046 – pH

Quasi quasi ogni processo chimico che si svolge in acqua è sensibile al grado di acidità o basicità di quell'acqua. Il sangue viene mantenuto entro circa un decimo di unità di pH da 7,4, il pH del terreno determina quali coltivazioni possono crescere e gli effluenti industriali sono regolati in base al pH prima di poter essere scaricati. Misurare il pH in modo affidabile e sapere quanto fidarsi di una determinata misurazione è una delle competenze più ampiamente utilizzate nella chimica analitica.

La quantità stessa è definita in modo logaritmico: pH = −log₁₀[H⁺], dove [H⁺] è la concentrazione di ioni idrogeno in moli per litro. Poiché la scala è logaritmica, un'unità intera rappresenta un cambiamento di dieci volte nell'acidità: una soluzione a pH 3 trasporta cento volte più ioni idrogeno rispetto a una a pH 5. L'acqua pura a 25 °C si trova a pH 7, il punto in cui [H⁺] e [OH^-] sono entrambi 10⁻⁷ mol/L.

Questo laboratorio utilizza tre metodi in ordine crescente di precisione. La carta tornasole risponde solo se una soluzione è acida o basica. Un indicatore universale produce un colore che può essere confrontato con una tabella con un'approssimazione di circa un'unità di pH. Un pHmetro calibrato legge fino al centesimo di unità. Applicherete tutti e tre a tre liquidi sconosciuti, e poi scioglierete un sale — il solfato di ammonio — scoprendo che un composto che non contiene alcun gruppo idrossido e nessun evidente idrogeno acido fornisce ciononostante una soluzione marcatamente acida. Spiegare il perché costituisce il cuore analitico dell'esercitazione.

Obiettivi Educativi

Familiarizzazione con l'ambiente di laboratorio

• Prima di iniziare, individuare la disposizione, gli strumenti e il flusso di lavoro del laboratorio Proteus sul pH e localizzare le cartine tornasole, la tabella degli indicatori, la piastra a pozzetti, la bilancia e il pHmetro.

Uso di dispositivi di protezione

• Indossare guanti e protezione per gli occhi quando si maneggiano acidi, basi e soluzioni non identificate, e riconoscere che un liquido sconosciuto viene trattato come pericoloso finché non è stato caratterizzato.

La scelta di un metodo di misurazione appropriato

• Distingui cosa ciascuno dei tre metodi può stabilire: la cartina al tornasole dà una risposta sì o no sull'acidità, un indicatore universale restringe il pH a circa un'unità e un piaccametro fornisce una lettura quantitativa fino a circa 0,01 unità.
• Seleziona il metodo che corrisponde alla domanda posta, anziché affidarti per default allo strumento più preciso disponibile.

Corretto funzionamento di un pHmetro

• Immergere completamente l'elettrodo, leggere il display digitale una volta che si è stabilizzato e sciacquare con acqua distillata tra un campione e l'altro.
• Spiega perché il risciacquo è importante: il trascinamento anche di un piccolo volume di una soluzione fortemente acida o basica altera la lettura successiva, e l'effetto è maggiore quando ci si sposta tra gli estremi della scala.

Preparazione di una soluzione da un solido pesato

• Pesare un solido sulla bilancia elettronica, trasferirlo senza perdite, scioglierlo in un volume misurato di acqua distillata e mescolare fino a ottenere una soluzione omogenea.
• È importante tenere presente che la precisione di una concentrazione dipende dalla misura meno accurata tra le due da cui dipende, ovvero la massa e il volume.

Interpretazione quantitativa della scala del pH

• Converti tra pH e [H+]⁺] in entrambe le direzioni, utilizzando la relazione pH + pOH = 14 a 25 °C.

Prevedere se un sale sciolto sarà acido, basico o neutro

• Identificare l'acido e la base di partenza di un sale e usare le loro relative forze per prevedere il carattere della soluzione che forma: il principio che spiega il risultato del solfato di ammonio.

Protocollo

PARTE 1: Determinare il carattere acido-base e il pH di una sostanza liquida

1. Misurare 20 mL della soluzione 1 usando il cilindro graduato.
2. Versare 20 mL della soluzione 1 in un becher da 50 mL.
3. Immergi una carta tornasole rossa in essa.
4. Poi immergi una cartina di tornasole blu.
5. Infine immergi una cartina indicatrice di pH.
6. Confronta i colori ottenuti con quelli disponibili sul grafico del pH.
7. Sciacquare il cilindro graduato con acqua distillata.
8. Ripetere i passaggi da 1 a 7 con le sostanze 2 e 3.

PARTE 2: Determinare il pH di una sostanza liquida utilizzando un indicatore universale

1. Usando il contagocce; prelevare la soluzione 1 dal becher da 50 mL.
2. Quindi svuotare il contagocce nel pozzetto n. 1 della piastra per micropozzetti.
3. Aggiungere una goccia di indicatore universale di pH nella stessa provetta.
4. Mescolare con la bacchetta di vetro.
5. Confronta il colore ottenuto con quelli disponibili sul grafico del pH.
6. Ripeti i passaggi da 1 a 5 con le sostanze 2 e 3.

PARTE 3: Determinare con precisione il pH di una sostanza liquida

1. Immergere l'elettrodo del pHmetro nel becher contenente la soluzione 1.
2. Leggi le misure sul display digitale.
3. Risciacquare l'elettrodo con acqua distillata.
4. Asciugare l'elettrodo con carta assorbente.
5. Ripetere i passaggi da 1 a 4 con le sostanze 2 e 3.

PARTE 4: Determinare il pH di una sostanza solida

1. Pesare circa 1,8 g di polvere di solfato d'ammonio usando la bilancia elettronica.
2. Misura 100 mL di acqua distillata usando un cilindro graduato.
3. Versare la polvere di solfato di ammonio pesata in un becher da 250 mL.
4. Versare il contenuto del cilindro graduato nello stesso becher.
5. Mescolare usando la bacchetta di vetro per 5 secondi.
6. Immergi una cartina di tornasole rossa nel becher da 250 mL che contiene la soluzione di solfato di ammonio
7. Immergi una cartina di tornasole blu nel becher da 250 mL che contiene la soluzione di solfato di ammonio
8. Immergere una carta indicatrice di pH nel becher da 250 mL che contiene la soluzione di solfato di ammonio.
9. Confronta i colori ottenuti con quelli disponibili sul grafico del pH.
10. Immergere l'elettrodo del pHmetro nella soluzione di solfato di ammonio.
11. Leggi la misurazione sul display digitale.
12. Risciacquare l'elettrodo con acqua distillata.
13. Asciugare l'elettrodo con carta assorbente.

Risultati Previsti

Le quattro soluzioni. Tre liquidi sconosciuti vengono prima caratterizzati e la soluzione di solfato di ammonio viene preparata e misurata nella Parte 4.

Le definizioni dietro i numeri. Il pH è definito come pH = −log₁₀[H⁺]. In qualsiasi soluzione acquosa a 25 °C le due concentrazioni ioniche sono legate dal prodotto ionico dell'acqua, [H⁺][OH^-] = K_w = 1,0 × 10⁻¹⁴, da cui pH + pOH = 14. L'acqua distillata ha [H⁺] = [OH^-] = 10⁻⁷ mol/L e di conseguenza pH 7.

Soluzione 2, una base forte. L'idrossido di sodio si dissocia completamente, quindi una soluzione 0,1 M ha [OH^-] = 0.1 mol/L direttamente. Quindi pOH = −log₁₀(0.1) = 1, e pH = 14 − 1 = 13. Non è necessario alcun calcolo dell'equilibrio, il che è ciò che distingue una base forte da una debole.

Soluzione 1, un acido debole. L'acido etanoico si dissocia solo parzialmente, quindi la sua concentrazione da sola non basta: è necessaria anche la costante di dissociazione acida. Per un acido debole di concentrazione C che è solo leggermente dissociato, K_a = x²/(C − x) ≈ x²/C con x = [H⁺], che si riorganizza nella forma di lavoro:

pH = ½(pK_a − log₁₀C)

Una soluzione 5 % v/v ha una concentrazione di circa 0,87 M, e l'acido etanoico ha un pK_a = 4,76, quindi pH = ½(4,76 + 0,06) = 2.41. Nota quanto sia meno acido rispetto a un acido forte alla stessa concentrazione: l'acido cloridrico 0,87 M si posizionerebbe vicino a un pH di 0,06, più di due unità più in basso, perché si dissocia completamente.

Soluzione 4, perché un sale risulta acido. Il solfato di ammonio non contiene alcun gruppo idrossido e nessun atomo di idrogeno che sembri ovviamente acido, eppure la sua soluzione è chiaramente acida. Il motivo è che è il sale di un base debole e un acido forte. Sciogliendosi, rilascia ioni ammonio e solfato:

(NH₄)₂Sì₄(s) → 2 NH₄⁺(aq) + SO₄²⁻(aq)

Lo ione ammonio è l'acido coniugato dell'ammoniaca e dona un protone all'acqua, NH₄⁺ → NH₃ + H⁺, con pK_a = 9,25. Lo ione solfato è la base coniugale di un acido forte ed è effettivamente uno ione spettatore. Solo l'ammonio contribuisce, e rende la soluzione acida.

Ogni unità formula fornisce due ioni ammonio, quindi 1,8 g in 100 mL danno [NH₄⁺] = 2 × (1,8 / 132,14) / 0,100 = 0,272 M. Applicando la stessa espressione per acidi deboli della soluzione 1: pH = ½(9,25 − log₁₀0,272) = ½(9,25 + 0,565) = 4.91.

Quanto poco di esso reagisca effettivamente. Quel pH corrisponde a [H⁺] = 1,24 × 10⁻⁵ mol/L, che sono solo circa 45 parti per milione dell'ammonio presente. Meno di uno ione ammonio su ventimila cede il proprio protone — eppure la soluzione si trova a ben due unità di pH dalla neutralità. Questa è la dimostrazione più evidente in laboratorio di quanto sia sensibile il pH: un grado di reazione quasi impercettibile sposta notevolmente la lettura, proprio perché la scala è logaritmica.

Controllo della solubilità. La solubilità del solfato di ammonio è di circa 744 g/L a temperatura ambiente. Questa soluzione è di soli 18 g/L, quindi si scioglie completamente e non rimane alcun solido a complicare la misurazione.

Riepilogo del compito per intervallo di voti

Classe 9-10

• Concentrazione: la scala del pH come misura dell'acidità e la differenza tra un test qualitativo e uno quantitativo.
• Attività: classificare i tre liquidi sconosciuti come acidi, neutri o basici usando la cartina tornasole rossa e blu; confrontare il colore dell'indicatore universale con la tabella; leggere il pHmetro e registrare tutti e tre i risultati fianco a fianco; osservare che la soluzione di solfato di ammonio è acida nonostante sia un sale, e descrivere l'osservazione senza ancora spiegarla.

Undicesimo anno

• Concentrazione: trattamento quantitativo della scala e distinzione tra elettroliti forti e deboli.
• Attività: convertire ogni pH misurato in una concentrazione di ioni idrogeno e viceversa; utilizzare pH + pOH = 14 per ottenere il pH di idrossido di sodio 0,1 M dai principi fondamentali e confrontarlo con il piaccametro; spiegare perché la stessa concentrazione di un acido forte e di un acido debole forniscono valori di pH molto diversi; confrontare la precisione dei tre metodi e indicare quale sia adeguato per quale scopo.

12ª classe / Livello universitario

• Concentrazione: equilibrio di un acido debole, idrolisi salina e limiti di un'approssimazione semplificativa.
• Attività: deriva pH = ½(pK_a − log C) da K_a = x²/(C − x) e dichiara l'approssimazione su cui si basa; prevedi il pH della soluzione di solfato di ammonio prima di misurarlo, includendo il fattore due dovuto ai due ioni ammonio per unità formula; calcola la frazione di ammonio che dissocia e commenta cosa implica il risultato riguardo alla sensibilità di una scala logaritmica; discuti se considerare il solfato come uno spettatore sia giustificato, e stima la direzione e l'entità dell'errore introdotto da tale assunzione.

Materiale essenziale di laboratorio

Strumenti

• Beute (da 50 mL e 250 mL)
• Piastra a pozzetti
• Contagocce
• Bilancia elettronica
• Bastoncino di vetro
• Cilindri graduati (25 mL e 100 mL)
• Spatola
• pHmetro
• Tabella dei colori del pH
• Carta tornasole rossa
• Cartina al tornasole blu
• cartina tornasole
• Carta da cucina
• Guanti e protezione per gli occhi

Prodotti

• Solfato di ammonio (polvere)
• Indicatore di pH universale (liquido)
• Acqua distillata
• Liquido sconosciuto #1 — acido etanoico 5 % v/v
• Liquido sconosciuto #2 — idrossido di sodio 0,1 M
• Liquido sconosciuto #3 — acqua distillata