Άσκηση 1 Δείκτες. Μέτρηση του pH. Παρασκευή ρυθµιστικών...

Bιοχηµεία 2013-14 ‘Ασκηση 1η

Καθηγητής Δρ. Κ. Ε. Βοργιάς 1

Άσκηση 1

Δείκτες. Μέτρηση του pH.

Παρασκευή ρυθµιστικών

διαλυµάτων.

Καµπύλες τιτλοδότησης

1. 1 Σκοπός της άσκησης

1. 2 Εισαγωγή-Θεωρητικό Μέρος

1. 2. 1 Προσδιορισµός της περιεκτικότητας ενός διαλύµατος-Τιτλοδότηση

1. 2. 2 Δείκτες

1. 2. 3 Μέτρηση του pH. Αρχή και λειτουργία του ηλεκτροδίου υάλου

1. 2. 4 Διάσταση ασθενών οξέων και βάσεων, ορισµός pKa

1. 2. 5 Ρυθµιστικά συστήµατα - Εξίσωση Henderson-Hasselbach

1. 2. 6 Όξινες και βασικές ιδιότητες των αµινοξέων

1. 2. 7 pK τιµές των οµάδων που ιονόζονται σε πρωτεΐνες



1. 2 Εισαγωγή-Θεωρητικό Μέρος

1. 2. 1 Προσδιορισµός της περιεκτικότητας ενός διαλύµατος-

Τιτλοδότηση

Στην καθηµερινή πρακτική, δεν ζυγίζουµε όλες τις ουσίες που

χρησιµοποιούµε στο εργαστήριο, αλλά συσχετίζουµε την ποσότητά τους µε την

ποσότητα µιας άλλης ουσίας που έχουµε ζυγίσει προηγουµένως, γνωστής ως

ουσίας αναφοράς. Συνήθως χρησιµοποιούµε τις διάφορες ουσίες σε διαλύµατα και

εποµένως το διάλυµα της ουσίας αναφοράς λέγεται πρότυπο διάλυµα αναφοράς ή

πρότυπο διάλυµα.

Ο συσχετισµός µεταξύ διαλύµατος αγνώστου συγκεντρώσεως και

διαλύµατος αναφοράς γίνεται µε χηµικές αντιδράσεις, την πληρότητα των οποίων

µπορούµε να ελέγχουµε µε την τεχνική της τιτλοδότησης. Σε κάθε τιτλοδότηση,

πρέπει να µπορούµε να διαπιστώνουµε άµεσα το τέλος της αντίδρασης. Το τέλος

της αντίδρασης σε πειράµατα τιτλοδότησης συνήθως επιφέρει µεταβολή του pH.

Έτσι, είτε χρησιµοποιούµε το πεχάµετρο, οπότε παρακολουθούµε άµεσα τη

µεταβολή του pH, είτε χρησιµοποιούµε δείκτες, οπότε από την αλλαγή του

χρώµατος του δείκτη καταλαβαίνουµε έµµεσα την αλλαγή του pH και κατά

συνέπεια το τέλος της αντίδρασης.

Τιτλοδότηση είναι η πειραµατική διαδικασία κατά την οποία µία βάση

εξουδετερώνεται από ένα οξύ ή αντίστροφα. Έτσι, εάν η ποσότητα και η

κανονικότητα ενός διαλύµατος οξέος ή βάσεως είναι γνωστή µπορούµε να

υπολογίσουµε την κανονικότητα δεδοµένου όγκου της βάσεως ή του οξέος για το

άγνωστο διάλυµα, αντίστοιχα.

1. 2. 2 Δείκτες

Οι δείκτες είναι χρωστικές ουσίες που ανήκουν στην κατηγορία των

ασθενών όξέων ή ασθενών βάσεων. Χαρακτηριστικό των δεικτών είναι ότι το

χρώµα των αδιαστάτων µορίων είναι διαφορετικό από το χρώµα των ιόντων στα

οποία διίστανται. Η µεταβολή του pH µεταβάλλει το βαθµό διάστασης ενός δείκτη

και κατά συνέπεια και την αναλογία ιόντων προς αδιάστατα µόρια. Εποµένως το

χρώµα κάθε δείκτη εξαρτάται από την τιµή του pH του διαλύµατος που είναι ο

δείκτης. Ένας δείκτης λοιπόν έχει κάποιο χρώµα σε όξινο και διαφορετικό χρώµα σε

αλκαλικό περιβάλλον.



Η συγκέντρωση των H+ που απαιτείται για να έχουµε αλλαγή χρώµατος του

δείκτη εξαρτάται από τις ιδιότητες του δείκτη. Υπάρχουν δείκτες που αλλάζουν

χρώµα σε ουδέτερη, βασική ή όξινη περιοχή του pH.

Ο παρακάτω Πίνακας 1.1 περιλαµβάνει µερικούς χαρακτηριστικούς δείκτες

και την περιοχή του pH που αλλάζουν χρώµα καθώς επίσης και το χρώµα του

δείκτη σε όξινο και βασικό pH.

Δείκτης Περιοχή του pH που

αλλάζει χρώµα

Χρώµα στην όξινη

περιοχή

Χρώµα στη βασική

περιοχή

Πορτοκαλί του

Μεθυλίου

3.1-4.4 Κόκκινο Πορτοκαλοκίτρινο

Ερυθρό του Κογκό 3.0-5.0 Μωβ Πορτοκαλοκίτρινο

Ερυθρό του Μεθυλίου 4.2-6.3 Κόκκινο Κίτρινο

Μπλε της

Βρωµοθυµόλης

6.0-7.6 Κίτρινο Ροζ

Κόκκινο της Κρεζόλης 7.2-8.8 Κίτρινο Κόκκινο

Μπλέ της Θυµόλης 8.0-9.6 Κίτρινο Μπλέ

Φαινολοφθαλεΐνη 8.3-10.0 Άχρωµο Ροζ

Πίνακας 1.1

1. 2. 3 Μέτρηση του pH. Αρχή και λειτουργία του ηλεκτροδίου

υάλου

Η πλέον ευαίσθητη µέθοδος µέτρησης του pH ενός διαλύµατος είναι η

ηλεκτροµετρική µέθοδος µε πεχάµετρο. Η µέθοδος αυτή βασίζεται στις αρχές της

ηλεκτροχηµείας. Έχει παρατηρηθεί ότι αναπτύσσεται ένα ηλεκτρικό δυναµικό στις

δύο πλευρές µιας λεπτής µεµβράνης κατασκευασµένης από ειδικό γυαλί εάν

εµποτιστεί σε διάλυµα µε διαφορετική συγκέντρωση ιόντων υδρογόνου σε σχέση µε

το εσωτερικό της µεµβράνης.

Τα ηλεκτρόδια υάλου έχουν τη µορφή υάλινης φούσκας, στο εσωτερικό της

οποίας υπάρχει ένα διάλυµα αναφοράς γνωστής συγκέντρωσης H+, το δε εξωτερικό

της τµήµα ευρίσκεται σε επαφή µε το διάλυµα, το pH του οποίου θέλουµε να

µετρήσουµε. Η διαφορά στις συγκεντρώσεις H+ των δύο διαλυµάτων (αναφοράς-

αγνώστου) προκαλεί το ηλεκτρικό δυναµικό στο ηλεκτρόδιο υάλου.

Τα συνηθισµένα πεχάµετρα αποτελούνται από δύο ηλεκτρόδια, ένα υάλου

και ένα καλοµέλανος. Η τάση του ηλεκτροδίου καλοµέλανος είναι σταθερή. Ειδική



ηλεκτρονική διάταξη του πεχαµέτρου µετράει τη διαφορά δυναµικού µεταξύ των

δύο ηλεκτροδίων η οποία, όπως είναι φανερό, θα εξαρτάται από την τιµή pH.

Εικόνα 1.1

Απλοποιηµένο σχέδιο ενός ηλεκτροδίου πεχαµέτρου τύπου υάλου

Το πεχάµετρο είναι κατασκευασµένο κατάλληλα ώστε οι µετρήσεις να

δίνονται απευθείας σε τιµές pH. Υπάρχουν επίσης και πεχάµετρα που έχουν µόνο

ένα ηλεκτρόδιο, που έχουν όµως χαρακτηριστικά και των δύο ηλεκτροδίων.

Εικόνα 1.2

Φωτογραφία κοινού ερευνητικού ψηφιακού πεχαµέτρου



1. 2. 4 Διάσταση ασθενών οξέων και βάσεων, ορισµός pKa

Σύµφωνα µε τον ορισµό του Bronsted, οξύ είναι η ουσία εκείνη που

αποδίδει πρωτόνια (H+) και ονοµάζεται πρωτονιοδότης, ενώ βάση είναι η ουσία που

δέχεται H+ και ονοµάζεται πρωτονιοδέκτης. Στην εξίσωση διάστασης:

HA H+ + A-

το HA είναι οξύ και το A- η συζηγής του βάση.

Τα ισχυρά οξέα, σε υδατικό διάλυµα, διίστανται πρακτικά πλήρως και έτσι η

συγκέντρωση των H+ είναι ουσιαστικά ίση µε τη συγκέντρωση του οξέος.

HCl H+ + Cl- οπότε [H+] = [HCl].

Τα ασθενή οξέα ιονίζονται σε µικρότερο βαθµό και για παράδειγµα στο οξικό

οξύ έχουµε

CH3COOH CH3COO- + H+

οπότε στην κατάσταση ισορροπίας ισχύει

[CH3COO-] [H+] Ορισµός σταθερής ισορροπίας Ka Ka = [CH3COOH]

Στα ασθενή οξέα, ο βαθµός διάστασης είναι µικρός, ο παρονοµαστής του

κλάσµατος είναι µεγαλύτερος από τον αριθµητή και κατά συνέπεια η ασταθερά

ισορροπίας Ka (η απλώς K) είναι µικρότερη της µονάδας.

Επειδή οι τιµές του Ka είναι πολύ µικρές, για λόγους ευκολίας

χρησιµοποιείται ο αρνητικός λογάριθµος της σταθεράς αυτής που ονοµάζεται pKa

και ορίζεται από την παρακάτω εξίσωση.

pKa = - logKa

1. 2. 5 Ρυθµιστικά συστήµατα – Εξίσωση Henderson-Hasselbach

Ένα ρυθµιστικό σύστηµα (buffer) περιέχει ενώσεις που έχουν ικανότητα να

αντιστέκονται σε µεγάλες αλλαγές του pH, που θα προκαλούσε η προσθήκη µικρών

ποσοτήτων H+ ή OH-.

Η ρύθµιση του pH έχει µεγάλη σηµασία για τα κύτταρα και τους ιστούς, γιατί

οι ζωντανοί οργανισµοί λειτουργούν σε στενά όρια της κλίµακας του pH και πολύ

κοντά στο pH 7.0.

Τα συνηθισµένα ρυθµιστικά διαλύµατα είναι µίγµατα ενός συζυγούς οξέος

και µιας συζυγούς βάσης και διακρίνονται σε όξινα και βασικά.



Ένα όξινο ρυθµιστικό διάλυµα είναι µίγµα ενός ασθενούς οξέος και του

ασθενούς άλατός του που λειτουργεί σαν συζυγής βάση.

Π.χ. CH3COOH-(συζυγές οξύ)-CH3COONa-(συζυγής βάση)

Ένα βασικό ρυθµιστικό διάλυµα είναι µίγµα µιας ασθενούς βάσης και ενός

άλατός της που λειτουργεί σαν συζυγής βάση.

Π.χ. NH3 (συζυγής βάση) – NH4Cl –(συζυγές οξύ)

Ένα πολύ συνηθισµένο ρυθµιστικό σύστηµα είναι το µίγµα οξικού οξέος και

οξικού ανιόντος. Σε ένα τέτοιο σύστηµα η προσθήκη µικρών ποσοτήτων οξέος ή

βάσεως εξουδετερώνεται σύµφωνα µε τις αντιδράσεις

H+ + CH3COO- CH3COOH, OH- + CH3COOH HOH + CH3COO-

Μία πολύ χρήσιµη εξίσωση που συνδέει το pH, το pK και τις συγκεντρώσεις

οξέος και βάσεος είναι η εξίσωση Henderson-Hasselbach, η οποία προκύπτει από

τους ορισµούς των pKa και pH.

[CH3COO-] (πρωτονιοδέκτης) pH = pKa + log

[CH3COOH] (πρωτονιοδότης)

‘Οσο πιο κοντά στη µονάδα είναι ο λόγος [CH3COO-] / [CH3COOH] τόσο

πιό µεγάλη είναι η αντίσταση του ρυθµιστικού σε αλλαγές του pH.



Εικόνα 1.3

Καµπύλη τιτλοδότησης οξικού οξέος

Ως εκ τούτου, ένας όξινος (η βασικός) ρυθµιστής έχει τη µεγαλύτερη

ρυθµιστική ικανότητα σε pH που ισούται µε το pKa του οξέος (η της βάσεως) και

µπορεί να χρησιµοποιηθεί µέσα σε όρια που απέχουν ±1 µονάδα pH από την τιµή

του pKa του ρυθµιστικού συστήµατος.

1. 2. 6 Όξινες και βασικές ιδιότητες των αµινοξέων

Η γνώση των ιδιοτήτων των αµινοξέων έχει µεγάλη σηµασία για την

κατανόηση και την ανάλυση των ιδιοτήτων των πρωτεϊνών.

Σε ουδέτερα υδατικά διαλύµατα τα αµινοξέα βρίσκονται µε τη µορφή

φορτισµένων διπολικών ιόντων [H+3N-CHR-COO-], που καλούνται

επαµφοτερίζοντα (zwitterion).

Η οξεοβασική συµπεριφορά των αµινοξέων µπορεί να περιγραφή µε βάση τη

θεωρία των Bronsted-Lowry. Ένα µονοάµινο-µονοκαρβοξυλικό αµινοξύ (π.χ.

αλανίνη) είναι ένα διβασικό οξύ.όταν είναι πλήρως πρωτονιοµένο. Κατά την πλήρη



τιτλοδότησή του µε µια βάση µπορεί να αποδώσει διαδοχικά δύο πρωτόνια

σύµφωνα µε τις παρακάτω εξισώσεις.

+H3N - CHR-COOH +H3N - CHR-COO- + H+ (I)

+H3N - CHR-COO- H2N - CHR-COO- + H+ (II)

Εφαρµόζοντας την εξίσωση Ηenderson-Hasselbach θα έχουµε

pH = pK1 + log [H3N+-CHR-COO-] / [H3N+-CHR-COOH] για την (I)

pH = pK2 + log [H2N-CHR-COO-] / [H3N+-CHR-COO-] για την (II)

Στην εικόνα 1.4α-β φαίνεται η καµπύλη τιτλοδότησης της γλυκίνης. Οι τιµές

του pK των δύο ιονοζοµένων οµάδων είναι αρκετά µακριά η µια από την άλλη ώστε

να διακρίνονται σαφώς οι δύο περιοχές ρύθµισης.

Εικόνα 1.4

Καµπύλη τιτλοδότησης γλυκίνης



Εικόνα 1.5

Καµπύλη τιτλοδότησης γλουταμινικού οξέος



Εικόνα 1.6

Καµπύλη τιτλοδότησης αργινίνης



Εικόνα 1.7

Καµπύλη τιτλοδότησης λυσίνης



Εικόνα 1.8

Καµπύλη τιτλοδότησης γλουταμικού οξέος



Όπως φαίνεται στις εικόνες 1.4-1.8 σε κάθε τµήµα της καµπύλης

τιτλοδότησης υπάρχει µία περιοχή όπου η αλλαγή του pH σε σχέση µε την αύξηση

της συγκέντρωσης των ιόντων OH-, γίνεται πολύ αργά (plateu).

Έτσι βλέπουµε, όπως άλλωστε προκύπτει και από την εξίσωση Henderson-

Hasselbach, ότι σε pH=pK1 η συγκέντρωση της µορφής H3N+-CHR-COOH

είναι ίση µε τη συγκέντρωση της µορφής H3N+-CHR-COO-.

Εάν το pH=pK2 τότε έχουµε [H3N+-CHR-COO-] = [H2N-CHR-COO-]:

Με βάση τις εξισώσεις Henderson-Hasselbach και µε δεδοµένες τις τιµές των

pΚ1 και pK2 (που είναι χαρακτηριστικοί αριθµοί για κάθε αµινοξύ) µπορούµε να

υπολογίσουµε την αναλογία των ιονικών µορφών του αµινοξέος σε κάθε τιµή του

pH. Συµπερασµατικά µπορούµε να προβλέψουµε ποιά από όλες τις µορφές του

αµινοξέος υπάρχει στις διάφορες τιµές του pH.

Όπως φαίνεται στην εικόνα 1.2 σε κάθε διάγραµµα της µορφής αυτής

υπάρχει και ένα σηµείο καµπής. Στο σηµείο αυτό το αµινοξύ δεν παρουσιάζει

καθαρό φορτίο (συνολικό φορτίο είναι µηδενικό) και βρίσκεται στην ισοιονική ή

ισοηλεκτρική του µορφή [H3N+=CHRCOO-]. Αυτό σηµαίνει ότι εάν το αµινοξύ

βρεθεί µε αυτή τη µορφή µέσα σε οµογενές ηλεκτρικό πεδίο πεδίο δεν θα κινηθεί

πρός καµµία κατεύθυνση.

Η τιµή του pH που αντιστοιχεί στο σηµείο καµπής, δηλαδή στην

ισοηλεκτρική µορφή του αµινοξέος, καλείται ισοηλεκτρικό σηµείο του αµινοξέος και

συµβολίζεται µε το pI. Για µονοαµινο-µονοκαρβοξυλικό α-αµινοξύ ισχύει:

pK1 + pK2 pI = (Για την αλανίνη το pI=6.02) 2

1. 2. 7 pK τιµές των οµάδων που ιονίζονται σε πρωτεΐνες

Ο παρακάτω πίνακας συνοψίζει τις οµάδες που ιονίζονται στις πρωτεΐνες,

την αντίδραση ιονισµού και την τυπική τιµή pK. Πρέπει να σηµειωθεί ότι οι

πραγµατικές τιµές pK κάθε οµάδας που ιονίζεται σε πρωτεϊνικό περιβάλλον

διαφέρουν από την τυπική τιµή διότι η πραγµατική τους τιµή εξαρτάται από τη

θερµοκρασία, την ιονική ισχύ, το µικροπεριβάλλον της οµάδας και τη φύση του

διαλύτη.

Ιονιζόµενη οµάδα Αντίδραση ιονισµού Τυπική τιµή pK*



Τελική καρβοξυλοµάδα -COOH ß--à -COO- + H+ 3.1

Ασπαρτικό ή γλουταµινικό οξύ

4.4

Τελική αµινοµάδα -ΝΗ3+ ß--à -ΝΗ2 + H+ 8.0

Λυσίνη 10.0

Κυστείνη - SH ß---à -S- + H+ 8.5

Τυροσίνη -Ο-ΟΗ ß-à -Ο-Ο- + Η+ 10.0

Αργινίνη -ΝΗ-C=NH2+ ß-à -ΝΗ-C=NH+ Η+

ΝΗ2 ΝΗ2

12.0

Από τα 20 αµινοξέα που δοµούν τις πρωτεΐνες, 13 έχουν 2 οµάδες που

ιονίζονται, την α-καρβξυλική οµάδα και την α-αµινο οµάδα. Τα υπόλοιπα έχουν 3

οµάδες που ιονίζονται διότι στις πλάγιες αλυσίδες τους υπάρχουν οµάδες που

επίσης ιονίζονται. Το pH του περιβάλλοντος των αµινοξέων και η τιµή pKa της

οµάδας που ιονίζεται καθορίζουν το φορτίο κάθε αµινοξέος.

Σε τιµές pH χαµηλότερες της τιµής pKa, η ιονιζόµενη οµάδα είναι κυρίως

πρωτονιοµένη ενώ σε τιµές pH µεγαλύτερες της τιµής pKa η ιονιζόµενη οµάδα είναι

κυρίως µη πρωτονιοµένη. Οι τιµές pKa των αµινοµάδων και καρβοξυλοµάδων

διαφέρουν µεταξύ τους σηµαντικά.

Η παρακάτω εικόνα 1.6 παρουσιάζει το pH των πλέον συνηθισµένων στην

καθηµερινοτητά µας υγρών και το αντίστοιχο pH τους.



Εικόνα 1.9

Τιµές pH διαλυµάτων της καθηµερινότητάς µας



ΠΕΙΡΑΜΑΤΙΚΟ ΤΜΗΜΑ

Πείραµα 1ον

1. 3 Τιτλοδότηση διαλυµάτων µε χρήση δεικτών

1. 3. 1 Σκοπός πειράµατος

Σκοπός του πειράµατος είναι η τιτλοδότηση των διαλυµάτων που

αναγράφονται στο πίνακα 1.3.2, µε διάλυµα 0.1 Ν NaOH χρησιµοποιώντας σαν

δείκτη 1, 2 σταγόνες ερυθρού του µεθυλίου και σαν δείκτη 2, 2 σταγόνες

φαινολοφθαλεΐνης.

Εικόνα 1.3.1

Τυπική καµπύλη εξουδετέρωσης 0.1 Μ HCI µε 0.1 Μ NaOH. Οι τιµές του pH προσδιορίζονται

µε δύο διαφορετικούς δείκτες.

1. 3. 2 Εκτέλεση

Η προσθήκη του NaOH γίνεται ανά 1 ml µε τη βοήθεια σιφωνίου και µε

κυκλική ανάδευση της κωνικής φιάλης µετά από κάθε προσθήκη βάσεως.

Καταγράψατε τα ml που απαιτούνται για να αλλάξει το χρώµα του δείκτη σε κάθε

περίπτωση. Εξηγήσατε σύντοµα τα αποτελέσµατά σας.



Πίνακας αντιδράσεων 1.3.2

Αριθµός

κωνικής

Τιτλοδοτούµενο

διάλυµα

Όγκος 0.1 N NaOH

για Δείκτη 1

Όγκος 0.1 N NaOH για

Δ∆είκτη 2

1 25 ml HCl

0.1 N

2 25 ml H3PO4

0.033 M

3 25 ml CH3COOH

0.1 N

Παρατηρήσεις




1. 4 Κατασκευή καµπύλης τιτλοδότησης

1. 4. 1 Σκοπός πειράµατος

Η κατασκευή καµπυλών εξουδετέρωσης δύο αγνώστων ουσιών διαλυµάτων

που βρίσκονται στη θέση σας σε κωνικές φιάλες και µε αριθµό το νούµερο της

θέσης σας. Τα δύο αυτά άγνωστα θα τιτλοδοτηθούν, οι καµπύλες τιτλοδότησης θα

κατασκευασθούν σε βαθµολογηµένο χαρτί και θα γίνει η ταυτοποίησή τους βάσει

των καµπυλών αυτών.


Θα σας δωθεί ένα διάλuµα αγνώστου ουσίας σε 1 κωνική φιάλη όπου

αναγράφεται ο αριθµός της θέσης σας. Ο όγκος κάθε διαλύµατος είναι 50ml και η

συγκέντρωσή τους 0.1M. Τοποθετείστε το άγνωστο διάλυµα µέσα σε ένα ποτήρι

ζέσεως των 100 ml και αφού ξεπλύνετε προσεκτικά το ηλεκτρόδιο του πεχαµέτρου

µε τον υδροβολέα και το σκουπίσετε προσεκτικά µε ένα χαρτοµάντηλο, βυθίστε το

στο άγνωστο διάλυµα και µετρείστε το pH του διαλύµατος. Στη σνέχεια, µε την

βοήθεια της προχοΐδας προσθέσθε 0.5ml 0.5 N NaOH, αφού προηγουµένως έχετε

αφαιρέσει το ηλεκτρόδιο. Κατόπιν αναδεύσατε το µίγµα µε προσεκτική ανακίνηση

του ποτηρίου ζέσης και µετρείστε εκ νέου το pH του διαλύµατος

(ΠΡΟΣΟΧΗ ΜΗΝ ΑΝΑΔΕΥΕΤΕ ΜΕ ΤΟ ΗΛΕΚΤΡΟΔΙΟ ΔΙΟΤΙ ΜΠΟΡΕΙ ΝΑ

ΣΠΑΣΕΙ)

Επαναλάβετε την διαδικασία προσθέτοντας άλλα 0.5ml 0.5 N NaOH.

Συνεχίστε έτσι µέχρι το pH του διαλύµατος γίνει περίπου 11-12.



Πειραµατικά αποτελέσµατα άγνωστης ουσίας

Όγκος 0.5 N NaOH Μέτρηση pH

Με βάση τις µετρήσεις που πήρατε, κατασκευάστε ένα διάγραµµα µε

τετµηµένη (x) τον όγκο του NaOH που χρησιµοποιήσατε και τεταγµένη (y) τις τιµές

του pH που µετρήσατε.

Συγκρίνατε τη µορφή της καµπύλης που θα προκύψει µε τη µορφή που

έχουν οι καµπύλες από διάφορα γνωστά αµινοξέα, ισχυρά και ασθενή οξέα και

προβλέψατε τη φύση της ουσίας που σας δώθηκε.





1. 5 Παρασκευή Ρυθµιστικού Διαλύµατος-Μέτρηση pH

1. 5. 1 Σκοπός πειράµατος - Θεωρητικό Μέρος

Χρησιµοποιώντας την εξίσωση των Henderson-Hasselbach

pH = pKa+ log (δέκτης H+/ δότης H

+)

να υπολογίσετε τη συγκέντρωση οξικού οξέος (pKa = 4.76) και οξικού νατρίου που

απαιτείται για την παρασκευή 0.4Μ ρυθµιστικού διαλύµατος pH: 4.0.

1. 5. 2 Υπολογισµοί

Αρχικά υπολογίζουµε την απαιτούµενη σχέση βάσης προς οξύ.

pH = pKa+ log (οξικό νάτριο / οξικό οξύ)

log (οξικό νάτριο / οξικό οξύ)=pH-pKa

log (οξικό νάτριο / οξικό οξύ)=4.0 – 4.76

log (οξικό νάτριο / οξικό οξύ)= – 0.76

οξικό νάτριο / οξικό οξύ = 10-0.76 = 0.173

οξικό νάτριο / οξικό οξύ + οξικό νάτριο = 0.173/1.000+0.173 = 0.173/1.173

=0.147

Έτσι λοιπόν περίπου 15% από 0.4Μ του ρυθµιστικού διαλύµατος είναι οξικό νάτριο

και το υπόλοιπο 85% είναι οξικό οξύ.

Άρα: οξικό νάτριο: 15%*0.4M=0.06M

οξικό οξύ= 85%*0.4M=0.35M




Αφού οι υπολογισµοί που κάνατε ελεγχθούν από τους επιτηρητές της

άσκησης, αναµείξατε τους όγκους των διαλυµάτων 1M οξικού οξέος και 1M οξικού

νατρίου που υπολογίσατε στην ογκοµετρική φιάλη και συµπληρώστε µε

απεσταγµένο νερό, έτσι ώστε ο τελικός όγκος να είναι 50 ml. Αναµείξατε καλά το

διάλυµα και αφού µεταφέρετε µια ποσότητα σε πλαστικό ποτήρι ζέσεως µετρήστε

το pH του παρασκευασθέντος διαλύµατος και συγκρίνατε µε την θεωρητικά

υπολογισµένη τιµή.

Πίνακας Αποτελεσµάτων 1.5

pH Όγκος οξικού-Να Όγκος οξικού οξέος Μέτρηση pH

5.0

4.5

4.0




Καµπύλη τιτλοδότησης γλυκίνης

Καµπύλη τιτλοδότησης αργινίνης

Άσκηση 1 Δείκτες. Μέτρηση του pH. Παρασκευή ρυθµιστικών...

Documents

Transcript of Άσκηση 1 Δείκτες. Μέτρηση του pH. Παρασκευή ρυθµιστικών...