La colorimetria è il modo più economico per misurare una quantità chimica: si aggiunge un reagente che cambia colore in base alla quantità desiderata, quindi si confronta il risultato con un insieme di riferimenti di valore noto. Non richiede alimentazione, calibrazione né altra vetreria oltre a una provetta, motivo per cui è ancora il metodo standard per testare piscine e acquari, per le analisi sul campo di laghi e fiumi e per le strisce reattive usate negli ambulatori. Il suo limite è altrettanto evidente: il risultato vale tanto quanto l'occhio che lo legge ed è preciso quanto la spaziatura dei riferimenti.
La quantità misurata qui è il pH, definito come pH = −log[H3O+], in modo tale che ogni unità intera di pH corrisponda a un cambiamento di dieci volte nella concentrazione degli ioni idronio. Un indicatore universale non è un singolo colorante, ma una miscela di diversi acidi deboli, ciascuno dei quali cambia colore su una banda di pH diversa e ristretta. Poiché le loro costanti di dissociazione acida sono scalate, la miscela nel suo complesso cambia colore progressivamente dal rosso al giallo, al verde e al blu in un intervallo di pH compreso tra circa 3 e 10, e quel colore può essere usato come sostituto di una misurazione di [H3O+] che altrimenti richiederebbe un elettrodo.
In questo laboratorio costruirete voi stessi la scala di riferimento anziché riceverne una pronta. Misurerete porzioni da 25 mL di soluzioni a pH noto in una serie di provette, aggiungerete cinque gocce di indicatore universale a ciascuna, producendo così una scala di colori da pH 3 a pH 7. Tratterete poi un campione di acqua di lago allo stesso modo, confronterete il suo colore con la vostra scala per ottenerne il pH, estenderete la scala a pH 8 e pH 9 se il campione risulterà alcalino, e infine controllerete ogni provetta con un piaccametro per vedere quanto il risultato colorimetrico sia stato accurato.
Obiettivi Educativi
Comprendere il pH come scala logaritmica
- Definisci il pH = −log[H3O+e convertire in entrambe le direzioni tra un pH e una concentrazione di idronio.
- Spiega perché un campione a pH 5 è mille volte più acido di uno a pH 8 e perché una differenza di mezzo'unità di pH non è una differenza piccola.
Costruzione e utilizzo di una scala di riferimento colorimetrica
- Preparare una serie di provette di riferimento in condizioni identiche — stesso volume, stesso numero di gocce, stessa provetta — e spiegare perché ciascuna di queste condizioni deve essere mantenuta costante.
- Determinare il pH di un campione sconosciuto confrontandolo con la serie e fornire la risposta con un intervallo anziché come singola cifra.
- Riconoscere quando un campione non rientra nella scala e ampliare la scala piuttosto che fare supposizioni.
Manipolazione dell'indicatore e della vetreria
- Misurare 25 mL in un cilindro graduato e versare un numero prestabilito di gocce con un contagocce.
- Miscelare il contenuto di una provetta senza sprechi; sciacquare e asciugare l’elettrodo tra una provetta e l’altra, in modo che una soluzione non contamini quella successiva.
Confronto incrociato tra due metodi
- Confrontare il risultato colorimetrico di ciascuna provetta con la lettura del pHmetro e riportare la differenza in una tabella.
- Spiega cosa misurano i due metodi e perché l'elettrodo è il più affidabile dei due.
Valutare i limiti di un metodo visivo
- Indicare la risoluzione più fine che una scala con incrementi di un'unità di pH può supportare e come potrebbe essere migliorata.
- Identificare le condizioni in cui l'indicatore stesso altera il pH del campione che sta misurando.
Protocollo
Parte 1: Preparare una scala colorimetrica utilizzando l'indicatore di pH a vostra disposizione
- Usando il cilindro graduato, misura 25 mL di soluzione a pH3 e poi versali nel provetta 1.
- Ripetere il passaggio a) con le soluzioni a pH 4, 5, 6 e 7 e le provette 2, 3, 4 e 5.
- Usando il contagocce, aggiungi 5 gocce di indicatore di pH a ciascuna delle provette da 1 a 5.
- Mescolare il contenuto delle provette con una bacchetta di vetro, oppure ponendo un tappo e mescolando delicatamente da destra verso sinistra.
- Usando il cilindro graduato, misurare 25 ml del campione di acqua del lago e poi versare nel provetta 6.
- Usando il contagocce, aggiungi 5 gocce di indicatore di pH alla provetta 6.
- Mescolare il contenuto della provetta con una bacchetta di vetro, oppure applicando un tappo e mescolando delicatamente da destra a sinistra.
Parte 2: Determinare il pH dell'acqua di fiume utilizzando la scala colorimetrica
- Determinare il pH dell'acqua di fiume confrontando il colore del campione nel provettone 6 con la scala colorimetrica presente sul poster sul bancone.
-> Se il pH sembra essere superiore a 7, completare la scala colorimetrica utilizzando le soluzioni a pH 8 e 9 e le provette 7 e 8. Se il pH è inferiore a 7, passare alla Parte 3 per validare il pH di ciascuna soluzione con il pHmetro.
- Usando il cilindro graduato, misura 25 ml di soluzione a pH 8 e poi versa nel provetta 7.
- Usando il contagocce, aggiungi 5 gocce di indicatore di pH nella provetta 7.
- Utilizzando il cilindro graduato, misura 25 mL di soluzione a pH 9 e poi versa nel provetta 8.
- Usando il contagocce, aggiungere 5 gocce di indicatore di pH nella provetta 8.
- Mescolare il contenuto delle provette con una bacchetta di vetro, oppure ponendo un tappo e mescolando delicatamente da destra verso sinistra.
- Confronta nuovamente il pH dell'acqua del fiume utilizzando questa nuova scala (da pH 3 a 9).
Parte 3: Convalidare il pH di ciascuna soluzione con il pHmetro
- Inserisci l'elettrodo del pHmetro nella provetta contenente l'acqua di fiume (provetta 6) e nelle altre provette per validare il pH di ogni soluzione.
- Registra il valore visualizzato sul quadrante digitale del pHmetro.
Non dimenticare: tra una misurazione e l’altra, sciacqua l’elettrodo con acqua distillata e asciugalo con un tovagliolo di carta.
Risultati Previsti
Non esiste un'unica risposta corretta per questo esercizio di laboratorio. Il pH del campione d’acqua del lago viene misurato ex novo ogni volta che l’attività viene riavviata e si colloca in un intervallo compreso tra 3 e 9; pertanto, ciò che viene valutato non è il valore riportato dallo studente, bensì la procedura, l’intervallo indicato attorno a tale valore e la corrispondenza tra la lettura colorimetrica e quella del pHmetro. La serie di riferimento, d’altra parte, è invece pienamente determinata: otto provette con pH noto devono riprodurre i colori della tabella dell’indicatore universale, nell’ordine corretto, senza inversioni.
| Tubo | pH standard | [H3O+] (mol/L) | Colore previsto per un indicatore universale |
|---|---|---|---|
| 1 | 3 | 1 × 10meno tre | Da rosso a rosso-arancione |
| 2 | 4 | 1 × 10−4 | Arancione |
| 3 | 5 | 1 × 10−5 | Giallo-arancio |
| 4 | 6 | 1 × 10meno sei | Da giallo a giallo-verde |
| 5 | 7 | 1 × 10−7 | Verde |
| 6 | il campione | da definire | Qualunque sia il risultato del campione, da confrontare con gli altri |
| 7 | 8 | 1 × 10−8 | Verde-azzurro |
| 8 | 9 | 1 × 10−9 | Blu |
Cosa ci dice la scala del pH. Poiché pH = −log[H3O+], un pH di 5 corrisponde a [H3O+] = 10−5 mol/L e un pH compreso tra 8 e 10−8 mol/L: il campione acido contiene mille volte più idronio rispetto a quello alcalino. È opportuno chiarirlo prima di procedere al confronto dei colori, poiché uno studente che interpreti il campione come “circa 6 o 7” ha indicato un intervallo di concentrazione di idronio dieci volte superiore. In acqua dolce ciò ha anche rilevanza biologica: la maggior parte delle uova di pesce non si sviluppa al di sotto di un pH di circa 5,5, e un lago con un pH pari a 4 è di fatto sterile.
Perché un indicatore universale cambia colore gradualmente. Un indicatore semplice è un acido debole le cui due forme hanno colori diversi: HIn ⇌ H+ + In−, con la Ka = [H+][In−] / [HIn], e quindi [In−] / [HIn] = Ka / [H+]. A pH = pKa le due forme sono presenti in quantità uguali e il colore si colloca a metà strada tra i due; se il pH scende di un’unità, il rapporto diventa 1 : 10 e prevale il colore acido; se sale di un’unità, il rapporto diventa 10 : 1 e prevale il colore basico. Un singolo colorante presenta quindi un intervallo di transizione utilizzabile di sole due unità di pH circa; ecco perché un indicatore “universale” è una miscela di quattro o cinque coloranti con pKa valori distanziati di circa due unità. L'arcobaleno continuo sul grafico è la somma di quelle transizioni sovrapposte, non il comportamento di una singola molecola.
Perché cinque gocce, e perché le stesse cinque gocce in ogni provetta. L'indicatore è di per sé un acido debole, quindi apporta ioni idronio a qualsiasi soluzione in cui venga aggiunto. Cinque gocce corrispondono all’incirca a 0,25 mL, ovvero circa 1 % di una porzione da 25 mL: una quantità sufficientemente piccola da non alterare uno standard tamponato, ma non necessariamente sufficiente per un’acqua naturale scarsamente tamponata, che è esattamente ciò che potrebbe essere un campione di lago. L'aggiunta di un numero diverso di gocce alle diverse provette modifica anche l'intensità del colore, il che comprometterebbe il confronto anche se il pH non subisse variazioni. Questo è l'unico punto procedurale su cui si basa l'intera determinazione, e vale la pena sottolinearlo.
Ciò che il piaccametro aggiunge. L'elettrodo di vetro risponde all'attività degli idronii attraverso la relazione di Nernst, E = E0 − 0,0592 × pH a 25 °C, ovvero 59,2 mV per ogni unità di pH, e il misuratore converte semplicemente tale voltaggio in un numero. Ne conseguono due aspetti. Il primo è la risoluzione: un misuratore che mostra 0,1 pH rileva una variazione di 6 mV, mentre una scala cromatica con intervalli di un'unità intera non può onorate essere letta con precisione superiore a circa metà unità, nemmeno da un occhio attento. Il secondo è che i due metodi sono indipendenti, pertanto la Parte 3 costituisce una verifica reale piuttosto che una ripetizione, e il risultato atteso è una corrispondenza entro circa ±0,5 pH su ciascuna provetta. Un disaccordo sistematico in un'unica direzione su tutte e otto le provette indica un problema di taratura del misuratore; un disaccordo limitato al campione indica che l'indicatore ha alterato il pH di un'acqua non tamponata.
Riepilogo del compito per intervallo di voti
Classe 9-10
Concentrazione: osservazione, vocabolario e tecnica accurata. Gli studenti costruiscono la scala e la usano, senza maneggiare logaritmi.
Attività:
- Misurare 25 mL in ogni provetta e contare esattamente cinque gocce di indicatore in ciascuna, e spiegare perché entrambi i numeri devono essere uguali per ogni provetta.
- Registrare in una tabella il colore di ciascuna delle provette di riferimento e del campione, e contrassegnare le estremità della scala come acido, neutro e alcalino.
- Fornire il pH dell'acqua del lago come un intervallo, ad esempio “tra 6 e 7”, anziché come un singolo numero.
- Leggi il pHmetro per ciascuna provetta e indica se la scala dei colori concordava con esso.
- Nomina tre luoghi quotidiani in cui il pH viene misurato con un confronto di colori: una piscina, un acquario e un giardino.
Undicesimo anno
Concentrazione: la scala logaritmica e il confronto quantitativo dei due metodi.
Attività:
- Converti ogni pH standard della serie in una concentrazione di idronio usando [H3O+] = 10−pH, e tabula le due colonne fianco a fianco.
- Indica quante volte più acido è lo standard più acido rispetto a quello più alcalino, e verifica la risposta rispetto alla differenza di pH.
- Tabulare la lettura colorimetrica e la lettura del misuratore per tutte e otto le provette e calcolare la differenza per ciascuna; indicare se la discrepanza è casuale o sistematica.
- Spiega, usando Ka = [H+][In−] / [HIn], perché un singolo indicatore cambia colore in un intervallo di circa due unità di pH.
- Calcola quale frazione di ciascuna provetta è costituita dalla soluzione indicatore e argomenta se sia sufficientemente piccola da poter essere ignorata.
12ª classe / Livello universitario
Concentrazione: la base fisica di entrambi gli strumenti, l'analisi degli errori e la critica del metodo.
Attività:
- Ricavare la risoluzione dell'elettrodo da E = E0 − 0,0592 × pH, indica la variazione di tensione corrispondente a 0,1 pH e di' cosa ciò implica riguardo all'impedenza d'ingresso dello strumento.
- Mostra perché l'aggiunta di un indicatore a debole acidità a un'acqua naturale scarsamente tamponata può alterare il suo pH e calcola un limite superiore per tale variazione, assumendo una concentrazione di indicatore specificata e un campione non tamponato.
- Proposta di progettazione di un campionamento per un lago reale: 1. Numero di siti: Il numero di siti dipende dalle dimensioni, dalla morfologia e dalla complessità del lago. Per un lago piccolo, sono necessari almeno 3-5 siti strategici: nelle zone più profonde (punto pelagico o massimo invaso), vicino agli immissari, in prossimità dell'emissario e nelle baie poco profunde soggette ad attività antropiche o accumulo di nutrienti. Per laghi grandi, si ricorre a una griglia di campionamento o a transetti. 2. Ora del giorno: I campionamenti dovrebbero essere effettuati idealmente al mattino presto o alla stessa ora della giornata per garantire la comparabilità. Molti parametri (come ossigeno disciolto, pH, temperatura e clorofilla-a) subiscono forti variazioni giornaliere (diete circadiane) a causa dell'attività fotosintetica delle alghe e della radiazione solare. 3. Profondità: Nei siti profondi, i campioni non devono essere prelevati solo in superficie, ma a intervalli regolari lungo tutta la colonna d'acqua (es. ogni metro o ogni 5 metri) o in corrispondenza dei diversi strati termici identificati tramite un profilo verticale (epilimnio, metalimnio/termoclinio, ipolimnio). È fondamentale prelevare un campione anche appena sopra il sedimento (strato bentonico). 4. Correzione della temperatura: Molti sensori e sonde (ossigeno, conducibilità, pH) sono influenzati dalla temperatura dell'acqua. I dati misurati in campo devono essere corretti rispetto a una temperatura standard (solitamente 25 °C per la conducibilità) utilizzando gli algoritmi integrati nello strumento. Inoltre, la temperatura stessa determina la densità dell'acqua e la solubilità dei gas, per cui la calibrazione e la compensazione termica in tempo reale sono essenziali per evitare errori sistematici. Perché un singolo campione non dice quasi nulla su un lago: Un singolo campione rappresenta solo un'istantanea infinitesimale nello spazio e nel tempo di un ecosistema estremamente dinamico e tridimensionale. I laghi variano enormemente: - Verticalmente: la stratificazione termica divide il lago in strati con chimica e biologia completamente diverse. - Orizzontalmente: la foce di un fiume ha caratteristiche chimiche opposte rispetto a una baia stagnante o al centro del bacino. - Temporalmente: la composizione dell'acqua cambia drasticamente tra il giorno e la notte, tra le stagioni (ribaltamenti primaverili/autunnali vs. stratificazione estiva) e in risposta a eventi meteorologici improvvisi (piogge intense, ondate di calore). Affidarsi a un unico campione equivale a scattare una foto sfuocata a un singolo granello di sabbia per descrivere un'intera spiaggia durante una tempesta.
Materiale essenziale di laboratorio
Strumenti
- Provette (8) in un supporto, con tappi
- Cilindro graduato (25 mL)
- Contagocce
- Bastoncino di vetro
- Becchi (da 50 mL e 250 mL)
- pHmetro con elettrodo
- Tabella colorimetrica del pH (poster, pH da 0 a 14)
- Carta da cucina
Prodotti
- Soluzioni tampone pH (da pH 3 a pH 9)
- Campione d'acqua del lago (pH randomizzato tra 3 e 9)
- Soluzione indicatore universale di pH