Le soluzioni: definizioni La SOLUZIONE è una miscela
omogenea dove una o più
sostanze sono disciolte l’una
nell’altra.
I SOLUTI sono le sostanze che sono disciolte nel
SOLVENTE.
La SOLUZIONE BIOLOGICA si riferisce al materiale biologico posto in
un ambiente liquido.
Le soluzioni sono necessarie per:
1. le soluzioni nutritive;
2. i terreni di coltura;
3. estrazione e saggi enzimatici;
4. biologia molecolare;
5. microscopia;
6. spettrofotometria;
7. analisi volumetrica (Titolazioni), gravimetrica ed
elettrogravimetrica (elettrolisi ed elettroforesi).
Le soluzioni: preparazione
Fasi per la preparazione delle soluzioni:
1. pesare la necessaria quantità dei soluti;
2. sciogliere i soluti in un volume di solvente minore di quello finale;
3. aggiungere il solvente per portare al volume finale desiderato.
Quantità si riferisce a quanto è presente un
componente in una soluzione ( ad esempio, 10 g, 2
coppe, 30 mL);
La concentrazione è la quantità presente nel volume; quindi, è
una frazione nella quale il numeratore è la quantità ed il
denominatore è il volume finale della soluzione
Molti protocolli prevedono le concentrazioni e non le quantità
Le soluzioni: preparazione
Note pratiche sulle soluzioni
Le soluzioni: preparazione
Portare a volume una soluzione
Le soluzioni. Tipi di Concentrazione: PESO PER VOLUME
La concentrazione definita in termini di PESO PER VOLUME è una
frazione dove al numeratore è presente la quantità del soluto, in peso,
ed al denominatore è indicato il volume di solvente.
2mg/ml di proteinasi K contiene 2 mg di proteinasi K per millilitro di soluzione
Le proporzioni sono utilizzate per determinare quanto soluto è
richiesto per preparare una soluzione in peso per volume.
Quanta proteinasi K è necessaria per preparare 50 mL di questo
enzima ad una concentrazione di 2mg/mL?
mL K proteinasi mg
mL 1 2
50 ?
= mL
K proteinasi mg mL 1
2 50 ?
=
2 mg : 1 mL = X : 50 mL X = 100 mg = quantità di proteinasi K.
Le soluzioni. Tipi di Concentrazione: MOLARITA’
1. una MOLE di qualsiasi elemento contiene 6.02 x 10 23 (numero di
Avogadro) atomi; poiché alcuni atomi pesano di più di altri, una mole
di un elemento ha un diverso peso rispetto ad un altro elemento.
2. Il PESO DI UNA MOLE di un dato elemento equivale al suo PESO ATOMICO in grammi; per calcolare il peso atomico di un elemento si
utilizza la tabella periodica. Ad esempio, una mole di carbonio pesa
12 g.
3. I COMPOSTI sono atomi di due o più elementi che sono legati
insieme. Una mole di composto contiene sempre 6.02 x 10 23 molecole
di quel composto;
4. Il PESO MOLECOLARE di un composto è il peso in grammi di
1 mole di composto. Il peso molecolare è calcolato
aggiungendo i pesi atomici degli atomi che costituiscono il
composto.
Le soluzioni. Tipi di Concentrazione: MOLARITA’
Qual è il peso molecolare di 1 mole di Na 2 SO 4 ?
2 atomi di Na = 2 x 22.99 g = 45.98 g 1 atomo di S = 1 x 32.06 g = 32,06 g 4 atomi di O = 4 x 16.00 g = 64.00 g
peso molecolare di 1 mole Na 2 SO 4 = 45.98 + 32,06 + 64.00 = 142.04 g
Le soluzioni. Tipi di Concentrazione: MOLARITA’
Peso di 1 mole di diverse sostanze
Le soluzioni. Tipi di Concentrazione: MOLARITA’
Uno molare (1 M) di una soluzione di un composto contiene 1 mole di
quel composto in 1 L di volume finale di solvente.
Molare = moli L 1
Cosa significa una soluzione 1 molare (1 M)?
Sottomultipli della molarità sono le “millimolare (mM)” e le “micromolare (µM
1 M NaCl = 1 mole di NaCl in 1 L di soluzione;
1 mM NaCl = 1 mmole di NaCl in 1 L di soluzione
1 µM NaCl = 1 µmole di NaCl in 1 L di soluzione.
Le soluzioni. Tipi di Concentrazione: MOLARITA’
Formula per calcolare la quantità di soluto Quantità di soluto (g) = peso molecolare (g/mole) * (molarità) (M) * (Volume) (L)
Le soluzioni. Tipi di Concentrazione: MOLARITA’ Quanto soluto è necessario per preparare 1 L di una soluzione
1 M Na 2 SO 4
1. Trovare il peso molecolare (PM) di Na 2 SO 4 : 142.04 g moli 1
2. Indicare la molarità (M) richiesta: 1 M 3. Determinare il volume (V) richiesto: 1 L
4. Determinare quanto soluto è richiesto mediante la formula:
Soluto richiesto = PM x M x V
Soluto richiesto = 142.04 x 1 x 1 = 142.04 g
5. Pesare la quantità di soluto richiesto
6. Sciogliere tale quantità in un volume minore di quello finale
7. Porre la soluzione in un matraccio o cilindro graduato ed aggiungere il
solvente fino al volume finale di 1 L
Le soluzioni. Tipi di Concentrazione: MOLARITA’
Procedura per preparare una soluzione 1M Na 2 SO 4 . Steps 5, 6 e 7
Le soluzioni. Tipi di Concentrazione: MOLARITA’ Preparare 150 mL di una soluzione 10 mM Na 2 SO 4 *10H 2 O.
1. Trovare il peso molecolare (PM) di Na 2 SO 4 *10H 2 O: 322.04 g mole 1 ; 2. Determinare la molarità (M) richiesta: 10 mM che equivale a 0.010 M
(10/1000);
3. Determinare il volume (V) richiesto: 150 mL che equivale a 0.15 L
(150/1000); 4. Determinare quanto soluto è richiesto mediante la formula
Soluto richiesto = PM x M x V =
322.04 * 0.01 * 0.15 = 0.4831 g
5. Pesare la quantità di soluto richiesto; 6. Sciogliere tale quantità in un volume minore di quello finale ( ad esempio
0.1 L);
7. Porre la soluzione in un matraccio o cilindro graduato ed aggiungere il
solvente fino al volume finale di 150 mL.
Le soluzioni. Tipi di Concentrazione: PERCENTUALE
Concentrazione in termini PERCENTUALI
il numeratore è la quantità di soluto ed il denominatore sono 100 unità
della soluzione
Il TIPO I o PESO PER VOLUME PERCENTUALE (w/v) che indica il
peso del soluto in grammi per 100 mL di soluzione.
g/100 mL
Una soluzione 20% di NaCl significa che 20 g di NaCl sono presenti in 100 mL di soluzione.
Esistono tre tipi di concentrazione in termini percentuali che variano nelle loro unità
Tipo I
Tipo II
Tipo III
Le soluzioni. Tipi di Concentrazione: PERCENTUALE
Procedura per preparare una soluzione a concentrazione peso per volume percentuale.
Le soluzioni. Tipi di Concentrazione: PERCENTUALE
Preparare 500 mL di una soluzione NaCl al 5%.
1. Indicare la percentuale ed il volume della soluzione: La percentuale è 5% ed il volume richiesto è 500 mL
2. Esprimere la percentuale in frazione: 5% = 5 g/ 100 mL
3. Moltiplicare il volume per la frazione: 5/100 x 500 = 25 g
4. Pesare 25 g di NaCl e scioglierli in recipiente con un volume inferiore a 500 mL (ad esempio 400 mL);
5. Porre la soluzione in un matraccio o cilindro graduato e portare al volume finale di 500 mL aggiungendo altro solvente.
Le soluzioni. Tipi di Concentrazione: PERCENTUALE
Preparazione di una soluzione Na 2 SO 4 al 20% peso per volume Steps 4 e 5
Le soluzioni. Tipi di Concentrazione: PERCENTUALE Il TIPO II chiamato VOLUME PERCENTUALE (v/v) indica i millilitri di soluto
per 100 mL di soluzione.
ml/100 mL
Sia il soluto sia il solvente sono espressi in unità di volume.
Procedura per preparare una soluzione a concentrazione volume percentuale.
Le soluzioni. Tipi di Concentrazione: PERCENTUALE
Preparare 100 mL di una soluzione al 10% in volume in acqua.
1. Determinare la percentuale ed il volume della soluzione: La percentuale è 10% ed il volume richiesto è 100 mL
2. Esprimere la percentuale in frazione: 10% = 10 mL/ 100 mL
3. Moltiplicare il volume per la frazione: 10/100 x 100 = 10 mL
4. Prelevare 10 mL di etanolo e porli in recipiente con un volume inferiore a 100 mL (ad esempio 50 mL);
5. Porre la soluzione in un matraccio o cilindro graduato e portare al volume finale di 100 mL aggiungendo altro solvente.
Le soluzioni. Tipi di Concentrazione: PERCENTUALE Il TIPO III è il PESO PERCENTUALE (w/w) che indica i grammi di soluto per
100 grammi di soluzione totale.
g/100 g
Una soluzione a concentrazione del 5% in peso contiene 5 g di NaCl più 20 g di acqua
Procedura per preparare una soluzione a concentrazione in peso percentuale.
Preparare 500 g di una soluzione di NaCl al 5% in peso.
1. Determinare la percentuale ed il peso totale della soluzione: La percentuale è 5% ed il peso totale della soluzione è 500 g;
2. Esprimere la percentuale in frazione. 5% = 5 g/ 100 g
3. Moltiplicare il peso totale della soluzione per la frazione: 500 x 5/500 = 25 g
4. Sottrarre il peso calcolato nello step 3 al peso totale della soluzione per trovare il peso del solvente necessario per preparare la soluzione:
500 g – 25 g = 475 g = quantità di acqua necessaria
5. sciogliere 25 g di NaCl in 475 g di acqua.
Le soluzioni. Tipi di Concentrazione: PERCENTUALE
Le soluzioni. Tipi di Concentrazione: PARTI
Le PARTI di soluzione indicano quanti parti di ciascun
componente devono essere miscelati insieme.
Le parti possono avere qualsiasi unità di misura a patto che
si mantengono le dovute proporzioni.
Una soluzione costituita da etilene, cloroformio ed alcool isoamilico in
parti di 3:2:1 può essere preparata con diverse unità di misura:
3L etilene + 2L cloroformio + 1L alcool isoamilico
oppure
3mL etilene + 2mL cloroformio + 1mL alcool isoamilico
Le soluzioni. Tipi di Concentrazione: PARTI
Le PARTI PER MILIONI (ppm) indicano il numero di parti di soluto per 1
milione di parti della soluzione totale.
5 ppm può significare:
5 g di cloro in 1 milione di g di soluzione
5 mg di cloro in 1 milione di mg di soluzione
5 mg di cloro in 1 milione di mg di soluzione
Per qualsiasi soluto si può considerare che:
1 ppm = 1 µg/ mL
Le soluzioni. Tipi di Concentrazione: PARTI
Preparare una soluzione contenente 500 ppm di un
composto A.
Poiché 1 ppm = 1 µg/ mL, ne segue che 500 ppm = 500 µg/ mL.
Quindi, si pesano 500 mg del composto A che poi vengono
sciolti in acqua e portati a volume finale di 1 mL.
Le soluzioni. Tipi di Concentrazione: MOLALITA’
La MOLALITÀ (m) indica il peso di una mole di soluto (in
grammi) per chilogrammo di solvente.
La molalità ha il peso come unità di misura sia al numeratore sia al denominatore
Una soluzione di 1 m Na 2 SO 4 (PM=142.04) significa sciogliere 142.04 g in 1 Kg di acqua
Preparazione di
una soluzione di
solfato di sodio 1
molale.
Le soluzioni. Tipi di Concentrazione: NORMALITA’
La NORMALITÀ (N) è il numero dei pesi equivalenti di soluto per litro di soluzione.
Peso equivalente / L
E’ utilizzata quando è importante conoscere quanti gruppi reattivi
sono presenti in una soluzione piuttosto che il numero delle molecole.
Ad esempio, gli acidi o le basi che, se disciolti in acqua, rilasciano H +
ed OH , che sono i gruppi reattivi.
A questo punto è facile definire che cosa indicano i “ pesi equivalenti” .
Per un acido, 1 peso equivalente è uguale al numero di grammi di
quell’acido che reagisce per produrre 1 mole di H + , cioè 1 mole di
gruppo reattivo.
Per una base, 1 peso equivalente è uguale al numero di grammi di
quella base che produce 1 mole di OH cioè 1 mole di gruppo reattivo..
Le soluzioni. Tipi di Concentrazione: NORMALITA’ Esempio
NaOH → Na + + OH
H 2 SO 4 → SO 4 2 + H + 1 a reazione
1 mole di NaOH si dissocia per produrre 1 mole di Na + e 1 mole di OH .
Poiché, 1 peso equivalente di NaOH indica il numero di grammi che
produrrà 1 mole di OH (cioè il peso molecolare di NaOH, 40), allora 40
g di NaOH disciolti in 1 L di acqua produrranno una concentrazione 1
N NaOH. 2 a reazione
1 mole di acido solforico si dissocia per formare 2 moli di H + .
Solo 0.5 moli di H 2 SO 4 produrranno 1 mole di H + (1 peso equivalente).
Pertanto, per preparare una soluzione 1 N H 2 SO 4 dobbiamo trovare il
peso in grammi di 0.5 moli di H 2 SO 4 (PM=98.1) che è 49.1 g (98.1 x 0.5).
Quindi è necessario sciogliere 49.1 g di soluto in acqua e portare a
volume finale di 1 L
Le soluzioni. Tipi di Concentrazione: NORMALITA’
Preparazione di una soluzione di solfato di sodio 1 N.
Le soluzioni: diluizioni
Soluzioni madri (+ concentrate) → processo di diluizione
→ soluzioni da utilizzare ( concentrate)
Formula per il calcolo della quantità di soluto e di solvente che dovranno
essere combinati per ottenere la soluzione a concentrazione desiderata
C1 x V1 = C2 x V2
C1: concentrazione della soluzione madre
V1: volume della soluzione madre
C2: concentrazione finale
V2: volume finale
Preparare 100 mL di una soluzione 1 M di tampone Tris da una soluzione madre 2M Tris.
1. Indicare la concentrazione iniziale della soluzione madre (C1): 2 M.
2. Indicare il volume della soluzione madre richiesto per preparare la soluzione finale (V1) Questo è quello che si deve calcolare perciò è sconosciuto (X).
3. Indicare la concentrazione finale (C2): 1 M.
4. Indicare il volume finale (V2): 100 mL.
5. inserire i valori nella formula e calcolare il valore sconosciuto: 2M * X = 1M * 100 mL X= (1 * 100)/2 = 50 mL
6. Prelevare 50 mL della soluzione madre e portarlo a volume finale di 100 mL con acqua.
Le soluzioni: diluizioni
Le soluzioni: i tamponi Una soluzione è definita TAMPONE quando mantiene in modo stabile un determinato pH
Quando si aggiungono o vengono perduti H + o OH
Effetto dell’aggiunta di ioni OH sul pH di un tampone
acetato.
Il valore di pH dove un
tampone resiste alle
variazioni di pH viene
definito pK a del tampone
Le soluzioni: i tamponi
Valori di pKa di alcuni tamponi ed influenza della temperatura sul pH
Le soluzioni: i tamponi
Valori di pKa di alcuni tamponi ed influenza della temperatura sul pH
Le soluzioni: i tamponi La scelta del tampone è in funzione:
1. sistema biologico (il pH ottimale del Dna è di 6.9); 2. deve essere inerte (il tampone Tris non può essere utilizzato per il
saggio delle proteine; il tampone fosfato libera ioni fosfatici nella soluzione che inibiscono alcune reazioni enzimatiche );
3. Diluizione (il tampone Tris diminuisce il pH di 0.1 unità ogni diluizione di 10 volte);
4. Temperatura (il pH del tampone Tris si riduce di 0.028 unità per ogni grado C di incremento);
Consigli per la preparazione dei tamponi
1. i tamponi devono essere preparati con acqua di alta qualità;
2. è buona pratica sterilizzare i tamponi mediante autoclave o ultrafiltrazione;
Le soluzioni: i tamponi Preparazione del tampone
Preparare 1 L di soluzione Tris base 1 M (PM=121.1) a pH = pKa = 8.06
1. Calcolare la quantità di soluto
Quantità soluto = PM x M x V = 121.1 x 1 x 1 = 121.1 g
2. Sciogliere 121.1 g in una quantità di acqua inferiore ad 1 L;
3. Controllare il pH
Nel caso di questo tampone sarà maggiore di 10
4. Portare il pH di questa soluzione al pKa del tampone Tris base che è uguale a 8.06
Strategia 1, 2 e 3
Le soluzioni: i tamponi
La STRATEGIA I prevede che il tampone sia titolato con un acido o una base forte.
1. Sciogliere la quantità di tampone in un volume inferiore a quello
finale;
2. Misurare il pH
3a. se il pH è più basso di quello ottimale (pKa), allora si utilizza una
base forte (NaOH) che, aggiunta alla soluzione, ne aumenta il
suo pH
3b. se il pH è più alto di quello ottimale (pKa), allora si utilizza una
acido forte (HCL) che, aggiunto alla soluzione, ne riduce il suo
pH.
4. Portare a volume finale
Le soluzioni: i tamponi
Procedura per correggere il pH di un tampone
Le soluzioni: i tamponi La STRATEGIA 2 prevede che il tampone sia preparato
da due reagenti, una che sia molto acido e l’altro molto
basico.
Combinazioni tra Tris HCL e
Tris base per la preparazione
di un tampone a determinato
pH.
Le soluzioni: i tamponi la STRATEGIA 3 prevede che il tampone sia preparato da due soluzioni madri, una acida e
l’altra basica.
Preparazione
di un tampone
fosfato
mediante la
strategia 3
Le soluzioni: le soluzioni con più soluti
1. Pesare le quantità descritte di ogni composto e
scioglierle in acqua ed infine portare il
volume finale ad 1 L.
2. Preparare una soluzione 1M MgCl 2 , poi una soluzione di Timidina allo 0.4% ed una soluzione di glucosio al 20%.
Miscelare 5 mL della soluzione di MgCl 2 , 10 ml di quella della timidina ed 25 mL di
glucosio.
3. Forma usuale di presentazione dei protocolli dove sono indicate le
concentrazioni finali ma non le loro quantità. E’ necessario calcolare le quantità.
Preparare un tampone Tris: 0.2 M Tris pH 7.5
1 mM MgSO4*7H2O 0.1M NaCl
0.01% gelatina
Le soluzioni: le soluzioni con più soluti STRATEGIA 1 1. Decidere quanto volume di soluzione è necessario
preparare. 1 LITRO;
2. Preparare 0.2M Tris pH 7.5 ma non portarlo al volume finale.
In 700 mL di acqua, sciogliere 24.2 g di Tris base (24.2 g è la quantità di Tris che sciolta in 1 L di acqua fornisce una soluzione 0.2 M Tris: 24.2 g = 121.1 x 0.2M x 1L);
3. Calcolare i grammi di ciascun soluto che è rimasto. Un Litro di 0.1 M NaCl richiede 5.84 g ( 5.84 = 58.44 x 0.1 x 1).
Un litro di 1 mM MgSO 4 * 7H 2 O richiede 0.246 g ( 0.246 = 246.5 * 0.001 * 1). Un litro di gelatina allo 0.01% richiede 0.1 g ( 0.1 = 0.01g/100mL *1000 mL).
4. Sciogliere le quantità pesate dei composti ed aggiungerli alla soluzione di Tris.
5. Miscela il tutto in un agitatore e, dopo che tutte le sostanze sono sciolte, porta al volume finale di 1 L con acqua.
6. Controlla il pH che deve essere di 7.5. Registra il pH finale ma non aggiustarlo più poiché si altera il volume finale della soluzione.
STRATEGIA 2
1. Preparare una soluzione madre di Tris a pH 7.5.
In questo caso è necessario preparare una soluzione Tris ad una
concentrazione superiore (di almeno 5 volte) di quella finale. Ad
esempio, 1M. Per far ciò, in 700 mL di acqua disciogliere 121.1 g di
Tris [121.1 g = 121.1 (g/moli) x 1 (moli/L) x 1 (L)].
2. Preparare una soluzione madre di magnesio solfato ad una
concentrazione superiore di quella finale
Ad esempio 1M. Per preparare 100 mL, sciogliere 24.6 g di magnesio
solfato (24.6 = 246.5 x 1 x 0.1) in acqua e portarlo ad un volume finale
di 100 mL.
3. Preparare una soluzione madre di NaCl ad una concentrazione
superiore di quella finale.
Ad esempio 1M. Per preparare 100 mL, sciogliere 5.84 g di NaCl (5.84 =
58.44 x 1 x 0.1) in acqua e portarlo ad un volume finale di 100 mL.
Le soluzioni: le soluzioni con più soluti
4. Preparare una soluzione madre di gelatina ad una concentrazione superiore di quella finale.
Ad esempio 1%. Per preparare 100 mL, sciogliere 1 g di gelatina (1 g = 1g / 100 mL * 100 mL) in acqua e portarlo ad un volume finale di 100 mL.
5. Per preparare la soluzione finale è necessario prelevare e miscelare insieme le giuste quantità di ogni componente.
Per calcolare le “ giuste quantità” si utilizza la formula della diluizione, C1 x V1 = C2 x V2,
Tris 1 M x X = 0.2 M x 1000 mL
X = 200 mL Magnesio solfato
1 M x X = 0.001 M x 1000 mL X = 1 mL NaCl
1 M x X = 0.1 M x 1000 mL X= 100 mL Gelatina
1% x X = 0.01 % x 1000 mL
6. Portare a volume finale di 1000 mL e controllare il pH.
Le soluzioni: conservazione
Consigli sulla conservazione delle
soluzioni.
Il pH è una misura dell’acidità di una soluzione acquosa, è relativo alla
chimica dell’acqua.
Misurazioni del pH: definizioni
H 2 O → H + + OH A 25° C, esiste un equilibrio tra la concentrazione degli H + ed OH che è di 1 x10 7 mole/L.
Quando gli acidi sono aggiunti all’acqua pura, liberano ioni idrogeno; mentre le basi rimuovono gli ioni idrogeno. Quindi, l’aggiunta di acidi o
basi sposta l’entità della concentrazione degli ioni idrogeno.
10 0 moli L 1 10 7 moli L 1 10 14 moli L 1 + H +
+ H + H +
H +
pH è definito il logaritmo negativo della concentrazione di ioni idrogeno quando la concentrazione è espressa in moli x litro.
0 7 14 + H +
+ H + H +
H +
Acidi Neutri Basici
Misurazioni del pH: metodiche
Gli INDICATORI di pH sono dei coloranti il cui colore è dipendente dal pH.
Disciolti in acqua
Impregnati in strisce di carta
Vantaggi
Poco costosi
Semplici da usare.
Svantaggi Misura grossolana del
pH (variano il loro colore in un intervallo di pH
di due unità)
Potenziali errori
nell’utilizzo degli
indicatori di pH
Misurazioni del pH: metodiche
Tipi di indicatori del pH
Misurazioni del pH: metodiche
Il pHmetro è uno strumento utilizzato per misurare il pH delle soluzioni
Vantaggi
Fornisce una misura del pH con grande
accuratezza, sensibilità e flessibilità.
(il pHmetro può misurare il pH di una
soluzione fino a 0.1 unità e può essere
utilizzato con un’ampia varietà di
campioni)
Svantaggi
molto più costoso e
complicato da utilizzare
rispetto agli indicatori
Misurazioni del pH: metodiche Il pHmetro è costituito da un voltametro che misura il
voltaggio e da due elettrodi connessi l’uno all’altro mediante il
voltametro.
Quando i due elettrodi sono immersi nella soluzione, essi sviluppano un potenziale elettrico che è misurato dal voltametro. La grandezza del potenziale elettrico dipende
dalla concentrazione degli ioni idrogeno in soluzione, per cui il voltaggio può essere convertito dallo strumento ad un valore di
pH
Misurazioni del pH: metodiche
L’elettrodo indicatore ha un sottile e
fragile bulbo al suo apice, il cui vetro
è particolare in quanto è sensibile
alla concentrazione degli ioni H + .
Quando l’elettrodo indicatore è
immerso nella soluzione si sviluppa
un potenziale elettrico tra la
superficie interna ed esterna del
bulbo. L’elettrodo indicatore inoltre
contiene una soluzione di cloruro
tamponata ed un filo metallico che
agisce come filo di connessione tra il
bulbo ed il voltametro.
Misurazioni del pH: metodiche Elettrodo di riferimento che ha un
voltaggio stabile e costante.
Presenta una striscia di metallo ed una
soluzione elettrolitica racchiusa in un
tubo di vetro o di plastica. Il metallo e
gli elettroliti reagiscono e sviluppano un
voltaggio costante.
La parte finale dell’elettrodo di
riferimento ha un giunzione dalla quale,
quando esso è immerso nella soluzione,
si osserva una lenta fuoriuscita di ioni
verso la soluzione. Questo è necessario
per mantenere un contatto elettrico,
quindi corrente elettrica, tra l’elettrodo
di riferimento e la soluzione da testare.
Misurazioni del pH: metodiche
Elettrodi di riferimento
Ag/AgCl porta un filo di
argento ricoperto con
argento cloruro. la soluzione
elettrolitica è saturata in KCl
ed argento cloruro Elettrodi di riferimento
calomelano contiene un filo di
platino ricoperto con
calomelano che è una pasta di
mercurio e mercurio cloruro
Misurazioni del pH: metodiche Quando i due elettrodi sono immersi nella soluzione si verificano i
seguenti eventi:
1. il potenziale elettrico varia dell’elettrodo indicatore varia in
funzione della concentrazione degli ioni H + ;
2. il potenziale elettrico dell’elettrodo di riferimento è
costante;
3. i due elettrodi sono connessi l’uno all’altro mediante il
voltametro;
4. il voltametro misura la differenza di voltaggio tra
l’elettrodo di riferimento e quello indicatore. Tale differenza è
un segnale elettrico;
5. il segnale elettrico è amplificato e convertito in valore di
pH in un display.
Misurazioni del pH: metodiche
pHmetro ad elettrodi combinati.
Misurazioni del pH: manutenzione del pHmetro
Considerazi oni sulla
manutenzio ne degli elettrodi
Misurazioni del pH: calibrazione
La CALIBRAZIONE fornisce indicazioni al voltametro di come traslare
la differenza di voltaggio tra l’elettrodo indicatore e di riferimento in
unità di pH.
pHmetro può convertire qualsiasi voltaggio in valori di pH.
•Ad ogni utilizzo •giornalmente
Misurazioni del pH: calibrazione
Il metodo di calibrazione si basa sul fatto che esiste una relazione lineare tra il voltaggio
misurato ed il pH del campione.
Metodo generale 1) immergere l’elettrodo nel tampone a pH=7. Utilizzando un appropriato pulsante, il
voltametro è settato a 7 (cioè a pH 7 deve corrispondere 0
mV). “ set” o “ standardizzazione” .
2) L’elettrodo è poi posto nel secondo tampone (pH=10) ed, attraverso un pulsante, il
voltametro si setta automaticamente al valore di pH del secondo tampone. “ slope” o “ calibrate” o
“ gain” . Il voltametro si costruisce una curva di calibrazione che sarà utilizzata per convertire qualsiasi
voltaggio in unità di pH.
Misurazioni del pH: calibrazione
La pendenza ideale dovrà
essere intorno ai 59.2
mV/pH quando la
temperatura è di 25°C.
La pendenza della linea di calibrazione è una misura della risposta dell’elettrodo al pH: tanto più la retta è inclinata tanto maggiore sarà la
sensibilità dell’elettrodo agli ioni idrogeno.
Con il tempo, il pHmetro riduce tale pendenza
Alcuni pHmetri possono utilizzare più di due tamponi migliorando così l’accuratezza
delle misure di pH.
Misurazioni del pH: calibrazione I tamponi per la
calibrazione possono
essere facilmente
acquistati e sono liquidi e
colorati in modo da
distinguere visivamente il
loro pH
Considerazioni sui tamponi
per la calibrazione del
pHmetro
Misurazioni del pH: effetto temperatura
Effetto della temperatura sulla risposta degli elettrodi
1) la risposta
dell’elettrodo indicatore al
pH è direttamente
influenzata dalla
temperatura: l’aumento
della temperatura
aumenta enormemente la
pendenza della retta di
calibrazione.
2) il pH della soluzione
potrebbe incrementare o
diminuire in risposta alle
variazioni di temperatura. Diversi pHmetri possono compensare il primo effetto in quanto è possibile settare la temperatura del voltametro.
Misurazioni del pH: Metodica di lettura del pH
Metodo per una corretta
misurazione del pH
Misurazioni del pH: Metodica di lettura del pH
Metodo per una corretta misurazione del pH (continua)
Misurazioni del pH: Metodica di lettura del pH
Metodo per una corretta misurazione del pH (continua)
Il campione deve essere omogeneo ed equilibrato.
Misurazioni del pH: Metodica di lettura del pH
Caratteristiche di campioni
dei quali è difficile misurare
il loro pH
Misurazioni del pH: Metodica di lettura del pH
Caratteristiche di campioni
dei quali è difficile misurare
il loro pH
Sintomi di guasti o errori del pHmetro
1) La lettura decade continuamente e non si stabilizza;
2) La lettura fluttua;
3) Il voltametro non può essere calibrato con i tamponi;
4) Il valore apparente del pH di un tampone o di un campione non è quello giusto;
5) Non viene visualizzata la lettura.
Misurazioni del pH: Individuazione e correzioni degli errori del pHmetro
Misurazioni del pH: Individuazione e correzioni degli errori del pHmetro
Problemi del pHmetro. Sintomo n. 1: la lettura decade continuamente e non si stabilizza. Sintomo 2: La lettura
fluttua.
Misurazioni del pH: Individuazione e correzioni degli errori del pHmetro
Problemi del pHmetro. Sintomo n. 3: Il voltametro non può essere calibrato con i tamponi.
Problemi del pHmetro. Sintomo n. 4: Il valore apparente del pH di un tampone o di un campione non è quello giusto
Problemi del pHmetro. Sintomo n. 5: Non viene visualizzata la lettura.
Misurazioni del pH: Individuazione e correzioni degli errori del pHmetro
Metodo per ripristinare o rimpiazzare la soluzione elettrolitica in un elettrodo di riferimento
Metodo per la pulizia del bulbo dell’elettrodo indicatore
Misurazioni del pH: Individuazione e correzioni degli errori del pHmetro
Metodo per la pulizia del punto di giunzione di un elettrodo di riferimento