1

Reacţii chimice in soluţii apoase: reacţii de neutralizare (acid-baza)

si aplicaţii ale acestora.

Sl.dr.ing. Anton FICAI

Universitatea POLITEHNICA din BucurestiFacultatea de Chimie Aplicata si Stiinta MaterialelorCatedra Stiinta si Ingineria Materialelor Oxidice si Nanomateriale

2014-2015

2

Tipuri de reacţii chimice

• Reacţii de neutralizare

• Reacţii de oxido-reducere

• Reacţii de precipitare

• Reacţii de complexare

3

Tipuri de reacţii chimice

• Reacţii de neutralizare

• Reacţii de oxido-reducere• Reacţii de precipitare• Reacţii de complexare

Reacţii de tip acid-baza

Acid + baza => produşiProduşi = sare (+ H2O)

HCl + NaOH = NaCl + H2OHCl + NH3 = NH4Cl

4

Tipuri de reacţii chimice

• Reacţii de neutralizare

• Reacţii de oxido-reducere

• Reacţii de precipitare• Reacţii de complexare

Reacţii de tip oxidant/reducător

Oxidant + reducător => produşi

2CO + O2 = 2CO2

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O

H2 + Cl2 = 2HCl

5

Tipuri de reacţii chimice

• Reacţii de neutralizare• Reacţii de oxido-reducere

• Reacţii de precipitare

• Reacţii de complexare

Reacţii ce duc la formarea unui precipitat

Sare + Compus => Precipitat + …

Fe2+ + 2Fe3+ + HO- => Fe3O4

3Ca2+ + 2PO43- =>Ca3(PO4)2

Ca2+ + HPO42- =>CaHPO4

5Ca2++ 3PO43- + HO-=>Ca5(PO4)3OH

6

Tipuri de reacţii chimice

• Reacţii de neutralizare• Reacţii de oxido-reducere• Reacţii de precipitare

• Reacţii de complexare

Reacţii de tip metal-ligand

Implica legături coordinative, covalente si/sau ionice

Mm+ + xLn- =>MLx(m-nx)

Ag+ + 2NH3 => Ag(NH3)2+

Al3+ + 3HO- => Al(OH)3

Al(OH)3 + HO-exces=>[Al(OH)4]

-

7

Definiţii

Acţionează atât ca acizi cat si ca baze, funcţie de partenerul de reacţieNaHCO3; NaH2PO4, Na2HPO4, NaHC2O4,

Amfoteri acido-bazici

In soluţie pune in libertate HO-

NaOH, KOH, Ca(OH)2

Pereche de electroniNH3; RNH2

Baze

In soluţie pune in libertate H3O+

HCl, H2SO4, HNO3

Orbital vacantAlCl3; BF3

Acizi

Acid/baza BronstedAcid/baza Lewis

pH = co-logaritmul concentraţiei ionilor de hidroniu; pH=-lg[H3O+]

pOH = co-logaritmul concentraţiei ionilor de hidroxil; pH=-lg[HO-]

8

Definiţii

• Caracter tare

• Caracter slab

• In soluţie reacţia de disociere este totala

• In soluţie, reacţia de disociere este parţiala, taria(gradul de disociere) fiind cuantificata de constanta de disociere

+

2 3

2 aq

+

HCl + H O H O + Cl

NaOH H O HO + Na

NaOH Na + HO

−−−−

− +− +− +− +

−−−−

→→→→

+ →+ →+ →+ →

→→→→

- +

3 2 3 3

3 2 4 aq

CH COOH + H O CH COO + H O

NH H O NH + HO+ −+ −+ −+ −++++

����

����

9

Exemple

NH3, RNH2, R2NH, R3N, F-, CN-, S2-, RCOO-, C2O4

2-,

KOH, NaOH, LiOH, Mg(OH)2, Ca(OH)2

HF, H3PO4, H3PO3, H2CO3, HCN, H2C2O4, H2S, HOCl, HNO2, NH4

+, fenoli, RCOOH

HI, HCl, HNO3, HClO4, H2SO4, HSbF6

Slabe TariSlabi Tari

Baze Acizi

H2PO4-, HPO4

2-, HS-, HCO3-, HC2O4

-, Amfolitiacido-bazic

10

Constanta de disociere

+

+

d

A BAB A + B K =

[AB]

−−−−

−−−− ⋅⋅⋅⋅

����

11

Autoprotoliza apei; constanta de disociere a apei; scala de pH

2

+

3+

2 2 3 w(H O)

2

H O HOH O + H O H O + HO K =

H O

−−−−

−−−− ⋅⋅⋅⋅

����

2

2

+

3+ 16

2 2 3 w(H O)

2

0

+

3 16 + 14

w(H O) 3 w 2

2

+

3

H O HOH O + H O H O + HO K = =2 10

H O

In condiţii standard : 25 C 298K

H O HO K = =2 10 H O HO K H O 10

H O

lg H O lg HO

−−−−

− −− −− −− −

−−−−

− − −− − −− − −− − −

−−−−

⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅

====

⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ ⇒⇒⇒⇒ ⋅ = ⋅ =⋅ = ⋅ =⋅ = ⋅ =⋅ = ⋅ =

⇒⇒⇒⇒ ++++

����

+3H O HO

2 2+ 14

3

14

H O HO 10

pH pOH 14

pH pOH 7−−−− ====

− −− −− −− −

= −= −= −= − ⇒⇒⇒⇒

⇒⇒⇒⇒ = == == == = ⇒⇒⇒⇒

+ =+ =+ =+ =

= == == == =

12

Constanta de aciditate

[[[[ ]]]]

[[[[ ]]]]

+

3+

2 3 a

-

-

2 b

+ -

a b 3 w a b

H O AHA + H O H O + A K =

HA

HO HAA + H O HO + HA K =

A

K K H O HO K pK pK pH pOH 14

−−−−

−−−−

−−−−

−−−−

⋅⋅⋅⋅

⋅⋅⋅⋅

⋅ = ⋅ =⋅ = ⋅ =⋅ = ⋅ =⋅ = ⋅ = ⇒⇒⇒⇒ + = + =+ = + =+ = + =+ = + =

����

����

13

pH

14

Formule de calcul a pH-ului

15

Determinarea experimentala a pH-ului

• Determinarea aproximativa a pH-ului

–Se utilizează indicatori de pH

–Precizia măsurătorii este moderata

–Puternic influenţata de individ

• Determinarea precisa a pH-ului

–Se utilizează echipamente specifice; cel mai utilizat fiind electrodul cu membrana de sticla

–Precizia de măsurare este de ±0,01

16

Indicatori de pH

4,2 – 6,2roşu – galbenRoşu de metil

4,80 – 5,40purpuriu-verdeMetil purpură

3,1 – 4,4roşu – galbenMetiloranj

3,0 – 4,6galben – albastruAlbastru de bromfenol

2,9 – 4,0roşu – galbenGalben de metil

2,0 – 4,0incolor – galben2,6 – dinitrofenol

1,2 – 2,8roşu – galbenAlbastru de timol

0,1 – 0,8incolor – galbenAcid picric

Interval de

Viraj pH

Virajul de culoare

De la – la

Indicator

17

Indicatori de pH

12, 0-13,5Incolor portocaliuAcid trinitro-benzoic

9,4 – 10,6incoloră – albastruTimolftaleină

8,2 – 10,0incoloră – roz violaceuFenolftaleină

5,0 – 8,0roşu – albastruTurnesol

6,8 – 8,4galben – roşuRoşu fenol

6,8 – 8,0roşu – galbenRoşu neutral

6,2 – 7,6galben – albastruAlbastru de brom-timol

3,0 – 5,0albastru – roşuRoşu Congo

Interval de

Viraj pH

Virajul de culoare

De la – la

Indicator

18

Determinarea exacta a pH-uluiElectrodul de pH

Electrod de sticla cu o joncţiune Electrod de sticla cu joncţiune dubla

19

Celula electrochimica

εref,1 εj εm εref,2

El.Ref.Ext2 (aH=constant)membranaproba(aH=?)El.Ref.Ext1

Reprezentarea schematica a celulei electrochimice

(((( ))))cel H as j ref ,1 ref ,2 H

RTk 2.303 lg a unde k=f , ,a (1)

Fε = + + ε + ε ε εε = + + ε + ε ε εε = + + ε + ε ε εε = + + ε + ε ε ε

Deoarece potentialul de jonctiune nu variaza pe parcursul determinarilor iarpotentialul de asimetrie este corectat in etapa de etalonare, ecuatia (1) devine:

cel H

cel

RTk` 2.303 lg a adica

F

RTk` 2.303 pH, functia de etalonare a electrodului de sticla

F

ε = +ε = +ε = +ε = +

ε = −ε = −ε = −ε = −

20

Etalonarea/Calibrarea electrodului de sticla

cel cel

cel

RT F Fk` 2.303 pH pH = k`

F 2.303RT 2.303RT

pH =a b

ε = −ε = −ε = −ε = − ⇒⇒⇒⇒ ⋅ ε −⋅ ε −⋅ ε −⋅ ε −

⇒⇒⇒⇒ ⋅ ε +⋅ ε +⋅ ε +⋅ ε +

Etalonarea necesita minim 2 măsurători la pH cunoscut (standard de pH):

1. Reglaj de panta si

2. Reglaj de asimetrie

21

Standarde de pH

9.9710.0110.0610.122.092.64

Bicarbonat de sodiu+

carbonat de sodiu

9.149.189.239.283.80Tetraborat de sodiu, decahidrat (Borax)

6.856.876.886.903.393.53

Fosfat diacid de potasiu +

Fosfat acid de sodiu

4.024.014.004.0010.13 Ftalat acid de potasiu

3.56Sol. sat.Tartrat acid de potasiu

1.681.681.681.6712.61 Tetraoxolat de potasiu

30°C 25°C 20°C 15°C

pH Conc.

g/L

Standard de pH

22

Etaloane uzuale de pH

BORAX

Tetraoxolat de potasiu

CHOH

CHOH

COOH

COO K- +

Tartrat acid de potasiu

23

Aplicaţii• Determinarea pH-ului:

– Probelor biologice: sânge, urina, piele, saliva, …– Alimentelor (controlul calităţii): apa potabila, băuturi, alimente, …– Probelor de mediu (controlul calităţii): ape, soluri– Produselor farmaceutice si cosmetice: pH-ul cremelor, pastei de dinţi, …

• Volumetria de neutralizare:

– Determinarea conţinutului de acizi sau baze din diverse produse: • Determinarea conţinutului de NH3, HCl, CH3COOH, acidul

acetilsalicilic, ac citric din limonada, ac tartric din vin, etc• Determinări indirecte: azotat (prin reducere la NH3), proteine din

brânza (prin metoda Kjedhal).

• Reglarea pH-ului: (soluţii tampon)

– Aplicaţii de mediu– Industria chimica

24

Aplicaţii medicaleVariaţia pH-ului de-a lungul

tractului digestiv

Domeniul normal al pH-ului sângelui

In cazul pacienţilor care suferă de cancer, pH-ul sângelui poate

atinge pana la 5.7

Urina are pH-ul normal in domeniul 6.5-7.5

25

Aplicaţii in medicina, industria farmaceutica, cosmetica, sănătate

5,56,36,36,46,57,48,1

porcul de Guineeaporccalpisicaşobolancâinecapra

pH mediuSpecie

26

Aplicaţii in industria alimentara/alimentaţie

sănătoasa

27

pH

28

Volumetria

• Volumetria este o metodă analitică de determinare CANTITATIVĂ a unui analit (A) pe baza reacţiei chimice dintre analit (A) şi reactiv de titrare. În analiza volumetrică, determinarea speciei de interes (A) se face pe baza legii echivalenţei conform reacţiei chimice:

aA + rR = Produşi de reacţie

• Pentru a se putea aplica legea echivalenţei trebuie acordată o deosebită atenţie determinării precise a volumului de echivalenţă. Cu alte cuvinte, sfârşitul titrării trebuie să coincidă cu punctul de echivalenţă. Pentru a putea determina cu precizie punctul de echivalenţă este recomandat ca titrarea să se efectueze în picătură, paharul Erlenmayer în care se efectuează titrarea fiind agitat uşor, prin mişcări circulare.

29

Determinarea punctului de echivalenţă

Determinarea punctului de echivalenţă se realizează prin două metode:• Chimic/vizual (presupune utilizarea indicatorilor = sunt substanţe care

îşi schimbă o anumită proprietate (culoare, turbiditate, fluorescenţă, etc.), în funcţie de valoarea unei anumite mărimi variabile (pH, e, etc.) a sistemului de analizat. Această schimbare are loc în apropierea punctului de echivalenţă)

• Indicatorii chimici, pentru a putea fi utilizaţi la determinarea punctului de echivalenţă, trebuie să îndeplinească o serie de condiţii minime:– să funcţioneze reversibil, cu viteză de transformare suficient de mare

(condiţie impusă datorită gradienţilor de concentraţie formaţi pe parcursul titrării);

– schimbarea proprietăţii să se facă într-un interval de pH (în cazul volumetriei bazate pe reacţii cu transfer de protoni), de pM (în cazul volumetriei bazate pe reacţii de complexare sau precipitare), de e (în cazul volumetriei bazate pe reacţii redox) cât mai mic;

– să fie solubil în mediul sistemului titrat (în general apă);– să fie stabil în condiţiile de lucru date;– virajul să fie suficient de intens astfel încât să se poată lucra cu

concentraţii mici de indicator.

• Instrumental sau fizico-chimic (presupune utilizarea unor aparate specifice)

30

Clasificarea indicatorilor acido-bazici

Indicatori acido-bazici

Indicatori de culoare

Indicatoriturbidimetrici

Indicatori de absorbţie

Indicatori de fluorescenţă

Simpli Micşti Universali

Unicolori Bicolori Policolori

31

Alegerea indicatorului optimPentru indicarea corectă a punctului de echivalenţă, indicatorul ar trebui să

vireze chiar în momentul atingerii punctului de echivalenţă. În realitate însă, majoritatea indicatorilor îşi schimbă o anumită proprietate a lor înainte sau după punctul de echivalenţă, punct numit punctul final al titrării şi deseori notat pT. Datorită acestei diferenţe de pH rezultă aşa numita eroare de indicator. Deoarece în majoritatea cazurilor nu este posibilă utilizarea unui indicator care să vireze la echivalenţă, indicatorul se va alege astfel încât eroarea să fie minimă.

La alegerea indicatorului optim, pentru o anumită titrare se impune cunoaşterea:

• saltul de pH la echivalenţă, delimitat în funcţie de eroarea admisă şi pH-ul punctului de echivalenţă (independent de indicator, depinde doar de reacţia de neutralizare ce are loc) şi,

• mărimea domeniului de viraj şi pT-ul indicatorilor (independent de reacţia de titrare, este o caracteristică a indicatorului).

• Indicatorul va fi ales de aşa natură, încât domeniul său de viraj să fie cuprins în domeniul de salt la echivalenţă, iar pT-ul indicatorului cât mai apropiat de pH-ul punctului de echivalenţă (în cazul ideal chiar egal).

32

Alegerea indicatorului optim

• Ca regulă generală, în cazul în care saltul la echivalenţă este mare posibilitatea să se găsească un indicator care să aibă saltul de viraj inclus în saltul la echivalenţă este mare. Acest lucru se întâmplă de obicei în cazul titrărilor acizilor tari cu baze tari şi respectiv a bazelor tari cu acizi tari; excepţie cazul de acizi/baze tari dar foarte diluate.

• În cazul în care saltul la echivalenţă este mic posibilitatea să se găsească un indicator care să aibă saltul de viraj inclus în saltul la echivalenţă se reduce substanţial. În acest caz se recomandă utilizarea acelui indicator care cel puţin unul din limitele saltului de viraj inclus în saltul la echivalenţă, celălalt fiind cât mai apropiat de saltul la echivalenţă. Acest lucru se întâmplă de obicei în cazul titrărilor acizilor şi respectiv a bazelor slabe şi uneori chiar şi în cazul titrării acizilor/bazelor tari foarte diluate.

• În condiţiile în care nici un indicator nu corespunde caracteristicilor impuse în ceea ce priveşte domeniul de viraj raportat la saltul la echivalenţă se poate recurge la utilizarea unor amestecuri de indicatori.

33

Formele caracteristice principalilor indicatori acido-bazici funcţie de pH

OH

NO O

O

NO O

H3O+OH2

-

pH<5incolor

pH>7galben

+ +Paranitrofenol:

N N NCH3

CH3

O3S

N N NCH3

CH3

O3S

H

-+HCl

forma azoica - galben; pH>4,4

-

forma indaminica - rosie; pH<3,1

+

Metiloranj

34

Formele caracteristice principalilor indicatori acido-bazici funcţie de pH

Fenolftaleina

O

O

OH OH

O

OH OH

OH

OH

O

OH O

O

incolor rosu

+ NaOH, -2H2O

+2H2O, +HCl-

+H2O

-H2O

35

Definiţii• Prin punct de echivalenţă se înţelege momentul în care analitul s-a

consumat în totalitate reacţionând cu cantitatea echivalentă de soluţie de titrant (fără ca titrantul să se acumuleze în sistem).

• Prin titrant se înţelege orice soluţie de concentraţie exactă sau aproximativă cu factor de corecţie determinat, care este utilizată pentru determinarea cantitativă a unui analit dintr-o soluţie necunoscută prin procedeul de titrare.

• Prin titrat se înţelege orice soluţie care este supusă procedeului de titrare în vederea determinării cantitative a unui (unor) analit din soluţie.

• Prin titrare se înţelege operaţia de adăugare treptată a reactivului de titrare şi măsurarea volumului de titrant adăugat pentru a atinge punctul de echivalenţă.

• Prin factor de corecţie, F, se înţelege un raport care arată de câte ori o soluţie este mai diluată sau mai concentrată decât soluţia de concentraţie exactă şi se exprimă matematic prin relaţia:

F= Tr/Tt = Cr/Ct = Vt/Vr, în care

Tr, Cr, Vr reprezintă titrul, concentraţia normală respectiv volumul realTt, Ct, Vt reprezintă titrul, concentraţia normală respectiv volumul teoretic

36

Standardizarea soluţiilor aproximative; definiţii

Prin soluţie etalon se înţelege soluţia obţinută pornind de la substanţe etalon prin dizolvarea cantitativă a masei corespunzătoare în balonul cotat corespunzător. Mai mult, pentru ca soluţia să poată fi considerată etalon, aceasta nu trebuie să sufere nici o transformare în timp.

Soluţiile etalon, de concentraţie cunoscută, sunt folosite în analiza volumetrică pentru stabilirea titrului soluţiilor de normalitate aproximativă.

Substanţele etalon sunt acele substanţe care îndeplinesc, simultan următoarele condiţii:

• să aibă formulă chimică bine definită (inclusiv numărul de moli de apă de cristalizare);

• să fie stabilă în condiţiile de lucru şi respectiv în solventul în care este dizolvat (de obicei apă distilată);

• să aibă un echivalent cât mai mare pentru a evita erorile de cântărire; • să fie suficient de pură sau prezenţa impurităţilor să nu interfere în

determinare;• preţul de obţinere suficient de mic astfel încât să poată fi utilizat.

37

Substanţe etalon; Standardizarea soluţiilor aproximative

• Dintre substanţele care îndeplinesc condiţiile necesare pentru a putea fi considerate substanţe etalon se pot menţiona: acidul oxalic –C2H2O4

.2H2O, sarea Mohr – Fe(NH4)2(SO4)2·6H2O, dicromatul de potasiu, bromatul de potasiu, clorura de sodiu, clorura de potasiu, sulfatul de potasiu etc.

• Standardizarea unei soluţii aproximative se face prin titrare cu soluţia etalon corespunzătoare sau, in lipsa acesteia cu o soluţie aproximativa standardizata in prealabil

• Prin standardizare se înţelege determinarea factorului de corecţie volumetric; factorul de corecţie volumetric se face pe baza legii echivalentei:

b b

a a a b b b a b

a a

C VC V F C V F F F

C V

⋅⋅⋅⋅⋅ ⋅ = ⋅ ⋅⋅ ⋅ = ⋅ ⋅⋅ ⋅ = ⋅ ⋅⋅ ⋅ = ⋅ ⋅ ⇒⇒⇒⇒ = ⋅= ⋅= ⋅= ⋅

⋅⋅⋅⋅

38

Condiţii necesare si suficiente pentru o determinare cantitativa

În analiza volumetrică se folosesc numai acele reacţii care îndeplinesc câteva condiţii minimale:

• sunt cantitative (practic complete–conform stoechiometriei reacţiei) şi conduc la un produs de reacţie stabil, cu compoziţie definită şi fără reacţii secundare;

• decurg cu viteză mare (viteza se poate mări prin ridicarea temperaturii, adăugare de catalizatori);

• punctul de echivalenţă se poate observă şi stabili exact;• reactivul de titrare este stabil în timp.

39

Tipuri de metode volumetrice

Volumetrie bazată pe reacţii de neutralizare (cu transfer de protoni)

Volumetrie bazată pe reacţii redox

Volumetrie bazată pe reacţii de precipitare

Volumetrie bazată pe reacţii de complexare

40

Modalităţi de titrare• titrare directă – a soluţiei de analizat cu

soluţie de concentraţie cunoscută;

• titrarea indirectă – soluţia de analizat nu reacţionează cu soluţia titrată, de aceea se adaugă în exces o altă soluţie titrată ce reacţionează cu substanţa iar excesul se retitrează cu soluţia de concentraţie cunoscută;

• titrarea prin substituţie – soluţia de analizat nu reacţionează cu soluţia de concentraţie cunoscută, de aceea se transformă într-o combinaţie chimică care poate fi apoi titrată cu soluţia de concentraţie cunoscută.

41

Volumetria bazata pe reacţii de neutralizare

• Reacţia de titrare cea mai des întâlnită în cazul titrărilor de neutralizare poate fi scrisă după cum urmează:

aA + bB = sare (+ H2O)

• În care A reprezintă acidul iar B reprezintă bază• Ca o regulă generală, cel puţin una din speciile participante în

reacţia de titrare trebuie să fie acid sau bază TARE.

La rândul ei, volumetria bazată pe reacţii cu transfer de protoni se clasifică, funcţie de caracterul acido-bazic al titrantului sau a speciei ce urmează a fi determinată. Astfel avem două subclase:

• ACIDIMETRIA (metodă volumetrică utilizată în vederea determinării unor specii cu caracter bazic, reactivul de titrare folosit fiind un acid)

• ALCALIMETRIA (metodă volumetrică utilizată în vederea determinării speciile acide, reactivul de titrare folosit fiind o bază)

42

Clasificare

În funcţie de tăria acido-bazică a speciilor care participă în reacţia de titrare avem câteva cazuri distincte de curbe de titrare.

* acizii slabi şi bazele slabe pot fi titrate cu baze slabe şi respectiv cu acizi slabi numai în anumite condiţii

1. acizi tari cu baze tari2. acizi tari cu baze slabe3. acizi slabi monovalenţi cu baze tari4. acizi slabi polivalenţi cu baze tari5. acizi slabi monovalenţi cu baze

slabe*6. amestecuri de acizi cu baze tari7. săruri cu hidroliză acidă cu baze

1. baze tari cu acizi tari2. baze tari cu acizi slabi3. baze slabe monovalente cu acizi tari4. baze slabe polivalente cu acizi tari5. baze slabe monovalente cu acizi

slabi*6. amestecuri de baze cu acizi tari7. săruri cu hidroliză bazică cu acizi

ALCALIMETRIEACIDIMETRIE

43

Volumetria bazata pe reacţii de neutralizaredeterminarea NaOH prin titrare cu HCl

44

Volumetria bazata pe reacţii de neutralizaredeterminarea HCl prin titrare cu NaOH

45

Volumetria bazata pe reacţii de neutralizaredeterminarea CH3COOH prin titrare cu NaOH

46

Volumetria bazata pe reacţii de neutralizaredeterminarea NH3 prin titrare cu HCl

47

Influenţa concentraţiei asupra curbei de titrare

Curba de titrare BT+AT

0

2

4

6

8

10

12

14

0 20 40 60 80 100 120 140 160 180 200

n

pH

C1=0,1M

C2=0,001M

domeniu de viraj recomandat C1

domeniu de viraj recomandat C2

48

Aplicaţii uzuale ale volumetriei de neutralizare

Determinarea concentraţiei/conţinutului de HCl, H2SO4, NH3, CH3COOH,acidului boric, acidului oxalic, etc

Analiza sodei caustice comercialeDeterminarea carbonatului şi bicarbonatului de sodiu, în prezenţăDeterminarea azotaţilorDeterminarea fosfatuluiDeterminarea numărului de grupări hidroxilice din zaharuriDeterminarea indicelui de saponificare al grăsimilor şi uleiurilorDeterminarea conţinutului de proteină din brânzăDeterminarea conţinutului de acid citric din citronadă sau sare de lamâieDeterminarea conţinutului de acid tartric din vinDeterminarea conţinului de aspirină din medicamenteDeterminarea constantelor de aciditate…………………………………………………………………………………………..

49

Aplicaţii. Reglarea pH-ului; Soluţii tampon

• Reglarea pH-ului este deosebit de importanta atât in cazul reacţiilor biochimice cat si in cazul reacţiilor chimice clasice.

• Reglarea pH-ului se realizează prin intermediul soluţiilor tampon.• Soluţia tampon este soluţia care conţine dizolvata cantităţi

echimolare (sau apropiate) de acid slab si respectiv baza slaba conjugata.

• Puterea maxima de tamponare a unui sistem acid/baza slaba conjugata revine soluţiei care are aceeaşi concentraţie de acid si respectiv baza; pH-ul acestei soluţii fiind pH=pKa.

• Sisteme tampon deosebit de precise se pot regăsi si in natura. Spre exemplu, pH-ul sângelui este păstrat constant de prezenţa tamponului H2CO3/HCO3

-; pH-ul ţesutului osos este păstrat constant de prezenţa tamponului HPO4

2-/PO43- etc.

50

Aplicaţii. Sisteme tampon uzuale

9.2 - 11Borax, hidroxid de sodiu

6 - 7.5Na2HPO4/NaH2PO4

5.8 - 8K2HPO4/KH2PO4

3.7 - 5.6Acid acetic acid/acetat de sodiu

2.5 - 5.6Acid citric/citrat de sodiu

1 - 5HCl, citrat de sodiu

Domeniu de pH

Componente

Pentru un control fin se pot utiliza amestecuri de soluţii tampon, spre exemplu, acid acetic/ acetat de amoniu.

Pornind de la amestecuri relativ simple (acid citric, fosfat diacid de potasiu, acid boric si acid dietilbarbituric) se pot obţine soluţii tampon pe întreg domeniul de pH de la 2,6 la 12,

acid dietilbarbituric

51

Aplicaţii: substanţe utilizate pentru obţinerea soluţiilor tampon

4-2-hydroxyethyl-1-piperazine ethanesulfonic acid

6.8–8.27.55HEPES

N-tris(hydroxymethyl) methylglycine

7.4–8.88.05Tricine

tris(hydroxymethyl) methylamine

7.5–9.08.06Tris

N,N-bis(2-hydroxyethyl) glycine

7.6–9.08.35Bicine

3-{[tris(hydroxymethyl) methyl] amino} propane sulfonic acid

7.7–9.18.43TAPS

Denumire completaDomeniu detamponare

pKala

25°C

Denumirecomerciala

52

Aplicaţii: substanţe utilizate pentru obţinerea soluţiilor tampon

2-(N-morpholino)ethane sulfonic acid

5.5–6.76.15MES

dimethylarsinic acid5.0–7.46.27Cacodylate

piperazine-N,N′-bis(2-ethanesulfonic acid)

6.1–7.56.76PIPES

3-(N-morpholino)propane sulfonic acid

6.5–7.97.20MOPS

2-{[tris(hydroxymethyl) methyl]amino} ethanesulfonic acid

6.8–8.27.40TES

Denumire completaDomeniu detamponare

pKala25°C

Denumirecomerciala

53

Va multumesc pentru atentie