Analitica Fondamenti - Schema

Protocollo analitico

Serie di operazioni per ottenere informazioni sulla composizione chimica di un campione. Non è possibile misurare l’intera popolazione, se ne preleva una porzione rappresentativa = campione che contiene l’analita = specie chimica che voglio analizzare + matrice.

• Individuare scopo dell’analisi;
• Scelta del metodo analitico (volumetrico, gravimetrico, spettrofotometrico, elettrochimico, spettrometri di massa, cromatografico);
• Campionamento: arbitrario; statistico casuale e sistematico; strumenti non devono modificarne proprietà (acqua: bottiglie/bottiglie di profondità; acque sotterranee: pozzi piezometrici; gas: misura diretta con assorbenti solidi (centraline); suolo: carotatori);
• Stabilizzazione (nel trasporto dal campionamento al laboratorio): mantenere intatte proprietà campione, es congelare;
• Pretrattamento (in laboratorio = portare analita in forma analizzabile);
• Misura analitica: analisi elementi: attacco acido ad alte T e p attraverso la digestione assistita da microonde. Metalli e leghe: acqua regia: miscela 3:1 = HCl:NH₃; per sostanze organiche: solfonitrica 1:1 = H₂SO₄:HNO₃). Campioni solidi: dissoluzione o estrazione con miscela di acidi; campioni acquosi: filtrazione e acidificazione. Per specie organiche no acidi altrimenti si ossiderebbe tutto: per soluzioni acquose estrazione liquido/solido o liquido/liquido; soluzioni solide: estrazione solido/liquido attraverso solventi volatili= soxhlet.
• Espressione risultati con relativo errore.

Concentrazione e attività

Concentrazione totale: C_x;

Concentrazione all’equilibrio: [X] (comprende concentrazione di tutte le dissociazioni);

Attività: a = γ C γ = coefficiente di attività. Dipende dalla concentrazione della specie, ma anche di tutte le altre specie. È la misura (capacità) di quanto una specie è disponibile a reagire, la sua capacità è data dalla quantità di ioni di carica opposta che la circondano. Se ce ne sono pochi = bassa forza ionica = più reattiva.

pH = – log a_H+

Equilibri complessi

Si ha un equilibrio complesso quando una specie è coinvolta in almeno due equilibri.

Approccio grafico

Diagramma a scale (y = pH. Se pKa o pKb = pH allora forma basica ed acida hanno la stessa concentrazione, altrimenti per pH < pKa presente di più forma acida); diagramma di distribuzione delle specie (ad ogni pH corrisponde % della specie presente);

Approccio sistematico

Scrivo tutti gli equilibri coinvolti + bilancio di massa (per specie in soluzione uso C all’equilibrio per specie solide moli) + bilancio di carica = scrivo numero di equazioni pari al numero di variabili = concentrazioni di specie all’equilibrio. È possibile fare delle semplificazioni del sistema eliminando un’incognita = un’equazione facendo assunzioni ragionevoli.

Coefficiente α: frazione della concentrazione totale presente come una determinata specie all’equilibrio; Costante condizionale K’: valore della K di equilibrio in determinate condizioni di reazione = determinati valori di pH, T, p ecc.

Potenziometria

Intensità di corrente: quantità di carica che attraversa la sezione di un conduttore nell’unità di tempo; Differenza di potenziale: energia necessaria per portare una carica di 1C dal punto A al punto B, si misura sempre tra due punti. Il potenziale si misura sempre rispetto ad un riferimento a corrente zero che ha un potenziale costante. Il potenziale standard è quello della coppia redox in condizioni standard = H+/H₂. Equazione di Nernst: esprime la dipendenza del potenziale dall’attività. La potenziometria è l’utilizzo della misura del potenziale per determinare l’attività di una specie.

L’elettrodo è l’elemento che conferisce selettività, ovvero rende la tecnica sensibile ad un particolare analita:

• Elettrodi di prima specie o metallici: elettrodo metallico immerso in una soluzione contenente lo ione derivato;
• Elettrodi di seconda specie o a sali insolubili: elettrodo metallico immerso in una soluzione satura contenente un anione con cui si forma un sale poco solubile: Ag|AgCl, ioduro di argento e calomelano.
• Elettrodi di redox o inerti: elettrodo inerte (Pt) che non partecipa a nessuna redox in soluzione. Misura il potenziale delle coppie redox in soluzione.
• Elettrodi selettivi a membrana ISE: membrana che separa la soluzione interna all’elettrodo selettiva per uno ione di interesse. (Elettrodo dotato di una membrana che genera una ddp dovuta alla diversa concentrazione tra la soluzione di riferimento e quella contenente l’analita. La ddp viene convertita in concentrazione dello ione attraverso l’equazione di Nernst.)

Elettrodi a membrana:

• Membrana di vetro: potenziale prelevato tramite un elettrodo Ag|AgCl immerso in una soluzione di KCl (selettivo per lo ione K+) collegato ad un conduttore connesso al voltometro. Selettivo per lo ione H+ (legge di Nernst: E = K + 0.059 log a H+ = K + 0.059 log pH). L’elettrodo a vetro misura il pH. Permettono di misurare a_H+ da (10^-1 a 10^-10)M, quindi non per pH>10 o pH<1. Calibrare = stabilire la relazione tra potenziale della soluzione e pH. Calibrare uno strumento significa stabilire la relazione tra il segnale analitico (risposta strumentale = potenziale) e la grandezza che si vuole misurare (concentrazione dell’analita).
• Elettrodo a membrana cristallina: membrana= cristallo di un sale. Si misura l’attività dell’anione che forma il sale.
• Elettrodi a membrana polimerica: film di polivinilcloruro che separa la soluzione dell’elettrodo da quella incognita. Alla membrana viene aggiunta una specie che conferisce selettività all’elettrodo. Esempio: elettrodo per la misura dello ione K+: Si introduce all’interno della membrana la potassio valinomicina = complessante selettivo per lo ione K+ = fa sì che solo K+ possa attraversare la membrana, e che quindi il potenziale di membrana risponda in modo selettivo alla differenza di attività tra la soluzione interna e quella esterna.

Elettrodi di riferimento: elettrodo che mantiene costante il suo potenziale

• AgCl: elettrodo di seconda specie: AgCl chiuso all’interno di un contenitore in cui c’è una soluzione con una concentrazione costante quindi anche l’attività di Cl- è costante, quindi il potenziale è costante.
• Calomelano: elettrodo metallico = pasta di mercurio con cloruro di Hg: metallo con il suo sale poco solubile, posto all’interno di una soluzione ad attività dello ione cloruro costante. Ma entrambi hanno potenziale diverso rispetto al vero elettrodo di riferimento = elettrodo standard a H (non pratico).

Come si calibra uno strumento? Retta di calibrazione = relazione tra segnale e concentrazione = misuro il segnale di un certo numero di soluzioni standard (=a concentrazione nota); uso coppia di valori x=concentrazione e y=segnale per calcolare la relazione tra x e y; leggo il segnale del campione e utilizzo la relazione per calcolare la concentrazione del campione incognito.

Problematiche: Potenziale di giunzione interliquida E_j: è il potenziale che si sviluppa quando si separano, attraverso una membrana, due soluzioni con composizione ionica diversa e si forma perché gli ioni migrano con diverse velocità. Gli ioni migrano dalla soluzione più concentrata a quella meno: si genera una distribuzione di carica non uniforme = E_j. Quindi: E_cella = E_membrana - E_riferimento + E_j —> E_j interferenza alla misura del potenziale. E_j non può essere eliminato ma minimizzato: usando nella soluzione interna dell’elettrodo:

• Sali costituiti da ioni con mobilità simile: non si forma ddp e quindi E_j piccolo;
• Alte concentrazioni di questi sali: rendere la soluzione satura in modo che la migrazione avvenga in una sola direzione controllata da me. (Nelle soluzioni molto diluite non ho il controllo su chi si muove).

Potenziometro: misura la ddp tra l’elettrodo di riferimento e di misura. Deve avere alta impedenza = resistenza molto elevata = non deve passare corrente altrimenti cambierebbe il potenziale. La potenziometria misura il potenziale che è legato dalla legge di Nernst all’attività dello ione. Il segnale letto dall’elettrodo è direttamente proporzionale al logaritmo dell’attività dello ione. Quando si fa una misura potenziometrica si ottiene l’attività dello ione, non la sua concentrazione.

Ricavo la concentrazione avendo l’attività mediante:

• Coefficiente di attività (scomodo, devo conoscere le concentrazioni di tutte le specie in soluzione);
• Tarare e misurare in presenza di un tampone di forza ionica (TISAB): si tara lo strumento e si fanno le misurazioni in presenza di una soluzione ad elevata concentrazione salina che mantiene costante la forza ionica della soluzione standard di taratura e del mio campione e quindi a mantenere costante γ —> si usa la relazione in cui x=logC. (Ma l’elettrodo risponde sempre all’attività non alla C).
• Metodo delle aggiunte standard: si aggiungono concentrazioni note crescenti di soluzione standard al campione e si segna il potenziale ad ogni aggiunta. La risposta è una curva: asse x = C aggiunta e y = segnale.

Selettività: capacità dell’elettrodo di rispondere solo al mio analita in presenza di interferenti (=ioni della stessa carica). Nessun metodo è completamente selettivo. Applicazioni: misura di pH; misura degli elettroliti; misure extraterrestri.

Analisi volumetrica

Misura del volume di reagente richiesto per reagire completamente con l’analita (per determinare la concentrazione dell’analita). Titolante: soluzione a concentrazione nota (=standard) utilizzata nell’analisi volumetrica (in buretta); Punto di equivalenza: volume di titolante necessario per reagire completamente con l’analita; Punto finale: visualizzazione del punto di equivalenza (=variazione proprietà fisica della soluzione). Le titolazioni si basano sugli equilibri. Qualsiasi volume che si aggiunge alla soluzione, la soluzione è sempre all’equilibrio. Reazioni devono essere veloci, complete, con stechiometria nota e con possibilità di visualizzare il punto finale.

• Acido base (se ho analita basico uso titolante acido e viceversa);
• Ossidoriduzione (se analita riducente uso titolante ossidante e viceversa);
• Precipitazione (formazione di sali poco solubili);
• Complessazione;

Standard primari: solidi puri con sufficiente purezza da ottenere una soluzione standard per dissoluzione (sciolto in acqua) diretta dopo pesata. Massa molecolare alta (minore errore associato). Facile solubilità e reazione stechiometrica veloce. Facile reperibilità e purificazione, non deve alterarsi durante la pesata (no igroscopico, ossidabile alla CO₂, composizione inalterata durante la conservazione). Standard secondari: sostanza o soluzione di essa la cui concentrazione viene determinata per confronto/titolazione = standardizzazione con uno standard primario. (Non per pesata perché non sufficientemente puro, ma per titolazione). Sono soluzioni di acidi e basi forti (EDTA, permanganato e tiosolfato). Standardizzazione: processo di determinazione della concentrazione di uno standard secondario impiegando uno standard primario.

Punto finale: variazione di una proprietà della soluzione in prossimità del punto di equivalenza (=volume di titolante necessario per reagire completamente con l’analita). È ciò che permette la visualizzazione del PE: cambio colore della soluzione; modifica di un’altra proprietà: pH, potenziale; Visualizzato mediante indicatori o attraverso la misurazione della curva di titolazione.

Indicatori: specie chimica che aggiunta al campione cambia colore (=cambia assorbimento nello spettro del visibile) in prossimità del PE. Ne esistono diversi per ogni tipo di titolazione e si scelgono in base al loro range di viraggio. Indicatore acido base; cambiano colore in funzione del pH della soluzione in cui si trovano. Hanno spettro di assorbimento del visibile (colore) diverso quando sono in forma dissociata e non dissociata.

Curva di titolazione: è l’andamento del parametro di interesse in funzione del volume di titolante aggiunto. Per acido base il parametro è il pH; per la complessometrica —> attività dello ione metallico (che prima era in soluzione e a mano che titolo viene legato dal complessante). Hanno tutte circa la stessa forma.

Esempio acido base

All’inizio nella beuta ho un acido = concentrazione di H+, poi aggiungo base e la concentrazione di H+ diminuisce linearmente con il volume di base aggiunto. Al PE la concentrazione di H+ = a quella di OH-, il pH = 7. Se continuo la titolazione ho eccesso di OH-. In scala logaritmica invece di prendere la concentrazione di H+ si prende il pH perché le variazioni di concentrazione di H+ sono grandissime e in scala lineare ad un certo punto non si vede più nulla perché va a 0, in scala logaritmica si visualizza tutta la curva che ha forma di sigmoide e il PE coincide con la massima pendenza della curva = massima variazione del parametro.

Acido base

Titolanti: acidi o basi forti (HCl, NaOH, H₂SO₄: non esistono standard primari, solo secondari quindi bisogna standardizzare). La reazione deve essere completa = K_eq elevata per K_eq < 10⁶ reazione tende a non essere completa per concentrazioni basse. La curva di titolazione è una sigmoide in cui il PE è individuato da un’elevata variazione del pH. Stimabile mediante:

• Indicatori (cambiano colore in forma dissociata e non dissociata) o curva di titolazione: misura semi quantitativa: si basa sulla percezione del nostro occhio. (Es fenolftaleina)

Per vedere nettamente il colore di una delle due forme, la sua concentrazione deve essere almeno 10 volte quella dell’altra, un indicatore cambia colore quando il pH varia da pKa = -1 a pKa = 1. Per osservare un cambiamento netto di colore il pH deve modificarsi di almeno 2 unità in prossimità del valore di pK. Range di viraggio: scelgo l’indicatore che cambia colore in corrispondenza del PE —> deve avere range di viraggio centrato sul pH al punto di equivalenza = dove ho il passaggio dalla forma non dissociata a quella dissociata. (pK indicatore simile al pH al PE).

Misura del pH: elettrodo a vetro collegato a pH-metro: si legge il pH dopo ogni aggiunta di titolante sotto agitazione, si costruisce la curva di titolazione e si stima il volume al PE.

Stima del PE dai dati (Vtitolante;pH)

• Metodo della derivata prima: il PE è il volume in corrispondenza al massimo della derivata prima = punto di flesso. La precisione dipende da quanti punti e quindi valori si prendono nella zona del PE = nella zona del salto (difficile perchè ad ogni aggiunta il pH varia molto);
• Metodo della derivata seconda: il PE è il volume in corrispondenza del valore 0 della derivata seconda = quando la curva interseca asse x; (stesso problema della derivata prima)
• Metodo di Gran: la funzione di Gran: A sx calcola l’eccesso di ioni H+ rispetto alla neutralità prima del PE e dopo il PE = lega l’eccesso degli ioni H+ al volume di equivalenza = quando l’eccesso degli ioni H+ va a 0 siamo al PE. Metodo che fornisce la migliore stima del PE perchè utilizza i punti lontano dal PE.

Casistica

1. Acidi e basi forti
2. Acidi e basi deboli
3. Acidi e basi polifunzionali
4. Miscele di diverse specie

Titolazione di acidi e basi forti

Prima del PE: acido forte nella beuta; Al PE: acido neutralizzato: pH = 7, moli acido = moli base; Dopo il PE: eccesso di base. Trascuro il contributo di H+ derivante dall’autoprotolisi dell’acqua perché la concentrazione dell’acido è elevata. Il salto di pH in corrispondenza del PE è di 6/7 unità di pH = ampio salto quindi posso utilizzare qualsiasi indicatore con viraggio nell’intervallo di pH 4-10. Parametro che influenza la titolazione: effetto della concentrazione: più l’analita è diluito più piccolo è il salto di pH. (Se passo da 0.1 a 0.001 da 6 unità di pH passo ad un salto di 3 = meno evidente = variazione più piccola e quindi più difficile da vedere.

Titolazione di acidi e basi deboli

Utilizzo sempre come titolanti acidi o basi forti affinché la reazione sia completa.

Per acidi deboli all’inizio: forte presenza di HA e poca A-. Prima del PE: tampone acido: reagendo con OH- parte di HA si trasforma in A- = base coniugata dell’acido, moli A- = moli di OH- aggiunte; Al PE: acido HA trasformato tutto in A- (che reagisce dando idrolisi: ) pH basico; Dopo il PE: eccesso di OH- (Se titolo base debole con acido forte: all’inizio: base; prima del PE: tampone; al PE: pH acido; dopo il PE: eccesso acido).

Indicatore: fenolftaleina. Se non uso indicatore uso Gran.

Parametri che influenzano la titolazione

• Effetto della concentrazione: al diminuire della C diminuisce l’entità del salto di pH al PE: NO titolazione per C < 0.1 mM.
• Effetto della costante di dissociazione: non si determinano acidi o basi troppo deboli: NO titolazione per pK > 11.

Titolazione per acidi e basi polifunzionali

Uso titolanti forti affinché la reazione sia completa. Curva di titolazione dipende da:

• Valore di Ka₁: valore della prima costante di dissociazione;
• Differenza tra Ka₁ e Ka₂ = differenza tra le due costanti di dissociazione.

- Se la prima dissociazione è debole

• 2 PE se ΔpK ≥ 3.
• Prima: tampone tra H₂A e HA-;
• Al primo PE: H₂A trasformato tutto in HA- (che agisce da acido: da dissociazione acida e da base: idrolisi —> equilibrio complesso);
• Dopo primo PE: tampone tra HA- e A^2-;
• Al secondo PE: HA- trasformato tutto in A^2-;
• Dopo secondo PE: eccesso di A^2- = base.

- Se la prima dissociazione è forte

• 1 PE
• La specie che forma: HA- non fa idrolisi, si comporta da acido perché deriva da un acido forte. (La base coniugata di un acido forte non è una base)
• Primo PE: pH acido: H₂A trasformato tutto in HA- che è acido;