Cezary Król BIOTECHNOLOGIA
Pomiar stężenia fizjologicznie aktywnych jonów za pomocą elektrod jonoselektywnych (potencjometria)
Czynności wstępne
- sporządzenie roztworów kalibracyjnych o stężeniach : 0,1M; 0,01M; 0,001M; 0,0001M, drogą kolejnych rozcieńczeń z wyjściowego roztworu o stężeniu 1M.
- kondycjonowanie elektrod K+ i Cl- -selektywnych w środowisku zawierającym jony, dla których są czułe, poprzez zanurzenie na 10 min przez pomiarem w 0,1M KCl.
Pomiar pH
- podłączenie elektrody pH do gniazda BNC
- kalibracja elektrody pH:
Nalanie do zlewki kalibrowany roztwór buforowy o podanym pH i zanurzenie w nim elektrody na głębokość co najmniej 1cm.
Przełączenie pokrętła „typ odczytu” na „pH”, i pokrętła „potencjał tła” na wartość mniejszą lub równą wartości pH roztworu buforowego.
Przełączenie pokrętła „zakres” na „2.8+C” i odczytanie wartości ze skali górnej
Za pomocą pokrętła „AP” ustawienie wskazówki tak, aby suma tła i aktualnego wskazania pH-metru wyniosła dokładnie tyle co pH roztworu buforowego (pH roztworu buforowego = tło + wskazania).
- opłukanie elektrody po roztworze buforowym i osuszenie ligniną
-zanurzenie elektrody w kolejno badanych roztworach : sok jabłkowy, woda wodociągowa, woda z akwarium, zgrubny odczyt wartości przy pozycji „zakres” na 14, nastepny odczyt dokładny po zmianie „zakresu” na „2,8+C”
- powtórzenie każdego odczytu dwukrotnie
Wyniki pomiarów:
Sok jabłkowy - 3,30; 3,32
Woda z akwarium - 7,82; 7,84
Woda kranowa - 7,62; 7,64
Cechowanie elektrody Cl—selektywnej i pomiar pCl wybranych roztworów
- opłukanie wodą destylowaną elektrodę odniesienie i elektrodę Cl—selektywną, wytarcie obu elektrod ligniną i podłączenie ich do gniazd wejściowych pH-metru
- zanurzenie elektrod we wcześniej przygotowanym roztworze 0,0001 M
- przełączenie pokrętła „typ odczytu” na „mV”, pokrętła „zakres” na 14, odczyt zgrubny a następny dokładny po przełączeniu „zakresu” na „28+C”
- właściwa wartość potencjału jest równa wartości odczytanej x 100
- po odczytaniu wartości, ponowne przełączenie „zakresu” na „0”, ostawienie zlewki z badanym roztworem przepłukanie elektrod wodą destylowaną
- powtórzenie powyższych czynności dla pozostałych roztworów KCl
- zmierzenie potencjału jaki przyjmuje elektroda w soku jabłkowym, wodzie z akwarium i wodzie kranowej.
Wyniki pomiarów:
0,1M KCl - 44
0,01M KCl - 92
0,001M KCl - 132
0,0001M KCl - 172
Sok jabłkowy - 162
Woda z akwarium - 128
Woda kranowa - 150
Cechowanie elektrody K+-selektywnej i pomiar pK wybranych roztworów.
- powtórzenie wszystkich czynności jak przy cechowaniu elektrody Cl—selektywnej, lecz posługując jest elektrodą K+-selektywną (roztwory te same)
Wyniki pomiarów:
0,1M KCl - 462
0,01M KCl - 410
0,001M KCl - 328
0,0001M KCl - 298
Sok jabłkowy - 422
Woda z akwarium - 364
Woda kranowa - 322
Czynności końcowe
- sporządzenie wykresów kalibracyjnych V(pC) dla elektrody K+-selektywnej i Cl—selektywnej
- opisanie zależności V(pC)
V(pCl) - funkcja rosnąca
V(pK) - funkcja malejąca
Elektrody są czułe
- odczytanie pCl i pK soku jabłkowego, wody kranowej i wody z akwarium
Odczyty:
pK:
Soku jabłkowego = 1,58
Wody z akwarium = 2,44
Wody kranowej = 3,18
pCl:
Soku jabłkowego = 3,76
Wody z akwarium = 2,88
Wody kranowej = 3,44
- obliczenie stężenia jonów Cl- i K+ w soku jabłkowym, wodzie kranowej i wodzie z akwarium na podstawie definicji pC
Sok jabłkowy: Cl-: 10-4,78 = 1,66 x 10-5 K+: 10-1,58 = 2,63 x 10-2
Woda z akwarium: Cl-: 10-2,88 = 1,32 x 10-4 K+: 10-2,44 = 3,63 x 10-3
Woda kranowa: Cl-: 10-4,44 = 3,63 x 10-4 K+: 10-3,18 = 6,61 x 10-4
- zestawienie w tabeli zmierzonych wartości pCl, pK i pH oraz odpowiadające im stężenia molowe dla trzech badanych roztworów (sok jabłkowy, woda kranowa, woda z akwarium)
|
pH |
[H+] |
pK |
[K+] |
pCl |
[Cl-] |
Sok jabłkowy |
3,30 |
5,01 x 10-4 |
1,58 |
2,63 x 10-2 |
3,76 |
1,66 x 10-4 |
Woda kranowa |
7,82 |
1,51 x 10-8 |
3,18 |
6,61 x 10-4 |
3,44 |
3,63 x 10-4 |
Woda z akwarium |
7,62 |
2,40 x 10-8 |
2,44 |
3,63 x 10-3 |
2,88 |
1,32 x 10-3 |
Część teoretyczna - zagadnienia związane z tematem:
Skala pH - ilościowa skala kwasowości i zasadowości roztworów wodnych związków chemicznych. Skala ta jest oparta na aktywności jonów hydroniowych [H3O+] w roztworach wodnych.
Tradycyjnie pH definiuje się jako:
pH = -log10[H+]
Stężenie molowe roztworów związków chemicznych - liczba moli danego związku jaką zawiera 1 dm3 danego roztworu.
Iloczyn jonowy - rodzaj uproszczonej stałej równowagi reakcji autodysocjacji związków chemicznych, które są na tyle słabymi elektrolitami, że można pominąć w tej stałej stężenie niezdysocjowanej formy związku.
Bufory - roztwory, których wartość pH po dodaniu niewielkich ilości mocnych kwasów albo zasad, jak i po rozcieńczeniu wodą prawie się nie zmienia. Roztwór buforowy to mieszanina kwasu i zasady czyli mieszanina protonodawcy i protonobiorcy według teorii Brönsteda.
Mechanizm działania buforu najłatwiej jest prześledzić na przykładzie układu słabego kwasu i komplementarnej do niego soli. W tym przypadku głównym źródłem silnej zasady (A-) nie jest słabo dysocjujący kwas lecz mocno zdysocjowana sól (XA):
XA ⇌ X+(aq) + A-(aq) (1)
Niezależnie od wyjściowych składników bufora, po ich rozpuszczeniu w wodzie i częściowej dysocjacji tworzy się równowaga słabego kwasu (HA) i sprzężonej z nim mocnej zasady (A-):
HA(aq) + H2O ⇌ H3O+(aq) + A-(aq) (2)
która jest odpowiedzialna za odporność buforu na zmiany pH.
Wzór Hendersona-Hasselbalcha
Ze względu na rolę jaką pełnią w czasie reakcji roztwory buforowe ważna jest umiejętność wyznaczania ich pH (bardzo przydatna przy sporządzania roztworu). Wykorzystuje się w tym celu wzór Hendersona-Hasselbalcha, który wiaże ze sobą pH, stałą dysocjacji kwasowej oraz stężenia molowe roztworu:
pH = pKHA + log [BA] / [HA]