TITOLAZIONI ACIDO-BASE 3a ESPERIENZA TITOLAZIONI ACIDO-BASE Questa esperienza si presta all’osservazione di molti aspetti delle reazioni acido-base

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)

Soluzione neutra se [H3O+] = [OH-] 2 - 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 + B  A- + HB+ tra due coppie “coniugate” acido base 3 – 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 3b – 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-

HA + H2O  H3O+ + A- B + H2O  BH+ + OH- 3c – 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 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 + 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 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 (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) 4c – 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)

5 -il pH e il pOH - Definizione

pH + pOH = 14.0 6 - Relazione tra pH e il pOH 2H2O  H3O+ + OH- Kw Kw= [H3O+][OH-] -log Kw = pKw= -log[H3O+] – log[OH-] = pH + pOH pH + pOH = 14.0

la soluzione è neutra se il pH=7; 6b - 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.

7 - 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 7b- Relazione tra Ka e Kb di una coppia acido-base pKw = pKa + pKb a 25 °C pKa + pKb= 14.0

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

8b- Acidi e basi poliprotici. L’acido fosforico (H3PO4) è un acido triprotico: Ka1 Ka2 Ka3

8c -Acidi e basi poliprotici. Kb1 Kb2 Kb3

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

10 - 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

(rapporto incrementale) 10b curva "Derivata" (rapporto incrementale)

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

11b Elettrodi a vetro Elettrodo a vetro

12- Indicatori cromatici

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.

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

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; .