TITOLAZIONI ACIDO-BASE Questa esperienza si presta all’osservazione di molti aspetti delle reazioni acido-base Prof. Salvatore Andini ANNO ACCADEMICO 2007-2008.

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1 TITOLAZIONI ACIDO-BASE Questa esperienza si presta all’osservazione di molti aspetti delle reazioni acido-base Prof. Salvatore Andini ANNO ACCADEMICO 2007-2008

2 Destinatari Allievi del II anno di un Istituto Tecnico IndustrialePrerequisiti Conoscenze di chimica inorganica: proprietà degli elementi, reazioni chimiche, soluzioni, acidi e basi Obiettivi 1.Metodo della Titolazione 2.Conoscenza degli indicatori 3.Parte pratica

3 Acidi e basi 1- Autoprotolisi dell’acqua 2 H 2 O  H 3 O + + OH - Acqua pura a 25 °C ci sono solo 1.00 10 -7 moli delle 55.5 presenti sono dissociate (2 molecole ogni miliardo) Equilibrio tutto spostato verso i reagenti

4 Definizione di Br œ nsted di acido e base Secondo questa definizione Una reazione acido base è la conseguenza di uno scambio di un protone HA + B  A - + HB + tra due coppie “coniugate” acido base HA è l’acido coniugato della base A - B è la base coniugata dell’ acido HB + un acido (di Broensted) è una specie capace di cedere uno ione H + ad una base una base (di Broensted) è una specie capace di accettare uno ione H + da un acido.

5 Conseguenze della definizione di Br œ nsted La reazione di autoprotolisi dell’acqua è una reazione acido-base H 2 O + H 2 O  H 3 O + + OH - L’acqua si comporta sia da acido che da base (anfolita o sostanza anfotera) L’acqua è la base coniugata di H 3 O + e allo stesso tempo L’acqua è l’ acido coniugato di OH -

6 Soluzioni acide e basiche - Soluzione neutra se [H 3 O + ] = [OH - ] - Soluzione si dice acida se [H 3 O + ] > [OH - ] - Soluzione si dice basica se [H 3 O + ] < [OH - ] 2 H 2 O  H 3 O + + OH -

7 Conseguenze della definizione di Br œ nsted La reazione di dissociazione di un acido è una reazione acido- base: HA + H 2 O  H 3 O + + A - In cui l’acqua si comporta da base La reazione di dissociazione di una base è una reazione acido-base: B + H 2 O  BH + + OH - In cui l’acqua si comporta da acido

8 Forza degli acidi e delle basi - Acidi e basi forti Un acido o una base si dice forte se si “dissocia” completamente per ogni concentrazione iniziale HCl + H 2 O  H 3 O + + Cl - acido cloridrico è una acido forte NaOH  Na + + OH - sodio idrossido è una base forte H 3 O + è l’acido più forte che esiste in acqua indissociato OH - è la base più forte che esiste in acqua indissociata

9 Forza degli acidi e delle basi - Acidi e basi a forza nulla (debolissimi) Un acido o una base si dicono debolissimi o a forza nulla se la loro dissociazione non comporta variazioni significative nella concentrazione degli ioni idronio (H 3 O + ) e idrossido (OH - ) in soluzione. Lo ione cloruro (la base coniugata di HCl) è una base a forza nulla: HCl + H 2 O  H 3 O + + Cl -  la reazione non avviene Lo ione sodio (l’acido coniugato di NaOH) è un acido a forza nulla: NaOH  OH - + Na +  la reazione non avviene

10 Forza degli acidi e delle basi - Acidi e basi deboli HA + H 2 O  H 3 O + + A - (acido debole) B + H 2 O  BH + + OH - (base debole) Negli altri casi – è presente un equilibrio

11 il pH e il pOH

12 Relazione tra pH e il pOH 2H 2 O  H 3 O + + OH - K w K w = [H 3 O + ][OH - ] = 1.0 x 10-14 - log K w = pK w = -log[H 3 O + ] – log[OH - ] = pH + pOH pH + pOH = 14.0

13 Il pH e la sua scala pH = -log [H 3 O + ]pOH = -log [OH - ] pH + pOH = pK w = 14 pH basicità crescente 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0 pOH acidità crescente Soluzioni basiche Soluzioni acide

14 la soluzione è neutra se il pH=7; quando il pH < 7 la soluzione è acida; quando il pH > 7 la soluzione è basica. Relazione tra pH e il pOH

15 Relazione tra K a e K b di una coppia acido-base. Una conseguenza della presenza dell’ autoprotolisi dell’acqua è che le forze di un acido e di una base coniugati non sono indipendenti HA + H 2 O  H 3 O + + A - K a A - + H 2 O  HA + OH - K b

16 Relazione tra K a e K b di una coppia acido-base pK w = pK a + pK b a 25 °C pK a + pK b = 14.0

17 KaKa KbKb HClO 4 >1ClO 4 - < 10 -14 HBr>1Br - < 10 -14 H 2 SO 4 >1HSO 4 - < 10 -14 HCl>1Cl - < 10 -14 HNO 3 >1NO 3 - < 10 -14 H 3 O + (*)1H 2 O(*)1,0. 10 -14 HSO 4 - 2. 10 -2 SO 4 2- 5. 10 -13 SO 2 1,7. 10 -2 HSO 3 - 5,9. 10 -13 H 3 PO 4 7,5. 10 -3 H 2 PO 4 - 1,3. 10 -12

18 KaKa KbKb HF7,1. 10 -4 F-F- 1,4. 10 -11 HNO 2 4,5. 10 -4 NO 2 - 2,2. 10 -11 HCOOH2,1. 10 -4 HCOO - 4,8. 10 -11 CH 3 COOH1,8. 10 -5 CH 3 COO - 5,6. 10 -10 CO 2 4,2. 10 -7 HCO 3 - 2,4. 10 -8 H2SH2S1,0. 10 -7 HS - 1,0. 10 -7 H 2 PO 4 - 6,0. 10 -8 HPO 4 2- 1,7. 10 -7 HSO 3 - 5,6. 10 -8 SO 3 2- 1,8. 10 -7 HClO3,2. 10 -8 ClO - 3,1. 10 -7

19 KaKa KbKb H 3 BO 3 6,0. 10 -10 H 2 BO 3 - 1,7. 10 -5 NH 4 + 5,6. 10 -10 NH 3 1,8. 10 -5 HCN4,0. 10 -10 CN - 2,5. 10 -5 HCO 3 - 4,8. 10 -11 CO 3 2- 2,1. 10 -4 H2O2H2O2 2,6. 10 -12 HO 2 - 3,8. 10 -3 HPO 4 2- 4,4. 10 -13 PO 4 3- 2,3. 10 -2 HS - 1,1. 10 -13 S 2- 9,1. 10 -2 H 2 O(*)1,0. 10 -14 OH - (*)1 CH 3 OH< 10 -14 CH 3 O - >1 NH 3 < 10 -14 NH 2 - >1 OH - < 10 -14 O2-O2- >1 H2H2 < 10 -14 H-H- >1

20 Titolazioni acido-base Titolazione Titolazione = è una operazione il cui scopo è la determinazione del titolo di una soluzione. Consiste nell’aggiungere volumi noti di una soluzione a concentrazione nota di un titolante ad un volume noto di una soluzione a concentrazione ignota. Il titolante deve reagire in modo rapido, completo e con stechiometria ben definita con la sostanza da titolare. Nel caso delle titolazioni acido-base, il titolante è costituito quindi da acidi e basi forti. La sostanza da titolare può essere una base o un acido qualsiasi.

21 Punto equivalente Una titolazione termina quando le moli di titolante uguagliano quelle della sostanza da titolare: M A V A = M B V B Acido e Base Acido C ? C Come si riconesce il Punto equivalente?

22 Gli indicatori Indicatore = sostanza che cambia colore tra la sua forma acida e quella basica (VIRARE) HIn + H 2 O  In - + H 3 O + Indicatori universali Cartina tornasole

23 Cambio di colore nella fenolftaleina Incolore soluzioni pH < 8.2 Viola soluzioni pH > 8.2 Il colore viola dell'indicatore deprotonato (pH > 8) è dovuto alla estesa delocalizzazione degli elettroni nel sistema pi greco coniugato.

24 Blu di bromotimolo Arancio di metile Timolftaleina

25 Arancio di metile

26 Gli indicatori di pH, sostanze che cambiano colore a seconda del pH, sono a loro volta un sistema acido base. HInd + H 2 O  Ind - + H 3 O + K ind K ind = [H 3 O + ][Ind - ] [HInd] Costante acida [HInd] = [Ind - ] [H 3 O + ] = K ind pH=pK ind [HInd]>=10[Ind - ] [H 3 O + ] >= 10K ind pH<=pK ind – 1 [HInd] =pK ind + 1

27 [HInd] = [Ind - ] [H 3 O + ] = K ind pH=pK ind [HInd]>=10[Ind - ] [H 3 O + ] >= 10K ind pH<=pK ind – 1 [HInd]<=0.1[Ind - ] [H 3 O + ] <= 0.1K ind pH<=pK ind + 1 pH pK ind pK ind +1pK ind -1 Colore della forma acida Colore della forma basica Intervallo di viraggio L'indicatore essendo una specie acido-base reagisce e può spostare il punto equivalente. Deve essere molto colorato ed usato in piccola quantità.

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29 Titolazioni acido - base Un metodo per rilevare il punto equivalente: NaOH o HCl Acidi o basi vari Indicatori cromatici; Aggiungiamo lentamente il titolante, Quando l’indicatore cambia colore (virare) Ricaviamo il titolo della soluzione incognita

30 Curve di titolazione. Sono dei grafici in cui viene riportato il pH in funzione del volume aggiunto di titolante. Dalla particolare forma della curva si può ricavare il volume equivalente. Possono essere ottenute con misure pH-metriche

31 Indicatori cromatici

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33 Acido debole (CH 3 COOH) + base forte Dopo il punto equivalente la situazione ). e’ analoga a quella di un acido forte e il pH e’ determinato dall’eccesso di base forte. Il pH iniziale e’ > che nel caso dell/acido forte Per concentrazioni confrontabili di CH 3 COOH e CH 3 COO - si ha una soluzione tampone

34 Parte sperimentale. Dovrete titolare prima con il metodo pHmetrico e poi con il metodo degli indicatori cromatici: - un acido forte con una base forte: HCl con NaOH; - una base forte con un acido forte: NaOH con HCl; - un acido debole con una base forte: acidoacetico con NaOH; - una base debole con un acido forte: ammoniaca con HCl;