CLASSE 2 A ocb 22/11/2009 ISIS A. PONTI

PROF Mauro Sabella www.smauro.it chimica@smauro.it

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DETERMINAZIONE DELL’INTERVALLO DI VIRAGGIO DI ALCUNI INDICATORI ACIDO-BASE:

Principi Teorici: gli indicatori acido-base sono sostanze organiche complesse , che si

comportano come acidi e basi deboli. La proprietà più significativa che devono avere è quella che in la specie neutra si presenta con un colore DIVERSO dalla specie in forma ionica. Queste sostanze hanno un colore molto intenso, quindi possono essere usate in concentrazioni molto basse (<<allo 0,05 % m/V). Durante una titolazione acidimetria/alcalimetrica gli indicatori vanno aggiunti in piccolissime quantità (7-8 gc) in particolar modo se le soluzioni da analizzare sono molto diluite, in quanto trattandosi di acidi e basi, anche se deboli, possono condizionare il punto di viraggio.

EQUILIBRIO DI UN INDICATORE (HIn):

HIn + H2O H3O+ + In- Ka= [H3O+ ] x [In-] pH= pKa + log [In-] [HIn] [HIn] la concentrazione delle specie In- e di quella neutra HIn dipende dalla concentrazione idrogenionica della soluzione in esame e di conseguenza dal pH.

L’ equilibrio dell’indicatore viene spostato a sinistra se aggiungiamo un acido (H3O+), quindi aumenterà la concentrazione della specie HIn indissociata e di conseguenza il colore di questa fase.

L’aggiunta di una base (OH-) porta ad una riduzione di H3O+ in soluzione e quindi l’equilibrio dell’indicatore si sposterà verso destra con conseguente aumento della specie dissociata In-.

Il punto di viraggio si ha quando la [HIn] = [In-] in questo caso il rapporto dell’equazione su scritta è pari ad 1 ed il log1=0 , ciò porta all’uguaglianza tra

pH= pKa1 . Concludendo possiamo dire che ogni indicatore ha una sua Ka ed il suo intervallo di viraggio avviene a valori di pH vicini al pKa. Esempio:

indicatore pK Intervallo di viraggio pH Forma acida Forma basica

Blu timolo (base) 9,2 8 – 9,6 Giallo Blu Metil arancio 3,4 3,1 – 4,4 Rosso Giallo Rosso metile 5,0 4,2 – 6,3 Rosso Giallo Blu di bromotimolo 7,1 6,0 – 7,6 Giallo Blu Fenolftaleina 9,5 8,0 – 9,8 Incolore Rosa / fucsia

La prova pratica consiste nel preparare delle soluzioni a pH noto, compreso tra 2 e 12, e per ognuna di queste soluzioni saggiare verificare il colore dei vari indicatori. Preparazione delle soluzioni ( volume 100 mL):

pH Soluzione 2 HCl 0,01 M 3 HCl 0,001 M

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4 16 mL di CH3COONa 0,1 M + 84 mL di CH3COOH 0,1 M 5 64 mL di CH3COONa 0,1 M + 36 mL di CH3COOH 0,1 M 6 A 100 mL di soluzione di CH3COOH 0,1 M aggiungere 14,76 g di CH3COONa 7 Mescolare 50 mL di CH3COONa 0,1 M + 50 mL di NH4Cl 0,1 M 8 Mescolare 5 mL di NH3 0,1 M + 95 mL di NH4Cl 0,1 M 9 Aggiungere a 100 mL di NH3 0,1 M, 1,02 g di NH4Cl 10 Mescolare 16 mL di NH4Cl 0,1 M + 84 mL di NH3 0,1 M 11 Soluzione di NaOH 0,001 M 12 Soluzione di NaOH 0,01 M

Predisporre in un portaprovette 11 provette numerate con i valori di pH da 2 a 12. Inserire in ognuna di queste provette circa 5 mL di soluzione a pH corrispondente. Aggiungere in ogni provette 4 gc di indicatore preso in esame, annotare il colore per ogni valore di pH compilando la seguente Tabella:

pH indicatore

2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12

Blu timolo (base)

Metil arancio

Rosso metile

Blu di bromotimolo

Fenolftaleina

Rosso congo

Violetto cristalli

Svuotare le provette e ripetere la stessa procedura per ogni indicatore Questi sono i risultati ottenuti da noi:

pH indicatore

2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12

Blu timolo (base)

Metil arancio

Rosso metile

Blu di bromotimolo

Fenolftaleina

Rosso congo

Violetto cristalli

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Indicatori utilizzati: 1. blu timolo

(base) 2. blu di

bromotimolo

3. rosso congo 4. fenolftaleina 5. metilarancio 6. rosso metile

Soluzioni a pH noto Da 2 a 12 ved. Tabella pH

Predisporre 12 provette numerate con valori di pH da 2 a 12

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Primo indicatore utilizzato BLU TIMOLO (BASE)

ANNOTARE I COLORI

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METILARANCIO

ROSSO METILE

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BLU DI BROMOTIMOLO

FENOLFTALEINA