TITOLAZIONI ACIDO/BASE

Presentazione sul tema: "TITOLAZIONI ACIDO/BASE"— Transcript della presentazione:

1 TITOLAZIONI ACIDO/BASE
Una titolazione acido/base consiste nella determinazione quantitativa della concentrazione di un acido o di una base in un campione, tramite l’osservazione della sua reazione con una base o un acido a concentrazione nota. La soluzione a concentrazione nota si chiama titolante.

2 TITOLAZIONI ACIDO/BASE: punto di fine e punto di equivalenza
Come si fa a sapere quando fermare una titolazione? Si usano gli indicatori, sostanze il cui colore cambia in funzione del pH della soluzione in cui si trovano. Il punto di fine di una titolazione è dato dalla goccia di titolante che fa cambiare colore in modo netto all’indicatore. Il punto di equivalenza di una titolazione è il volume di titolante a cui corrisponde una quantità di titolante che ha reagito stechiometricamente con la sostanza da titolare. Al punto di equivalenza il numero di moli di titolante corrisponde al numero di moli della sostanza da titolare previsto dalla stechiometria della reazione. Idealmente punto di fine e punto di equivalenza di una titolazione coincidono.

3 TITOLAZIONI ACIDO/BASE: La stechiometria e le proprietà della reazione
La reazione su cui si basa una titolazione acido/base è una reazione di neutralizzazione. Il punto di equivalenza è il punto in cui hanno reagito quantità equivalenti di acido e di base. Le proprietà di una reazione per poter essere applicata in una titolazione sono: Essere una reazione immediata, velocissima; Andare a completezza; Avere una stechiometria ben nota.

4 TITOLAZIONE BASE FORTE/ACIDO FORTE
La curva di titolazione è il grafico del pH in funzione del volume di titolante aggiunto. La curva di titolazione Il pH ai vari stadi della titolazione A. pOH = - log [OH-] pH = 14 - pOH B. Il pH è dato dalla quantità di base forte non ancora neutralizzata. C. Il pH è dato dalla quantità di base forte non ancora neutralizzata.

5 TITOLAZIONE BASE FORTE/ACIDO FORTE
Il pH ai vari stadi della titolazione La curva di titolazione S. pH = 7: l’acido forte ha neutralizzato completamente la base forte; si ha una soluzione salina neutra. E’ il punto di equivalenza. D. Il pH è dato dalla quantità di acido forte in eccesso. E. Il pH è dato dalla quantità di acido forte in eccesso.

6 TITOLAZIONE ACIDO DEBOLE/BASE FORTE

7 TITOLAZIONE ACIDO DEBOLE/BASE FORTE

8 LA MISURA DEL pH per via COLORIMETRICA: con gli indicatori
per via POTENZIOMETRICA: con il pH-metro

9 GLI INDICATORI Gli indicatori sono dei coloranti organici il cui colore cambia variando il pH della soluzione in cui sono disciolti. Rosso metile: rosso a pH bassi, arancio a pH ~ 5, giallo a pH alti. Blu di bromotimolo: giallo a pH bassi, verde a pH ~ 7, blu a pH alti. Fenolftaleina: passa da incolore a rosa a pH ~ 9.

10 GLI INDICATORI

11 GLI INDICATORI: l’intervallo di viraggio
giallo blu ≥ 10 blu ≤ 1/10 giallo

12 Kps = [Ag+]·[Cl-] Qps = [Ag+]·[Cl-] IL pH E LA SOLUBILITÀ
Prerequisiti: l’equilibrio; il prodotto di solubilità, il quoziente di reazione. all’equilibrio istantanee Kps = [Ag+]·[Cl-] È una costante Qps = [Ag+]·[Cl-] Può assumere qualsiasi valore Qps < Kps: soluzione INSATURA Qps > Kps: soluzione SOVRASATURA Qps = Kps: soluzione SATURA

13 IL pH E LA SOLUBILITÀ Effetto del pH su: solubilizzazione dei precipitati; precipitazione di sali; precipitazione selettiva. solubilizzazione dei precipitati Idrolisi dell’anione del sale; Conversione di OH- in H2O; Conversione di NH4+ in NH3.

14 Kps = 8.4 · 10-28 Kb = 1 · 105 Ktot = Kps · Kb = 8.1 · 10-23
IL pH E LA SOLUBILITÀ solubilizzazione dei precipitati Idrolisi dell’anione del sale Quando l’anione del sale è la base coniugata di un acido debole, una volta sciolto in acqua, l’anione darà luogo ad idrolisi, originando una solubilità molto maggiore di quella prevista dal Kps. Kps = 8.4 · 10-28 [Pb2+] = 2.9 · 10-14 Kb = 1 · 105 Ktot = Kps · Kb = 8.1 · 10-23 [Pb2+] = 4.3 · 10-10 Riflettiamo sui numeri

15 IL pH E LA SOLUBILITÀ solubilizzazione dei precipitati Idrolisi dell’anione del sale Per aumentare la solubilità di un sale il cui anione è la base coniugata di un acido debole, si può aggiungere un acido forte. Dissoluzione di CaCO3 in presenza di HCl Dissoluzione di MnS in presenza di HCl MnS in acqua + HCl MnS in acqua/HCl

16 Kps = 2.0 · 10-31 K = 1/(1 · 10-14)3 Ktot = Kps · K = 6.7 · 1010
IL pH E LA SOLUBILITÀ solubilizzazione dei precipitati Conversione di OH- in H2O Quando il composto da sciogliere genera ioni OH- la sua solubilità può essere aumentata aggiungendo un acido forte. Kps = 2.0 · 10-31 [Al3+] = 1.22 · 10-8 M K = 1/(1 · 10-14)3 Ktot = Kps · K = 6.7 · 1010 [Al3+] = Ktot [H+]3 Riflettiamo sui numeri Qps < Kps: soluzione INSATURA

17 Kps = 6.0 · 10-12 K = 1/(1.8 · 10-5)2 Ktot = Kps · K = 1.8 · 10-2
IL pH E LA SOLUBILITÀ solubilizzazione dei precipitati Conversione di NH4+ in NH3 Quando il composto da sciogliere genera ioni OH- la sua solubilità può essere aumentata aggiungendo un sale che genera ioni ammonio. Kps = 6.0 · 10-12 [Mg2+] = 1.14 · 10-4 M K = 1/(1.8 · 10-5)2 Ktot = Kps · K = 1.8 · 10-2 Riflettiamo sui numeri Qps < Kps: soluzione INSATURA

18 IL pH E LA SOLUBILITÀ precipitazione di sali Per far precipitare molti sali inorganici si può aggiungere al carbonato del catione metallico un acido forte dell’anione del sale da precipitare. NiCl2 in acqua Na2CO3 NiCO3 NiCO3 in acqua/HNO3 NiCO3 · 6 H2O

19 IL pH E LA SOLUBILITÀ precipitazione selettiva La precipitazione selettiva consiste nel separare ioni diversi sfruttando la diversa solubilità dei relativi sali in presenza di acidi forti. AgCl + Ag3PO4 in acqua AgCl +HNO3

20 TIPOLOGIE DI ACIDI DI BRØNSTED
Acquoacidi Il protone acido si trova su una molecola d’acqua coordinata ad uno ione metallico centrale. Idrossoacidi Il protone acido si trova su un gruppo idrossile che non ha alcun osso-gruppo adiacente. Ossoacidi Il protone acido si trova su un gruppo idrossile che ha un osso-gruppo legato allo stesso atomo.

21 GLI ACQUOACIDI Sono tipici di atomi centrali in bassi stati di ossidazione, di metalli dei blocchi s, d, e dei metalli che si trovano nella parte sinistra del blocco p. Ka = 1.2 · 10-5

22 LA FORZA DEGLI ACQUOACIDI
I cationi più piccoli e più carichi sono acidi più forti dei cationi più grandi e meno carichi.

23 LA FORZA DEGLI ACQUOACIDI
Il modello ionico: Lo ione centrale è assimilato ad una sfera di raggio r con carica positiva z. Un H+ si allontana più facilmente da una specie di alta carica e raggio piccolo.

24 GLI OSSOACIDI Sono tipici di atomi centrali che si trovano nella parte destra del blocco p, prevalentemente non metalli, o con elementi in alto stato di ossidazione. I più semplici sono acidi mononucleari che contengono un solo atomo dell’elemento centrale, es: H2CO3, HNO3, H3PO4, H2SO4.

25 LA FORZA DEGLI OSSOACIDI

26 LA FORZA DEGLI OSSOACIDI
Per una serie di ossoacidi mononucleari dell’elemento E la forza dell’acido aumenta all’aumentare del numero di atomi di ossigeno: HClO < HClO2 < HClO3 < HClO4 Per due motivi: Gli atomi di ossigeno attraggono gli elettroni e quindi indeboliscono il legame O-H; La stabilità impartita dalla risonanza alla base coniugata dell’acido.

27 LA FORZA DEGLI OSSOACIDI:
le regole di Pauling Per l’ossoacido di formula generale OpE(OH)q, pKa ≈ 8 – 5p ; Per gli acidi poliprotici, queli che hanno q > 1, i valori di pKa aumentano di 5 unità per ogni trasferimento di protone successivo. Previsioni: Idrossiacidi: p = pKa ≈ 8 Ossoacidi con p = pKa ≈ 3 Ossoacidi con p = pKa ≈ -2 H2SO p = q = pKa ≈ -2 dalla regola 1 che ci dice che è un acido forte, considerando il valore di q si ha pKa ≈ +3, sperimentalmente è pKa = +1.9, per cui ci ricorda che queste regole sono delle approssimazioni.

28 LA FORZA DEGLI OSSOACIDI:
Il caso di H2CO3 Secondo le regole di Pauling: p = pKa1 ≈ 3 Sperimentalmente: pKa1 = 6.4 Valore vero: pKa1 = 3.6

29 OSSIDI ACIDI E BASICI Gli ossidi dei non metalli formano ossidi acidi; Gli ossidi dei metalli formano ossidi basici. Un ossido acido è un ossido che, sciolto in acqua, lega una molecola d’acqua e dona un protone al solvente: Un ossido acido è un ossido che reagisce con una base in soluzione acquosa:

30 OSSIDI ACIDI E BASICI Gli ossidi dei non metalli formano ossidi acidi; Gli ossidi dei metalli formano ossidi basici. Un ossido basico è un ossido a cui viene trasferito un protone quando viene sciolto in acqua: Un ossido basico è un ossido che reagisce con un acido in soluzione acquosa:

31 L’ANFOTERISMO L’anfoterismo indica la capacità di un sostanza di reagire sia con gli acidi che con le basi.

32 L’ANFOTERISMO

33 L’ANFOTERISMO PER I METALLI DEL BLOCCO d