LUCRARE DE LABORATOR NR. 1 DETERMINAREA ph-ului NUMELE STUDENTULUI/ANUL/GRUPA DATA EFECTUĂRII ph-ul este o noțiune fizico-chimică prin care se caracterizează reacția unui mediu (acid, bazic, neutru) și reprezintă logaritmul zecimal cu semn schimbat al concentrației ionilor de hidrogen dintr-o soluție apoasă: ph = log[h + ] Această mărime indică prin valoarea sa aciditatea, neutralitatea sau bazicitatea unei soluții. Valoarea ph-ului sub 2 2-4 4-6,5 7 7-10 10-12 peste 12 Caracterul soluției (mediului) puternic acid acid slab acid neutru slab bazic bazic puternic bazic Nota: În funcție de temperatură, ph-ul neutru variază între 6,5 7,5. Determinarea ph-ului soluțiilor se poate efectua prin două metode cu principii total diferite: metode colorimetrice și metode electrometrice. I. METODE COLORIMETRICE Metodele colorimetrice se bazează pe utilizarea indicatorilor acido-bazici care-și modifică culoarea în funcție de valoarea ph-ului. Indicatorii se pot utiliza sub formă de soluție sau sunt aplicați pe un suport de hârtie de filtru. Compararea culorii, respectiv evaluarea ph-ului se face vizual prin utilizarea scalelor de culoare tipărite, a etaloanelor efectuate cu soluții tampon, sau cu etaloane colorate din polistiren, solide și incasabile (Coffrets). 1. DETERMINAREA PH-ULUI CU HÂRTIE INDICATOR Determinarea ph-ului se bazează pe proprietatea indicatorilor de a-și modifica culoarea în funcție de concentrația ionilor de hidrogen. Hârtia indicator de ph este impregnată cu diferiți indicatori (indicatori universali). Hârtia indicator se prezintă fie sub forma unor carnete sau pliante, benzi, role, sticks-uri (hârtie indicator fixată pe o fâșie de material plastic), fie sub forma unor discuri închise într-o cutie de material plastic pe al cărui capac sunt indicate nuanțele de culori etalon corespunzătoare diferitelor valori de ph. În practica de laborator curentă se întâlnesc mai multe sorturi de hârtie indicator: Indicatori universali cu ph-ul cuprins între 1-10 sau 1 12, cu ajutorul cărora se obțin informații cu precizie limitată, respectiv determinări de unități de ph; Indicatori speciali cu ajutorul cărora se poate determina ph-ul din 0,5 în 0,5 unități sau chiar din 0,2 în 0,2 unități de ph, deci cu o precizie mai mare decât cea a indicatorilor universali.
Fig.1 Hârtie indicator de ph : dintr-o bandă de hârtie indicator se taie cu o foarfece mai multe porțiuni mici. Cu o pensetă se ia o bucățică din banda tăiată și se umectează în soluția a cărui ph vrem să-l determinăm. Banda se va colora și apoi se compară culoarea benzii cu culoarea de pe scara etalon de culori. Identitatea de culoare înseamnă identitatea de ph. În cazul utilizării sticks-urilor indicatoare de ph, banda sticks se introduce în soluția de analizat, iar culoarea obținută se compară cu scala. Obs. Hârtia indicator nu se poate utiliza la determinarea cu precizie a ph-ului soluțiilor puternic colorate, uleioase, etc. 2. SOLUȚII/SISTEME TAMPON Sistemele tampon sunt amestecuri de soluții care au proprietatea de a menține practic constant phul soluției la diluarea acesteia, respectiv la adăugarea de cantități mici de acizi sau de baze tari. Sistemele tampon pot fi constituite din: Acizi slabi și sărurile lor cu baze tari; Baze slabe și sărurile lor cu acizii tari; Săruri primare și secundare ale acizilor polibazici. Valoarea ph-ului unui sistem tampon este dată de ecuația lui Henderson-Hasselbach: ph = pk + log [A] [AH] Exemplul din prima categorie este amestecul de acetat de sodiu (CH3-COONa) și acid acetic (CH3COOH). Mecanismul de acțiune al acestui sistem tampon la adăugarea de acizi tari este următorul: CH 3 COO + Na + + CH 3 COOH + H + Cl = 2CH 3 COOH În locul fiecărui echivalent gram de acid clorhidric se va forma un echivalent gram de acid acetic, care fiind un acid slab, practic nu disociază și ph-ul soluției se modifică foarte puțin în urma blocării ionilor de hidrogen introduși în soluție prin formarea acidului slab nedisociat. Mecanismul de acțiune al aceluiași sistem tampon la adăugarea de baze tari va fi în acest caz: CH 3 COO + Na + + CH 3 COOH + Na + OH = 2CH 3 COO + 2Na + + H 2 O Ionii de hidroxil introduși în soluție prin baza tare vor reacționa cu ionul carboxil din molecula de acid acetic, cu formarea unei molecule de apă, de asemenea practic nedisociată. ph-ul soluției nu se va modifica nici în acest caz deoarece ionii de hidroxil nu rămân liberi în soluție. Sistemul tampon descrisă va avea acțiunea de tamponare maximă la valori ph = pka și intervalul de tamponare va fi pka ±1,7. Pentru a obține un efect de tamponare într-un interval mai mare de ph se folosesc sisteme tampon universale care conțin acizi polibazici și sărurile primare și secundare ale acestora. PREPARAREA UNEI SOLUȚII TAMPON DE FOSFAT DE POTASIU 0,1 M Soluția tampon de fosfat de potasiu este foarte frecvent utilizată datorită capacității mari de tamponare și ușurința de preparare. Principalul dezavantaj al acestui sistem tampon, îl constituie faptul că ionii fosfați pot inhiba diverse reacții și procese chimice. De asemenea ionii fosfați chelatează ( = leagă ionii și moleculele de ioni metalici) ionii de Ca 2+ și Mg 2+.
Materiale necesare: soluție KH2PO4 1M (136 g în 1L apă distilată), soluție K2HPO4 1M (174 g în 1L apă distilată), balon cotat de 1000 ml, baloane cotate. Într-un balon cotat de 1000 ml, soluțiile KH2PO4 1M și K2HPO4 1M se combină în volumele specificate în tabelul de mai jos, pentru a obține ph-ul corespunzător, după care se aduce la semn cu apă distilată. Dacă sunt necesare concentrații mai mari, se mărește proporțional volumele soluțiilor de KH2PO4 și K2HPO4 (de exemplu, pentru a obține 1000 ml de soluție tampon fosfat 0,5 M cu ph = 7, se vor combina 61,5 x 5 = 307,5 ml soluție KH2PO4 1M și 38,5 x 5 = 192,5 ml soluție K2HPO4 1M, după care se aduce la 1000 ml cu apă distilată. Tabelul Nr.1 Prepararea unei soluții tampon de fosfat de potasiu ph Volum soluție KH2PO4 1M Volum soluție K2HPO4 1M 5,8 8,5 91,5 6,0 13,2 86,8 6,2 19,2 80,8 6,4 27,8 72,2 6,6 38,1 61,9 6,8 49,7 50,3 7,0 61,5 38,5 7,2 71,7 28,3 7,4 80,2 19,8 7,6 86,6 13,4 7,8 90,8 9,2 8,0 94,0 6,0 PREPARAREA UNUI SISTEM TAMPON UNIVERSAL Se iau 9 eprubete curate și uscate, numerotate de la 1 9 și se introduce cu ajutorul unei pipete, volume de amestec de acid citric 0,1 M și acid boric 0,1 M în raport 1:1 (25 ml acid boric 0,1 M + 25 ml acid citric 0,1 M) și soluție de NaOH 0,1 N, în cantitățile prezentate în tabelul de mai jos: Tabelul Nr.2 Sistem tampon universal Nr.eprubetă 1 2 3 4 5 6 7 8 9 Amestec 7,7 6,1 4,8 3,9 3,7 3,55 3,3 2,9 2,1 acizi (ml) NaOH 0,1 N 2,3 3,9 5,2 6,1 6,3 6,45 6,7 7,1 7,9 ph 3 4 5 6 7 8 9 10 11 Culoarea indicat. Roșu Roșuportocaliu Portocaliu Galben Verdegălbui Verde Albastru Violet Violet roșcat În fiecare eprubetă se mai introduc cu ajutorul unei pipete picurătoare câte 6 picături de indicator universal și se agită. Se obțin soluții cu valori de ph cuprinse între 3 și 11, iar culoarea soluției după introducerea indicatorului universal variază între roșu și violet roșcat. Sistemul tampon va avea acțiunea de tamponare în tot intervalul de ph menționat, deoarece fiecare dintre cele trei constante de aciditate ale acizilor folosiți (acidul citric C6H8O7 și acidul boric H3BO3) vor acționa ca sisteme tampon independente în intervalul de tamponare de pka ±1,7. Tabelul Nr.3 Interval de tamponare acidul citric C6H8O7 Interval de tamponare acidul boric H3BO3 pka1 = 3,06 1,36 4,76 pka1 = 9,14 7,44 10,84 pka2 = 4,74 3,04 6,44 pka2 = 11,74 10,04 13,4 pka3 = 5,40 3,70 7,10 pka3 = 13,80 12,10 14
PUNEREA ÎN EVIDENȚĂ A ACȚIUNII DE TAMPONARE A SISTEMULUI TAMPON Experiența 1: Una dintre soluțiile sistemului tampon se împarte în trei fracțiuni. Se toarnă încă în două eprubete câte 1/3 din conținutul eprubetei nr.5 care are ph = 7. Într-una din eprubete se adaugă 2 3 picături de HCl 0,1 N, iar în alta 2 3 picături de NaOH 0,1 N. Se compară nuanța celor două eprubete cu cea a eprubetei în care nu s-a introdus nici acid și nici bază. Se constată că în nici o eprubetă culoarea nu s-a modificat, ceea ce înseamnă că ph-ul soluțiilor a rămas constant datorită acțiunii sistemului tampon. Experiența 2: Se iau 3 eprubete curate și se introduce în fiecare câte 10 cm 3 apă distilată și 6 picături de indicator universal. În prima eprubetă se introduc 2 3 picături de HCl 0,1 N și în cea de-a doua eprubetă 2 3 picături de NaOH 0,1 N. Se compară culoarea eprubetelor cu cea de a treia eprubetă în care nu s-a introdus acid sau bază. Se constată în prima eprubetă virarea culorii indicatorului spre roșu, iar în cea de-a doua eprubetă culoarea virează spre albastru, ceea ce înseamnă că ph-ul apei distilate a fost influențat prin adăugarea de H + sau de HO -, ca urmare a absenței sistemelor de tamponare. Experiența 3: Se iau 3 eprubete curate și uscate și se introduc în fiecare câte 10 cm 3 apă de la robinet și 6 picături de indicator universal. Se introduce în prima eprubetă 2 3 picături de HCl 0,1 N și în cea de-a doua eprubetă 2 3 picături de NaOH 0,1 N. Se compară culorile primelor două eprubete cu cea de-a treia eprubetă și se constată că ph-ul primelor două eprubete se modifică foarte puțin, datorită prezenței în apa de la robinet a sistemelor tampon datorate acizilor carbonic și fosforic precum și a sărurilor acestora. 3. DETERMINAREA ph-ului CU INDICATORI ȘI SOLUȚII TAMPON DE COMPARAȚIE Determinarea constă în compararea vizuală a colorației soluției de cercetat la care s-a adăugat o soluție de indicator de culoare, cu soluțiile tampon de comparare, cu ph cunoscut, la care s-a adăugat aceeași cantitate de indicator. În principiu se determină ph-ul aproximativ al soluției de analizat cu ajutorul hârtiei universal sau special, se alege indicatorul acido-bazic sau amestecul de indicatori care-și modifică culoarea în domeniul de ph dorit, apoi se prepară seria de soluții tampon corespunzătoare valorilor de ph (din 0,2 în 0,2 unități de ph). Soluțiile tampon se introduc în eprubete incolore, identice, la care se adaugă indicatorul, obținându-se astfel scala de culoare. Soluția de analizat se compară cu scala de culoare, în aceleași condiții determinându-se ph-ul corespunzător. : Se aleg 10 eprubete incolore, egale ca dimensiuni (aceeași lungime și diametru), în care se măsoară exact, cu biureta, volumele în mililitri, din soluțiile de fosfat disodic 0,2M și acid citric 0,1 M, pentru a obține soluțiile tampon cu ph-ul dorit. Tabelul Nr. 4 ph 5,6 5,8 6,0 6,2 6,4 6,6 6,8 7,0 7,2 7,4 Na2HPO4 0,2 M (ml) 5,80 6,05 6,30 6,60 6,95 7,30 7,70 8,25 8,70 9,10 Acid citric 0,2 M (ml) 4,20 3,95 3,70 3,40 3,05 2,70 2,30 1,75 1,30 0,90 În fiecare eprubetă, pe care s-a notat valoarea ph-ului se introduc 3 picături amestec de indicatori, (roșu de metil albastru de bromtimol, 1:2). Se agită și se închid cu un dop de plută sau de cauciuc, apoi se așează într-un stativ pentru eprubete. Într-o altă eprubetă, identică cu cele folosite la scala de culoare, se măsoară cu o pipetă, 10 ml soluție de analizat la care se adaugă 3 picături (același număr de picături de indicator cât s-a adăugat la efectuarea scalei de culoare), se agită și se compară cu scala. Compararea culorii se face pe un fond alb și mat, prin transparență (în spatele stativului se pune o hârtie albă). ph-ul soluției de analizat este egal cu cel al soluției tampon a cărei colorații coincide cu colorația probei.
Obs. Determinarea colorimterică a ph-ului se poate face numai în soluții apoase, limpezi și incolore. II. METODA ELECTROMETRICĂ/POTENȚIOMETRICĂ DE DETERMINARE A ph-ului Metoda electrometrică (potențiometrică) de determinare a ph-ului constă în măsurarea tensiunii electromotoare (f.e.m.) a unei pile, formată din doi electrozi (un electrod indicator sensibil la activitatea ionului de hidrogen electrod de sticlă și un electrod de referință cu potențial cunoscut și constant electrodul de calomel), cufundați în soluția de analizat. Diferența de potențial dintre cei doi electrozi variază liniar cu ph-ul. Determinarea potențiometrică a ph-ului se face cu aparate speciale ph-metre cu o sensibilitate de cel puțin ±0,05 unități de ph. Înaintea determinărilor de ph, aparatele trebuie etalonate (calibrate), conform instrucțiunilor de utilizare care însoțesc aparatul, folosind soluții tampon cu ph cât mai apropiat de cel al soluțiilor de cercetat. Determinarea potențiometrică a ph-ului se poate face atât în soluții apoase, limpezi, incolore sau colorate, cât și în soluții tulburi sau gelificate. În cazul soluțiilor în mediu neapos sau mixt, valorile de ph măsurate (în raport cu soluțiile tampon apoase) nu au decât o valoare convențională, date fiind modificările intervalului de viraj al indicatorilor, a potențialelor normale ale electrozilor și a ph-ului neutru. electrod de sticlă; milivoltmetru electronic; pahare Berzelius; soluții tampon de ph cunoscut; apă distilată; soluție tampon de ph necunoscut. Practic pentru determinarea ph-ului cu electrodul de sticlă, se va proceda în felul următor: În prealabil electrodul de sticlă se etalonează. El se introduce pe rând în paharul Berzelius 4-5 soluții tampon de ph cunoscut (spălând intermediar) și asociindu-l cu un electrod de referință (de calomel) se determină tensiunea electrică de element, U (respectiv potențialul de electrod) folosind un milivoltmetru electronic. Măsurătorile experimentale se trec în tabelul următor: Soluția 1 2 3 4 5 6 x ph - 3,8 4,0 4,6 4,8 5,0 5,5 ε mv Cu datele din tabel se construiește graficul de etalonare ε = f(ph), de forma celui de mai jos, iar prin interpolare se determină ph-ul soluției necunoscute, după determinarea prealabilă a lui εx. Fig.2. Graficul de etalonare ε = f(ph)