DETERMINAREA pH-ULUI 1. Consideraţii teoretice
Caracterul acid sau bazic al unei soluţii este dat de concentraţia în ioni de hidrogen [H +], şi se exprimă în numere de tipul 10 -p. Deoarece această exprimare este greoaie, s-a introdus noţiunea de pH. pH-ul unei soluţii indică concentraţia în ioni de hidrogen şi se exprimă prin logaritmul cu semn schimbat al [H +]. pH = -lg [H+] Această mărime se defineşte mai exact prin intermediul “activităţii” ionilor de hidrogen. Activitatea (a H+) este dată de produsul dintre factorul de activitate (f H+) şi concentraţia ionilor de hidrogen [H+] a soluţiei: a H+ = f H+ ⋅ [H+] şi pH = -lg aH+ . Factorul de activitate (f H+) este egal cu 1 pentru soluţii ideale. Pentru soluţii diluate f H+→1 şi aH+→[H+], activităţile fiind practic egale cu concentraţiile, astfel că ecuaţia pH = lg[H+] este mai frecvent utilizată, deşi cealaltă este mai corectă. Analog se poate defini o mărime similară, pOH, pentru a exprima concentraţiile ionilor de hidroxil: pOH = - lg [HO-] Ştiind că produsul ionic al apei este: + -14 K H2O H2O = [H ]⋅ [HO ] ≈ 10 şi scriind ecuaţia sub formă logaritmică şi cu semn schimbat: + - lg K H2O H2O = -lg [H ]-lg[HO ] = 14 se poate scrie: pH + pOH = 14 pH-ul are valori între 0 şi 14. Pentru soluţii: + -7 neutre: [H ] = [HO ] = 10 deci pH = 7; + -7 acide: [H ] > 10 > [HO ] deci pH < 7; + -7 bazice: [H ] < 10 < [HO ] deci pH > 7. Cunoa Cunoaşte şterea rea pH-ulu pH-uluii unei unei soluţi soluţiii şi a semnifi semnifica caţie ţieii acest acestuia uia,, prezin prezintă tă o import importanţ anţăă deosebită în analiza chimică, în controlul şi reglarea proceselor tehnologice, studiul proceselor electrochimice, electrochimice, cercetări biologice, biologice, etc. În cazul soluţiilor de acizi tari, total ionizaţi, [H +] este egală cu concentraţia normală a acidului: [H+] = C N acid În cazul acizilor slabi valoarea [H +] se află ţinând seama de faptul că acidul este puţin ionizat şi că cea mai mare parte a lui se găseşte sub formă moleculară. În acest caz: [H+] ≈ K ⋅ C unde K a este constanta de aciditate a acidului. În cazul soluţiilor de baze tari, total ionizate, [HO -] este egală cu concentraţia normală a bazei: [HO-] = C N bază În cazul bazelor slabe valoarea [HO -] se află ţinând seama de faptul că baza este puţin ionizată şi că cea mai mare parte a ei se găseşte sub formă moleculară. În acest caz: [HO-] ≈ K ⋅ C unde K b este constanta de bazicitate a bazei. Soluţiile tampon sunt amestecuri de substanţe al căror pH, în mediu apos, este puţin sensibil cu diluţia sau la adăugarea de mici cantităţi de acizi sau de baze. Ele sunt formate în principiu din: acid slab şi sarea sa cu o bază tare, de exemplu CH 3COOH + CH3COONa; bază slabă şi sarea sa cu un acid tare, de exemplu NH 3 + NH4Cl; a
b
acid
baza
două săruri, una cu caracter acid şi cealaltă cu caracter bazic. De exemplu, în sistemul acid acetic acetat de sodiu în soluţie vom avea molecule nedisociate de CH 3COOH (electrolit slab) şi CH 3COO- şi Na+, formaţi în urma disocierii sării (electrolit tare). Dacă în sistem se adaugă o mică cantitate de HCl, în urma disocierii acestuia sar forma ioni de hidrogen, care ar determina creşterea acidităţii (micşorarea pH-ului). Ionii acetat existenţi în sistemul tampon preiau aceşti ioni formând molecule de acid acetic: CH3COO- + H+ → CH3COOH La adăugarea unei mici cantităţi de bază, ionii hidroxil (OH -), rezultaţi rezultaţi din disocierea disocierea acesteia, a căror prezenţă ar determina creşterea pH-ului, reacţionează cu moleculele de acid acetic din sistemul tampon, anihilându-se deci prezenţa şi efectul acestora: CH3COOH + OH- → CH3COO- + H2O Concentraţia ionilor de hidrogen a unei soluţii tampon este dată de relaţia: [ acid ] [ H + ] = K ⋅ [ sare] Concentraţia ionilor hidroxil a unei soluţii tampon este dată de relaţia:
a
[
−
]=
HO
[ baza ] [ sare]
K ⋅ b
Indicatorii acido-bazici sunt substanţe organice cu caracter slab acid sau slab bazic ce
îşi schimbă culoarea într-un anumit domeniu de pH (domeniu de viraj), datorită unor modificări structural structural moleculare. moleculare. În soluţii soluţii apoase apoase indicatoru indicatorull reprezintă reprezintă un cuplu acid-bază acid-bază de forma generală: HIn + H2O ⇔ H3O+ + In Indicator forma acidă Indicator forma bazică Cele două forme ale indicatorului au culori diferite în funcţie de pH, uşor de sesizat cu ochiul liber. Două soluţii au acelaşi pH, dacă un indicator, adăugat în cantităţi egale, produce p roduce aceeaşi nuanţă şi intensitate a culorii în ambele soluţii. Metoda nu se aplică soluţiilor colorate. Indicatorii universali sunt amestecuri de indicatori, care au intervalul de viraj în diferite domenii ale pH-ului şi astfel îşi schimbă culoarea într-un domeniu mai larg al pH-ului. Precizia cu care aceşti indicatori arată pH-ul nu este mare, totuşi se folosesc pentru a căpăta rapid şi cu oarecare exactitate indicaţii asupra pH-ului unei soluţii. În următorul tabel sunt indicate domeniile de viraj a câtorva indicatori folosiţi în practică: Indicatorul
Domeniul de viraj
Schimbarea culorii De la:
Albastru de timol Galben de metil Metiloranj Albastru de brom crezol (sarea de sodiu) Roşu de metil (sarea de sodiu) Albastru de brom timol (sarea de sodiu) Roşu de fenol (sare de sodiu)
La:
1,2- 2,8 2,9-4,0 3,1-4,4 4,0-5,6
Roşu Roşu Roşu Galben
Galben Galben Galben Albastru
4,2-6,3 6,2-7,6
Roşu Galben
Galben Albastru
6,4-8,0
Galben
Roşu
Roşu de crezol (sare de sodiu) Albastru de timol (sare de sodiu) Fenolftaleină Galben de alizarină RS
7,2-8,8 8,0-9,6 8,2-10,0 10,0-12,0
Galben Galben Incolor Galben
Roşu Albastru Roşu Violet
Metodele colorimetrice de determinare a pH-ului se bazează pe utilizarea indicatorilor şi a unor etaloane (soluţii tampon cu pH-ul cunoscut) sau a unor hârtii indicatoare de pH. Metoda determinării pH-ului cu hârtii indicatoare este o metodă simplă şi rapidă dar mai puţin precisă. Determinarea colorimetrică a pH-ului prin metoda cu soluţii tampon se foloseşte în scopul determinării mai precise a pH-ului unei soluţii. 2. Aparatură şi substanţe necesare
Soluţii tampon de pH cunoscut (etaloane), soluţii cu pH-ul necunoscut, dar cuprins în domeiul de pH pentru care avem soluţiile etalon, indicatori de pH pentru acelaşi domeniu, hârtie indicatoare de pH, stativ cu eprubete, pipetă de 2 cm 3. 3. Mod de lucru a) Determinarea pH-ului prin metoda colorimetrică cu soluţii tampon . La început
se efectuează o încercare preliminară pentru a stabili ordinul de mărime al pH-ului şi indicatorul folosit. Indicatorul se alege în aşa fel încât să nu ia o culoare extremă pentru soluţia de cercetat, ci acea aceast staa să fie fie cupri cuprins nsăă în dome domeni niul ul de vira virajj al indi indica cato toru rulu lui. i. În aces acestt caz caz culo culoar area ea indicatorului are o sensibilitate maximă pentru modificări mici ale valorii pH-ului. În lucrarea de faţă se va lucra în domeniul de pH cuprins între 6,2 şi 7,2 şi ca urmare se va folosi ca indicator, o soluţie de albastru de brom timol. Se iau probe de câte 2 cm 3 din soluţiile etalon şi din soluţiile de cercetat şi se pun în câte o eprubetă, în care apoi se adugă câte 2-3 picături de indicator. Soluţiile se vor colora diferit în funcţie de valoarea pH-ului din fiecare eprubetă. În continuare se iau eprubetele cu soluţiile de cercetat şi se compară culoarea acestora cu aceea a soluţiilor etalon. pH-ul soluţiilor de cercetat va fi egal cu pH-ul etalonului care are aceeaşi culoare. b) Determinarea pH-ului prin metoda colorimetrică cu hârtie indicatoare de pH . Se ia o bucată de hârtie indicatoare de pH, se umectează cu soluţia de cercetat şi culoarea obţinută se compară cu scala colorimetrică de pe capacul cutiei. Valoarea pH-ului soluţiei de cercetat este egală cu valoarea înscrisă în dreptul culorii ce corespunde hârtiei umectate. 4. Prelucrarea datelor experimentale
Rezultatele Rezultatele determinărilor se vor trece într-un tabel de forma: Soluţia de cercetat
Soluţia A Soluţia B
pH-ul prin metoda colorimetrică: Cu hârtie Cu soluţii etalon indicatoare
