Ćwiczenie 3. Analiza pH-metryczna PDF

Podstawy technik laboratoryjnych w chemii i biologii I stopień studiów na kierunku Biotechnologia BLOK TEMATYCZNY CHEMIA NIEORGANICZNA Ćwiczenie 3. CZĘŚĆ TEORETYCZNA _______________________________________Podstawy technik laboratoryjnych w che...

Podstawy technik laboratoryjnych w chemii i biologii I stopień studiów na kierunku Biotechnologia BLOK TEMATYCZNY CHEMIA NIEORGANICZNA Ćwiczenie 3. CZĘŚĆ TEORETYCZNA _______________________________________Podstawy technik laboratoryjnych w chemii i biologii 1. pH pH to wielkość stosowana do określania odczynu substancji chemicznych czyli ich właściwości kwasowo-zasadowych, liczbowo określa ją następująca zależność: 𝒑𝑯 = −𝒍𝒐𝒈 𝒂𝑯𝟑𝑶+ gdzie: 𝑎𝐻3𝑂+ – aktywność jonów hydroniowych. Skala pH obejmuje wartości od 0 do 14, dla roztworów kwaśnych pH przyjmuje wartości poniżej 7, dla roztworu obojętnego 7, natomiast dla roztworów zasadowych powyżej 7. 2. Ogólna charakterystyka pH-metru i zasada pomiaru pH pH-metry to urządzenia służące do pomiaru pH różnych substancji (np. wód, ścieków, emulsji, gleb) metodą potencjometryczną. Zasada pomiaru opiera się na pomiarze siły elektromotorycznej (SEM) między dwiema elektrodami – wskaźnikową o potencjale zależnym od aktywności jonów, na które jest czuła i porównawczą czyli odniesienia, która zachowuje stały potencjał w warunkach pomiaru. Elektroda wskaźnikowa zanurzona jest w badanym roztworze, natomiast elektroda porównawcza zanurzona jest w roztworze o znanym pH. Obie elektrody połączone są z woltomierzem o dużej czułości. Woltomierz mierzy siłę elektromotoryczną ogniwa zbudowanego z dwóch elektrod, a następnie przelicza ją na wartość pH zgodnie z równaniem Nernsta: 𝑹𝑻 𝒂𝒖𝒕𝒍 𝑬 = 𝑬𝒐 + · 𝒍𝒏 𝒏𝑭 𝒂𝒓𝒆𝒅 gdzie: E – siła elektromotoryczna ogniwa, Eo – standardowy potencjał elektrody, R – stała gazowa (8,314 J/mol·K), F – stała Faradaya (96485 C/mol), T – temperatura w skali Kelvina n – liczba moli elektronów biorących udział w reakcji elektrochemicznej, autl – aktywność formy utlenionej, ared – aktywność formy zredukowanej. Istnieje wiele rodzajów pehametrów, przy czym na ogół wyróżnia się trzy główne grupy: pH-metry laboratoryjne (stacjonarne), pH-metry terenowe (przenośne), pH-metry przemysłowe (inaczej nazywane analizatorami pH, zapewniają dokładny i ciągły pomiar w procesach technologicznych). Pehametry, pod względem budowy, mogą stanowić proste i niedrogie urządzenia swoim wyglądem przypominające długopisy, urządzenia nieco większe pozwalające na pomiar pH i temperatury, bądź też drogie przyrządy wielofunkcyjne o bardzo dużej dokładności 2 _______________________________________Podstawy technik laboratoryjnych w chemii i biologii umożliwiające dodatkowo pomiary np. zasolenia, przewodności, potencjału redox czy zawartości tlenu w wodzie. Typowy pH-metr laboratoryjny składa się z elektronicznego miernika z wyświetlaczem, sondy pomiarowej oraz czujnika temperatury (jak wynika z równania Nernsta temperatura analizowanej substancji ma wpływ na pomiar pH). W praktyce, w charakterze sondy pomiarowej najczęściej stosuje się elektrodę zespoloną (kombinowaną), która stanowi połączenie elektrody szklanej (wskaźnikowej) i chlorosrebrowej (odniesienia) w jednym korpusie. Schemat przykładowej elektrody kombinowanej przedstawiono na Rys. 1. Element pomiarowy elektrody stanowi szklana membrana o kulistym kształcie czuła na jony H +, nad którą znajduje się łącznik elektrolityczny stanowiący część elektrody odniesienia. Łącznik ten jest elementem przepuszczalnym, dzięki czemu podczas pomiaru dochodzi do kontaktu roztworu badanego z roztworem wewnętrznym elektrody odniesienia (nasycony roztwór KCl). Elektroda odniesienia ma stały potencjał i w stosunku do niej następuje porównanie potencjału elektrody pomiarowej, który jest zależny od stężenia jonów wodorowych w badanym roztworze. Rys. 1. Schemat budowy elektrody zespolonej: 1 – cienkościenna banieczka ze szkła elektrodowego, 2 – roztwór wewnętrzny (0,1 mol/l HCl), 3 – rurka szklana ze szkła wysokooporowego stanowiąca obudowę elektrody szklanej, 4 – elektroda wyprowadzająca chlorosrebrowa, 5 – oprawka, 6 – przewód łączący elektrodę z pehametrem, 7 – elektroda odniesienia (elektroda chlorosrebrowa), 8 – roztwór wewnętrzny elektrody odniesienia (nasycony roztwór KCl), 9 – szklana obudowa elektrody odniesienia, 10 – połączenie elektrolityczne (zapewnia elektrodzie odniesienia kontakt z roztworem badanym) W celu dokonania pomiaru pH roztworu, elektrodę należy zanurzyć w badanym roztworze w taki sposób, aby połączenie elektrolityczne znajdowało się poniżej poziomu badanego roztworu (na ogół elektrodę zanurza się na głębokość około 3 cm) i poczekać do ustabilizowania się odczytu. Należy także pamiętać, aby podczas pomiaru elektroda nie dotykała ścianek lub denka naczynia. Nie wolno również trzymać elektrody za kabel – najlepiej elektrodę umieścić w statywie. Po każdym pomiarze elektrodę trzeba opłukać wodą 3 _______________________________________Podstawy technik laboratoryjnych w chemii i biologii destylowaną i delikatnie osuszyć, a po zakończeniu pomiarów umieścić w pojemniczku z nasyconym roztworem KCl. Z powodu użytkowania i starzenia się elektrody pH, jej parametry zmieniają się w czasie (zmienia się sprawność i aktywność membrany szklanej, roztwór wewnętrzny w elektrodzie odniesienia ulega zanieczyszczeniu), w efekcie czego, zmienia się potencjał elektrody odniesienia tzn. zmienia się przebieg i nachylenie charakterystyki elektrody czyli wykresu przedstawiającego zależność SEM ogniwa od pH roztworu (sondy pH działają w oparciu o nachylenie i przesunięcie prostej wykorzystującej równanie Nernsta). Aby zapewnić wiarygodne (dokładne i powtarzalne) pomiary, elektrodę pH należy regularnie poddawać kalibracji. Kalibrację elektrody przeprowadza się z wykorzystaniem roztworów buforowych czyli roztworów o znanych wartościach pH, które charakteryzują się zdolnością utrzymywania stałego pH podczas rozcieńczania i dodawania niewielkich ilości mocnych kwasów lub zasad. Kalibracja pozwala na określenie różnicy między rzeczywistą wartością pH roztworu buforowego, a wartością zmierzoną przez sondę pomiarową, a następnie skompensowanie odchyleń do wartości teoretycznych. Roztwory buforowe zastosowane do kalibracji powinny być dobrane w taki sposób, aby ich wartości pH obejmowały wartości roztworów badanych. Do kalibracji zaleca się użyć co najmniej dwóch roztworów buforowych. Częstotliwość kalibracji zależy od ilości pomiarów, właściwości badanych roztworów, możliwych zanieczyszczeń elektrolitu wewnątrz elektrody i żądanej dokładności wyników. 2. Pomiary pH przy użyciu papierków wskaźnikowych Pomiarów pH można także dokonać stosując papierki wskaźnikowe (Rys. 2) czyli paski bibuły impregnowane roztworami odpowiednich substancji chemicznych, których barwa zmienia się w zależności od pH środowiska. Jest to prosta, tania i szybka metoda pomiaru pH, ale ma ograniczone zastosowanie w przypadku próbek barwnych. Pomiar polega na wyjęciu papierka z opakowania i zanurzeniu w badanym roztworze na około jedną lub dwie sekundy. Dla danej wartości pH papierek wskaźnikowy przyjmuje określoną barwę, którą następnie należy porównać ze skalą barw umieszczoną na opakowaniu (Rys. 3). Rys. 2. Papierek wskaźnikowy 4 _______________________________________Podstawy technik laboratoryjnych w chemii i biologii Rys. 3. Opakowanie z papierkami wskaźnikowymi wraz ze skalą barw Papierki wskaźnikowe pozwalają określić przybliżoną wartość pH roztworu. W handlu dostępne są papierki wskaźnikowe obejmujące cały zakres pH czyli od 0 do 14 oraz papierki obejmujące zawężone zakresy pH np.: 0–12, 1–11, 4–7, 5–9, 8–10, 9–13 i inne. Literatura: 1. Walenty Szczepaniak, Metody instrumentalne w analizie chemicznej, Wydawnictwo Naukowe PWN, Warszawa 2012. 2. A. Cygański, Podstawy metod elektroanalitycznych, Wydawnictwa Naukowo- Techniczne, Warszawa 1999. 3. I. Głuch, M. Balcerzak, Chemia analityczna. Ćwiczenia laboratoryjne, Oficyna Wydawnicza Politechniki Warszawskiej, Warszawa 2007. 4. R. Kocjan (red.), Chemia analityczna. Podręcznik dla studentów, Tom 2 Wydawnictwo Lekarskie PZWL, Warszawa 2015. 5. https://elmetron.com.pl CZEŚĆ DOŚWIADCZALNA 5 _______________________________________Podstawy technik laboratoryjnych w chemii i biologii Ćwiczenie 3 Analiza pH-metryczna Zadanie 1. Wykonanie kalibracji pH metru Przed przystąpieniem do analizy zgromadź potrzebne szkło: Zlewka 150cm3 Tryskawka Zlewka 50cm3 Ręcznik papierowy Wykonanie ćwiczenia 1. Przygotuj aparat i roztwory buforowe do kalibracji pH-metru 6 _______________________________________Podstawy technik laboratoryjnych w chemii i biologii 2. Dokładnie umyj elektrodę i osusz ręcznikiem papierowym 3. Przeprowadź kalibrację aparatu wg wskazówek prowadzącego 4. Zapisz uzyskane wyniki Konspekt w zeszycie powinien zawierać: 1 Wypełnioną we właściwy sposób tabelę 1. Tabela 1 Dane kalibracyjne pH buforu pH odczytane Wartość średnia pH Na podstawie tabeli 1 należy sporządzić w dowolnym programie wykres kalibracyjny wraz z wyznaczonym równaniem prostej. Uzyskany wykres należy umieścić w zeszycie. Zadanie 2. Analiza pH metryczna produktów spożywczych Przed przystąpieniem do analizy zgromadź potrzebne szkło: Zlewka 150cm3 3 sztuki Tryskawka Zlewka 50cm3 Ręcznik papierowy Wykonanie ćwiczenia 1. Pobierz 3 roztwory do oznaczeń 7 _______________________________________Podstawy technik laboratoryjnych w chemii i biologii 2. Wykonaj pomiar pH za pomocą papierka wskaźnikowego dla każdego roztworu 3. Wykonaj 3 krotne oznaczenie pH dla każdego z nich 4. Wyniki zapisz w tabeli Konspekt w zeszycie powinien zawierać: 1 Wypełnioną we właściwy sposób tabelę 2. Tabela 2 dane kalibracyjne Roztwór Wartość pH odczytana pH odczytane Wartość za pomocą papierka średnia wskaźnikowego pH 2. Porównaj we wnioskach dokładność metody. Zadanie 3. Oznaczanie stężenia kwasu octowego z wykorzystaniem analizy pH-metrycznej oraz metody miareczkowej. Przed przystąpieniem do analizy zgromadź potrzebne szkło: Biureta Pipeta 10cm3 Gruszka lub naciągaczka Cylinder miarowy 3 kolby stożkowe o pojemności 250cm3 8 _______________________________________Podstawy technik laboratoryjnych w chemii i biologii Tryskawka Sucha zlewka o pojemności 100cm3 na analizowany roztwór Sucha zlewka o pojemności 100cm3 na titrant Zlewka na odpady „zlewki” Zlewka na wodę destylowaną Wykonanie ćwiczenia 1. Pobierz od prowadzącego około 50 cm3 roztworu do analizy 2. Do każdej z kolb stożkowych odmierz za pomocą pipety po 10cm3 roztworu do analizy 3. Cylindrem odmierz i dodaj do kolby po 20cm3 wody destylowanej, dokładnie wymieszaj 4. Dodaj wskaźnik (fenoloftaleina 2-3 krople) , dokładnie wymieszaj 5. Przepłucz biuretę dwukrotnie niewielką ilością titranta (około 10cm3). 6. Uzupełnij biuretę titrantem, nie zapomnij o stopce biurety. 7. Miareczkowanie wykonaj trzykrotnie, punktem końcowym miareczkowania jest zmiana zabarwienia analitu na kolor malinowy. 8. Oblicz stężenie molowe analizowanego roztworu. 9. Zmierz trzykrotnie wartość pH Konspekt w zeszycie powinien zawierać: 1. Wypełnioną we właściwy sposób tabelę 3. Tabela 3 dane kalibracyjne Roztwór pH odczytane Wartość średnia pH Ilość titranta [cm3] Stężenie kwasu [mol/dm3] 2. Obliczone we właściwy sposób stężenie molowe kwasu na podstawie pH układu 3. Obliczone we właściwy sposób stężenie molowe kwasu na podstawie analizy miareczkowej 4. Porównanie tych wyników i wnioski ilościowe 9