TITOLAZIONI ACIDO-BASE Prof. Salvatore Andini  

Acidi e basi 2 H2O  H3O+ + OH- 1- Autoprotolisi dell’acqua Equilibrio tutto spostato verso i reagenti Acqua pura a 25 °C ci sono solo 1.00 10-7 moli delle 55.5 presenti sono dissociate (2 molecole ogni miliardo)

HA + B  A- + HB+ tra due coppie “coniugate” acido base Definizione di Brœnsted di acido e base 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. 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+

La reazione di autoprotolisi dell’acqua è una reazione acido-base Conseguenze della definizione di Brœnsted La reazione di autoprotolisi dell’acqua è una reazione acido-base H2O + H2O  H3O+ + OH- L’acqua si comporta sia da acido che da base (anfolita o sostanza anfotera) L’acqua è la base coniugata di H3O+ e allo stesso tempo L’acqua è l’ acido coniugato di OH-

Soluzione neutra se [H3O+] = [OH-] Soluzioni acide e basiche 2 H2O  H3O+ + OH- Soluzione neutra se [H3O+] = [OH-] Soluzione si dice acida se [H3O+] > [OH-] Soluzione si dice basica se [H3O+] < [OH-]

HA + H2O  H3O+ + A- B + H2O  BH+ + OH- Conseguenze della definizione di Brœnsted La reazione di dissociazione di un acido è una reazione acido-base: HA + H2O  H3O+ + A- In cui l’acqua si comporta da base La reazione di dissociazione di una base è una reazione acido-base: B + H2O  BH+ + OH- In cui l’acqua si comporta da acido

HCl + H2O  H3O+ + Cl- acido cloridrico è una acido forte 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 + H2O  H3O+ + Cl- acido cloridrico è una acido forte NaOH  Na+ + OH- sodio idrossido è una base forte H3O+ è l’acido più forte che esiste in acqua indissociato OH- è la base più forte che esiste in acqua indissociata

Un acido o una base si dicono debolissimi o a forza nulla se 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 (H3O+) e idrossido (OH-) in soluzione. Lo ione cloruro (la base coniugata di HCl) è una base a forza nulla: HCl + H2O  H3O+ + 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

HA + H2O  H3O+ + A- (acido debole) B + H2O  BH+ + OH- (base debole) Forza degli acidi e delle basi - Acidi e basi deboli Negli altri casi – è presente un equilibrio HA + H2O  H3O+ + A- (acido debole) B + H2O  BH+ + OH- (base debole)

il pH e il pOH

pH + pOH = 14.0 Relazione tra pH e il pOH 2H2O  H3O+ + OH- Kw Kw= [H3O+][OH-] = 1.0 x 10-14 -log Kw = pKw= -log[H3O+] – log[OH-] = pH + pOH pH + pOH = 14.0

Il pH e la sua scala pH = -log [H3O+] pOH = -log [OH-] pH + pOH = pKw = 14 Soluzioni basiche 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 acide

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

HA + H2O  H3O+ + A- Ka A- + H2O  HA + OH- Kb Relazione tra Ka e Kb 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 + H2O  H3O+ + A- Ka A- + H2O  HA + OH- Kb

pKw = pKa + pKb a 25 °C pKa + pKb= 14.0 Relazione tra Ka e Kb di una coppia acido-base pKw = pKa + pKb a 25 °C pKa + pKb= 14.0

  Ka Kb HClO4 >1 ClO4- < 10-14 HBr Br- H2SO4 HSO4- HCl Cl- HNO3 NO3- H3O+ (*) 1 H2O(*) 1,0.10-14 2.10-2 SO42- 5.10-13 SO2 1,7.10-2 HSO3- 5,9.10-13 H3PO4 7,5.10-3 H2PO4- 1,3.10-12

Ka Kb HF 7,1.10-4 F- 1,4.10-11 HNO2 4,5.10-4 NO2- 2,2.10-11 HCOOH 2,1.10-4 HCOO- 4,8.10-11 CH3COOH 1,8.10-5 CH3COO- 5,6.10-10 CO2 4,2.10-7 HCO3- 2,4.10-8 H2S 1,0.10-7 HS- H2PO4- 6,0.10-8 HPO42- 1,7.10-7 HSO3- 5,6.10-8 SO32- 1,8.10-7 HClO 3,2.10-8 ClO- 3,1.10-7

Ka Kb H3BO3 6,0.10-10 H2BO3- 1,7.10-5 NH4+ 5,6.10-10 NH3 1,8.10-5 HCN 4,0.10-10 CN- 2,5.10-5 HCO3- 4,8.10-11 CO32- 2,1.10-4 H2O2 2,6.10-12 HO2- 3,8.10-3 HPO42- 4,4.10-13 PO43- 2,3.10-2 HS- 1,1.10-13 S2- 9,1.10-2 H2O(*) 1,0.10-14 OH-(*) 1 CH3OH < 10-14 CH3O- >1 NH2- OH- O2- H2 H-

Titolazioni acido-base 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.

Come si riconesce il Punto equivalente? Base sale Acido C ? Punto equivalente Una titolazione termina quando le moli di titolante uguagliano quelle della sostanza da titolare: MAVA = MBVB C Come si riconesce il Punto equivalente?

Gli indicatori Indicatore = sostanza che cambia colore tra la sua forma acida e quella basica (VIRARE) HIn + H2O  In- + H3O+ Indicatori universali Cartina tornasole

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.

Arancio di metile Blu di bromotimolo Timolftaleina

Arancio di metile

HInd + H2O  Ind- + H3O+ Kind Gli indicatori di pH, sostanze che cambiano colore a seconda del pH, sono a loro volta un sistema acido base. HInd + H2O  Ind- + H3O+ Kind [H3O+][Ind-] Kind = Costante acida [HInd] [HInd] = [Ind-] [H3O+] = Kind pH=pKind [HInd]>=10[Ind-] [H3O+] >= 10Kind pH<=pKind – 1 [HInd]<=0.1[Ind-] [H3O+] <= 0.1Kind pH>=pKind + 1

[HInd] = [Ind-] [H3O+] = Kind pH=pKind Colore della forma acida Colore della forma basica pKind pKind-1 pKind+1 pH 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.

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

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

Indicatori cromatici

Acido debole (CH3COOH) + base forte Il pH iniziale e’ > che nel caso dell/acido forte Per concentrazioni confrontabili di CH3COOH e CH3COO- si ha una soluzione tampone Dopo il punto equivalente la situazione ). e’ analoga a quella di un acido forte e il pH e’ determinato dall’eccesso di base forte.