REAZIONI ACIDO-BASE Teoria Arrhenius (1887) “Acido è una specie chimica che in soluzione acquosa si dissocia per dare uno (monoprotico) o più (poliprotico) ioni idrogeno”. “Base è una specie chimica che in soluzione acquosa dà uno o più ioni ossidrile”. HNO3 NO3- + H+ NaOH Na+ + OH- Teoria Brönsted-Lowry “Acido è un specie chimica in grado di donare uno ione idrogeno ad un’altra” – “Base è una specie chimica in grado di accettare uno ione idrogeno da un’altra”. Sistemi acido-base / coppie coniugate acido-base HNO3 + H2O H3O+ + NO3-

[Cu(H2O)6]2+ + NH3 [CuNH3(H2O)5]2+ + H2O Teoria Lewis (1923) “Acido è una specie chimica in grado di accettare una coppia di elettroni da un’altra” - “Base è una specie chimica in grado di donare una coppia di elettroni ad un’altra”. Mentre tutte le coppie acido-base secondo Brönsted-Lowry sono anche coppie acido-base secondo Lewis, non è vero il contrario. [Cu(H2O)6]2+ + NH3 [CuNH3(H2O)5]2+ + H2O

Keq = a(BH+) a(A-) / a(HA) a(B) HA + B BH+ + A- Keq = a(BH+) a(A-) / a(HA) a(B) a = attività o concentrazione attiva = f x c Se c 0 allora f 1 a = c f consente di operare su di una soluzione a concentrazione c NON IDEALE come se lo fosse Keq = [BH+] [A-] / [HA] [B] HA + H2O H3O+ + A- Keq = [H3O+] [A-] / [HA] [H2O] [H2O] Keq = Ka = [H3O+] [A-] / [HA] B + H2O BH+ + OH- Keq = [BH+] [OH-] / [B] [H2O] [H2O] Keq = Kb = [BH+] [OH-] / [B]

HClO4 > HBr > H2SO4 > HCl

SOSTANZE ANFIPROTICHE - AUTOPROTOLISI H2O + H2O H3O+ + OH- [H2O]2 Keq = Kw = [H3O+] [OH-] = 1 x 10-14 a 25 °C [H3O+] = [OH-] = 10-7 mol L-1 a 25 °C pH = - log [H+] = - log 10-7 = 7 soluzione neutra [H3O+] > 10-7 soluzione è acida e il pH < 7 [H3O+] < 10-7 soluzione è basica e il pH > 7 - log Kw = - log [H3O+] [OH-] pKw = - log [H3O+] - log [OH-] pKw = pH + pOH

Ka x Kb = ([H3O+] [A-] / [HA]) x ([AH] [OH-] / [A-]) HA + H2O H3O+ + A- Ka = [H3O+] [A-] / [HA] A- + H2O HA + OH- Kb = [AH] [OH-] / [A-] Ka x Kb = ([H3O+] [A-] / [HA]) x ([AH] [OH-] / [A-]) Ka x Kb = Kw = [H3O+] [OH-] = costante a t° costante

CALCOLO del pH per soluzioni acquose di ACIDI E BASI MONOPROTICI FORTI Se CHA > 10-6 allora [H+] = CHA Calcolare il pH di una soluzione 2.0 10-3 M di HCl [H3O+] = 2 10-3 pH = - log (2 10-3) = 3 –log 2 = 3-0,30 = 2,70 Calcolare il pH di una soluzione 10-8 M di HCl HA + H2O H3O+ + A- [H3O+] = [OH-] + [A-] EN H2O + H2O H3O+ + OH- [A-] = CHA BM Kw = [H3O+] [OH-]

[A-] = CHA [H3O+]2 = CHA [H3O+] + Kw Kw / [H3O+] = [OH-] [H3O+] = Kw / [H3O+] + CHA [H3O+]2 - CHA [H3O+] – Kw = 0 ax2 + bx + c = 0 x = [-b ± (b2 – 4ac)1/2] / 2a pH = 6,98 x2 - 10-8 x - 10-14 = 0

[BH+] = CB Kw / [H3O+] = [OH-] Kw = [H3O+]2 + CB [H3O+] Calcolare il pH di una soluzione 10-8 M di NaOH B + H2O BH+ + OH- [OH-] = [H3O+] + [BH+] EN H2O + H2O H3O+ + OH- [BH+] = CB BM Kw = [H3O+] [OH-] [BH+] = CB Kw / [H3O+] = [OH-] Kw = [H3O+]2 + CB [H3O+] Kw / [H3O+] = [H3O+] + CB [H3O+]2 + CB [H3O+] – Kw = 0 x2 + 10-8 x - 10-14 = 0 pH = 7,02

TITOLAZIONE ACIDO FORTE con BASE FORTE Equivalenti titolante = Equivalenti analita nel campione

50,00 mL HCl 1M titolati con NaOH 1M Prima che inizi la titolazione [H3O+] = 1 pH = 0 Dopo l’aggiunta di 10,00mL [H3O+] = (50x1)–(10x1)/60 = 40/60 = 0,666 = 6,66 10-1 pH = 1-log 6,66 = 0,177 = 0,18 Dopo l’aggiunta di 20,00mL [H3O+] = (50x1)–(20x1)/70 = 30/70 = 0,4286 = 4,29 10-1 pH = 1-log 4,29 = 0,37 Dopo l’aggiunta di 30,00mL [H3O+] = (50x1)–(30x1)/80 = 20/80 = 0,25 = 2,50 10-1 pH = 1-log 2,50 = 0,6

Al punto equivalente NaCl pH = 7 Dopo l’aggiunta di 40,00mL [H3O+] = (50x1)–(40x1)/90 = 10/90 = 0,111 = 1,11 10-1 pH = 1-log 1,11 = 0,955 Dopo l’aggiunta di 49,90mL [H3O+] = (50x1)–(49,9x1)/99,9 = 0,1/99,9 = 1 10-3 pH = 3 Al punto equivalente NaCl [H3O+] = [OH-] = 10-7 pH = 7 Dopo il p.e. 0,10 mL di NaOH in eccesso [OH-] = (0,1x1)/100,1 = 1 10-3 pOH = 3 pH = 11

Prima punto equivalente [H3O+] = [(VxN)A–(VxN)B]/Vtot Al punto equivalente [H3O+] = [OH-] soluzione del sale Dopo il punto equivalente [OH-] = (VxN)B in eccesso /Vtot

[H3O+] ([H3O+] - Kw/[H3O+]) CALCOLO del pH per soluzioni acquose di ACIDI E BASI MONOPROTICI DEBOLI HA + H2O H3O+ + A- [H3O+] = [OH-] + [A-] EN H2O + H2O H3O+ + OH- [A-] + [HA] = CHA BM Kw = [H3O+] [OH-] [HA] = CHA – [A-] Ka = [H3O+] [A-] / [HA] [A-] = [H3O+] – [OH-] [OH-] = Kw / [H3O+] Ka = [H3O+] [A-] / [HA] [H3O+] ([H3O+] - Kw/[H3O+]) Ka = CHA - [H3O+] + Kw/[H3O+]

X3 + Ka X2 – (Kw+CHAKa) X - KaKw = 0 [H3O+] = [OH-] + [A-] = [A-] x (x - Kw/x) Se [H3O+] = x Ka = CHA - x + Kw/x X3 + Ka X2 – (Kw+CHAKa) X - KaKw = 0 1° approssimazione HA è comunque un acido quindi [H3O+] >>> [OH-] [H3O+] = [OH-] + [A-] = [A-] [A-] + [HA] = CHA [HA] = CHA – [H3O+] Kw = [H3O+] [OH-] Ka = [H3O+] [A-] / [HA] [H3O+] [H3O+] Ka = CHA - [H3O+]

X2 = Ka (CHA – X) X2 + KaX - KaCHA = 0 X2 = Ka CHA Ka CHA X = HA + H2O H3O+ + A- Se [H3O+] = x Ka = CHA - X CHA-x x x X2 = Ka (CHA – X) X2 + KaX - KaCHA = 0 2° approssimazione (fattore KaX trascurabile rispetto a KaCHA) HA è un acido debole quindi poco dissociato [H3O+] <<< CHA [H3O+] = [A-] CHA > 10-3 e Ka < 10-3 [HA] = CHA – [H3O+] = CHA X2 Kw = [H3O+] [OH-] Se [H3O+] = x Ka = CHA Ka = [H3O+] [A-] / [HA] X2 = Ka CHA Ka CHA X =

- log [H3O+] = - log (Ka CHA)1/2 = - ½ log (KaCHA) X = (Ka CHA)1/2 - log [H3O+] = - log (Ka CHA)1/2 = - ½ log (KaCHA) pH = - ½ log Ka + (– ½ log CHA) = ½ pKa – ½ log CHA Calcolare il pH di una soluzione 0,2 N di Acido Formico Ka = 1,8 10-4 HCOOH + H2O H3O+ + HCOO- Ka CHA [H3O+] = = 1,8 10-4 x 0,2 = 3,6 10-5 = 6 10-3 pH = 2,22

[OH-] ([Kw/[OH-] – [OH-]) 1° approssimazione [H3O+] >>> [OH-] [OH-] circa 10-12 <<<< 6 10-3 2° approssimazione [H3O+] <<< CHA 6 10-3 << 2 10-1 B + H2O BH+ + OH- [OH-] = [H3O+] + [BH+] H2O + H2O H3O+ + OH- [BH+] + [B] = CB Kw = [H3O+] [OH-] Kb = [BH+] [OH-] / [B] [B] = CB – [BH+] [BH+] = [H3O+] – [OH-] [H3O+] = Kw / [OH-] [OH-] ([Kw/[OH-] – [OH-]) Kb = Kb = [BH+] [OH-] / [B] CB – Kw/[OH-] + [OH-]

X3 + Kb X2 – (Kw+CBKb) X - KbKw = 0 [OH-] = [H3O+] + [BH+] = [HB+] x (Kw/x - x) Se [OH-] = x Kb = CB - Kw/x + x X3 + Kb X2 – (Kw+CBKb) X - KbKw = 0 1° approssimazione B è comunque una base quindi [OH-] >>> [H3O+] [OH-] = [H3O+] + [BH+] = [HB+] [BH+] + [B] = CB [B] = CB – [OH-] Kw = [H3O+] [OH-] Kb = [BH+] [OH-] / [B] [OH-] [OH-] Kb = B + H2O BH+ + OH- CB - [OH-] CHA-x x x

X2 = Kb (CB – X) X2 + KbX - KbCB = 0 X2 = Kb CB Kb CB X = Se [OH-] = x Kb = CB - X X2 = Kb (CB – X) X2 + KbX - KbCB = 0 2° approssimazione (fattore KbX trascurabile rispetto a KbCB) B è una base debole quindi poco dissociata [OH-] <<< CB [OH-] = [HB+] CB > 10-3 e Kb < 10-3 [B] = CB – [OH-] = CB X2 Kw = [H3O+] [OH-] Se [OH-] = x Kb = CB Kb = [BH+] [OH-] / [B] X2 = Kb CB Kb CB X =

- log [OH-] = - log (Kb CB)1/2 = - ½ log (KbCB) X = (Kb CB)1/2 - log [OH-] = - log (Kb CB)1/2 = - ½ log (KbCB) pOH = - ½ log Kb + (– ½ log CB) = ½ pKb – ½ log CB pOH = pKw - pH e Kb = Kw / Ka - pH + pKw = ½ p(Kw/Ka) – ½ log CB pH = pKw - ½ p(Kw/Ka) + ½ log CB pH = pKw - ½ pKw – ½ p(1/Ka) + ½ log CB pH = + ½ pKw + ½ pKa + ½ log CB

pH = + ½ pKw + ½ pKa + ½ log CB Calcolare il pH di una soluzione 0,1 N di Ammoniaca pKa = 9,244 NH3 + H2O NH4+ + OH- Ka = 10-9,244 Kb = Kw/Ka = 10-14/10-9,244 = 1,75 10-5 pH = + ½ pKw + ½ pKa + ½ log CB Kb CB [OH-] = = 1,75 10-5 x 0,1 = 1,75 10-6 Kw [H3O+] = pH = 11,12 [OH-]

FRAZIONE MOLARE di UNA SPECIE CHIMICA Computo delle masse in funzione di un parametro variabile [HA] [HA] Frazione di HA = aHA = = CHA [HA] + [A-] [A-] [A-] Frazione di A- = aA- = = CHA [HA] + [A-] aHA + aA- = 1 [A-] Ka Dividendo numeratore e denominatore per [HA] = [HA] [H+] 1 [H+] aHA = = 1 + Ka/[H+] [H+] + Ka Ka/[H+] Ka aA- = = 1 + Ka/[H+] [H+] + Ka

CALCOLO del pH per soluzioni acquose di ACIDI E BASI POLIPROTICI ACIDI FORTI alla 1° dissociazione e 2° dissociazione Acidi del tipo H2SO4 H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4- Ka1 >> 1 HSO4- + H2O SO42- + H3O+ Ka2 =2,1 10-2 CAc = c [H3O+] = 2c Calcolare il pH di una soluzione 0,05M di acido solforico [H3O+] = 2c = 0,1M pH = 1

ACIDI FORTI alla 1° dissociazione e deboli alla seconda Acidi con Ka1 >>> Ka2 si comportano come acidi monoprotici ACIDI / BASI DEBOLI ANCHE alla 1° dissociazione Ka1 >> Ka2, Ka2 >> Ka3 H2S, H2SO3, H2CO3, H3PO4, H3BO3, H2C2O4 [H3O+] = (Ka1 CAc)1/2 pH = ½ pKa1 – ½ log CAc [OH-] = (Kb1 CBase)1/2 pH = + ½ pKw + ½ pKa + ½ log CB

HS-, HSO3-, HCO3-, H2PO4-, HPO42-, H2BO3-, HC2O4- CALCOLO DEL pH di una soluzione contenente un sale del tipo NaHA o Na2HA HS-, HSO3-, HCO3-, H2PO4-, HPO42-, H2BO3-, HC2O4- [H2A] [OH-] HA- + H2O H2A + OH- Kb2 = [HA-] [H3O+] [A2-] HA- + H2O A2- + H3O+ Ka2 = [HA-] 2[A2-] + [HA-] + [OH-] = [H3O+] + [Na+] [Na+] = Csale [A2-] + [HA-] + [H2A] = Csale Kw = [H3O+] [OH-] [OH-] = Kw/[H3O+] [A2-] = Ka2 [HA-]/[H3O+] [H2A] = Kb2 [HA-]/[OH-]

2[A2-] + [HA-] + [OH-] = [H3O+] + [A2-] + [HA-] + [H2A] [A2-] + [OH-] = [H3O+] + [H2A] [H3O+] = [OH-] + [A2-] - [H2A] [H3O+] = Kw/[H3O+] + Ka2 [HA-]/[H3O+] - Kb2 [HA-]/[OH-] [H3O+] = Kw/[H3O+] + Ka2 [HA-]/[H3O+] - Kw/Ka1 ([HA-] [H3O+]/Kw) Ka2 [HA-] + Kw [H3O+]2 = 1 + [HA-]/Ka1

- log [H3O+] = - log (Ka1 Ka2)1/2 = - ½ log (Ka1 Ka2) Ka2 [HA-] + Kw [H3O+]2 = 1 + [HA-]/Ka1 1° approssimazione Ka2 >>> Kw Ka2 [HA-] [H3O+]2 = 1 + [HA-]/Ka1 2° approssimazione Ka1 <<< [HA-] [HA-]/Ka1 >>> 1 Ka2 [HA-] [H3O+]2 = = Ka1 Ka2 [H3O+] = Ka1 Ka2 [HA-]/Ka1 - log [H3O+] = - log (Ka1 Ka2)1/2 = - ½ log (Ka1 Ka2) pH = + ½ (pKa1 + pKa2) Il valore del pH di una soluzione è in modo approssimato indipendente dalla concentrazione del sale NaHA

FRAZIONE MOLARE di UNA SPECIE CHIMICA per un acido poliprotico

pI = + ½ (pKa1 + pKa2)

SOLUZIONI TAMPONE HA + NaA HA + H2O A- + H3O+ A- + H2O HA + OH- CH3COOH/CH3COONa – NaH2PO4/Na2HPO4 – NaHCO3/Na2CO3 HA + H2O A- + H3O+ Ka = [H3O+] [A-] / [HA] x A- + H2O HA + OH- Kb = [AH] [OH-] / [A-] y [A-] = Csale – y + x [H3O+] = x Equazione di 3° grado [HA] = CAc – x + y [OH-] = y Kw = [H3O+] [OH-] 1° approssimazione Ka > Kb y trascurabile [A-] = Csale + x [HA] = CAc – x

X2 + X (Csale + Ka) - Ka CAc = 0 Ka = x (Csale + x) / CAc - x Ka CAc – Ka x = x Csale + x2 X2 + X (Csale + Ka) - Ka CAc = 0 2° approssimazione anche x è trascurabile per il principio di Le Chatelier [A-] = Csale CAc Ka [HA] [H3O+] = = Ka [HA] = CAc [A-] Csale Csale pH = pKa + log CAc Ka [HA] - log [H3O+] = - log Ka + log [A-]/[HA] [H3O+] = [A-] Equazione di Henderson-Hasselbalch pH = pKa + log [A-]/[HA]

SOLUZIONI TAMPONE B + BHCl - log [H3O+] = - log Ka + log [B]/[BH+] B + H2O BH+ + OH- Kb = [BH+] [OH-] / [B] BH+ + H2O B + H3O+ Ka = [H3O+] [B] / [BH+] [BH+] = Csale – y + x [BH+] = Csale Kb [B] [B] = Cbase – x + y [OH-] = [B] = Cbase [BH+] Kw = [H3O+] [OH-] Kw Kw Ka [BH+] [B] = [H3O+] = [BH+] [B] [H3O+] Ka - log [H3O+] = - log Ka + log [B]/[BH+] Cbase pH = pKa + log [B]/[BH+] pH = pKa + log Csale

X2 + X (Csale + Ka) - Ka CAc = 0 Calcolare il pH di una soluzione 1,5 10-3 M di Acido Acetico e 0,50 10-3 M di Acetato di Sodio Ka = 1,75 10-5 X2 + X (Csale + Ka) - Ka CAc = 0 X2 + X (0,50 10-3 + 1,75 10-5) – (0,50 10-3) (1,75 10-5) = 0 X = [H3O+] = 4,65 10-5 pH = 4,33 pH = 4,28 [H3O+] = 5,25 10-5 pH = 3,75 2,0 10-3 M di Acido Acetico pH = 8.03 2,0 10-3 M di Sodio Acetato 3,75 < pH = 4,33 < 8.03

TITOLAZIONE ACIDO DEBOLE con BASE FORTE Titolazione di un acido HA con NaOH pH iniziale pH = ½ pKa – ½ log CHA Ka CHA [H3O+] = pH prima punto equivalente HA + NaA soluz tampone HA + OH- H2O + A- [OH-] = [A-] = b [HA] = Cac - b Csale CAc pH = pKa + log [H3O+] = Ka Csale CAc pH punto equivalente NaA idrolisi pH = + ½ pKw + ½ pKa + ½ log CB Kb CB X =

[OH-] = (VxN)B in eccesso /Vtot pH dopo punto equivalente [OH-] = (VxN)B in eccesso /Vtot

pH = ½ pKa – ½ log CHA = ½ (5) – ½ log 1 = 2,5 50,00 mL di Acido Acetico 1M titolati con NaOH 1M Ka = 10-5 pH iniziale pH = ½ pKa – ½ log CHA = ½ (5) – ½ log 1 = 2,5 Dopo l’aggiunta di 10,00mL Cac - b CAc [(50x1)-(10x1)]/60 [H3O+] = Ka = Ka = Ka Csale (10x1)/60 b = 10-5x(40/10) = 4 10-5 pH = 5 – log 4 = 4,4

Dopo l’aggiunta di 20,00mL pH = 4,82 pH al punto equivalente idrolisi acetato pH = + ½ pKw + ½ pKa + ½ log CB pH = + ½ (14) + ½ (5) + ½ log [(1x50)/(50+50)] pH = 7 + 2,5 + ½ log 0,5 = 9,35 pH dopo punto equivalente [OH-] = [(1x0,1)/100,1] = 1 10-3 pOH = 3 pH = 11

TITOLAZIONE ACIDI POLIPROTICI con BASE FORTE Ka1 e Ka2 molto vicine Ka1/Ka2 < 104 L’aggiunta della base neutralizza entrambi i protoni e in soluzione è come se fosse presente un acido monoprotico in concentrazione doppia. H2A 2HA

Ka1 e Ka2 diverse Ka1/Ka2 > 104 pH iniziale è dato dalla 1° dissociazione pH = ½ pKa1 – ½ log CH2A pH prima 1° punto equivalente H2A+NaHA soluz tampone Csale pH = pKa1 + log CAc 1° punto equivalente NaHA idrolisi pH = + ½ (pKa1 + pKa2) pH prima 2° punto equivalente NaHA+Na2A soluz tampone Csale pH = pKa2 + log CAc = CHA- - b’ e Csale = b’ CAc 2° punto equivalente Na2A idrolisi [OH-] = Kb1 CB pH = + ½ pKw + ½ pKa2 + ½ log CB

CO32- + H3O+ HCO3- + H2O H2CO3 + H2O Ka1 = 3,3 10-7 Ka2 = 4,8 10-11 Fenolftaleina Kb2 = 3,03 10-8 giallo Kb1 = 2,8 10-4 Rosso di metile 1° punto equivalente rosso pH = + ½ (pKa1 + pKa2)= 8,4 Metilarancio CO32- + H3O+ HCO3- + H2O H2CO3 + H2O H3O+ D 2° punto equivalente CO2 + H2O pH = ½ pKa1 – ½ log CHA 20 mL 1M pH = 2,98 20 mL 0,1M pH = 3,48

Titolazione di 20,00 mL di Acido ossalico 0,1000M con NaOH 0,1000M Ka1 = 5,6 10-2 Ka2 = 5,4 10-5 2° punto equivalente C2O42- pH = + ½ pKw + ½ pKa2 + ½ log CB Titolazione di 20,00 mL di Acido ossalico 0,1000M con NaOH 0,1000M 20 mL 0,1M pH = 8.39 20 mL 1M pH = 8,89 Acido Fosforico Ka1 = 7,11 10-3 Ka2 = 6,32 10-8 Ka3 = 4,5 10-13 1° punto equivalente H2PO4- pH = + ½ (pKa1 + pKa2) = 3,67 2° punto equivalente HPO42- 3° punto equivalente PO43- pH = + ½ (pKa2 + pKa3) = 8.77 pH = + ½ pKw + ½ pKa3 + ½ log CB Ambiente non acquoso o per via argentometrica

Determinazione alcalinità dell’acqua (CO32- + HCO3-) Campione di 25,00 mL di acqua viene titolato con HCl 0.0150M 1° punto equivalente 2,52 mL HCl 2° punto equivalente 11,35 mL HCl [CO32-] e [HCO3-] ? CO32- + H3O+ HCO3- + H2O 2,52 mL 2,52 x 0.0150 x PE (=PM sodio carbonato) = 4.01 mg/25,00 mL 2,52 x 0.0150 = 0.0378 mmol (Ξ ½ mequivalenti carbonato) 0.0378mmol/25,00mL = 0.00151M = 1.51 10-3M HCO3- + H3O+ H2CO3 11,35 mL 11,35 - 2,52 = 8,83 mL 8,83 x 0.0150 = 0.1324 mmol (0.0378mmol+HCO3-) 0.1324 – 0.0378 = 0.0946mmol/25,00mL = 3.78 10-3M 0.0378mmol + HCO3-

Determinazione quantità di CO2 (mg) nel sangue 11.35 x 0.0150 = 0.1702 mmol 0.1702 – (0.0378 x 2) = 0.0946mmol HCO3- (Ξ mequivaleni bicarbonato) 0.0946mmol/25,00mL = 3.78 10-3M 0.0946 x PE (=PM sodio bicarbonato) = 7.95 mg NaHCO3 Determinazione quantità di CO2 (mg) nel sangue Tampone fisiologico H2CO3/HCO3- a 37 °C pH = 7,40 Ka1 = 7,94 10-7 [HCO3-] = 26 10-3 mol/L Csale [HCO3-] pH = pKa + log 7,40 = 7 - 0.90 + log CAc [H2CO3] [HCO3-] [HCO3-] log = 1.30 = 19.95 [H2CO3] [H2CO3] [H2CO3] = [CO2] = 26 10-3 / 19.95 = 1.30 10-3 mol/L = 1.30 mmol/L 1.30 mmol/L x 44,01 (PM) = 57,2 mg/L

INDICATORI ACIDO-BASE InH + H2O In- + H3O+ Kaind = [In-] [H3O+] / [InH] [H3O+] = Kaind [InH] / [In-] -Log [H3O+] = -log Kaind + (-log [InH]/[In-]) pH = pKaind + log [In-]/[InH] Ammettendo che In- Giallo e InH Rosso Se [InH] >>>>[In-] soluzione nettamente rossa Se [In-] >>>>[InH] soluzione nettamente gialla [InH] = [In-] allora [In-]/[InH] = 1 pH = pKaind punto di viraggio colorazione rosa pH = pKaind ± 1

Fenolftaleina Forme incolori pH = 8,2 OH- -H2O OH- Forme rosso-viola

Blu bromotimolo Rosso fenolo Metil arancio Giallo pH = 6,4 Rosso pH = 8,0 Giallo pH = 6,0 Blu pH = 7,6 Rosa verde Metil arancio H+ H+ Giallo pH = 4,0 Rosso pH = 2,0

TITOLAZIONI acido-base In ambiente NON ACQUOSO Solubilità in acqua delle specie coinvolte (prevalenza della componente organica in molti farmaci). Stabilità chimica in acqua Caratteristiche acido-base dell’analita rispetto al solvente acqua (farmaci spesso hanno deboli caratteristiche acide o basiche). Un processo acido-base può essere visto come un processo di competizione tra l’analita (soluto) e il solvente per il titolante. Quando soluto e solvente presentano caratteristiche acido-base comparabili la reazione di titolazione avviene per entrambe le specie, la Keq con l’analita non è sufficientemente favorevole e il punto finale non è distinto. Natura anfiprotica dell’acqua e suo effetto livellante

Esempi di Farmaci a natura basica Lidocaina Adrenalina Alcaloidi Caffeina Teofillina Teobromina

Esempi di Farmaci a natura acida Acidi organici, solfonammidi, fenoli, barbiturici Olivetolo R=R’=-CH2CH3 Barbitale R=-CH2CH3 R’=-C6H5 Fenobarbitale R=R’=-CH2-CH=CH2 Allobarbitale R=-CH2CH3 e R’=-CH(CH3)-(CH2)2-CH3 Pentobarbitale

KaSH x KbSH = KautSH = [H2S+] [S-] SH + SH H2S+ + S- SH + H2O H3O+ + S- Ka = [H3O+] [S-] / [SH] SH + H2O H2S+ + OH- Kb = [H2S+] [OH-] / [SH] KaSH x KbSH = KautSH = [H2S+] [S-] Acido debole HA nel solvente SH

Base debole B nel solvente SH Alto valore della costante dielettrica: facilita il processo di dissociazione e la separazione delle cariche. Basso valore della Kaut.

CLASSIFICAZIONE SOLVENTI Caratteristiche acido-base Anfiprotici Solventi Protogeni (caratteristiche acide > dell’acqua), es. CH3COOH, HCOOH, H2SO4. Solventi Protofili (caratteristiche basiche > acqua), es. NH3, H2NCH2CH2NH2, H2N(CH2)4NH2. Solventi Ossidrilati (caratteristiche intermedie), es. CH3OH, CH3CH2OH, alcooli in generale. Aprotici Costanti di autoprotolisi talmente basse da non poter essere determinate, es. CHCl3, CCl4, n-esano.

Basici ma NON acidi Classe di composti aventi doppietti elettronici non condivisi (basi secondo Lewis), es. esteri, eteri, chetoni, nitrili [(CH3)2SO, piridina, dimetilformammide o DMF]. Rivelazione punto finale Strumentale (preferito) Chimico: indicatori cromatici

DETERMINAZIONE DI SOSTANZE BASICHE Analita: B Solvente: acido acetico glaciale Titolante: Ac Perclorico in acido acetico glaciale. Solvente d’elezione CH3COOH Elevato grado di purezza Possibilità di eliminare anche tracce di acqua (anidride) Spiccate caratteristiche acide (titolazioni di B molto deboli) Specie titolante CH3COOH2+ Correzione del volume in funzione della temperatura t°

B (l’analita) può essere: Base libera B B + CH3COOH2+ BH+ + CH3COOH Sale della base con un acido debole [B.HA] [B.HA] + CH3COOH2+ BH+ + CH3COOH + HA Sale della base con un acido forte [B.HX] [B.HX] + CH3COOH2+ BH+ + CH3COOH + HX Sale metallico di acidi organici MeA MeA + CH3COOH2+ Me+ + CH3COOH + HA

T1 = temperatura Standardizzazione T2 = temperatura Determinazione Titolante: HClO4 in CH3COOH glaciale Acido perclorico si trova in commercio o al 60% o al massimo al 70% in soluzione acquosa (non è uno standard primario). Causa di errore: variazione di t° tra la standardizzazione della soluzione titolante e la determinazione vera e propria. Vc = V [0,0011(t1-t2)+1] T1 = temperatura Standardizzazione T2 = temperatura Determinazione

Preparazione e Standardizzazione di una soluzione 0,1 N di Acido perclorico PM 100,46 / d = 1,53 (60%) / d = 1,67 (70%) 100,46 (g/mol) x 0,1 = 10,046g di ac perclorico 10,046/0,60 = 16,74g di soluzione 16,74/1,53 = 10,94 mL da prelevare e portare ad 1L In un matraccio tarato da 1L contenente circa 850mL di acido acetico glaciale, raffreddato a 10-15 °C, si introducono, agitando bene e continuamente, circa 11mL di acido perclorico e circa 30mL di anidride acetica, evitando che l’anidride venga in diretto contatto con l’acido perclorico (formazione di prodotti esplosivi). Si porta a volume con acido acetico glaciale e si lascia riposare 24 h. Titolante: ftalato acido di potassio. Indicatore: cristal violetto

(1,998 x 5,0)/0,5776 = 17,30 meq di lidocaina base contenuti in 5,0g Calcolare il volume di KOH 2,0N che occorre per spostare la lidocaina base da 5,0g del suo sale cloroidrato monoidrato, sapendo che 0,5776g hanno richiesto 19,85 mL di HClO4/CH3COOH 0,1007N Lidocaina PM = 288,8 19,85 x 0,1007 = 1,998 meq di lidocaina in 0,5776g (1,998 x 5,0)/0,5776 = 17,30 meq di lidocaina base contenuti in 5,0g 17,30 = V(KOH) x N(KOH) 17,30/2 = 8.65 mL di KOH 2,0N 2[B . HCl] + Hg(AcO)2 2BH+ + HgCl2 + 2CH3COO- 2CH3COO- + 2CH3COOH2+ 4CH3COOH Adrenalina e adrenalina tartrato, mepiramina maleato, potassio sorbato, ecc…

DETERMINAZIONE DI SOSTANZE ACIDE Analita: HA Solvente: Py, DMF, Etilendiammina, chetoni, idrocarburi Titolante: CH3ONa in benzene anidro. Impurezze acide e possibili tracce di acqua nella DMF (prova in bianco). Standardizzazione della soluzione di CH3ONa con acido benzoico.

Preparazione e Standardizzazione di una soluzione 0,1 N di Sodio Metossido PM (Na) 22,9898 In una beuta da 1L, raffreddata in bagno di ghiaccio, protetta dall’aria, e contenente circa 150 mL di alcool metilico, si aggiungono cautamente a piccole porzioni 2,5g circa di sodio metallico appena tagliato. A solubilizzazione ultimata si porta a volume con benzene e si agita accuratamente la soluzione; questa deve essere conservata al riparo dall’umidità e dall’anidride carbonica. Titolante: Acido benzoico in DMF. Indicatore: Azzurro timolo 1% (DMF). Determinazione di: sulfamidici, barbiturici, fenoli, ecc….