, Ultra performance liquid chromatography (UPLC): An introduction, Sep. Sci. Redef. 2005, 8-14.

49. Z. Šoljić, Kvalitativna kemijska analiza anorganskih tvari, Fakultet kemijskog inženjerstva i tehnologije - HINUS, Zagreb, 2004.

50. M. Valcárcel, Principles of Analytical Chemistry - A Textbook, Springer-Verlag, Berlin-Heidelberg, 2000.

51. D. B. Wall, M. T. Kachman, S. Gong, R. Hinderer, S. Parus, D. E. Misek, S. M. Hanash i D. M. Lubman, Isoelectric focusing nonporous RP HPLC: A two-dimensional liquid-phase separation method for mapping of cellular proteins with identification using MALDI-TOF mass spectrometry, Anal. Chem. 72 (2000) 1099–1111.

52. Y. Wu, Y. Wang, Z. Zhao, K. Wu, Y. Wang i C. Yan, Pressurized capillary electrochromatography: Instrumentation, columns and applications, Am. Lab. 42 (2010) 38-41.

53. B. Zorc, Farmaceutska kemija - Odabrana poglavlja, Farmaceutsko-biokemijski fakultet Sveučilišta u Zagrebu, Zagreb, 2001.

248

XI. DODATAK - OBJAŠNJENJA KRATICA, AKRONIMA I TUðICA

A - analit AAS – atomsko-apsorpcijska spektroskopija AES – atomsko-emisijska spektroskopija A.-O. - Arrhenius-Ostwaldova teorija BHEG - N,N-bis(2-hidroksietil)glicin [(HOCH2CH2)2N-CH2COOH] bit - "binary digit" B.-L. - Brönsted-Lowry-eva teorija CE ("capillary electrophoresis") – kapilarna elektroforeza CEC ("capillary electrochromatography") - kapilarna elektrokromatografija CE-MS ("capillary electrophoresis – mass spectrometry) - kapilarna elektroforeza - spektrometrija mase DAD ("diode array detector") - detektor s diodnim nizom DMG – dimetilglioksim "detection", "identification" - dokazivanje, detekcija, utvrñivanje "determination" - odreñivanje dip - α,α'-dipiridil DVB – divinilbenzen EC ("exclusion chromatography") – kromatografija isključenjem ECD ("electron capture detector")- detektor hvatanja elektrona EDTA, H4Y - etilendiamin tetraoctena kiselina en – etilendiamin EOF ("electroosmotic flow") - elektrosomotski protok FID ("flame-ionization detector")- plameno-ionizacijski detektor FFF - "field flow fractionation" GC ("gas chromatography") - plinska kromatografija GC-MS ("gas chromatography - mass spectrometry") - vezani sustav plinska kromatografija - spektrometrija

mase GSC ("gas-solid chromatography") - plinsko-čvrsta kromatografija GLC ("gas-liquid chromatography") - plinsko-tekućinska kromatografija "head space GC" - analiza para iznad otopine plinskom kromatografijom HETP ("height equivalent to one theoretical plate") - visina tavana (odsječka) HPCE ("high-performance capillary electrophoresis") - kapilarna elektroforeza visoke djelotvornosti HPLC ("high-performance liquid chromatography") – tekućinska kromatografija visoke djelotvornosti HPLC-MS/MS ("high-performance liquid chromatography - tandem mass spectrometry") - vezani sustav

tekućinska kromatografija visokog učinka – spektrometrija mase HPTLC ("high-performance thin-layer chromatography") - tankoslojna kromatografija visoke djelotvornosti IC ("ion chromatography") - ionska kromatografija IDA - iminodioctena kiselina IEF ("isoelectric focusing“) – izoelektrično fokusiranje IR ( “infrared”) - infracrveno spektralno područje IUPAC (“International Union of Pure and Applied Chemistry”) - Meñunarodna unija za čistu i

primijenjenu kemiju LC ("liquid chromatography") - tekućinska kromatografija (2D - dvodimenzionalna-) LC - granična koncentracija analita (g cm-3) LD - granično razrijeñenje analita (cm3 g-1) LI - granica identifikacije analita (g)

249

LLC ("liquid-liquid chromatography) - tekućinsko-tekućinska kromatografija LOC ("lab-on-a-chip") - laboratorij u "chip"-u LP - ligandno polje LSC ("liquid-solid chromatography") - tekućinsko-čvrsta kromatografija M - matrica uzorka MEKC ("micellar electrokinetic chromatography") - micelarna elektrokinetička kromatografija MIBK - metilizobutil keton MLC ("micellar liquid chromatography") - micelarna tekućinska kromatografija MS (“mass spectrometer”, “mass spectrometry”) – spektrometar masa, spektrometrija masa Na2H2Yx2H2O - dinatrijeva sol EDTA NTA - nitrilotrioctena kiselina ODS – oktadecilsiloksan OM - omjer maskiranja OPTLC - "over-pressured thin-layer chromatography" OS - omjer selektivnosti pB, pH - negativni logaritam molarne koncentracije metalnog iona Bn+ ili H + pD - negativni logaritam granične koncentracije analita (granični eskponent) PAGE ("polyacrylamide gel electrophoresis" - elektroforeza na gelu poliakrilamida (2D - dvodimenzionalna-) PAN - 1-(2-piridilazo)-2-naftol PAR - 4-(2-piridilazo)-rezorcinol PC ("paper chromatography") - papirna kromatografija penten - pentaetilentetraamin pir - piridin R – reagens Rf (“relate to front”) - faktor zaostajanja ROT ("ring-oven test") – reakcija u prstenastoj zoni na filter papiru RP - reakcijski produkt RST ("resin spot test") - reakcija u kapi na smoli SE ("solvent extraction") - ekstrakcija otapalom, ekstrakcija tekuće-tekuće SEC ("size exclusion chromatograhy") - gel kromatografija SF – superkritični fluid SFC ("supercritical fluid chromatography") - fluidna kromatografija pri superkritičnim uvjetima SFE ("supercritical fluid extraction") - fluidna ekstrakcija pri superkritičnim uvjetima SPE ("solid phase extraction", "solid-liquid extraction") - ekstrakcija na čvrstu fazu ST ("spot test") - reakcija u kapi TCD ("thermal conductivity detector") - detektor termičke vodljivosti TLC ("thin-layer chromatography") – tankoslojna kromatografija TLP - teorija ligandnog polja tM, tR – zadržano vrijeme (mrtvo vrijeme), vrijeme zadržavanja trien - trietilentetraamin UPLC ("ultra performance liquid chromatography") - ultra djelotvorna tekućinska kromatografija UV/Vis (“ultraviolet/visible”) - ultraljubičasto/vidljivo spektralno područje ZDM - zakon o djelovanju masa