Le soluzioni: preparazione - Università degli Studi ... · A questo punto è facile definire che...

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


Note pratiche sulle soluzioni


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.


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


Peso di 1 mole di diverse sostanze


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.


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


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


Procedura per preparare una soluzione a concentrazione peso per volume 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.


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.


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: 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 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


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 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


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


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


Tipi di indicatori del pH


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


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.


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.


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


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.


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


Metodo per una corretta misurazione del pH (continua)

Il campione deve essere omogeneo ed equilibrato.


Caratteristiche di campioni

dei quali è difficile misurare

il loro 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


Problemi del pHmetro. Sintomo n. 1: la lettura decade continuamente e non si stabilizza. Sintomo 2: La lettura

fluttua.


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.


Metodo per ripristinare o rimpiazzare la soluzione elettrolitica in un elettrodo di riferimento

Metodo per la pulizia del bulbo dell’elettrodo indicatore


Metodo per la pulizia del punto di giunzione di un elettrodo di riferimento

Le soluzioni: preparazione - Università degli Studi ... · A questo punto è facile definire che...

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