046 – pH

Aproape fiecare proces chimic care are loc în apă este sensibil la gradul de aciditate sau bazicitate al acelei ape. Sângele este menținut la o zecime de unitate pH de valoarea 7,4, pH-ul solului decide ce culturi vor crește, iar efluenții industriali sunt reglementați în funcție de pH înainte de a putea fi deversați. Măsurarea cu fiabilitate a pH-ului și cunoașterea gradului de încredere pe care îl putem acorda unei anumite măsurători reprezintă una dintre cele mai utilizate competențe în chimia analitică.

Cantitatea în sine este definită logaritmic: pH = −log₁₀[H⁺], unde [H⁺] este concentrația de ioni de hidrogen în moli pe litru. Deoarece scara este logaritmică, o unitate întreagă reprezintă o modificare de zece ori a acidității — o soluție cu pH-ul 3 conține de o sută de ori mai mulți ioni de hidrogen decât una cu pH-ul 5. Apa pură la 25 °C se situează la pH 7, punctul în care [H⁺] și [OH⁻] au ambele 10⁻⁷ mol/L.

Acest laborator folosește trei metode în ordinea crescătoare a preciziei. Hârtia de turnesol răspunde doar dacă o soluție este acidă sau bazică. Un indicator universal produce o culoare care poate fi comparată cu un grafic până la aproximativ o unitate de pH. Un pH-metru calat indică până la a o suta parte dintr-o unitate. Le veți aplica pe toate trei asupra a trei lichide necunoscute, apoi veți dizolva o sare — sulfat de amoniu — și veți constata că un compus care nu conține nicio grupare hidroxid și niciun hidrogen acid evident dă totuși o soluție distinct acidă. Explicarea motivului reprezintă elementul central analitic al exercițiului.

Obiective educaționale

Familiarizarea cu mediul de laborator

• Identificați dispunerea, instrumentele și fluxul de lucru din laboratorul Proteus pentru determinarea pH-ului și localizați hârtia de turnesol, tabelul cu indicatori, placa cu godeuri, balanța și pH-metrul înainte de a începe.

Utilizarea echipamentului de protecție

• Purtați mănuși și ochelari de protecție atunci când manipulați acizi, baze și soluții neidentificate și recunoașteți că un lichid necunoscut este tratat ca fiind periculos până când a fost caracterizat.

Alegerea unei metode de măsurare adecvate

• Diferențiați ce poate stabili fiecare dintre cele trei metode: hârtia de turnesol oferă un răspuns de tip da sau nu cu privire la aciditate, un indicator universal restrânge pH-ul la aproximativ o unitate, iar un pH-metru oferă o valoare cantitativă de până la aproximativ 0,01 unități.
• Selectează metoda care corespunde întrebării adresate, în loc să folosești în mod implicit cel mai precis instrument disponibil.

Funcționarea corectă a unui pH-metru

• Scufundați complet electrodul, citiți afișajul digital odată ce s-a stabilizat și clătiți cu apă distilată între probe.
• Explicația faptului că clătirea contează: antrenarea chiar și a unui volum mic dintr-o soluție puternic acidă sau bazică modifică următoarea citire, iar efectul este cel mai mare atunci când se trece între extremele scalei.

Prepararea unei soluții d dintr-un solid cântărit

• Cântăriți o substanță solidă la balanța electronică, transferați-o fără pierderi, dizolvați-o într-un volum măsurat de apă distilată și agitați până când soluția devine omogenă.
• Recunoașteți că o concentrație este la fel de bună pe cât este cea mai slabă dintre cele două măsurători de care depinde, masa și volumul.

Interpretarea cantitativă a scalei pH

• Conversia între pH și [H⁺]⁺] în ambele direcții și utilizați relația pH + pOH = 14 la 25 °C.

Prezicerea dacă o sare dizolvată va fi acidă, bazică sau neutră

• Identificați acidul și baza mamă ale unei sări și folosiți tăria lor relativă pentru a prevesti caracterul soluției pe care o formează — principiul care explică rezultatul sulfatului de amoniu.

Protocol

PARTEA 1: Determinarea caracterului acid-bază și a pH-ului unei substanțe lichide

1. Măsurați 20 mL de soluție 1 folosind cilindrul gradat.
2. Turnați 20 mL din soluția 1 într-un pahar Erlenmeyer de 50 mL.
3. Îndreaptă o hârtie de turnesol roșie în ea.
4. Apoi, înmuiați o hârtie deTurnesol albastră.
5. În final, înmuiați o hârtie indicatoare de pH.
6. Comparați culorile obținute cu cele disponibile pe scala pH.
7. Clătiți cilindrul gradat cu apă distilată.
8. Repetați pașii 1 până la 7 cu substanțele 2 și 3.

PARTEA 2: Determinarea pH-ului unei substanțe lichide folosind un indicator universal

1. Folosind pipeta; prelevați soluția 1 din eprubeta de 50 mL.
2. Apoi goliți picurătorul în puțul nr. 1 al plăcii cu godeuri.
3. Adăugați o picătură de indicator universal de pH în aceeași godeu.
4. Amesteca cu bagheta de sticla.
5. Compară culoarea obținută cu cele disponibile pe scara pH.
6. Repetați pașii de la 1 la 5 cu substanțele 2 și 3.

PARTEA 3: Determinați cu precizie pH-ul unei substanțe lichide

1. Introduceți electrodul pH-metrului în paharul ce conține soluția 1.
2. Citește măsurătorile de pe afișajul digital.
3. Clătiți electrodul cu apă distilată.
4. Usucă electrodul cu hârtie absorbantă.
5. Repetați pașii 1 până la 4 cu substanțele 2 și 3.

PARTEA 4: Determinarea pH-ului unei substanțe solide

1. Cântăriți aproximativ 1,8 g de pulbere de sulfat de amoniu folosind balanța electronică.
2. Măsurați 100 mL de apă distilată folosind o eprubetă gradată.
3. Turnați pulberea de sulfat de amoniu cântărită într-un pahar Berzelius de 250 mL.
4. Toarnă conținutul cilindrului gradat în același pahar Berzelius.
5. Amestecați cu bagheta de sticlă timp de 5 secunde.
6. Scufundați o hârtie de turnesol roșie în paharul Berzelius de 250 ml care conține soluția de sulfat de amoniu
7. Introdu hârtia de turnesol albastră în eprubeta de 250 ml care conține soluția de sulfat de amoniu
8. Introduce o hârtie de pH în paharul de 250 mL care conține soluția de sulfat de amoniu.
9. Comparați culorile obținute cu cele disponibile pe scala pH.
10. Introduceți electrodul pH-metrului în soluția de sulfat de amoniu.
11. Citește măsurătoarea de pe afișajul digital.
12. Clătiți electrodul cu apă distilată.
13. Usucă electrodul cu hârtie absorbantă.

Rezultate anticipate

Cele patru soluții. Trei lichide necunoscute sunt caracterizate mai întâi, iar soluția de sulfat de amoniu este preparată și măsurată în Partea 4.

Definițiile din spatele numerelor. pH-ul este definit ca pH = −log₁₀[H⁺]. În orice soluție apoasă la 25 °C, cele două concentrații de ioni sunt legate prin produsul ionic al apei, [H⁺][OH⁻] = K_w = 1,0 × 10⁻¹⁴, de unde pH + pOH = 14. Apa distilată are [H⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷ mol/L și, prin urmare, pH 7.

Soluția 2, o bază puternică. Hidroxidul de sodiu disociază complet, așa că o soluție de 0,1 M are [OH⁻] = 0,1 mol/L direct. Apoi pOH = −log₁₀(0.1) = 1, iar pH = 14 − 1 = 13. Nu este necesar niciun calcul de echilibru, ceea ce distinge o bază tărie de una slabă.

Soluția 1, un acid slab. Acidul etanoic disociază doar parțial, așa că concentrația sa singură nu este suficientă – este nevoie și de constanta de disociere a acidului. Pentru un acid slab de concentrație C care este disociat doar ușor, K_a = x²/(C − x) ≈ x²/C cu x = [H⁺], care se rearanjează în forma de lucru:

pH = ½(pK_a − log₁₀C)

O soluție 5 % (v/v) are o concentrație de aproximativ 0,87 M, iar acidul etanoic are un pK_a = 4.76, deci pH = ½(4.76 + 0.06) = 2.41. Observați cât de mai puțin acid este acesta decât un acid puternic la aceeași concentrație: acidul clorhidric 0,87 M s-ar afla în jur de pH 0,06, cu mai mult de două unități mai jos, deoarece disociază complet.

Soluția 4, de ce o sare devine acidă. Sulfatul de amoniu nu conține nicio grupare hidroxid și niciun atom de hidrogen care să pară în mod evident acid, totuși soluția sa este în mod clar acidă. Motivul este că este sarea unui bază slabă și un acid tare. La dizolvare, el eliberează ioni de amoniu și sulfat:

(NH₄)₂deci₄(s) → 2 NH₄⁺(aq) + SO₄²⁻(aq)

Ionul de amoniu este acidul conjugat al amoniacului și donează un proton apei, NH₄⁺ → NH₃ + H⁺, cu pK_a = 9,25. Ionul de sulfat este baza conjugată a unui acid puternic și este efectiv un spectator. Numai amoniul contribuie și face soluția acidă.

Fiecare unitate formulă furnizează doi ioni de amoniu, deci 1,8 g în 100 mL dă [NH₄⁺] = 2 × (1,8 / 132,14) / 0,100 = 0,272 M. Aplicând aceeași expresie pentru acid slab ca și pentru soluția 1: pH = ½(9.25 − log₁₀0,272) = ½(9,25 + 0,565) = 4.91.

Cât de puțin din el reacționează efectiv. Acest pH corespunde [H⁺] = 1,24 × 10⁻⁵ mol/L, ceea ce reprezintă doar aproximativ 45 de părți per milion din amoniul prezent. Mai puțin de un ion de amoniu din douăzeci de mii își cedează protonul — și totuși soluția se află la două unități pH întregi distanță de neutralitate. Aceasta este cea mai clară demonstrație din laborator a sensibilității pH-ului: un grad de reacție aproape imperceptibil deplasează mult valoarea măsurată, tocmai pentru că scala este logarithmică.

Verificare a solubilității. Solubilitatea sulfatului de amoniu este de aproximativ 744 g/L la temperatura camerei. Această soluție are doar 18 g/L, așa că se dizolvă complet și nu rămâne nicio substanță solidă care să complice măsurătoarea.

Rezumatul temei pe intervale de note

Clasele a IX-a și a X-a

• Concentrare: scara pH-ului ca măsură a acidității și diferența dintre un test calitativ și unul cantitativ.
• Activități: clasificați cele trei lichide necunoscute ca acide, neutre sau bazice utilizând hârtie de turnesol roșie și albastră; potriviți culoarea indicatorului universal cu cea de pe diagramă; citiți pH-metrul și înregistrați toate cele trei rezultate unul lângă altul; observați că soluția de sulfat de amoniu este acidă, chiar dacă este o sare, și descrieți observația fără a o explica încă.

Clasa a XI-a

• Concentrare: tratamentul cantitativ al scării și distincția dintre electroliții tari și slabi.
• Activități: Convertește fiecare pH măsurat într-o concentrație de ioni de hidrogen și invers; utilizează pH + pOH = 14 pentru a obține pH-ul hidroxidului de sodiu 0,1 M din principii fundamentale și compară-l cu cel de pe aparat; explică de ce aceeași concentrație a unui acid slab și a unuia puternic generează valori de pH foarte diferite; compară precizia celor trei metode și precizează care este adecvată pentru ce scop.

Clasa a XII-a / Nivel universitar

• Concentrare: echilibrul acizilor slabi, hidroliza sărurilor și limitele unei ipoteze simplificatoare.
• Activități: deduce pH = ½(pK_a − log C) din K_a = x²/(C − x) și menționați aproximația pe care se bazează; preziceți pH-ul soluției de sulfat de amoniu înainte de a-l măsura, incluzând factorul doi de la cei doi ioni de amoniu per unitate formulă; calculați fracțiunea de amoniu care disociază și comentați ce implică rezultatul cu privire la sensibilitatea unei scări logaritmice; discutați dacă tratarea sulfatului ca ion spectator este justificată și estimați direcția și dimensiunea erorii introduse de această presupunere.

Esențiale de laborator

Instrumente

• Pahare Berzelius (50 mL și 250 mL)
• Placă cu godeuri
• Picurători
• Cântar electronic
• Baghetă de sticlă
• Cilindri gradați (25 mL și 100 mL)
• Spatulă
• pH-metru
• diagramă de culori pH
• Hârtie de turnesol roșie
• Hârtie de turnesol albastră
• hârtie indicatorie de pH
• Prosop de hârtie
• Mănuși și protecție pentru ochi

Produse

• Sulfat de amoniu (pulbere)
• Indicator de pH universal (lichid)
• Apă distilată
• Lichid necunoscut #1 — acid etanoic 5 % v/v
• Lichid necunoscut #2 — hidroxid de sodiu 0,1 M
• Lichid necunoscut #3 — apă distilată