La colorimetria: il più semplice metodo di analisi in assorbimento

La colorimetria trova un vasto campo di applicazione nei laboratori di analisi, in quanto è in grado di fornire dati sufficientemente attendibili utilizzando strumenti di costi relativamente contenuti. I principi dell’analisi si basano sul fatto che ogni sostanza presenta caratteristici massimi di assorbimento della radiazione elettromagnetica a determinate lunghezze d’onda. Solitamente la colorimetria è utilizzata nell’analisi quantitativa e consiste nella misura dell’assorbimento di una radiazione nel visibile. Le sostanze che interessano la colorimetria devono essere colorate o colorabili con l’aggiunta di additivi: la lunghezza d’onda più appropriata della radiazione incidente corrisponde al colore complementare a quello mostrato dalla sostanza in esame in modo da consentire il massimo dell’assorbimento. Il colore della luce incidente è realizzato con l’impiego di filtri: la radiazione è quindi caratterizzata da un certo intervallo di lunghezza d’onda e non da un singolo valore di lunghezza d’onda; tale situazione si realizza invece nella spettrofotometria, dove è indispensabile lavorare in condizioni di monocromaticità. Per risalire dalla intensità del colore alla concentrazione esistono diversi metodi, a seconda della strumentazione disponibile. La più semplice è costituita da comparatori ottici, nei quali si realizza un confronto di intensità fra il campoine incognito e uno standard. Di tali standard o si varia la concentrazione o si varia la lunghezza del cammino ottico: in entrambi i casi lo scopo è quello di rendere l’intensità della colorazione, e quindi l’assorbimento della luce, uguale per la soluzione in esame e per lo standard. Partendo dalla legge di Lambert-Beer che correla l’assorbimento alla concentrazione attraverso una costante che deriva dal prodotto di una grandezza caratteristica della specie assorbente, responsabile della colorazione, per la lunghezza del cammino ottico, è pertanto possibile, conoscendo i due cammini ottici ( nella soluzione e nello standard) e la concentrazione dello standard, nelle condizioni di pari intensità, risalire alla concentrazione della soluzione in esame.

Gli strumenti destinati all’analisi colorimetrica vengono suddivisi in due gruppi fondamentali: quello dei comparatori ottici, in cui l’intensità del colore viene misurata per confronto, e quello dei colorimetri fotoelettrici, in cui questa misura viene effettuata tramite un dispositivo fotosensibile.

Comparatori ottici. Il gruppo dei comparatori ottici comprende una serie di strumenti di concezione relativamente semplice, basati sul confronto tra la luce trasmessa dalla soluzione in esame e quella trasmessa da una o più soluzioni di riferimento. Il confronto è fatto sempre a occhio per cui questi strumenti sono anche chiamati colorimetri a visione. Il metodo più usato è quello che sfrutta i Tubi colorimetrici di Nessler. Una serie di tubi tutti uguali, vengono riempiti con soluzioni della sostanza in esame, So, S1, S2, …, Sn, aventi concentrazioni diverse. Preparata la serie di soluzioni standard si stabilisce un confronto tra le soluzioni standard e quella a titolo incognito Sx , fino ad individuare la soluzione standard che presenti la stessa intensità di colore della soluzione in esame Sx.

La caratteristica fondamentale dei colorimetri fotoelettrici consiste nella trasformazione dell’energia luminosa in energia elettrica che può essere misurata da un comune galvanometro. I raggi luminosi emessi dalla sorgente, in genere una lampada a incandescenza ( filamento di tungsteno percorso da corrente elettrica) attraversano un filtro colorato e giungono alla cella contenente la soluzione da esaminare. Una certa percentuale di questi raggi riesce ad attraversare la soluzione e viene intercettata da una cella fotoelettrica. Questa, a sua volta, produce corrente elettrica in relazione alla luce ricevuta, mentre un galvanometro ne effettua la misura. Il principio su cui si basano le celle fotoelettriche consiste nell’emissione di elettroni da parte di alcune superfici metalliche colpite da energia raggiante. Il fenomeno è regolato dalla relazione di Einstein: hν =Eo + ½ mv2 secondo cui l’energia del fotone incidente hν del fotone incidente, in parte ha la funzione di strappare elettroni, in parte si ritrova come energia cinetica degli elettroni espulsi. Eo varia da sostanza a sostanza e misura la tendenza di un elettrone a essere trattenuto dall’atomo a cui appartiene ( potenziale di ionizzazione). Inoltre, per una data sostanza, Eo varia in relazione alla frequenza della luce incidente; esiste cioè un valore limite della frequenza νo detto “soglia fotoelettrica” al di sotto della quale non si ha emissione di elettroni e ciò indipendentemente dall’intensità della luce incidente. La soglia fotoelettrica è quasi sempre nell’ultravioletto o addirittura nel campo dei raggi X; fanno eccezione i metalli alcalini per i quali, stante il basso potenziale di ionizzazione, tale soglia si trova nel campo del visibile.

Applicazioni colorimetriche

1)        Determinazione colorimetrica del pH

Consideriamo l’equilibrio di dissociazione di un indicatore:
HIn ⇌ H+ + In ; la costante di questo equilibrio vale K = [H+][In]/ [HIn] dalla quale si può ricavare pH = pK + log [In]/[HIn] (1)

Poiché [HIn] +[In] = 1 si ha: pH = pK + log [In]/1 – [In]     (2)

Il pH è dunque funzione della concentrazione di una forma dell’indicatore, che, essendo colorata, può essere determinata colorimetricamente. Occorre scegliere l’indicatore adatto alla misura, in base al suo intervallo di viraggio, in modo che entro questo, risulti compreso il pH della soluzione in esame. Se l’indicatore è monocromatico come ad esempio la fenolftaleina non vi sono altre limitazioni mentre se l’indicatore ha entrambe le forme colorate, occorre che le relative curve di estensione interferiscano il meno possibile. Si prepara una soluzione tampone di riferimento a pH noto il cui valore differisca di almeno due unità dal pK dell’indicatore. In questa soluzione l’indicatore è presente solo in una delle due forme colorate e supponiamo che  sia nella forma basica In da cui in base alla (2) avremo [In]= 1. Si prelevano uguali quantità della soluzione incognita e di quella tampone, si aggiungono ad essa quantità rigorosamente uguali di indicatore e si procede alla misura delle estinzioni Ex e Eo delle medesime, usando l’acqua come bianco di riferimento. Applicando la legge di Lambert-Beer si ha:

Eo = ab[In]o        e Ex = ab[In]x        da cui tenendo conto che è [In]o= 1 e dividendo membro a membro si ha:

[In]x  = Ex/Eo

Questo valore sostituto nella (1) ci permette di calcolare il pH:

pH = pK + log Ex/Eo– Ex

il valore del pK può essere ottenuto dalla tabella:

Intervallo di pK Indicatore pK Colori
1.2-2.8 Porpora cresolo meta (I) 1.5 Rosso-giallo
1.2-2.8 Blu timolo 1.75 Rosso-giallo
2.9-4 Dimetilaminoazobenzene 3.3 Rosso-giallo
3-4.6 Blu bromofenolo 4.04 Giallo-blu
3.8-5.4 Verde bromocresolo 4.66 Giallo-blu
4.3-6.3 Rosso metile 5.00 Rosso-giallo
4.8-6.6 Rosso clorofenolo 5.98 Giallo-rosso
5.2-6.8 Porpora bromocresolo 6.3 Giallo-porpora
6-7.6 Blu bromotimolo 7.1 Giallo-blu
6.4-8.4 Rosso fenolo 7.8 Giallo-rosso
7-8.8 Rosso cresolo orto 8.2 Giallo-rosso
7.4-9.2 Porpora cresolo meta (II) 8.30 Giallo-porpora
8-9.6 Blu timolo (II) 8.90 Giallo-blu
8-10 Fenolftaleina 9.7 Incoloro-rosso
9.3-10.5 Timolftaleina 9.9 Incoloro-blu
10-12 Giallo alizarina 11 Giallo-porpora

 

2)     Determinazione dell’ammoniaca nelle acque

L’ammoniaca forma con il reattivo di Nessler un precipitato bruno, che per tracce di ammoniaca resta in soluzione colloidale gialla. In due palloni da 100 mL si introducono separatamente 10 mL di soluzione di (NH4)2SO4 e 10 mL della soluzione in esame. Queste soluzioni vengono addizionate con 1 mL di NaOH e portate a 75 mL agitando. Si aggiungono a questo punto 10 mL di reattivo di Nessler, soluzione alcalina di K2HgI4 e si portano a volume. Si misurano le relative estinzioni rispetto all’acqua distillata usando un filtro azzurro da 450 mμ

3)     Determinazione colorimetrica del nichel

Tale determinazione è basata sulla formazione di un complesso rosso bruno che il nichel tetravalente forma con la metilgliossima. Allo scopo Ni2+ viene ossidato con acqua di bromo in soluzione alcalina e dopo la formazione del complesso si stabilizza con etanolo. Il complesso Ni(IV)-dimetilgliossima ha il massimo di assorbimento intorno a 450 mμ e tale valore di lunghezza d’onda viene scelto solo nel caso in cui lo ione nichel è isolato, o sono assenti ioni interferenti. Si prelevano 10 mL di ciascuna delle tre soluzioni standard di NiSO4 contenenti rispettivamente 10, 20, 40 mg/L di nichel e 10 mL si soluzione incognita che non deve contenere più di 50 mg/L di nichel. Tali soluzioni vengono introdotte in quattro palloni da 100 mL, dove sono addizionate con le stesse quantità di reattivi: acqua di bromo 5 mL, ammoniaca 10 mL, etanolo 40 mL, dimetiligliossima 20 mL. Si porta a volume e si misura, dopo aver agitato, l’estinzione delle quattro soluzioni rispetto all’acqua distillata usando un flitro azzurro da 450 mμ. Con i dati ottenuti si costruisce la curva di taratura e in base a questa si ricava la concentrazione della soluzione incognita

 

 

Author: Chimicamo

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