Chimica e laboratorioAcidi e basi

Titolazioni e TeoriaClassi Quarte/Quinte

Docente: Luciano CanuAnno Scolastico 2007/2008

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Prerequisiti Conoscere la Legge d’azione di massa Conoscere e saper interpretare il principio di Le

Chatelier Conoscere la molarità e saper preparare

soluzioni a concentrazione nota Conoscere e saper interpretare il simbolismo

delle equazioni chimiche

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Obiettivi Acquisire la capacità e la manualità

nella preparazione di soluzioni Normex di acidi e di basi

Comprendere ed utilizzare il concetto di normalità nell’espressione della concentrazione di soluzioni

Saper tarare ed utilizzare un pHmetro da laboratorio ed uno portatile

Comprendere il funzionamento degli indicatori di pH nelle operazioni di titolazione

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Soluzioni Normex Uno degli aspetti più delicati e impegnativi

nella chimica analitica riguarda la preparazione di soluzioni con titolo esattamente noto

Utilizzando le tecniche classiche non è possibile preparare velocemente una soluzione con una concentrazione precisa

Le soluzioni Normex sono prodotti che permettono di superare questi problemi Hanno solo qualche svantaggio

Non ci sono soluzioni normex di tutte le sostanze Non ci sono soluzioni normex di tutte le concentrazioni Le soluzioni normex in commercio sono abbastanza

costose

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Cosa fare Verificare quanti tipi di soluzioni Normex

sono in dotazione in laboratorio Verificare quali concentrazioni sono

disponibili per ogni tipo di soluzione Verificare quali soluzioni Normex di

acidi e di basi sono disponibili in laboratorio

Ricercare in un catalogo di reagenti la sezione dedicata alle soluzioni Normex o simili

Verificare quale dotazione è presente in una confezione di un Normex e con quale scopo

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Preparare una soluzione

Ciascun gruppo deve preparare una soluzione Normex assegnata dal professore

Le tecniche non sono molto differenti da quelle che già si conoscono Matraccio pulito (può non essere asciutto:

perché?) Bacchetta e imbutino in vetro e puliti Normex dell’acido o della base ed a

concentrazione voluti Spruzzetta con acqua distillata

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Diluizioni Se le concentrazioni volute non sono

presenti in laboratorio è possibile ottenere altre concentrazioni per diluizione

Le concentrazioni possono essere solo minori della soluzione di partenza

La concentrazione della nuova soluzione dipende da Volume del prelievo Concentrazione del prelievo Volume di diluizione

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I calcoli La concentrazione della nuova soluzione si

ottiene partendo dalla seguente considerazionen° moli prelevate = n° moli sne diluita

Sostituendo nel membro a sinistra dell’equazione ottengoMp . Vp(l) = n° moli sne diluita Dove M e V sono la molarità e il volume

prelevato dalla soluzione più concentrata La molarità della soluzione diluita si

ottieneMd = n° moli sne diluita / Vd(l) Sostituendo dalla precedente ottengoM = M . Vp(l) / Vd(l)

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Esercitazione

Prepara una soluzione diluita della soluzione normex già preparata seguendo queste indicazioni

Preleva esattamente 25 ml di soluzione più concentrata

Portala al volume di 250 ml Calcola la concentrazione della

nuova soluzione preparata

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Esercizio

Calcolare quale volume di una soluzione di acido cloridrico (HCl) 0,1 M devi prelevare per preparare 250 ml una soluzione 0,005 M

Soluzione: si parte da questa considerazione ni = nf

MiVi=MfVf

mLM

VMV

i

ffi 5,12

1,0

250005,0

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Esercizio 2

Calcolare il pH delle due soluzioni precedenti

Soluzione: se l’acido è forte posso considerare che Ca = [H3O+] Della soluzione 0,1 M -log (0,1) = 1 Della soluzione 5,0x10-3 -

log(5,0x10-3)=3-0,7=2,3

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Il pHmetro

È uno strumento di misura del valore di pH di una soluzione

In genere permette di determinare in modo preciso il pH (una o due cifre decimali)

Lo strumento richiede una procedura di taratura da effettuare con alcune soluzioni tampone (che hanno valori di pH ben determinati e stabili)

Le definizioni di acido e di base

Un percorso storico

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Teoria degli acidi e delle basi

Cos’è un acido? Una sostanza corrosiva, chimicamente

molto attiva, che colora di rosso la cartina di indicatore universale, ha un sapore aspro

Cos’è una base? Una sostanza corrosiva, chimicamente

molto attiva, che colora di blu la cartina di indicatore universale, ha un sapore amaro

Possono essere considerati in chimica gli opposti Reagiscono neutralizzandosi

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Definizioni secondo Arrhenius È un acido Una sostanza che, in acqua, libera ioni H+

È chiamato protone, idronio, idrossonio HCl, H2SO4, H3PO4, H2S, HClO4, HNO3, HNO2 , CH3COOH

ecc. HCl H+ + Cl-

H2SO4 2H+ + SO42-

H3PO4 3H+ + PO43-

È una base Una sostanza che, in acqua, libera ioni OH-

È chiamato ossidrile NaOH, KOH, Ca(OH)2, Mg(OH)2, Al(OH)3, ecc. NaOH Na+ + OH-

Ca(OH)2 Ca2+ + 2OH-

Al(OH)3 Al3+ + 3OH-

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Esercizio di verifica

Scrivi le reazioni di dissociazione acida/basica delle seguenti sostanze H2CO3 (acido carbonico)

H2CO3 2H+ + CO32-

Fe(OH)3 (idrossido ferrico) Fe(OH)3 Fe3+ + 3OH-

CH3COOH (acido acetico) CH3COOH H+ + CH3COO-

HCOOH (acido formico) HCOOH H+ + HCOO-

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Perché gli acidi e le basi…

…si dissociano in modo differente?

Cl – O – H

Na – O – H

3,0 3,5 2,1

3,5 2,10,9

1,40,5

2,6 1,4

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Limiti della teoria di Arrhenius

Gli equilibri acido-base possono avvenire anche in ambienti non acquosi

Ci sono sostanze acide e basiche che non si comportano così

Vediamo l’esempio dell’ammoniaca È una base ma non possiede un gruppo

OH da liberare NH3 + H2O NH4

+ + OH-

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Brönsted - Lowry

È un acido Una sostanza che cede ioni H+

È una base Una sostanza che accetta ioni H+

NH3 + H2O NH4+

+ OH-

Per Bronsted e Lowry esistono equilibri acido-base dove le specie partecipanti possono essere denominate coppie acido-base coniugate Sono due specie chimiche che differiscono

solo per un protone

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Coppie coniugate acido-base

NH3 + H2O NH4+ + OH-

base 1 acido 1

differiscono per un H+

acido 2 base 2

HCl + H2O H3O+ + Cl-base 1 acido 1acido 2 base 2

differiscono per un H+

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Forza delle specie coniugate

Se un acido o una base è forte la sua specie coniugata sarà una base o un acido molto debole e viceversa

NH3 + H2O(l) NH4+ + OH-

34

NH

OHNHKb

NH4+ NH3 + H+

4

3

NH

HNHKa

14

3

4

4

3 100,1

wba KNH

OHNH

NH

HNHKK

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Forza relativa degli acidi

HCl + CH3COOH CH3COOH2 + + Cl- base 1acido 1

differiscono per un H+

acido 2base 2

http://www.dsch.univ.trieste.it/~balducci/biotecnologie/slides/slides-OLD/node307.html

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Costante di dissociazione acida

HCl H+ + Cl- HCl

ClHKa

HCl + H2O H3O+ + Cl-

OHHCl

ClOHKe

2

3

ae KHCl

ClOHOHK

3

2

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Forza degli acidi e delle basi

La Ka e la Kb sono direttamente proporzionali alla forza dell’acido o della base rispettivamente

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La dissociazione dell’acqua L’acqua ha un comportamento anfotero poiché

riesce a comportarsi sia da acido che da base di Brönsted

H2O + H2O H3O+ + OH-

L’equilibrio si chiama autoprotolisi dell’acqua Questo equilibrio può essere descritto dalla legge

d’azione di massa La costante d’equilibrio può inglobare la concentrazione

dell’acqua poiché la dissociazione avviene in percentuale estremamente bassa

Questa nuova costante è chiamata prodotto ionico dell’acqua

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Prodotto ionico dell’acqua

Per l’acqua pura a 20 °C la Kw vale 10-14

Questo significa che l’acqua è veramente poco dissociata

Calcoliamo la concentrazione della specie H3O+

Poiché dalla dissociazione dell’acqua si producono le

due specie ioniche in concentrazione identica

Risolvendo si ottiene la concentrazione delle

specie ioniche

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Esercizio 3

Calcolare il contenuto in grammi di 475 mL di una soluzione di Ca(OH)2, idrossido di calcio, che presenta un pH=10,7

Strategia: dal valore di pH posso ottenere il pOH e quindi [OH-] pOH = 14 – 10,7 = 3,3 [OH-] = 10-3,3 =

5,0.10-4 (mol/L) n = M . V = 5,0.10-4. 4,75.10-1= 5,0x10-4 mol m = n . m.m. = 5,0x10-4 . 74 = 1,75 . 10-2 g

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Acidi e basi Deboli Consideriamo gli equilibri di

dissociazione di un acido debole e di una base debole Le reazioni sono in equilibrio (doppia

freccia) L’acido e la base non sono completamente

dissociati In una soluzione si trovano tutte e 4 le

specie L’acido e la base deboli possono essere

caratterizzate dal grado di dissociazione ()

OHCOOCHOHCOOHCH 3323

OHNHOHNH 423

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Cosa significa pH

Il p è una funzione matematica e significa –log10

Quindi scrivere pH significa calcolare il logaritmo in base 10, cambiato di segno, della concentrazione degli ioni H3O+

Esempi: Una soluzione con pH = 5,5 contiene

[H3O+]=10-5,5 (mol/L) = 3,162.10-6

Una soluzione 0,02 M di un acido forte ha un pH=1,69

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La scala del pH

Valutare ed esprimere la concentrazione degli ioni H3O+ è molto importante in numerosi campi della tecnica e della scienza sia applicata che teorica

Siccome il valore della concentrazione dello ione suddetto può variare di moltissimi ordini di grandezza si utilizza una scala logaritmica

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Suddividere la scala del pH

La suddivisione della scala del pH è data dalle seguenti relazioni [H3O+] = [OH-] il pH del sistema è

neutro [H3O+] > [OH-] il pH del sistema è

acido [H3O+] < [OH-] il pH del sistema è

basico

neutro7

acido

1basico14

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Come variano le concentrazioni

Il prodotto della concentrazione delle due specie deve sempre dare 10-14

Nel caso dell’acqua pura abbiamo visto che [H3O+] = 10-7

Ma quando abbiamo un acido o una base disciolti in acqua come varia la concentrazione della specie H3O+?

In presenza di un acido, che libera protoni [H3O+] > 10-7 di conseguenza [OH-] < 10-7

In presenza di una base, che libera ioni idrossido [OH-] > 10-7 di conseguenza [H3O+] < 10-7

Quindi riportando la sola concentrazione degli ioni H3O+ posso dare un’informazione delle condizioni della soluzione o del substrato studiato

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pH di soluzioni di acidi deboli

L’acido acetico è un acido debole e quindi poco dissociato

Calcolare il pH di una sua soluzione richiede l’uso della sua Ka ed eventualmente alcune approssimazioni

Trascurare la dissociazione dell’acqua (è possibile se la concentrazione iniziale dell’acido è abbastanza elevata)

Trascurare la concentrazione della specie dissociata nell’equazione risolutiva (è possibile solo se l’acido è sufficientemente debole)

OHCOOCHOHCOOHCH 3323

iAiA

a C

x

xC

xx

COOHCH

OHCOOCHK

2

3

33

CiA - x x x

AiAKCOHx 3

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Esercizio

Calcolare il pH di una soluzione di 1,2 g di piridina (C5H5N) in 750 mL sapendo che la sua Kb è di 1,8 . 10-9

C5H5N + H2O C5H5NH+ + OH-

m.m. = 79 g/mol; moli=1,2/79=1,5.10-2

M = 1,5.10-2/0,750=2,0.10-2 mol/L pOH = 5,22; pH = 14 - 5,22 = 8,78 MKCOHx bib

6100,6

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Calcoli correlati

Calcolare il pH di una soluzione di acido acetico ottenuta miscelando 1,3 . 10-2 mol in 0,600 L di acqua e sapendo che la Ka è 1,8 . 10-5. Valutare la Ka: l’acido acetico è un

acido debole Calcolare la concentrazione iniziale

dell’acido debole Inserire i dati nella formula Calcolare il pH

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Calcolo del pH di una base debole Calcolare il pH di una

soluzione di ammoniaca ottenuta sciogliendone 2,4 g in 0,550 L di acqua e sapendo che la Kb è 1,8 . 10-5

Calcolare la concentrazione iniziale della base

Usare la formula per il calcolo di [OH-]

Calcolare il pOH Calcolare il pH

molmolg

gmolin 14,0

/17

4,2

MLV

molinCib 25,0

)(55,0

14,0

molKCOH bib35 101,2108,125,0

66,2)101,2log( 3 pOH

34,1166,214 pH

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Neutralizzazione

Le reazioni tra un acido ed una base si chiamano “neutralizzazioni” Perché si ottengono dei prodotti che non

manifestano la stessa elevata reattività dei reagenti (corrosività)

Acido + base sale + acqua HCl + NaOH Na+ + Cl- + H2O

NaCl Ca(OH)2 + 2HNO3 Ca2+ + 2NO3

- + 2H2O Ca(NO3)2 nitrato di calcio

2NaOH + H2CO3 2Na+ + CO32- + 2H2O

Na2CO3 carbonato di sodio NaOH + H2CO3 Na+ + HCO3

- + H2O NaHCO3 bicarbonato di sodio

H+ + OH- H2O

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Neutralizzazione di acidi e basi deboli

BOH B+ + OH-

HA H+ + A-

I due equilibri saranno spostati verso la completa dissociazione (anche se sono deboli) poiché si avrà formazione d’acqua il cui equilibrio risulta sempre spostato verso destra Cioè vengono a mancare alcuni dei

prodotti e per il principio di Le Chatelier gli equilibri dovranno spostarsi verso destra

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Esercizio Calcola i grammi di NaOH necessari a

neutralizzare 46 mL di una soluzione di acido fosforico (H3PO4) 0,3 M

3NaOH + H3PO4 3Na+ + PO43- + 3H2O

0,3mol:1000mL=xmol:46mL mol=M.V(L) =0,3x0,046=0,0138mol di acido A causa del rapporto stechiometrico di 3:1

si devono triplicare le moli di acido per ottenere le moli di base necessarie a neutralizzarlo

3x0,0138=0,0414mol di base da utilizzare 1,65g di idrossido di sodio

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pH e acidità totale

Spiega la differenza tra pH e acidità totale di una soluzione

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Titolazioni acido-base

Un acido e una base reagiscono neutralizzandosi (si forma un sale e acqua)

HA + BOH BA + H2O Possiamo titolare una base o un acido

con la tecnica della volumetria e determinare la concentrazione delle specie acide/basiche nella soluzione

Si applica il principio di equivalenza e si utilizza un opportuno indicatore

M.Vtitolante = molititolante = molititolato

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Punto di equivalenza e finale

Non coincidono mai, specialmente se si usa un indicatore visivo Il punto di equivalenza è un punto

teorico Lo si può raggiungere con indicatori di

tipo strumentale Il punto finale di titolazione viene

raggiunto utilizzando indicatori visivi Si commette un errore in eccesso (errore

di metodo) Si deve scegliere l’indicatore che rende

trascurabile l’errore

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Gli indicatori acido-base

Sono acidi organici deboli Presentano forme dissociate e

indissociate di colore diverso Devono essere solubili nella

matrice da analizzare

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Lewis

La teoria di Lewis si basa sullo scambio di coppie di elettroni

Acido: È una specie chimica che acquisisce

un doppietto elettronico Base:

È una specie chimica che cede un doppietto elettronico

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Considerazioni

La definizione di Lewis permette di: Definire reazioni acido-base anche le

reazioni di formazioni di complessi (formazione di legami dativi) La specie che dona elettroni si comporta

come base La specie che accetta elettroni si comporta

come acido In questo tipo di reazioni non deve

avvenire per forza lo scambio di protoni

N

H

H

H

: B

F

F

F

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Interpretiamo i “vecchi” acidi e basi

NH3 + H2O NH4+ + OH-

N

H

H

H

: H+

O

H

H :

:

H+

O-H :

::

NaOH

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L’idrolisi

Quando si titola un acido debole con una quantità equimolare di base forte la neutralizzazione avviene completamente Tutto l’acido, sebbene inizialmente non

completamente dissociato, reagisce con la base

CH3COOH + NaOH CH3COO- + Na+ + H2O

Il pH al punto di equivalenza non è 7, perché?

Avviene il fenomeno dell’idrolisi

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Elettroliti

Sono sostanze che disciolte (in acqua) si dissociano in ioni Tali soluzioni conducono la corrente in

relazione al loro grado di dissociazione Questi sistemi, dove i responsabili della

conduzione della corrente sono gli ioni liberi, sono denominati conduttori di seconda specie I metalli sono conduttori di prima specie perché

sono gli elettroni liberi responsabili della conduzione

Gli elettroliti più importanti sono: Sali Acidi Basi

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Elettroliti forti e deboli La forza di un elettrolita si misura dal grado di

dissociazione Sali

In genere sono elettroliti forti e formano soluzioni elettrolitiche con conducibilità elevate

Eccezione sono i sali poco solubili Acidi e basi

Producono ioni H+ e OH- che sono i migliori conduttori ionici

La conducibilità dipende dalla forza dell’acido o della base La conducibilità dipende anche dalla concentrazione

dell’acido o della base Cattivi elettroliti sono tutte quelle sostanze che si

sciolgono in un solvente per la formazione di interazione di secondo ordine (legami idrogeno)

Zucchero, che si scioglie in acqua per la formazione di legami idrogeno

Alcol etilico, che si scioglie in acqua per la formazione di legami idrogeno

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Misurare la conducibilità

Qualitativo (valutazione soggettiva) Utilizzeremo un dispositivo dotato di

lampadine che daranno un’intensità luminosa diversa a seconda della forza elettrolitica della sostanza in soluzione

Quantitative (valutazione oggettiva) Utilizzeremo un dispositivo molto

comune in un laboratorio chimico denominato conduttimetro

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Valutazione conclusiva esperienza

Fatti/osservazioni I dati di pH teorici si

discostano significativamente da quelli misurati

Le maggiori deviazioni si verificano nel ramo della curva intorno al punto di equivalenza

Il punto di equivalenza sperimentale si raggiunge con una quantità di titolante superiore al previsto

Il punto di viraggio dell’indicatore Fenolftaleina non coincide con il punto di equivalenza (pH=7)

Spiegazioni Il pHmetro non è stato

calibrato correttamente (errori strumentali, sistematici)

I valori di pH intorno al punto di equivalenza dovrebbero essere corretti tenendo conto della dissociazione ionica dell’acqua

L’uso della fenolftaleina è considerato accettabile per la titolazione degli acidi forti con le basi forti perché il salto di pH è sufficientemente elevato per minimizzare l’errore sul volume