PROBLEMATYKA:
Analiza specjacyjna.
TEMAT ĆWICZENIA:
OZNACZANIE JONÓW Fe3+ I Fe2+ OBOK SIEBIE Z ZASTOSOWANIEM
PLANU CZYNNIKOWEGO 22.
METODA:
Spektrofotometria UV/VIS
WPROWADZENIE
Specjacja i analiza specjacyjna
Specjacja to wystę powanie danego pierwiastka w róż nych formach i postaciach, np.
na róż nych stopniach utlenienia czy w połą czeniu z róż nymi ligandami, w badanym
materiale (w próbkach ś rodowiskowych, tkankach organicznych czy ż ywnoś ci).
Analiza specjacyjna okreś la identyfikację i oznaczenie poszczególnych form w
konkretnym materiale.
Poszczególne indywidua danego pierwiastka różnią się własnościami fizykochemicznymi i
działaniem fizjologicznym, stąd obserwuje się coraz większe znaczenie analizy specjacyjnej w
medycynie i ekologii.
Terminy specjacja i analiza specjacyjna mogą odnosić się do różnych sytuacji (np. w
zależności od badanych układów) i w zależności od tego mieć nieco inne znaczenie.
Specjacja szczegółowa obejmuje oznaczanie konkretnych indywiduów chemicznych, np.
w przypadku, gdy jedna z form chemicznych pierwiastka różni się od pozostałych
toksycznością.
Specjacja grupowa dotyczy oznaczenia sumy związków na danym stopniu utlenienia,
np. Cr(III,VI), Sb(III,V).
Specjacja fizyczna opiera się na oddzieleniu form występujących w innych postaciach
fizycznych, w postaci rozpuszczonej lub w zawiesinie, w postaci par lub jako aerozol.
W specjacji operacyjnej o oznaczeniu i/lub wydzieleniu konkretnej grupy związków
decyduje charakter zastosowanej operacji analitycznej, np. oznaczenie labilnych i inertnych
form występowania danego pierwiastka możliwe jest za pomocą pewnych technik
woltamperometrycznych.
Specjacja cytologiczna polega na rozdzieleniu / wydzieleniu poszczególnych frakcji na
poziomie subkomórkowym, a następnie oznaczeniu technikami mikroanalitycznymi
charakteryzującymi się dużą rozdzielczością (np. laserowa mikrospektrometria mas).
W przypadku wydzielenie frakcji o danej bioprzyswajalności, poprzez stworzenie
warunków zbliżonych do naturalnych, mamy do czynienia ze specjacją funkcjonalną.
Polega ona na oznaczaniu związków pierwiastków o określonej aktywności chemicznej i
biologicznej.
Przystępując do analizy specjacyjnej musimy zdawać sobie sprawę z szeregu trudności,
które są z tym związane i możliwości popełnienia potencjalnych pomyłek.
1
Analiza specjacyjna to oznaczanie w większości przypadków form będących jedynie częścią
całkowitego stężenia danego pierwiastka, czyli indywiduów występujących w bardzo małych
stężeniach. Jest to więc analiza śladowa. W związku z tym konieczne jest dysponowanie
procedurami analitycznymi o wykrywalności mniejszej o co najmniej jeden rząd wielkości, niż
w przypadku oznaczania całkowitych zawartości.
Kolejny problem stanowi nietrwałość oznaczanych analitów i możliwość ich wzajemnych
przemian. Zmiana specjacji w układach labilnych, z którymi mamy do czynienia w wodach i
płynach biologicznych, może być spowodowana zmianą takich parametrów jak pH, siła jonowa
czy temperatura.
Bardzo istotny jest efekt matrycy. Usunięcie lub rozłożenie matrycy może w znacznym stopniu
lub nawet całkowicie zmienić pierwotną specjację w badanym materiale. W próbkach
biologicznych często anality związane są z makrocząsteczkami: białkami, lipidami, kwasami
humusowymi, wtedy zbyt drastyczne usunięcie matrycy uniemożliwia poznanie pierwotnego
składu specjacji.
W analizie wód naturalnych często spotykanym sposobem postępowania jest badanie
specjacji fizycznej na drodze rozdzielenia faz wykorzystując różne warianty filtracji. Jednakże
granica pomiędzy materią rozpuszczoną a "zawieszoną" jest umowna (standardowo 0.45 µm) i
nie wiąże się z żadnym ostrym podziałem występującym w próbkach naturalnych, i związanych
z charakterem chemicznym indywiduów. Poniżej umownej granicy znajdują się związki o
małej masie molowej, proste organiczne i nieorganiczne aniony i kationy, jak też polielektrolity
- kwasy humusowe i fulwinowe, polisacharydy. W grupie tej występują również układy
koloidowe - tlenki manganu, żelaza i glinu, siarczki metali, minerały węglanowe i gliny, oraz
wirusy. Układy skoagulowane, osady krystaliczne oraz bakterie i algi będą występowały w
fazie "zawieszonej". Trzeba zauważyć, że w każdej z grup zachodzą procesy adsorpcji,
współstrącania czy wymiany jonowej czego konsekwencją jest zatarcie ostrej granicy podziału.
Dodatkowo oba układy - rozpuszczony i zawieszony - wzajemnie na siebie oddziałują i
pozostają ze sobą w równowadze, choć zwykle ustalającej się dość powoli.
Badając specjację w fazie zawieszonej najczęściej traktuje się tą fazę jednolicie prowadząc
rozpuszczanie w drastycznych warunkach i oznaczając całkowitą zawartość pierwiastków w
uzyskanym roztworze.
Kompletne (całkowite) badanie specjacji w fazie rozpuszczonej musi uwzględniać wiele
czynników warunkujących określony obraz specjacji:
-
zasolenie, a więc obecność nadmiaru elektrolitów,
-
pH, istotne ze względu na przesuwanie równowagi w układach protolitycznych,
-
stężenie tlenu, a właściwie potencjał redoks, szczególnie ważny w przypadku badania
pierwiastków występujących na różnych stopniach utlenienia,
-
całkowita zawartość organicznych związków węgla, wraz z możliwymi informacjami o
naturze tych związków,
-
warunki fizyczne, jak temperatura, ciśnienie (związane z głębokością pobierania próbki).
Z oczywistych względów najlepiej jest oznaczać poszczególne indywidua bezpośrednio w
pobranych próbkach bez wstępnego przetwarzania. Jednak niewystarczająca granica detekcji
metod o dużej specyficzności pozwala na to tylko w nielicznych przypadkach.
W analizie wód naturalnych mało uwagi poświęca się metalom alkalicznym oraz
magnezowi i wapniowi. Większość ich form chemicznych jest labilna, a toksyczność jest
pomijana. Znacznie istotniejsza, z punktu widzenia toksykologicznego, jest zawartość glinu i
metali ciężkich, zwłaszcza o zmiennym stopniu utlenienia. Oddzielną grupę stanowią typowo
antropogenne zanieczyszczenia, jak związki rtęci, ołowiu, kadmu i cyny.
W przypadku pierwiastków o zmiennej wartościowości często wyznacza się jedynie udział
poszczególnych stopni utlenienia, jak np. w analizie specjacyjnej chromu, antymonu, selenu.
Dotyczy to przede wszystkim sytuacji, gdy znaczące różnice w toksyczności związków
2
związane są z różnym stopniem utlenienia, lub gdy nie dysponujemy odpowiednią wiedzą
dotyczącą właściwości oraz gdy brak jest skutecznych metod analitycznych. Stosuje się wtedy
specjację operacyjną, np. technikami woltamperometrycznymi oznacza się związki labilne i
inetrne, albo metodami chromatograficznymi rozróżnia się formy zatrzymywane na
określonych wypełnieniach, lub też związane nieorganicznie lub organicznie (jeśli związki
organiczne ulegają rozkładowi pod wpływem naświetlania promieniowaniem UV).
śelazo w przyrodzie
Związki żelaza występują w wodach naturalnych w niewielkich stężeniach. W
wodach powierzchniowych stężenie żelaza rzadko przekracza kilka mg/dm3. Niektóre wody
podziemne zawierają więcej żelaza - do kilkudziesięciu mg/dm3. śelazo w wodzie może
pochodzić z erozji skał i gleby. Jego źródłem są także ścieki przemysłowe oraz korozja
zbiorników, rur i innych elementów i urządzeń żelaznych.
śelazo w wodzie może występować w formie rozpuszczonej, koloidalnej lub jako
zawiesina. Koloidy występują zwykle w obecności substancji organicznych, np. związków
humusowych, a także w postaci nieorganicznych lub organicznych kompleksowych związków
żelaza. Kwasy humusowe występują w znacznych ilościach w wodach bagiennych, które
zawierają Fe3+ w postaci rozpuszczalnych soli kompleksowych, humusanów. Wytrącanie się
wodorotlenku żelaza(III) z wód zawierających humusany odbywa się z udziałem bakterii, które
rozkładają sole, uwalniając jony Fe2+ lub Fe3+. Procesy utleniania lub redukcji jonów żelaza
zależą od warunków tlenowych w wodach. W głębokich zbiornikach wody stojącej mogą się
ustalić strefy występowania związków żelaza. Bliżej dna, na skutek procesów redukcyjnych
przeważa żelazo w postaci Fe2+, natomiast bliżej powierzchni, z powodu większej ilości tlenu
rozpuszczonego w wodzie, przeważa żelazo na trzecim stopniu utlenienia. W wodach
podziemnych żelazo występuje głównie w postaci związków żelaza(II) rozpuszczalnych w
wodzie. Minerały zawierające żelazo w postaci tlenków, wodorotlenków i siarczków
rozpuszczają się w procesach hydrolizy i pod wpływem dwutlenku węgla, np.:
Fe(OH)2 + 2 CO2 → Fe(HCO3)2
FeCO3 + CO2 + H2O → Fe(HCO3)2
FeS + 2 CO2 + 2 H2O → Fe(HCO3)2 + H2S
W obecności tlenu lub substancji utleniających w wodzie, Fe(II) ulega łatwo utlenieniu
do Fe(III), które wytrąca się w postaci uwodnionych tlenków żelaza. Jony Fe2+ obecne w
wodach podziemnych pozbawionych materii organicznej mogą być utleniane za pomocą tlenu
pod wpływem bakterii żelazowych ( Ferrobacillus, Gallionella):
4 Fe2+ + 4 H+ + O2 → 4 Fe3+ + 2 H2O
Wody kopalniane zawierające żelazo mają odczyn kwaśny wynikający z obecności
kwasu siarkowego (VI) utworzonego w rezultacie utleniania pirytu:
2 FeS
2-
2 + 2 H2O + 7 O2 → 4 H+ + 4 SO4 + 2 Fe2+
Obecność żelaza w ściekach jest związana z zastosowaniem tego pierwiastka w
metalurgii, przemyśle farbiarskim, galwanotechnice i garbarstwie. Związki żelaza stosuje się
m.in. jako koagulanty przy oczyszczaniu gazów z siarki. Obecność w ściekach
heksacyjanożelazianów(II) i heksacyjanożelazianów(III) związana jest z produkcją barwników
nieorganicznych.
3
Duża zawartość żelaza w wodzie do picia (powyżej 0.3 mg/dm3) jest niepożądana,
ponieważ może ono powodować mętność wody i wpływa niekorzystnie na jej właściwości
smakowe. Zawartość żelaza ogólnego w wodach powierzchniowych nie może przekroczyć 1.0
mg/dm3dla klasy I, 1.5 mg/dm3dla klasy II i 2.0 mg/dm3 dla klasy III (Dz.U. nr 116 z 1991 r.
poz.503).
Niektóre gałęzie przemysłu, np. papierniczy, włókienniczy lub fotograficzny, wymagają
wody całkowicie pozbawionej żelaza. Duże stężenie żelaza w wodzie niekorzystnie wpływa na
rozwój niektórych gatunków ryb, głównie łososiowatych.
Całkowitą zawartość żelaza w wodzie oznacza się np. metodami spektrometrii
atomowej: ASA i ASE, lub spektrofotometrycznie, z zastosowaniem rodanku po uprzednim
utlenieniu żelaza do Fe(III), albo za pomocą 1,10-fenantroliny lub dipirydylu po zredukowaniu
żelaza do Fe(II).
Kontrola jakości wody, badania z zakresu ekologii, analiza środków spożywczych,
płynów ustrojowych czy leków wymagają znajomości stężenia żelaza na obu stopniach
utlenienia. Zwykle Fe(II) oznacza się przed i po redukcji żelaza w badanej próbce wody (patrz
wyżej), a zawartość Fe(III) oblicza się z różnicy wyników tych oznaczeń. Alternatywnie można
oznaczać Fe(III) przed i po utlenieniu Fe(II) w próbce.
Należy pamiętać, że w przechowywanej próbce wody lub ścieku mogą zachodzić
procesy (np. utlenianie i redukcja) zmieniające pierwotną specjację żelaza w próbce.
Powszechność żelaza powoduje, że konieczna jest, aby uniknąć zanieczyszczenia, szczególna
ostrożność na etapie pobierania, przechowywania i przygotowania próbki do analizy. Niżej
opisana procedura oznaczania żelaza metodą dwuskładnikowego kompleksometrycznego
miareczkowania spektrofotometrycznego umożliwia równoczesne oznaczenie żelaza na dwóch
stopniach utlenienia, w toku jednego pomiaru analitycznego. Metoda ta nadaje się do analizy
specjacyjnej żelaza Fe(II) i Fe(III) np. w wodach mineralnych i źródlanych.
Równoczesne oznaczanie Fe(II) i Fe(III) metodą spektrofotometrycznego miareczkowania
kompleksometrycznego
Miareczkowanie spektofotometryczne polega na śledzeniu zmian absorbancji
zachodzących pod wpływem dodawania titranta do roztworu analitu. Warunkiem zastosowania
tej metody jest występowanie charakterystycznej absorpcji promieniowania przez substancję
miareczkowaną, titrant lub produkt reakcji zachodzącej między nimi.
Zastosowane spektrofotometryczne oznaczanie Fe(II) i Fe(III) polega na
miareczkowaniu roztworem EDTA badanej próbki, do której dodano uprzednio nadmiar
mieszaniny wskaźników: kwasu sulfosalicylowego i 1,10-fenantroliny. W środowisku
kwaśnym (pH=3.0) kwas sulfosalicylowy wiąże obecne w próbce Fe(III) w czerwonofioletowy
kompleks 1:1 (λ=490 nm), natomiast 1,10-fenantrolina tworzy pomarańczowy kompleks z
Fe(II) w stosunku 3:1 (λ= 512 nm). Początkowa absorbancja próbki pochodząca od tych
kompleksów ustala się po około 5 minutach od momentu dodania nadmiaru wskaźników. W
trakcie dodawania roztworu titranta kwas sulfosalicylowy zostaje wyparty z kompleksu z
Fe(III) przez EDTA. Zachodzący proces jest uwarunkowany przez stałe trwałości
poszczególnych kompleksów. W miarę postępu miareczkowania wartość absorbancji maleje,
ponieważ zarówno wyparty z kompleksu kwas sulfosalicylowy, jak i kompleks Fe(III)-EDTA
są bezbarwne. W punkcie końcowym miareczkowania, gdy całkowita zawartość Fe(III) jest
związana w bezbarwny kompleks z EDTA, absorbancja roztworu osiąga wartość stałą, która
pochodzi od pomarańczowych kompleksów Fe(II) z 1,10-fenantroliną. Przykładową krzywą
miareczkowania
spektrofotometrycznego
przedstawia
rys.1.
Poprzez
ekstrapolację
prostoliniowych odcinków krzywej wyznacza się punkt końcowy miareczkowania Fe(III),
4
któremu odpowiada objętość V titranta. Wartość absorbancji A (rys.1) jest skorelowana z
zawartością Fe(II).
A
AFe(II)
VEDTA
VFe(III)
Rys.1. Przykładowa krzywa spektrofotometrycznego miareczkowania Fe(II) i Fe(III)
roztworem EDTA; obję tość titranta V punktu koń cowego jest proporcjonalna do zawartoś ci Fe(III), natomiast absorbancja A jest zwią zana z zawartoś cią
Fe(II) w roztworze.
Pomiary absorbancji wykonuje się przy długości fali 530 nm. Wybrana długość fali nie
odpowiada maksimum absorpcji barwnych związków. Wyboru takiego dokonano w celu
uniknięcia zbyt dużej absorbancji (>1) w przypadku roztworów zawierających większe ilości
Fe(II) i Fe(III).
Aby określić rzeczywiste stężenia Fe(II) i Fe(III) należy przeprowadzić kalibrację
opartą na wynikach miareczkowania odpowiednich roztworów wzorcowych, przygotowanych
tak jak opisano poniżej.
Kalibracja
W kalibracji stosujemy 4 roztwory wzorcowe, w których stężenia Fe(II) i Fe(III) są
dobierane zgodnie z planem czynnikowym 22, gdzie czynnikami są stężenia Fe(II) i Fe(III) a każde stężenie występuje na dwóch poziomach. Plan taki przedstawiono na rysunku 2.
Dla ogólności zapisu stężenia obu form żelaza w roztworach wzorcowych (c1 i i c2 i)
"kodujemy" czyli zamieniamy na wielkości bezwymiarowe stosując wzory:
5
c
~
(0)
(0)
1 i = (c1 i - c1
)/∆c1, c
~ 2 i = (c2 i - c2 )/∆c2, (1)
gdzie i jest indeksem roztworu wzorcowego, c (0)
(0)
1
, c2 , ∆c1, ∆c2 objaśniono na rysunku 2.
Wyniki zestawia się w tabeli 1 (patrz: skład roztworu wzorcowego).
Na podstawie wyników miareczkowania roztworów wzorcowych, tzn. współrzędnych punktów
końcowych miareczkowania, Ai i V i, zebranych w tabeli 1, wyprowadza się następujące równania kalibracyjne:
(1)
(1)⋅
(1)⋅
(1)⋅
⋅
A = B0
+ B1
c
~ 1 + B2
c
~ 2 + B12
c
~ 1 c~ 2
V = B (2)
(2)⋅
(2)⋅
(2)⋅
⋅
(2)
0
+ B1
c
~ 1 + B2 c~ 2 + B12
c
~ 1 c~ 2
gdzie c
~ 1 i c~ 2 - stężenia rzeczywiste (prawdziwe) odpowiednio Fe(II) i Fe(III), wyrażone w
jednostkach kodowanych (równania 1). Współczynniki regresji B (k)
(k)
(k)
1
, B2 , B12 (k=1,2)
oblicza się z podanych niżej wzorów (3):
1
1
B (1)
(2)
0
=
(A1+A2+A3+A4)
B0 =
(V1+V2+V3+V4)
4
4
1
1
B (1)
(2)
1
=
(A1+A2–A3–A4)
B1 =
(V1+V2–V3 –V4)
4
4
1
1
(3)
B (1)
(2)
2
=
(A1–A2–A3+A4)
B2 =
(V1–V2 –V3 +V4)
4
4
1
1
B (1)
(2)
12
=
(A1–A2+A3–A4)
B12 =
(V1–V2+V3–V4)
4
4
Zauważmy, że równania kalibracyjne (2) wiążą prawdziwe stężenia Fe(II) i Fe(III),
odpowiednio c
~ 1 i c~ 2 (w jednostkach kodowanych), ze współrzędnymi punktu końcowego
miareczkowania wyznaczonymi z krzywej. Zatem równania kalibracyjne (2) mogą służyć do
wyznaczania stężenia obu form żelaza w próbkach analizowanych w identycznych warunkach
doświadczalnych co roztwory wzorcowe. Tego typu kalibracja zostanie wykorzystana w
ćwiczeniu.
CEL ĆWICZENIA
• Równoczesne oznaczanie Fe(II) i Fe(III) w wodach naturalnych metodą
miareczkowania spektrofotometrycznego.
• Zapoznanie się z:
pojęciem specjacji i analizy specjacyjnej,
kalibracją opartą na planie czynnikowym 22,
budową i działaniem spektrofotometru SPEKOL 11.
6
(a)
(b)
c
~
2
c2
4 (-1,1)
1
1 (1,1)
2 ∆c1
4
1
wzory (1)
(0)
c2
2 ∆c2
-1
1
c
~ 1
wzory (4)
c23
3
2
3 (-1,-1)
-1
2 (1,-1)
(0)
c13
c1
c1
Rys.2. Plan czynnikowy 22 przedstawiony w zmiennych oryginalnych (a) i kodowanych (b); c1, c2 – oryginalne stęż enia odpowiednio Fe(II) i (0)
(0)
Fe(III); c
~ 1, c~ 2 – stęż enia kodowane odpowiednio Fe(II) i Fe(III); c1 , c2 – stęż enia Fe(II) i Fe(III) w punkcie ś rodkowym planu; ∆ c1,
∆ c2 – połowy róż nic mię dzy wartoś ciami stęż eń w jakich wystę pują odpowiednio Fe(II) i Fe(III) w roztworach wzorcowych; punkty (wierzchołki) planu 1, 2, 3 i 4 reprezentują skład roztworów wzorcowych.
7
ZAGADNIENIA DO KOLOKWIUM
1.
Podaj treść prawa Bougera-Lambert-Beera-Waltera.
2.
O czym mówi prawo addytywności absorpcji?
3.
Omów przyczyny odstępstw od prawa absorpcji.
4.
Wymień
i
krótko
scharakteryzuj
wielkości,
które
charakteryzują
metody
spektrofotometryczne.
5.
Jaka jest zasada miareczkowania spektrofotometrycznego? Przedstaw na rysunku
możliwe do rejestracji krzywe miareczkowania w zależności od tego, który ze
składników układu wykazuje absorpcję.
6.
Co to jest specjacja i jakie są jej rodzaje? (podaj cztery przykłady) Wymień i krótko opisz
specyficzne trudności z którymi związana jest analiza specjacyjna.
7.
Co to jest analiza specjacyjna?
8.
Krótko opisz zasadę równoczesnego spektrofotometrycznego oznaczania żelaza(II) i
żelaza(III) w wodzie.
9.
Na podstawie przygotowania do wykonania ćwiczenia krótko opisz zasadę
równoczesnego spektrofotometrycznego oznaczania Fe(II) i Fe(III)w wodzie.
10.-12. W naszym posiadaniu jest r-r wzorcowy Fe2+ o stężeniu X1 mol/dm3. Ile cm3 tego r-ru
należy odpipetować do kolby miarowej o objętości Y1 cm3 jeśli wiadomo, że Y2 cm3 r-ru
z kolby należy przenieść do kuwety i rozcieńczyć do objętości Y3 cm3 otrzymując r-r o
stężeniu X2 mol/dm3. (typ zadania)
LITERATURA
1.
A. Cygański: Metody spektroskopowe w chemii analitycznej, WNT, W-wa 1997, rozdz.
3.2.2 - 3.2.8.
2.
W. Hermanowicz, J. Dojlido, W. Dożańska, B. Koziorowski, J. Zerbe: Fizyko-chemiczne
badanie wody i ś cieków, Arkady, W-wa 1999, rozdz. 2.3.65 i 3.4.70
3.
B. Gomółko, E. Gomółko: Ć wiczenia laboratoryjne z chemii wody, Wyd. Politechn.
Wroc. 1996, rozdz. 7.13
4.
A. Hulanicki: Współczesna chemia analityczna. Wybrane zagadnienia, PWN, W-
wa 2001, rozdz. 10
5.
J. Mazerski: Podstawy chemometrii, Wyd. Politechn. Gdańskiej, 2000, rozdz 2.2.1 (lit.
dodatkowa)
PRZYRZĄDY, NACZYNIA I ODCZYNNIKI
a) spektrofotometr SPEKOL 11 firmy Carl Zeiss–Jena z przystawką do miareczkowania,
b) biureta automatyczna OP-930 (lub 930/1) z przystawką programującą OP-936 firmy
Radelkis, (schemat zestawu przedstawiono na rysunku 3),
c) kuwety szklane o pojemności 30 ml,
d) mieszadełka magnetyczne,
e) mikropipeta firmy PLASTOMED o pojemności 200 µl,
f) pipety szklane wielomiarowe o pojemności 1 (2x), 2, 5, 10 (2x) i 25 ml oraz pipety
jednomiarowe o pojemności 1 i 10 ml,
g) kolby miarowe o pojemności 25 i 100 ml,
8
h) zlewki na 25 i 250 ml,
i) tryskawki,
j) roztwory: 0.002 mol/dm3 roztwór EDTA, 0.16 mol/dm3 roztwory Fe(II) i Fe(III), roztwór
HNO3 o pH~3, mieszanina 0.2% roztworu 1,10- fenantroliny i 0.2% roztworu kwasu
sulfosalicylowego.
SPOSÓB WYKONANIA
1. Przygotowanie aparatury do pracy
Przygotować zestaw do miareczkowania do pracy według wskazówek prowadzącego
zajęcia oraz posługując się instrukcją obsługi spektrofotometru. Zwrócić szczególną uwagę na
to, aby w rurkach doprowadzających titrant do miareczkowanego roztworu nie było
pęcherzyków powietrza.
Po każdym miareczkowaniu sprawdzić objętość titranta w biurecie i w razie konieczności
przed kolejnym miareczkowaniem napełnić biuretę.
2. Analiza specjacyjna ż elaza w wodach naturalnych
2.1. Sporzą dzenie roboczych roztworów wzorcowych
Podstawowe roztwory Fe(II) i Fe(III) o stężeniu 0.16 mol/dm3 należy rozcieńczyć 500-
krotnie (200 µl roztworu podstawowego rozcieńczyć, w kolbie miarowej, roztworem HNO3
o pH~3 do 100 ml).
2.2. Przygotowanie roztworów wzorcowych do miareczkowania
Do kuwet szklanych o objętości 30 ml odpipetować odpowiednie objętości kwasu HNO3
(o pH~3), roboczego roztworu wzorcowego Fe(III), roboczego roztworu wzorcowego Fe(II)
oraz mieszaniny wskaźników składającej się z roztworów kwasu sulfosalicylowego oraz 1,10-
fenantroliny według danych zestawionych w tabeli 1.
Tabela 1. Skład roztworów wzorcowych.
Nr roztworu
Objętość [ml]
wzorcowego
Mieszanina
Wi, Wi’ a)
HNO3
Fe(II)
Fe(III)
wskaźników
W1, W1’
8,5
2,0
4,0
0,5
W2, W2’
11,5
2,0
1,0
0,5
W3, W3’
13,0
0,5
1,0
0,5
W4, W4’
10,0
0,5
4,0
0,5
a) Wi oraz Wi’ (i=1, 2, 3, 4) – roztwory wzorcowe odpowiednio pierwszej i drugiej serii
Ilości roboczych roztworów wzorcowych Fe(II) i Fe(III) dobrano tak, aby po
rozcieńczeniu do objętości 15 ml stężenia analitów odpowiadały planowi czynnikowemu 22.
Tak przygotowane roztwory po 10 minutach miareczkować mianowanym roztworem EDTA
mierząc absorbancję przy długości fali 530 nm ( pamię tać o delikatnym umieszczeniu
mieszadełka w kuwecie oraz o włą czeniu mieszadła) .
9
2.3. Przygotowanie badanych wód do miareczkowania
Próbki otrzymane do analizy (wody źródlane: Zdrój Królewski i Zdrój Nadzieja)
zakwasić stężonym kwasem azotowym(V) do pH~3 i usunąć przeszkadzające składniki lotne
(np. H2S) przepuszczając przez próbkę azot przez około 15 minut. (próbki przygotowywane są
wcześniej przez asystenta)
Przygotować roztwory do miareczkowania, tzn. odpipetować do kuwet 4,5 ml kwasu
HNO3 (pH ~ 3), 10 ml roztworu badanej wody oraz 0,5 ml mieszaniny wskaźników.
Miareczkować sporządzone roztwory po 10 minutach od sporządzenia analogicznie jak
roztwory wzorcowe.
Przygotować drugą serię roztworów wzorcowych i próbek o identycznym składzie jak w
pierwszej serii oraz przeprowadzić dla nich pomiary w sposób analogiczny jak dla serii
poprzedniej.
OPRACOWANIE WYNIKÓW
3. Wyniki i ich opracowanie
3.1 Sporzą dzenie krzywych miareczkowań
3.2 Wyznaczenie współczynników B w równaniach kalibracyjnych
Na drodze ekstrapolacji prostoliniowych odcinków krzywych miareczkowań wyznaczyć
punkty końcowe miareczkowań wzorców. Współrzędne tych punktów, tj. absobancję Ai i
objętość titranta Vi, umieścić w tabeli 2 (zwrócić uwagę na numerację roztworów wzorcowych).
Tabela 2. Analiza roztworów wzorcowych
Nr roztworu
Skład roztworu wzorcowego b)
Punkt końcowy miareczkowania c)
wzorcowego
Wi, Wi’ a)
c
~ 1i
c
~ 2i
A i
V i [ml]
W1
1
1
A i
V 1
W2
1
-1
A 2
V 2
W3
-1
-1
A 3
V 3
W4
-1
1
A 4
V 4
W1’
1
1
A 1’
V 1’
W2’
1
-1
A 2’
V 2’
W3’
-1
-1
A 3’
V 3’
W4’
-1
1
A 4’
V 4’
a) Wi oraz Wi’ (i=1, 2, 3, 4) – roztwory wzorcowe odpowiednio pierwszej i drugiej serii
b) c~ 1i i c~ 2i oznaczają stężenia "kodowane" odpowiednio Fe(II) i Fe(III) w i-tym roztworze
wzorcowym.
c) patrz rysunek 1.
10
Następnie na podstawie wzorów (3) obliczyć współczynniki regresji B w równaniach
kalibracyjnych (2) i zapisać układy równań kalibracyjnych odpowiednio dla pierwszej i drugiej
serii pomiarowej (zwrócić uwagę na jednostki współczynników B).
3.3. Wyznaczenie stęż enia Fe(II) i Fe(III) w badanych wodach
Z krzywych miareczkowań rozcieńczonych roztworów próbek wyznaczyć współrzędne
punktów końcowych miareczkowań, a następnie podstawić uzyskane wartości absorbancji A i
objętości titranta V do równań kalibracyjnych (2) i rozwiązać otrzymany układ równań ze
względu na c
~ 1 i c~ 2. Rozwiązaniem układu równań są stężenia Fe(II) i Fe(III) wyrażone w
jednostkach kodowanych (gdy proces kalibracji jest przeprowadzony prawidłowo otrzymane
wartoś ci c
~ 1 i c~ 2 zawierają się w granicach < − 1,1 >).
Stężenia wyrażone w zastosowanych jednostkach oryginalnych (np. µg/cm3) obliczyć z
następujących wzorów wynikających z równań (1):
c
(0)
(0)
1 = c
~ 1 · ∆c1 +c1 , c2 = c~ 2 · ∆c2 +c2 (4)
Przeliczyć otrzymane wartości uwzględniając fakt, że miareczkowano rozcieńczone
roztwory próbek, tzn. do kuwety miareczkowej odpipetowano 10 ml badanej wody i
rozcieńczono ją do objętości 15 ml.
Wyniki analizy próbek należy zestawić w tabeli z następującymi kolumnami:
Stężenie
Stężenie analitów w roztworze
analitów
miareczkowanej próbki
w badanej
Nazwa
wodzie[µg/ml]
Nr
V
badanej
x
Jednostki
Jednostki
Serii
[ml]
wody
kodowane
oryginalne [µg/ml]
Fe(II)
Fe(III)
Fe(II)
Fe(III)
Fe(II)
Fe(III)
Zdrój
I
Królews
ki
II
I
Zdrój
Nadzieja
II
Vx - Objętość próbki do miareczko-wania [ml]
Przeprowadzić dyskusję wyników.
11
zasilanie mieszadła
magnetycznego
AUTOBIURETA OP-930
Z PIPETĄ AUTOMATYCZNĄ
OP-936
SPEKTROFOTOMETR
SPEKOL 11
kiuweta z próbką
końcówka biurety
przystawka do miareczkowania Ti
Rys. 3. Schemat zestawu do miareczkowania spektrofotometrycznego.
12