uvod_u_kemijsku_analizu[1]

SVEUČILIŠTE U ZAGREBU FARMACEUTSKO-BIOKEMIJSKI FAKULTET

Svjetlana Luterotti

UVOD U KEMIJSKU ANALIZU 3. izdanje

ZAGREB 2009

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

CIP zapis ISBN 978-953-6256-14-3

Umnožavanje, preslike ili pretisak nisu dopušteni bez odobrenja autorice.

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 temeljnjih znanja iz opće, fizičke, anorganske i organske kemije. Stoga je pojavljivanje pojmova koji su izvan dosega ovog predmeta 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 Farmaceutskobiokemijskom fakultetu Sveučilišta u Zagrebu a temeljen je na nizu citiranih literaturnih izvora te je namijenjen studentima koji stiču uvodna znanja iz kemijske analize. Valja naglasiti da je ovaj materijal, koliko god je to bilo moguće, usklañen s FECSovim 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

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

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

III.

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…...................................................….

IV.1.4.

87

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

vi VII.4.

SUSTAVI ČVRSTO-TEKUĆE…………………………………….

135

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

141

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

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

PLINSKA KROMATOGRAFIJA…………………………………….

213

VII.4.1.

IX.1.2.

Analiza para iznad otopine plinskom kromatografijom (“head-space” GC)…………………………………………………...

218

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

218

vii IX.1.3.

KOLONSKE TEKUĆINSKE KROMATOGRAFIJE .......................

219

IX.1.3.1.

Tekućinska kromatografija visoke djelotvornosti (HPLC)…………..

222

Primjena HPLC………………………………………………………

224

Ionska kromatografija (IC) ………….. ...............................................

225

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

228

Kromatografija isključenjem (SEC) ..………………………….……

228

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

230

IX1.4.

PLOŠNE TEKUĆINSKE KROMATOGRAFIJE ................................

231

IX.1.4.1.

Tankoslojna kromatografija (TLC) ......................................................

231

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

233

Papirna kromatografija (PC)…………………………………………..

234

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

237

IX.1.3.2. IX.1.3.3.

IX.1.4.2. IX.1.5.

FLUIDNA KROMATOGRAFIJA PRI SUPERKRITIČNIM UVJETIMA (SFC) ...............................................................................

237

IX.1.6.

ELEKTROFOREZA…………………………………………………...

238

X.

LITERATURA…………………………………………………..

240

XI.

DODATAK - OBJAŠNJENJA KRATICA, AKRONIMA I TUðICA..……………………………………… 242

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

3 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 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 anorganskoorganski 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 (prema ref. 14) Količina uzorka

Naziv metode

(-log g)

IUPAC*

Raniji naziv

0

Gram-

Makro-

1

Decigram-

Semimikro-, mezomikro-

2

Centigram-

Polumikro-

3

Miligram-

Mikro-

4

Decimiligram-

5

Centimiligram-

6

Mikrogram-

7

Decimikrogram-

8

Centimikrogram-

9

Nanogram-

10

Decinanogram-

11

Centinanogram-

12

Pikogram-

Ultramikro-, mikro-

Submikro-, ultramikro-

Subultramikro-

* 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 1,0x10-5 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 5-6. 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

0,0

1:100 K

4,7

1:1000 Na

4,7

Li, Rb, Cs

5,7

Zr, Th, Sc, Ga

0,0

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

0,0

1:100 Ti

0,0

1:10 Ti

4,0

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

6,0

F-, fosfat

0,0

1:2 U

2,8

1:5 Mo

3,0

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

3,8

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

4,0

3+

Al

Fe3+

Hg2+/+

Morin

K4[Fe(CN)6]

Difenilkarbazid

6,0

4,5

5,0

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

4,5

SO42-, CrO42-, molibdat, Au, V

0,0

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

5,0

S2Na-nitroprusid* 4,7 1:100 SO32-, SO42-, S2O32- (specifično) * Na2[Fe(CN)5NO] pDa- apsolutni granični eskponent, pDr - relativni granični eksponent

4,7

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 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

3+

KSCN*

0,25

0,25

0,15

Fe3+

Fe

feron**

0,5

0,002

0,15

+

K2CrO4***

2

1

0,75

Co

2+

KSCN*

0,5

0,16

0,15

Co

2+

PAN**

0,25

0,025

0,08

Co

2+

1-nitrozo-2naftol**,***

0,1

0,003

0,02

tiourea**

0,6

0,1

0,12

Ag

Bi3+

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 2+

2-

2Mn + 5S2O8 + 8H2O ⇄ 2MnO4- + 10SO42- + 16H+ -5e/2 +2e/5 bezbojna otopina

ljubičasta otopina

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

OH

Cd2+ + 2

N

N

⇄

N

N

N

N

+ 2H+ O

OH

Cd/2

[4-(2-piridilazo)rezorcinol] (PAR)

2

narančasta vodena otopina, intenzivno narančasto-ružičasto u 1-pentanolu

Co2+ + nSCN- ⇄ [Co(SCN)n]2-n

n = 1-4 (ovisno o koncentraciji liganda)

u vodi svjetlo ružičast kompleks, u organskom otapalu intenzivno modar

(vidi Selektivnost, vidi i Maskiranje i demaskiranje)

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 H3C-C=NOH 2+

Ni + 2

O

H3C-C=N + 2NH3

H3C-C=NOH

⇄

N=C-CH3 + 2NH4+

Ni 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.

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): HO

Al3+ + 3

HO

O

HO OH

⇄

HO

O

OH OH O

OH O

O Al/3

morin, ne fluorescira

+ 3H+

OH

3

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.

18 Još strože se visoko selektivnom a ne specifičnom može smatrati reakcija, npr., Ni s dimetilglioksimom (vidi str. 16). Oksimske, =NOH, skupine DMG 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+. 2+

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. 22). Pri pH 47 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 Pb2+ 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: NH-NH-C6H5 2+

S-C-N=N-C6H5 + 2H+

⇄ Pb

Pb + 2 S=C N=N-C6H5

NH-N C6H5

ditizon (zelen)

crveni kelat

2

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 smeñecrveno. 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): H2O NH2

NH2 Fe OOC

COO OH

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+ +

N=CH CH=N

O Cd N=CH _CH=N

glioksal-bis(2-hidroksianil)

modri kelat

OH

OH _

O

⇄

+ 2H+

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

2Cr + 3S2O8 + 8H2O ⇄ 2CrO42-+ 6SO42- + 16H+ 3+

2-

-3e/2 +2e/3 sivo-zelena otopina

žuta otopina

U reakciji oksidacije Cr(III) u Cr(VI) upotrebljeno je ionsko srebro kao katalizator. Cr(VI) oksidira dodani reagens difenilkarbazid u difenilkarbazon i difenilkarbadiazon te reagira s enolnim oblikom difenilkarbazona dajući crveno-ljubičasti kompleks: NH-NH-C6H5 C=O NH-NH-C6H5 difenilkarbazid

NH-NH-C6H5 C=O N=N-C6H5 keto oblik

↔

difenilkarbazon

N-NH-C6H5 C - OH N=N-C6H5 enolni oblik

Moguća smetnja nastalog MnO4- može se ukloniti redukcijom s NaN3 u kiselom mediju i zagrijavanjem, a Fe3+ može se maskirati s F-. 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, kapilarnom analizom 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 3.

karakterističan miris

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

6. Cr(VI) daje specifičnu reakciju s H2O2 u kiselom mediju uz dodatak etera: Cr2O72- + 5H2O2 ⇄ Cr2O122- + 5H2O modro-ljubičast peroksodikromat ion

22 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 0,2 µg kroma (vidi str. 166)! 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. 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

β

Ba2+ K2CrO4

4-7

ili 2+

EDTA, Mg , NH4-acetat

Ni2+ DMG

7-10

NH4OH

23 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

ANALITIČKA 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 ANALITIČKIH 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) granica dokazivanja, granica odreñivanja preciznost područje linearnosti/dinamičko područje

kvantitativna analiza

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

Anal. signal

Anal. signal

c) zbirni Anal. signal

b) položaja ili stanja

a) pokazni

A2 A1

t

t

gravimetrija, volumetrija: funkcija signala ne postoji, signal neovisan o vremenu, t, i o koncentraciji analita

P1

P2 t

npr., spektrometrija u otopini/ na čvrstof fazi, plamena AAS/AES, polarografija, ion selektivne elektrode, RST: funkcija signala postoji, signal ovisi o koncentraciji analita ali praktički ne ovisi o vremenu, t

npr., kolonska kromatografija, scintilacijski brojač, neplamena AAS, rendgenska fluorescencija; funkcija signala postoji, signal ovisi o vremenu, t, i o koncentraciji analita

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): A

B

C

DA A

D

NE B

C

NE

DA

A

B

D

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 Hg22+ dokazuje se dodavanjem amonijaka na talog:

27

Pb

Hg

NE

Ag 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 Hg22+ 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 ⇄ AsO43- + 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

30 k1 [A]a [B]b = k2 [C]c [D]d 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 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 17Cl

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

17Cl (10Ne

3s23p5)

4s1 - 1e- → K+ (18Ar) Cl + 1e- → Cl- (18Ar)

te nastali ioni formiraju kristalnu rešetku: K+Cl-K+Cl-K+ClK+Cl-K+Cl-K+ClIoni 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: 2

Fion-ion = (e1.e2)/(r .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/r3 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 kovalentni karakter veze opada

+

ioni

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+ .. .. .. .. :Cl:H + H:O:H → [:Cl:] + H:O:H .. .. .. .. H

hidronijum ion +

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+ + FDrugi 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: SO3

3-

N

N

O

O Fe/3 netopljiv u vodi

3

Fe/3 topljiv u vodi

3

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 neelektrolita (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 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.:

49 C6H4(OH)COOH + H2O ⇄ C6H4(OH)COO- + H3O+ k1

b2

b1

k2

Ako se na reakciju disocijacije salicilne kiseline, C6H4(OH)COOH, primijeni ZDM: 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+ + OHb1

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 Kk pKk Baza Kb 7,2x10-10 9,14 C6H5NH2 3,5x10-10 (anilin) HCN 4,9x10-10 9,31 C5H5N 1,3x10-9 (piridin) HOCl 3,0x10-8 7,53 C5H11N 1,6x10-3 (piperidin) CH3COOH 1,8x10-5 4,74 H2NNH2 1,7x10-6 (hidrazin) 1,8x10-5 HF 3,5x10-4 3,45 NH4OH (amonijak) 1,3x10-14 CCl3COOH 3,0x10-1 0,52 NH2CONH2 (urea) H3PO4 Kk1=5,9x10-3 pKk1=2,23 NH2OH 1,1x10-8 -8 Kk2=6,2x10 pKk2=7,21 (hidroksilamin) Kk3=4,8x10-13 pKk3=12,32 pKk1=6,38 CH3NH2 H2CO3 Kk1=4,2x10-7 4,4x10-4 -11 Kk2=5,6x10 pKK2=10,25 (metilamin) HCOOH 1,77x10-4 3,75 (CH3)2NH 9,8x10-4 (dimetilamin) Cl2CHCOOH 5,5x10-2 1,26 (CH3)3N 6,8x10-5 (trimetilamin) H2C2O4 Kk1=5,6x10-2 pKk1=1,25 C2H5NH2 6,5x10-4 -5 (oksalna kis.) Kk2=5,2x10 pKk2=4,28 (etilamin) H2C4H4O6 Kk1=9,1x10-4 pKk1=3,04 (C2H5)2NH 3,9x10-4 -5 (vinska kis.) Kk2=4,3x10 pKk2=4,37 (dietilamin) C6H5COOH 6x10-5 4,2 (C2H5)3N 5,6x10-4 (benzojeva (trietilamin) kiselina) Salicilna Kk1=1,0x10-3 pKk1=3,0 (C2H4OH)NH2 3,2x10-5 -13 kiselina Kk2=4,2x10 pKk2=12,38 (etanolamin) 5-sulfosalicilna Kk2=2,1x10-3 5,8x10-7 pKk2=2,67 (C2H4OH)3N -12 kiselina Kk3=1,8x10 pKk3=11,74 (trietanolamin) Acetilsalicilna 3,2x10-4 3,49 C6H5CH2NH2 4,16x10-5 kiselina (benzilamin) 1,2Kk3=2,2x10-8 pKk3=7,66 C3H4N2 6,76x10-8 -13 dihidroksibenzenKk4=2,5x10 pKk4=12,6 (imidazol) Kiselina HBO2

pKb 9,46 8,9 2,80 5,77 4,74 13,90 7,97

3,36 3,01 4,17 3,19 3,41 3,25 4,50 6,24 4,38 7,17

3,5-disulfonska kiselina (tiron)

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+ k1

b2

b1

k2

NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OHb1

k2

k1

KkNH4+= [NH3] [H3O+]/[NH4+] = Kh (Kh – konstanta hidrolize)

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

b2

Kb = ([H3O+] [OH-] [NH4+])/([NH3] [H3O+]) = Kv/Kk odnosno: Kv = Kk. Kb

51 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+ k1 b2 b1 k2

balans naboja: [A-] = [H3O+] balans masa: [HA]poč = [HA] + [A-] ravnoteža [HA]poč = [HA] jer je [A-] zanemariv kod jako slabih i slabih kiselina

Kk = ([A-] [H3O+])/[HA] = [H3O+]2/[HA] [H3O+] = ([HA] Kk)1/2 pH

=

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

=

1/2pKv

–

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] + [H3O+] 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] = [H3O+]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} pa dobivamo realno rješenje:

52 [H3O+] = {-Kk + (Kk2 + 4Kk [HA]poč)1/2}/2 Analogna razmatranja vrijede i za slabe i srednje jake baze: B + H2O ⇄ BH+ + OHb1 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 7 – 1/2pKk – 1/2 log [B]

[B]

=

1/2pKv

–

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+] = {Kv2/([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 polibazične 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+] [A2-])/[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+ + CO32-

Kk2

a fosforna u 3 stupnja: H3PO4 ⇄ H+ + H2PO4-

Kk1

H2PO4- ⇄ H+ + HPO42-

Kk2

HPO42- ⇄ H+ + PO43-

Kk3

Efekt zajedničkog iona na disocijaciju slabog elektrolita, npr., slabu kiselinu, ima velikog praktičnog značenja 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:

54 HCl → H+ + ClRazlog tomu je 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: OCOCH3

⇄

H+ +

COOH

OCOCH3 COO-

odnosno: HA ⇄ H+ + AKK = [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+] 10-14. Otopina aluminata je jako alkalična. Dodatkom kiseline u ravnotežno stanje: Al(OH)3 ⇄ Al3+ + 3OHvežu 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 tako da dolazi do vrlo slabog, gotovo neznatnog otapanja Al(OH)3. Ali kako se OH- uklanjaju i daju nedisocirane molekule vode, raste koncentracija NH4+ iona koji djeluje suprotno tj. smanjuje disocijaciju NH4OH koja je i inače mala. Otapanje Al(OH)3 prestaje kada se zadovolje uvjeti za konstantu ionskog produkta vode. Ovakvo ponašanje razlikuje Al(OH)3 od Zn(OH)2 koji se otapa u amonijaku nastajanjem amonijevog kompleksa (vidi str. 90-91, 184). 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]tetrahidrokso-Al kompleks (ortoaluminat ion)

+ NH4+ → NH3 + H2O

61 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

(u vodenoj otopini NH4OH pa se reakcija može pisati kao reverzibilna)

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+ + 3OHili 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 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

62 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, NH4polisulfidu, 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: 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

63 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

4,03

10,40

4,21

10,69

-

10,81

+

+

H3N CH2CH2CH2COOH +

H3N CH2CH2CH2CH2COOH +

H3N CH2CH3

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+ + OHKoncentracija protona ili hidroksid iona može se povećati ili smanjiti unošenjem izvana ili oduzimanjem jednog od njih. Ako se iz ravnotežnog sustava vode veže OHion 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. 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+ + CNK+ 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:

64 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 CNiona 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 + OHU otopini neke soli dolazi do potpune disocijacije: BA → B+ + AHidroliza 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 + OHb1

k2

k1

b2

CH3COO- + H2O ⇄ CH3COOH + OHAko se primijeni ZDM vrijede tri ravnoteže: 1. ravnoteža hidrolize: 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)

65 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 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 Kb manja.

66 PRIMJER 1: otapanje NaHCO3 (sol slabe kiseline i jake baze): NaHCO3 → Na+ + HCO3H2O ⇄ H+ + OHDisocijacijom 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 + OHH2CO3 ⇄ H2O + CO2 c) Najjača je hidroliza soli slabe baze i slabe kiseline: BA → B+ + AB+ + 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/Kk2 csoli2 = Kv/(Kk.Kb) [H+] = [(Kv Kk)/Kb]1/2 pH = 1/2pKv + 1/2pKk –1/2pKb = 7 + 1/2pKk –1/2pKb 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-

67 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+ + OHKh = [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. 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.

68 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 T

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

tioacetamid

Kloramin T (natrijeva sol N-kloro-p-toluensulfonamida, CH3-C6H4-SO2NClNa x3H2O) u vodenoj otopini oslobaña jaki oksidans hipoklorit: +

69 CH3-C6H4-SO2-NCl- + H2O ⇄ CH3-C6H4-SO2-NH2 + ClOkloramin 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 ⇄ CO32- + 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 RCOOCH

CH2 – OH

H2 O

+

RCOOCH2

3OH-

3RCOO-

+

CH2 - OH

>T

triglicerid

CH - OH

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

glicerol

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: OCOCH3 COOH

+ H 2O ⇄

OH

+ CH3COOH

COOH

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.

70 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 kiselobazni 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+ + Ak1

b2

k2

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

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: [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:

71 B + H2O ⇄ BH+ + OHb1

k2

k1

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

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 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. 84 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.).

72

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 22): 2Ba2+ + Cr2O72- + H2O ⇄ 2BaCrO4 + 2H+ 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+

73 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+ + ClNH4OH ⇄ NH4+ + OHKb = [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., SO42- [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 C2O42-, tartarat C4H4O62-, S2O32-, 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 .. .. .. 22rodanid SCN- (:S-C≡N:) , OH , O 2 (:O-O:) , -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). 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+, Al3+, 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

76 on veće elektronegativnosti. Što 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-: L BL3

B L

L

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

L B

L

L L

Moguća je takoñer kvadratna planarna sterokonfiguracija (dsp2 ili sp2d 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

L

L B

L

L

2+

[Cu(NH3)4] ima takoñer kvadratnu planarnu strukturu dok [Cu(NH3)4(H2O)2]2+ tvori distordirani oktaedar (vidi str. 75): OH2 H 3N H 3N

NH3 Cu

NH3

OH2 Kod koordinacijskog broja 6 nastaje oktaedrijska stereokonfiguracija (hibridizacija sp3d2, npr., [SiF6]2- ili d2sp3, npr., [Cr(CN)6]3-), takoñer i EDTA kompleksi: BL6

B

77 Kod rednog broja >36 moguć je i koordinacijski broj 8 i heksaedrijska sterokonfiguracija kocke: L

L

BL8 L

L B L

L

L L

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- + epKnest = 29,5 pKnest = 48 ili [Co(NH3)6]2+ ⇄ [Co(NH3)6]3+ + epKnest = 5,07 pKnest = 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- → ∅ pKnest = 30,3 Cd2+

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

Fe3+

26 - 3 = 23 + 12 = 35

Fe2+

26 - 2 = 24 + 12 = 36Kr

približava se 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 dorbitale središnjeg atoma, stabilnost ovih kompleksa je manja i oni su pretežno bezbojni. Struktura

78 kompleksnih spojeva može se tumačiti teorijom ligandnog polja i teorijom molekulskih orbitala (vidi udžbenike Opće kemije). Ligandi slabog ligandnog polja (npr., halogenidi, H2O) daju najčešće vanjskoorbitalne 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).

dx2- y2

E

dz2

(dγ, eg) ∆E = 10Dq (energija cijepanja, razdvajanja)

+0.6∆E ∆E

d degenerirane orbitale (slobodan ion)

-0.4∆E dxy

dxz

dyz

(dε, t2g)

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 = E ν Npr., cijepanje energetskih razina d-orbitala Fe3+-iona u slabom i jakom ligandnom polju (π je energija sparivanja elektrona) može se prikazati kao:

79

E

d slobodan Fe3+ ion slabo polje (npr. F-) ∆E < π jako polje (npr. CN-) ∆E > π 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- < CNporast 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: E

E dγ ∆E

dγ

+ hν

dε osnovno stanje

dε pobuñeno stanje

[Mn(CN)6]4- apsorbira u zelenom i tamno je ljubičast i u otopini i kao čvrsta tvar. U zelenom području spectra 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+ (dε3dγ2, npr., u [Fe(H2O)6]3+) stabilnija je od d6 elektronske konfiguracije Fe2+ (dε4dγ2, 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]3elektronska 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.

80 Tablica IV.1. Utjecaj liganda na boju kompleksa Kompleksni ion

Apsorpcija u spektralnom području

[Co(H2O)6]2+ [Co(NH3)6]

Boja ružičast

2+

crvenkast

[Cr(H2O)6]3+

zelenom

svjetlo ljubičast

3+

zelenom

tamno ljubičast

žutom

modar

žuto-zelenom

azurno modar

UV

bezbojan

IR

svjetlo zelen

modrom

žut

UV

bezbojan

[Cr(NH3)6]

[Cu(H2O)6]2+ [Cu(NH3)4]

2+

[Cu(CN)4]3[Fe(H2O)6] [Fe(CN)6]

4-

[Fe(H2O)6] [Fe(CN)6]

2+

3+

3-

(crveno)-smeñe-žut

[Ni(H2O)6]2+

crvenom

zelen

2+

zelenom

modar

[Ni(NH3)6]

[Mn(H2O)6]2+ [Mn(CN)6]

4-

blijedo ružičast 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: k1

B + L ⇄ BL k2

pa u ravnoteži vrijedi: k1[B][L] = k2[BL] i Kst = [BL]/[B][L] = k1/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. Kompleksi su prema ZDM definirani i konstantom nestabilnosti: Kst = 1/Knest pKst = -pKnest

81 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 β4 = Kst1.Kst2.Kst3.Kst4 = 5,7x1018 dm12 mol-4

82 Iz navedenog primjera je vidljivo da brojčane vrijednosti sukcesivnih konstanti stabilnosti cijano kompleksa kadmija opadaju ovim redom: Kst1 > Kst2 > Kst3 > 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: Bn+ + mL: ⇄ [B:Lm]n+ vrijedi da umnožak pojedinačnih konstanti stabilnosti kompleksa daje ukupnu konstantu stabilnosti, formiranja (βm ili Kst): 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 [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.

Koncentracija kompleksa

83

pKst1 Bn+

pKst2 [BL](n-1)+

pKst3

pKst4

[BL2](n-2)+ [BL3](n-3)+

[BL4](n-4)+

log [L-] 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 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

84 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 pKnest. Npr.: [HgJ4]2- ⇄ Hg2+ + 4J-

Knest = 1,48x10-30

pKnest = 29,83

pa je ovaj kompleks veoma stabilan. Meñutim kompleks [CdJ4]2- je puno nestabilniji (vidi Selektivnost): [CdJ4]2- ⇄ Cd2+ + 4J-

Knest = 8,91x10-7

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 konstanti stabilnosti/nestabilnosti datim za uvjete definirane ionske jakosti i temperature (tablica IV.2.).

85 Tablica IV.2. Konstante nestabilnosti kompleksa (sobna temperatura) Ligand

Kompleks

pKnest

Ligand

Kompleks

pKnest

NH3

[Ag(NH3)2]+

7,03

CN-

[Fe(CN)6]4-

35,00 (24)

2+

7,12

[Co(NH3)6]2+

5,07

[Cd(NH3)4]

3+

32,51

[Cu(NH3)4]2+

12,59

[Co(NH3)6]

[CdJ4]2-

13,5

2+

8,90

EDTA

Ag-EDTA

7,3

2+

9,46

Ba-EDTA

7,8

2+

3,00

Ca-EDTA

10,7

2-

21,3

Cd-EDTA

16,6

[AlF6]3-

19,84

Co-EDTA

16,3

3-

15,30

Cu-EDTA

18,8

[Fe(SCN)]

[AgCl4]3-

29,83

5,32

Fe(II)-EDTA

13,7

4-

3,0

Mg-EDTA

8,7

2-

15,07

Mn(II)-EDTA

13,6

[HgCl4] [PtCl4]

[HgJ4]

2-

6,05

[Ag(S2O3)2]3-

[CdCl6]

CN

JS2O32-

[FeF6]

-

21,0

[HgBr4]

7,95

[Hg(SCN)4]

Cl-

3,70

2-

[Ni(NH3)4]2+

[Zn(NH3)4]

F-

[CdBr4]2-

19,3

[Ni(NH3)6]

SCN

Br-

16,9 (17,92)

2+

Hg(NH3)4]

-

[Zn(CN)4]

2-

2-

16

Ni-EDTA

18,6

-

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)

Ca-EKCT

5,4

[Ag(CN)2]

EKCT*

[Co(CN)6]3-

48

Mg-EKCT

7,0

2-

25

Zn-EKCT

17,0 (pH=10)

[Cu(CN)4]

[Cu(CN)4]3-

30,3 (27,30)

Tiron**

Fe(III)-(tiron)3

46,9

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-

Fe(III)-(oksin)2

23,6

[Hg(CN)4]

42 (31)

‡

Oksin

* 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). ‡ 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: [FeF]2+ ⇄ Fe3+ + FKnest = ([Fe3+][F-])/[FeF2+] [Fe3+] = (Knest [FeF2+])/[F-]

86 pFe = 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). 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: [FeSCN]2+ ⇄ Fe3+ + SCNKnest = ([Fe3+][SCN-])/[FeSCN2+] = 10-3

pKnest[FeSCN]2+ = 3,0

[Fe3+] = [SCN-] [Fe3+]2 = Knest [FeSCN2+] [Fe3+] = (Knest [FeSCN2+])1/2 pFe = 1/2pKnest - 1/2 log [FeSCN2+] ukoliko je meñutim [Fe3+] ≠ [SCN-] vrijedi: [Fe3+] = (Knest [FeSCN2+])/[SCN-] pFe = pKnest + log ([SCN-]/[FeSCN2+]) pSCN = 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 i Puferske smjese): [FeSCN]2+

[Fe3+]=[FeSCN2+]

Fe3

+

pSCN

pH

pKnest

pKk

kiselina

[kiselina]=[baza]

baza

Slika IV.2. Pufersko djelovanje kiselo-baznih sustava.

Stabilnosti kompleksa Fe3+ iona s različitim ligandima možemo pratiti na temelju reakcije sa SCN- ionom. Obratno, stabilnost kompleksa s tiocijanat ionom možemo

87 pratiti reakcijom s Fe3+ ionom. Naime, uz povećavanu 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

pKnest = 3,0

[FeCl]2+ ⇄ Fe3+ + Cl-

žut

pKnest = 2,1

[FeHPO4]+ ⇄ Fe3+ + HPO42-

bezbojan

pKnest = 9,4

[FeF6]3- ⇄ Fe3+ + 6F-

bezbojan

pKnest = 15,30

[Fe(CN)6]3- ⇄ Fe3+ + 6CN-

žuto-smeñ

pKnest = 42

[Hg(SCN)4]2- ⇄ Hg2+ + 4SCN-

bezbojan

pKnest = 21,23

[Cd(SCN)4]2- ⇄ Cd2+ + 4SCN-

bezbojan

pKnest = 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

[Co(H2O)6]2+ + 4Cl- ⇄ [CoCl4]2- + 6H2O

modar

88 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 H 2O

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]2Zn2+ + 2OH- ⇄ Zn(OH)2 Zn(OH)2 + 2OH- ⇄ [Zn(OH)4]2Neki hidrokso kompleksi gube vodu, npr.: [Al(OH)4]- → AlO2- + 2H2O [Cr(OH)4]- → CrO(OH)2- + H2O Analogno poznati su SnO22-, PbO22-, HZnO2-, ZnO22-, 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]3ili B4+ + 6F- ⇄ [BF6]2Npr.:

Fe3+ + 6F- ⇄ [FeF6]3pKnest = 15,30

Al3+ + 6F- ⇄ [AlF6]3pKnest = 19,84

Si4+ + 6F- ⇄ [SiF6]2Kompleks [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]3Fe3+

6 F-

Kompleksi s Cl- i Br- primjenjuju se mnogo rjeñe, npr., s Cu2+, Cd2+, Zn2+, Co2+, Fe , itd. 3+

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-

-

N+H2 J- + 7J- + 2H2O

2 [HgJ4] + NH3 + 3OH ⇄ O 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 Knest[Ag(NH3)2]+ = 1,0x10-7

bezbojna otopina

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 nestabilnosti (pKnest = 7,03) da je dovoljno Ag+ u otopini da se istaloži s J- u AgJ. Primjeri: Cu2+ + 4NH3 ⇄ [Cu(NH3)4]2+

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+ + 2OHAnalitički 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+

Co2+

6 NH3

[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-

pKnest = 30,30

bezbojna otopina, tetraedrijski kompleks

Cd2+ + 2CN- ⇄ Cd(CN)2 bijeli talog

Cd(CN)2 + 2CN- ⇄ [Cd(CN)4]2-

pKnest = 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-

pKnest[Cu(CN)4]3- > pKnest[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]2Fe3+ + 3CN- ⇄ Fe(CN)3 smeñe-crveni talog

Fe(CN)3 + 3CN- ⇄ [Fe(CN)6]3-

26 - 3 = 23 + 12 = 35

žuto-smeña otopina pKnest = 42

Fe2+ + 2CN- ⇄ Fe(CN)2 smeñi talog

Fe(CN)2 + 4CN- ⇄ [Fe(CN)6]4žuta otopina pKnest = 35,00

Zn2+ + 2CN- ⇄ Zn(CN)2 Zn(CN)2 + 2CN- ⇄ [Zn(CN)4]2Ni2+ + 2CN- ⇄ Ni(CN)2 Ni(CN)2 + 2CN- ⇄ [Ni(CN)4]2-

26 - 2 = 24 + 12 = 36Kr

94 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, pKnest = 42, žuto-smeña otopina: 26Fe

1s22s22p63s23p63d64s2 (Ar 3d64s2)

Fe3+ Ar 3d5 3d

4s

4p

[Fe(CN)6] 3Fe3+

6 CN-

[Fe(CN)6] 4- unutarnje orbitalni (d2sp3 hibridizacija), nisko spinski, dijamagnetičan kompleks, pKnest = 35,00, žuta otopina. U ovom kompleksu Fe2+ postiže konfiguraciju 36Kr: Fe2+ Ar 3d6 3d

4s

[Fe(CN)6] 4Fe2+

6 CN-

4p

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 .. je ambidentatni ligand koji tvori analitički značajne, Tiocijanat (-S-C≡N:) .. 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+, Cd , Fe3+: 2+

Ag+ + 2S2O32- ⇄ [Ag(S2O3)2]3Ion bakra veže se u kompleks uz prethodnu redukciju: 2Cu2+ + 2S2O32- ⇄ 2Cu+ + S4O62+1e/2 -2e

96 Cu+ + 2S2O32- ⇄ [Cu(S2O3)2]3-

stabilan kompleks s Cu+

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-, C4H4O62- (tartarat), H2N-CH2-COO- (glicinat), ioni aminopolikarbonskih kiselina, npr., iminodioctene kiseline [HN(CH2COOH)2], nitrilotrioctene kiseline etilendiamintetraoctene kiseline [N(CH2COOH)3], [(CH2COOH)2N(CH2)2N(CH2COOH)2], itd. 2. molekule: H2N-CH2-CH2-NH2 (etilendiamin), trietilentetraamin (trien), 1,10fenantrolin, 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., Nidimetilglioksimat. Ako za primjer uzmemo bidentatni ligand, onda reakcija kompleksacije teče u 2 stupnja:

97

H2N [Cu(H2O)4]2+

⇄

+ H2NCH2CH2NH2

H2O

(CH2)2

Cu

2+

NH2

H2O

etilendiamin

2+

2+

H2O

H2N

(CH2)2

Cu

NH2

+ 2H2O

H2N + H2NCH2CH2NH2 ⇄

H2O

H2N

Cu

(H2C)2

NH2

(CH2)2 NH2

+ 2H2O

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

ili shematski: L .. .. B + :L-L-L-L: ⇄

L

B L

metalni kelat

L

(CH2)2

H2N

Cu

NH

(H2C)2

NH

(CH2)2

2+

+ 4H2O

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

2+

Ni H3N

H2N

Ni(II)-heksaamino kompleks

NH3

NH3

NH2

NH2

(H2C)2 (CH2)2 Ni N

(CH2)2

(CH2)2

N (CH2)2

NH2

2+

Ni(II)-penten kompleks

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 + Cu2+ ⇄ O = C

2 H2N-CH2-C

OH

H2N

C = O + 2H+

Cu

H2C

NH2

glicin

CH2

O

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: O

H3C-C = O

2 H3C-C=CH-C-CH3 + Cu2+ ⇄

HC

OH

H3C-C - O

O - C-CH3 Cu

CH

+ 2H+

O = C-CH3

kvadratno planarni modri kelat

Acetilaceton s berilijem gradi tetraedrijski a s aluminijem oktaedrijski kompleks. 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-

salicilat

pH=1-3

pH=3-5

alkalno

crveno-ljubičast difenolat

rumeno-crven

modro-zelen

modro-ljubičast

narančasto-žut 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.): +

O C O O O

Fe

101 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-3,5disulfonska kiselina) (vidi tablice III.1. i IV.2.), daje crveni, stabilni anionski kompleks s Fe(III) u alkalnom mediju (pKnest = 46,9): 9-

O

O3S

Fe SO3

O 3

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 CHOH

CH2OH +

Cu(OH)2 ⇄

CHO

CH2OH

Cu

+

2H2O

CH2O

glicerol

azurno modri kompleks

Analitički vrlo značajan je i kompleks Fe3+ s feronom (8-hidroksikinolin-7-jodo-5sulfonska kiselina): SO33

+ N

J OH

Fe3+

⇄

+ N

J O Fe/3

feron

3-

SO3

zeleni kelat

3

3H+

102 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 PO43- 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+

3

+ Fe CH = CH – C = O

⇄

+ 3H+

Fe/3 CH = CH – C = O

3

Trihidroksamska kiselina, desferioksamin B, komercijalno je poznat kao farmaceutski preparat 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 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).

103 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

2+

Crveno-ljubičasto

0,16

Ljubičasto-ružičasto

0,2

3+

Smeñe-ljubičasto

0,16

Crveno-smeñe

0,08

Ni2+

Ljubičastoružičasto

0,1

-

-

Hg2+

Crveno

3,2

Narančasto-smeñe

32

Cu Fe

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: 2+

N

Fe

3+

⇄

N

+ e-

N

N 3

crven (feroin)

Fe 3

svjetlo 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 obojen 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:

104

CH3 N 2

+

CH3 N

+ Cu+ ⇄

Cu

N

N

CH3

CH3

2

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 2

HN O=C - NH2

O=C – NH2 + [Cu(H2O)4]2+⇄

HN O=C - NH2

Cu

NH2 - C=O NH

2+

+ 4H2O

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):

105

S-CH2-COO2Fe3+ + 2HS-CH2-COO- ⇄ 2Fe2+ + 2H+ + tioglikolna kiselina (merkaptooctena kiselina)

S-CH2-COOditioglikolna 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, 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 HN CH2COOH iminodioctena kiselina (IDA)

CH2COOH N-CH2COOH CH2COOH nitrilotrioctena kiselina (NTA)

HOOCH2C

CH2COOH N-CH2-CH2-N

HOOCH2C

CH2COOH

etilendiamin tetraoctena kiselina (H4Y, EDTA)

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 ⇄ H2Y2- + H3O+ H2Y2- + H2O ⇄ HY3- + H3O+ HY3- + H2O ⇄ Y4- + H3O+ Odgovarajuće konstante ravnoteže su: Kk4 = ([Y4-][H3O+])/[HY3-] = 4,57x10-11 mol dm-3 [HY3-] = ([Y4-][H3O+])/Kk4 Kk3 = ([HY3-][H3O+])/[H2Y2-] = 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 [H3Y-] = ([H2Y2-][H3O+])/Kk2 = ([H3O+]3[Y4-])/(Kk2.Kk3.Kk4)

106 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+]. 1/α udio je ukupne EDTA koja egzistira kao Y4-. Dakle, što je viša [H3O+] niža je raspoloživost Y4-. Ako promatramo reakciju kompleksacije 1:1: Bn+ + Y4- ⇄ [BY]n-4 s konstantom ravnoteže: Kst = [BYn-4]/([Bn+][Y4-]) 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., H2Y2- (pH 3-6), dolazi do slijedećih reakcija kompleksacije: H2Y2- + Bn+ ⇄ [BY]n-4 + 2H+ H2Y2- + B2+ ⇄ [BY]2- + 2H+ H2Y2- + B3+ ⇄ [BY]- + 2H+ H2Y2- + B4+ ⇄ [BY] + 2H+

107 Zbog oslobañanja H+ ove reakcije se provode uz pufer. Npr., Cu2+ s EDTA (H2Y2-) daje vrlo stabilan, bezbojan, oktaedrijski, u vodi topljiv kompleks: -

CH2COO-

OOCH2C

Cu2+

+

⇄

N-(CH2)2-N HOOCH2C

CH2COOH

2-

O O O

C CH2

CH

C O

N Cu N

O C O

CH2 O C

CH CH2

+

2H+

CH2

O 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+

+

+ 2H+

⇄

2 N

N OH

Cu/2

O 2

8-hidroksikinolin (oksin)

Meñutim s 2-metil-5-nitrozo derivatom mnogi metali ne daju produkte: N H3C

N

OH

108 Važna primjena oksina je za odreñivanje Mg2+ i Al3+; dakle ne može ga se koristiti za odjeljivanje Al3+ od Mg2+. Ako se meñutim uvede metilna skupina u položaj 2 (2metil-8-hidroksikinolin ili 8-hidroksikinaldin) on kompleksira samo s Mg2+. Metilna grupa sterički onemogućuje stvaranje kompleksa s Al3+: Al3+ + 3

+ 3H+

⇄ N

OH

N

O Al/3

3

zeleno-žuti kristalinični talog (ekscitacija 392 nm, fluorescencija 518 nm)

+ Al3+ → ∅ H3C

N

OH

2-metil-8-hidroksikinolin (2-metiloksin, 8-hidroksikinaldin)

H3C

N

kinaldin (2-metilkinolin)

HOOC

N

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 8hidroksikinaldinata 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 (2metiloksinom) 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. 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

109 netopljive komplekse (vidi str. 16) s Ni2+, Pd2+ i Fe3+ ali i topljive komplekse s drugim ionima (Fe2+, Co2+, Cu2+) (vidi str. 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 reduktivnooksidativni sustav (korespondirajući redoks par) ili redoks sustav. Ukupni broj primljenih i otpuštenih elektrona mora biti jednak. Poznata oksidacijska sredstva su: H2O2, Na2O2, MnO4-, S2O82-, NO3-, Cr2O72-, CrO42-, ClO3-, BrO3-, JO3 , PbO2, ClO-, Cl2, Br2, a redukcijska: Sn2+, H2S, S2O32-, 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. Kod mnogih redoks sustava redoks potencijal ovisi o [H+] (npr., kod oksidacija s Cr2O72- i MnO4-) pa je dat jednadžbom:

113

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+ = E0Cr2O72-/Cr3+ + (0,059/6) log{([Cr2O72-] [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]) = E20 + (0,059/n2) log ([oks2]/[red2]) Uz pretpostavku da je n1 = n2 = n vrijedi: E10 – E20 = (0,059/n) {log ([oks2]/[red2]) – log ([oks1]/[red1])} E10 – E20 = (0,059/n) {log ([oks2] [red1])/([red2] [oks1])} = (0,059/n) log K log K = [n(E10 – E20)]/0,059 Proizlazi da: 1. ako je E10 > E20, log K >0, K >1, ravnoteža je pomaknuta udesno i to utoliko više što je razlika E10 - E20 veća; 2. ako je E10 < E20, log K T

Hg2O

HgO + Hg0

crni talog disproporcioniranje Hg22+

-1e +1e žuti talog sivi talog

Hg2+ + 2OH- ⇄ HgO + H2O

žuti talog

Hg22+ + 2J- ⇄ Hg2J2

maslinasto-zeleni talog

Hg2J2 + 2J- ⇄ [HgJ4]2- + Hg0

disproporcioniranje Hg22+

ili

-1e +1e bezbojna otopina

sivi talog

Hg2+ + 2J- ⇄ HgJ2

crveni talog

HgJ2 + 2J- ⇄ [HgJ4]2-

bezbojna otopina

Cr(III/VI): 2[Cr(OH)4]- + 3H2O2 + 2OH- ⇄ 2CrO42- + 8H2O -3e/2 +2e/3 sivo-zelena otopina

CrO42- + 2Ag+ ⇄ Ag2CrO4

žuta otopina crveno-smeñi talog

121

VI. REAKCIJE LUMINESCENCIJE Ekscitacija molekula u viša energetska stanja apsorpcijom energije vrlo je brza (10-15 s) i može se odigravati na više titrajnih razina ekscitiranih elektronskih 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 neradijacijske (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

Vibracijska relaksacija Prijelaz unutar sustava

E S1

Fosforescencija, h·ν2

Apsorpcija, h·ν1

Fluorescencija, h·ν1'

T1

S0

Rezonantna fluorescencija

λ

Singletno temeljno stanje

Singletno pobuñeno stanje

Tripletno pobuñeno stanje

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:

123

1. planarnu konfiguraciju odnosno relativno krutu strukturu u molekuli (npr., metalni kompleksi), 2. konjugirane dvostruke veze ili visoku rezonantu stabilnost, 3. elektron donirajuću skupinu, npr., -NH2. Npr., molekule koje su slične po konfiguraciji a različite po sposobnosti fluorescencije su fenolftalein i fluorescein: -

O

O C

-

O

O

O

C COO

-

Fenolftalein [kinoidni, bazični oblik, crven kod pH >10,0 (vidi str. 56), ne fluorescira]

COO-

fluorescein (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. Boja fluorescencije može se promatrati u stupcu tekućine u epruveti, 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. U organskoj analizi koristimo činjenicu da mnogi tipovi organskih molekula fluoresciraju ili mogu biti prevedeni u fluorescirajuće molekule. Proteini i druge

124 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 Al3+ (vidi str. 9 i 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* M* + Q → M + Q

apsorpcija dezaktivacija odnosno oduzimanje energije ekscitacije putem sudara, npr., s molekulama otapala

b) statički tip: M + h.ν → M* M* + Q → MQ

apsorpcija 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

125 pokazuju znatno jaču fluorescenciju. Npr., antibiotik tetraciklin pod UV-svjetlom 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: HO CH3

Ca2+ + 2

N(CH3)2 OH CONH2

OH OH O

N(CH3)2

HO CH3

⇄

OH

OH O

OH O

OH CONH2

O

O

2

Ca/2 tetraciklin slaba žuto-narančasta fluorescencija

+ 2H+

intenzivna žuto-zelena 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

sarin, CH3PF(O)OC3H7-i (izopropilester metilfluorofosfonske kiseline)

R1

O(S)

R2 R1 R2

R1

X

NH

+ O(O)H

O P

+HX

R2 NH2 O

O P

tabun

+ H2O2 ⇄

P

NH O luminol

NH2 O

O P

R2

(X - halogenid)

O(O)H

R1 ⇄

CN

N

+ OH

+ Eν + H2O

N O dehidroluminol

plavo svjetlo

Insekticid odnosno nervni bojni otrov je katalizator, odnosno prenositelj kisika, pa se gornja reakcija može pisati i kao:

126 R1

O(S) P

NH2 O

R2

NH

NH2 O

X

+ H2O2

N

NH

+ Eν + 2H2O

N

O

O

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 NH2 O

2H2O2 + O luminol

peroksidaza hrena

NH2

NH

COOH

NH

COOH aminoftalat

+ N2 + 2H2O + Eν

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 i 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 uspostavljena 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.

128 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: 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

područje superkritičnog fluida

p (atm) pc

kritična točka voda tlak para tekućine led 1 9,87·10

para

-4

trojna točka tlak sublimacije čvrste tvari Tt 0,01

Tv

Tc

T (ºC)

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 9,87x10-4 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 istodobno postoje sve tri faze vode (0,01 oC, 9,87x10-4 atm) i nema stupnjeva slobode; 4. činjenica da se ravnotežni pravac čvrsto-tekuće (prikaz svih T i p kod kojih je ravnoteža taljenjesmrzavanje moguća) nagiba nalijevo govori da talište vode slabo ovisi o tlaku te opada s porastom tlaka (anomalično ponašanje vode prema drugim supstancijama!).

Superkritični fluidi Kritična 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.

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) 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.

p (atm) superkritični CO2 pc 73 tekućina

kritična točka

krutina trojna točka

plin

31 Tc Slika VII.2. Fazni dijagram ugljičnog dioksida.

T (ºC)

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

Cl2

144

76,1

CO2

31,1

72,9

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

N2

-147

33,5

Ne

-228,7

26,9

NH3

132,5

112,5

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

0,23

0,47

0,27

0,24

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 L-1) 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

132 koristi u preparativne svrhe ali i 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/pBo 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.). a T

Sastav pare

Sastav tekućine

b

10 90

Sastav faza

90 10

A (%) B (%)

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.

133

T(ºC) Sastav pare

Sastav tekućine 78 96% EtOH 0 100

Sastav faza

100 Voda (%) 0 Etanol (%)

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.

134 Količina adsorbiranog plina izražava se kao volumen adsorbiranog plina pri standardnoj temperaturi i tlaku, a raspodjela tvari izmeñu čvrste i plinovite faze opisuje se 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) za odjeljivanje i odreñivanje. 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)4BNa+, 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 OH

R je organski radikal (fenil, propil)

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 Clionima 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] K.K' = Kpt = [B+][A-]

[BA] je konstanta K' jer je to čvrsta faza

136 Npr.:

AgCl ⇄ Ag+ + ClKpt = [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+ + 2JKptPbJ2 = [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 ⇄ bB+ + aAKpt = [B+]b [A-]a s = [B+]/b Kpt = (b.s)b (a.s)a = bb.aa.s(b+a) s = [Kpt/(bb.aa)]1/(b+a)

odnosno

s = [A-]/a

137 PRIMJERI: Al(OH)3 ⇄ Al3+ + 3OHKptAl(OH)3 = [Al3+][OH-]3 = 2,0x10-33 mol4 dm-12 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 Sb2S3 ⇄ 2Sb3+ + 3S2Kpt = [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 s ( mol dm-3)

Formula

Kpt

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 **

Co(OH)2

1x10-16

CoS

7,9x10-23 (10-22-10-26)

Cr(OH)3

1x10-30 (6,7x10-31)

CuS

7,9x10-36 (8x10-37)

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 **

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

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)

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)‡

* žuti, ** crveni, *** crni, † α-, ‡ β-

8,9x10-14*, 1x10-14 **

8,9x10-12

2,8x10-18

1,3x10-26 ***, 6,3x10-27 **

3,2x10-8

3,2x10-13

1,3x10-12 †, 1,6x10-11 ‡

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+ + ClKpt = [Ag+] [Cl-] = 1,8x10-10 pri 25 oC Molarna topljivost AgCl u vodi iznosi 1,3x10-5 mol dm-3. Dodatkom NaCl u zasićenu otopinu iznad AgCl raste koncentracija Cl- iona. Sustav odgovara na to prema Le Châtelierovom načelu te dodani Cl- 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

140 preveliki suvišak zajedničkog iona jer pri visokim ionskim koncentracijama efekt soli povećava topljivost soli a kod nekih taloga povećanu topljivost može izazvati nastajanje kompleksnog iona. Katkada se efekt zajedničkog iona koristi za sprečavanje nastajanja taloga. Npr., nastajanje taloga Mg(OH)2: Mg(OH)2 ⇄ Mg2+ + 2OHTaloženje se može spriječiti održavanjem niske koncentracije OH- iona. Ako je izvor OH- iona amonijak: NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OHKoncentracija 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 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 Razlučivanje pikova, 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

210 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 odjeljivanje 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. 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)

211 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 tR (vidi str. 208) a povećanja RF (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 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. 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 - 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

212 IX.4. pokazuju da uz manju veličinu čestica nosača dolazi do smanjenja HETP i povećanja efikasnosti odjeljivanja na koloni.

HETP

10 µm

5 µm 3 µm

u Slika IX.4. Utjecaj veličine čestica nosača na HETP u tekućinskoj kromatografiji.

Primjena kromatografskih metoda Kromatografske metode koriste se 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 standardnih referentnih 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"). 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

213 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. 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

214 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 tvar i direktno 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' Analogno iz ukupnog volumena zadržavanja dobiva se korigirani volumen zadržavanja (VRo): 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 Henryevog zakona (vidi Sustavi plinovito-tekuće) te je poznata kao formula odjeljivanja prema E. F. G. Heringtonu: log (VgA/VgB) = log (pBo/pAo) + log (γBo/γAo) gdje su VgA i VgB specifični volumeni zadržavanja za specije A i B. Uzimajući u obzir vremena zadržavanja odjeljivanih tvari A i B slijedi:

215 tRA/tRB ≈ (pBoγBo/pAoγAo) ili log (tRA/tRB) ≈ log (pBo/pAo) + log (γBo/γAo) pBo i pAo - tlakovi para čistih tvari B i A pri datoj temperaturi, γBo i γAo - koeficijenti aktiviteta tvari B i A u stacionarnoj tekućini pri beskonačnom razrijeñenju.

Proizlazi da je odjeljivanje dviju tvari odreñeno njihovim relativnim isparljivostima, a tlakovi para ovise o temperaturi. 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.5.). Kao plinovi nosači mogu poslužiti He, Ar, N2, CO2, H2. Protok plina nosača kao pokretne faze mora biti konstantan za 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 (MSD).

216

mjerač protoka šprica injektor

septum

detektor

sustav podataka

regulacija tlaka regulator protoka kolona

spremnik plina nosača

kolonska peć

Slika IX.5. 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. 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

100-200

Jako polarna

Diizodecil adipat

20-125

Srednje polarna

Spojevi s dušikom

1,2,3-Tris-(2-cijanoetoksi)-propan (CYANO B)

110-200

Polarna

Silikoni

Metil siloksani (OV-1, SE-30)

20-300

Nepolarne

Fenil siloksani (OV-22)

Srednje polarne

Nitrilo siloksani (OE-4178)

Jako polarne

* U zagradi su naznačeni komercijalni nazivi.

217

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

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,

218 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 ClausiusClapeyronova 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). 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.

219 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 tekućetekuće) 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. 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

220 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 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.).

221

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".

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.

222 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 ekstrapoliraju na 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 moguća 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.4.); takoñer smanjenje brzine protoka pokretne faze pogoduje 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.6.).

223 šprica injektor

komora za miješanje otapala

pumpa

predkolona

brtva

kolona

spremnici otapala

detektor

sustav podataka

Slika IX.6. Shematski prikaz HPLC kromatografa.

Otapala koja se koriste kao pokretna faza trebaju biti visoke 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 cm-3 min-1) u kolonu. Uzorak se unosi mikrolitarskom špricom 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. Kolona je najčešće cijev izrañena iz nerñajućeg čelika, duljine 250 a unutarnjeg dijametra 4,6 mm, punjena česticama veličine 5 ili 10 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 ("diode-array") (HPLC-DAD sustavi) 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 atomskoapsorcijsku 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 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 (≡SiOH). Njihovom reakcijom s organoklorosilanom nastaje siloksan:

224 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 koji je prevučen polimerom 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 ili policikličkih aromatskih ugljikovodika 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 Bi3+, 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 anionskoizmjenjivačku 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% aceton0.5 mol dm-3 HCl 70% aceton0.5 mol dm-3 HCl 60% aceton0.5 mol dm-3 HCl 70% aceton0.5 mol dm-3 HCl 70% aceton0.5 mol dm-3 HCl 90% aceton0.5 mol dm-3 HCl 60% aceton0.1 mol dm-3 HCl 70% aceton0.2 mol dm-3 HCl

Amberlite IR-120 (H+)

Eluens

Anionski izmjenjivač

9 mol dm-3 HCl 3 mol dm-3 HCl 0.5 mol dm-3 NaNO3 2 mol dm-3 NaNO3

KDCd

Amberlite IR-120 (H+) Amberlite IR-120 (H+)

KDZn

KDZn

1

KDFe

Amberlite IR-120 (H+)

130 0

0

KDCu

0 KDBi

36 0

0

Amberlite IR-120 (H+) Amberlite IR-120 (H+)

KDZn

0

Amberlite IR-120 (H+) Amberlite IR-120 (H+)

1

44 0

0

KDCd

0

130 0

Odjeljivani ioni

Amberlite IRA-400 (Cl-)

KDNi

0

KDCo

0 -

Amberlite IRA-400 (NO3 )

50 0

ClJ-

Moderna ionska kromatografija 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 HCO3obliku, i/ili ako eluens sadrži NaHCO3/Na2CO3 dogaña se: HCO3 + X- + Na+⇄

X + HCO3- + Na+

227 Izlazna otopina/eluens reagira u supresorskoj koloni: Na+ + HCO3- + H+ ⇄ Na+ + H2CO3 2Na+ + CO32- + 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 kseline 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 PARom koji se unosi u struju eluensa. Kada se u eluensu 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 i 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.7.: ioni različitih naboja mogu se odvojiti eluensom s postupno povećanom ionskom jakosti.

228

_ __

+ _ + _ + _ +

+

_ __

+ + +

_ __ __

+

+

+ + +

_ _

_

+

_ __ _ __

+

__

__

Slika IX.7. 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 Sephedex 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 kreće se 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 kada se mobilna faza ubacuje pod visokim tlakom kao u HPLC (vidi i Tekućinska

229 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 i Ionska izmjena u kemijskoj analizi). Stiren-DVB kopolimerizati (komercijalni naziv Styragel) te odvajaju molekule s Mr od 200 do >5x107 a porozni silika gel (Porasil) odvaja molekule s Mr od 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 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. Gelpropusna 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 groz 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.8. shematski prikazuje princip gel kromatografije.

230 Pokretna faza pore

molekule

Granula gela (nepokretna faza) Slika IX.8. 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, dok 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 molekularne mase visokomolekularnih specija (Mr >2000), poput proteina ili polimera. Primjena ove metode jeste i u odsoljavanju visokomolekularnih materijala da bi se iz biokemijskih materijala izolirale makromolekule, npr., odijelilo proteine 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.9.). Kod simetričnih mrlji promatra se središte mrlje a kod asimetričnih mjesto maksimalnog intenziteta mrlje. zM start

front A

B

kap uzorka zRA

Anal. signal

zRB A

B

Duljina puta Slika IX.9. 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:

232 t M = 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.10.). poklopac

tanki sloj

podložna ploča

otapalo (razvijač)

Slika IX.10. Komora za TLC.

233

Otapalo 1

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.11.). Selektivnost TLC odnosno efikasnost odjeljivanja TLC-om može se povećati dvodimenzionalnim razvijanjem s različitim pokretnim fazama u svakom smjeru.

Otapalo 2 Slika IX.11. 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