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1/31 TITOLAZIONI ACIDO-BASE 3 a ESPERIENZA Questa esperienza si presta allosservazione di molti aspetti delle reazioni acido-base.

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1 1/31 TITOLAZIONI ACIDO-BASE 3 a ESPERIENZA Questa esperienza si presta allosservazione di molti aspetti delle reazioni acido-base

2 2/31 Acidi e basi 1- Autoprotolisi dellacqua 2 H 2 O H 3 O + + OH - Acqua pura a 25 °C ci sono solo moli delle 55.5 presenti sono dissociate (2 molecole ogni miliardo) Equilibrio tutto spostato verso i reagenti

3 3/ 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 -

4 4/31 3 – 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 lacido 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 5/31 3b – Conseguenze della definizione di Br œ nsted La reazione di autoprotolisi dellacqua è una reazione acido-base H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - Lacqua si comporta sia da acido che da base (anfolita o sostanza anfotera) Lacqua è la base coniugata di H 3 O + e allo stesso tempo Lacqua è l acido coniugato di OH -

6 6/31 3c – 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 lacqua si comporta da base La reazione di dissociazione di una base è una reazione acido-base: B + H 2 O BH + + OH - In cui lacqua si comporta da acido

7 7/31 4 – 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 lacido più forte che esiste in acqua indissociato OH - è la base più forte che esiste in acqua indissociata

8 8/31 4b – 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 (lacido coniugato di NaOH) è un acido a forza nulla: NaOH OH - + Na + la reazione non avviene

9 9/31 4c – 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

10 10/31 5 -il pH e il pOH - Definizione

11 11/ Relazione tra pH e il pOH 2H 2 O H 3 O + + OH - K w K w = [H 3 O + ][OH - ] - log K w = pK w = -log[H 3 O + ] – log[OH - ] = pH + pOH pH + pOH = 14.0

12 12/31 la soluzione è neutra se il pH=7; quando il pH < 7 la soluzione è acida; quando il pH > 7 la soluzione è basica. 6b - Relazione tra pH e il pOH

13 13/ Relazione tra K a e K b di una coppia acido-base. Una conseguenza della presenza dell autoprotolisi dellacqua 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

14 14/31 7b- 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

15 15/31 8 -Acidi e basi poliprotici. Specie che cedono o accettano più di un protone sono dette poliprotiche

16 16/31 8b- Acidi e basi poliprotici. Lacido fosforico (H 3 PO 4 ) è un acido triprotico: Ka1 Ka2 Ka3

17 17/31 8c -Acidi e basi poliprotici. Kb1 Kb2 Kb3

18 18/31 9 -Titolazioni acido - base Un metodo per rilevare il punto equivalente: NaOH o HCl Acidi o basi vari Indicatori cromatici; Curva di titolazione pHmetrica.

19 19/ 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

20 20/31 10b curva "Derivata" (rapporto incrementale)

21 21/31 11 misura pH-Metrica pHmetro Elettrodo di riferimento Ponte salino Semicella di misura Elettrodo a vetro

22 22/31 Elettrodo a vetro 11b Elettrodi a vetro

23 23/ Indicatori cromatici

24 24/31

25 25/31 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

26 26/31 [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.

27 27/31

28 28/31

29 29/31 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.

30 30/31 Blu di bromotimolo Arancio di metile Timolftaleina

31 31/31 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; - una acido diprotico con una base forte: acido ossalico con NaOH; - una base diprotica con un acido forte: etilendiammina con HCl;


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