LE REAZIONI CHIMICHE

• Le reazioni chimiche sono trasformazioni in cui una o più molecole (reagenti) vengono convertite in molecole diverse (prodotti); durante le reazioni chimiche avvengono scambi di materia ed energia e si formano e/o rompono legami chimici;

• le specie chimiche reagiscono tra loro secondo rapporti precisi, che vengono indicati dai coefficienti di reazione;

• i reagenti non si trasformano completamente nei prodotti e la reazione proseguefino a raggiungere l’equilibrio chimico, che è peculiare di ciascuna reazione chimica, in cui le concentrazioni di reagenti e prodotti rimangono costanti nel tempo.

I2 + Sb SbI3

Stechiometria

• E’ la descrizione dei rapporti quantitativi fra le sostanze che partecipano ad unareazione chimica. Le leggi alla base della stechiometria sono:

a) il peso totale dei reagenti deve essere uguale al peso totale dei prodotti (Lavoisier),

b) un elemento non può essere trasformato in un altro elemento,c) ogni composto ha una composizione definita e costante (Dalton),d) quando due elementi formano due composti, i diversi pesi dell’uno che si

combinano con il medesimo peso dell’altro sono in rapporto di numeri interi piccoli (Dalton).

• Un’equazione chimica descrive quello che avviene in una reazione chimica. E’ bilanciata quando la somma degli atomi di ciascun elemento che compare tra i reagenti è pari alla somma degli atomi di quello stesso elemento che appare tra i prodotti:

Sb + I2 SbI3 non bilanciata 2Sb + 3I2 2SbI3 bilanciata

• Grammo-mole (atomo) o mole è l’unità di peso utilizzata nelle reazioni chimiche.

CINETICA DELLE REAZIONI CHIMICHE

La cinetica studia la velocità delle reazioni e i fattori che la influenzano.

• La velocità di una reazione viene misurata come variazione della concentrazione dei reagenti o dei prodotti nell’unità di tempo:

v= dC/dt in generale per aA + bB cC + dD

v= -d [A] /a.dt= -d[B]/b.dt= d[C]/c.dt=d[D]/d.dt

• A T=cost e P=cost per reazioni che coinvolgono un singolo reagente:

Aprodotti v=k.[A]n dove n=ordine di reazione (n>0 intero o frazionario) k=costante di velocità

n e k devono essere determinati sperimentalmente:a) se n=0 v= k v è indipendente da [A] e il grafico v vs [A] è una retta

parallela all’asse x[A]= [A]0 –kt il grafico [A] vs t è lineare

b) se n=1 v=-d[A]/dt=k.[A] v è direttamente proporzionale a [A] e (k tempo-1) il grafico v vs [A] è lineare e passa per 0,0

integrando ln[A]=ln[A]0–kt il grafico ln[A] vs t è lineare il tempo richiesto per dimezzare [A]0 (t1/2) dipende solo da k ln[A]0/ln [A]=ln2=kt t1/2=0.693/k la più importante reazione di I ordine è quella di decadimento radioattivo;

c) se n=2 v=k. [A]2

integrando 1/[A]=1/[A]0 + kt il grafico 1/[A] vs t è lineare

• A T=cost e P=cost per reazioni che coinvolgono più di un reagente:aA + bB prodotti v= k [A]m x [B]n

dove m=ordine di reazione rispetto ad A n=ordine di reazione rispetto ad B m+n=ordine totale della reazionem e n possono essere determinati mantenendo costante la concentrazione di un reagente e variando quella dell’altro reagente.

N2O5(g) 2NO2(g) + ½ O2(g)

v= - d[N2O5]/dt= d[NO2]/2dt= d[O2]/1/2dt

reazione di primo ordine: N2O5(g) 2NO2(g) + ½ O2(g)

v vs [N2O5] ln[N2O5] vs t

reazione di secondo ordine: HI (g) ½ H2 (g) + ½ I2 (g)

• Dalle espressioni delle velocità è possibile (ma estremamente complesso) ricavare un meccanismo di reazione plausibile con l’espressione osservata:

per CO + NO2 NO + CO2 in fase gassosa

aT>600K v= k [CO][NO2] ordine totale 2

aT<600K v=k[NO2]2 ordine 2 rispetto NO2 suggerendo

NO2 + NO2 NO3 + NO stadio lento che determina la velocità CO + NO3 CO2 + NO2 stadio veloce

CO + NO2 NO + CO2

• in generale gli stadi elementari possono essere: monomolecolari A B + C v=k[A] bimolecolari A + B C + D v=k [A][B] trimolecolari A + B + C D + E v= k[A][B][C]

• La costante di velocità k dipende da T e la relazione che lega k e T è l’equazione

di Arrhenius:k= A . e –Ea/RT

dove A=costante di Arrhenius Ea=energia di attivazione, costante caratteristica di ogni reazione

dall’equazone di Arrhenius lnk=lnA – Ea/RT dal grafico k vs 1/T è possibile ricavare Ea

CO + NO2 NO + CO2

Ea= -R x pendenza= 134 kJ/mol

• I diagrammi dell’energia di reazione correlano l’energia totale del sistema con la variabile tempo: Ea è la barriera energetica che i reagenti devono superare per trasformarsi nei prodotti.

energia

Coordinata di reazione

A T=cost e P=cost le variazioni di energiadi un sistema sono dette variazioni di entalpia H. Il H di reazione è –226 kJ/mole e la reazione è esotermica. Se H è positivo,la reazione è endotermica.

• In base alla teoria della collisione molecolare una reazione chimica ha luogo quando le molecole dei reagenti collidono con una orientazione corretta e un’energia sufficiente a rompere i legami. Ea è la quantità minima di energia che le molecole devono possedere perché la collisione sia efficace.

• Il modello collisionale propose: k= p . Z . f= A . e-Ea/RT dove p=fattore sterico, non influenzato da T Z=frequenza delle collisioni, che dipende dalla concentrazione dei reagenti e non da T f =frazione delle collisioni in cui l’energia delle molecole in collisione è uguale o maggiore di Ea e varia con T

p: fattore sterico Z: frequenza delle collisioni

f: temperatura ed Ea. Un aumento di 10°C generalmente raddoppia la velocità.

• In base al modello dello stato di transizione tra i reagenti e i prodotti di una reazione esiste uno stato intermedio in cui si forma il complesso attivato, che può sia decomporre nei prodotti superando la barriera di energia che ritornare ai reagenti.

Ea è l’aumento di energia del complesso attivato rispetto ai reagenti. Il complesso attivato è una “pseudomolecola”composta dai reagenti mantenuti vicini da“legami parziali”, che non richiedono la rottura, ma solo l’indebolimento dei precedenti legami.Ciò spiegherebbe perché Ea è molto minore delleenergie di legame dei reagenti.

EE

Coordinata di reazione

• Un catalizzatore è una sostanza che aumenta la velocità di una reazione senza venire consumata nel corso della reazione. Il meccanismo di azione consistenell’abbassare l’energia di attivazione Ea. I catalizzatori chimici possono essereeterogenei (Pt e Rh nel convertitore catalitico delle automobili) o omogenei. I catalizzatori biologici sono gli enzimi.

Il complesso intermedio A-catalizzatore reagisce facilmente con B, formando C e De liberando il catalizzatore. Il percorso di reazione cambia, mentre l’energia liberatadalla reazione rimane costante.

Nella reazione catalizzata, ad ogni T un maggior numero di molecole di reagentepossiede l’energia necessaria per collisioni efficaci.

velocità molecolare crescente (energia)

n°mol.

EQUILIBRIO CHIMICO• A T=cost e P=cost per reazioni che coinvolgono un singolo reagente AB a manoa mano che A si trasforma in B, la velocità della reazione AB diminuisce, perchédiminuisce la [A]; d’altra parte [B] aumenta, per cui aumenta la velocità della reazione inversa BA; ad un certo punto si arriverà ad una situazione nella quale le due velocità se eguagliano e le [A] e [B] non cambiano più, cioè non si ha più una trasformazione netta in un senso o nell’altro e si è raggiunto l’equilibrio chimico.

• All’equilibrio v1=v2 reazione 1 AB reazione 2 BAk1[A]=k2[B] k1/k2= [B]/[A]=Keq equazione dell’equilibrio

l’equazione dell’equilibrio correla le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti all’equilibrio:

se Keq=1 la reazione è all’equilibrio quando [B]=[A]se Keq=10 la reazione è all’equilibrio quando [B]=10[A]

• La costante di equilibrio Keq consente di prevedere il verso predominante di una reazione in condizioni standard (1atm, 1M):

se Keq >1 se Keq <1 predomina la reazione diretta predomina la reazione inversa

• in generale, all’equilibrio aA + bB cC + dD Keq= [C]cx[D]d/[A]ax[B]b

• Un’importante conseguenza della legge di azione di massa è che qualora si aggiunga o si sottragga un reagente o un prodotto ad una reazione all’equilibrio, “si costringe” il sistema a reagire in modo da ritrovare l’equilibrio (principio di Le Chatelier).

HCOOH + CH3CH2OH HCOOCH2CH3 + H2O

aggiungendo alcool etilico, aumenta la velocità della reazione diretta e viceversa aggiungendo acqua, aumenta la velocità della reazione inversa.

La concentrazione relativa di reagenti e prodotti all’equilibrio dipende dalle altezze relative delle barriere dell’energia di attivazione delle reazioni in un senso e in quello inverso.

• Un altro indicatore della spontaneità delle reazioni in condizioni standard è la variazione di energia libera di Gibbs G0(quota di energia di un sistema utile a compiere un lavoro). G0 e Keq sono correlate:

G0= -RT lnKeq

quindi Keq>1 corrispondono G0<0 e Keq<1 corrispondono a G0>0.

103 102 101 1 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6

-17 -11 -5.7 0 5,7 11 17 23 28 34

Keq

G0

(kJ/mole)

a 25°C

• In condizioni diverse dalle condizioni standard, la variazione di di energia libera di Gibbs G è:

G= G0 + RTlnQdove Q=quoziente della reazione= [C]cx[D]d/[A]ax[B]b in condizioni diverse dall’equilibrio. Se G>0 la reazione è endoergonica e non spontanea, se G<0 la reazione è esoergonica.

• All’equilibrio G=0

• Se Q<Keq, la reazione procederà spontaneamente dai reagenti verso i prodotti.

• Se Q>Keq, la reazione procederà spontaneamente dai prodotti verso i reagenti; per far procedere la reazione diretta oltre le condizioni di equilibrio si deve fornire energia al sistema.

G= G0 + RTlnQ= -RTlnKeq + RTlnQ= RTlnQ/Keq

LA VARIAZIONE DI ENERGIA LIBERA G DIPENDE DALLECONCENTRAZIONI DEI REAGENTI E DEI PRODOTTI.

• Per la reazione di idrolisi di ATP a pH 7 e in presenza di 10mM Mg2+

(condizioni fisiologiche): ATP ADP + Pi Keq=105Mi mitocondri mantengono un Q=10-5M, dieci ordini di grandezza inferiori a Keq,percui a 25°CG= RTlnQ/Keq= - 57 kJ/mole

Da “Bochemical Calculations” di I.H. Segel

•In una sequenza di reazioni A B C D le variazioni di G godono della proprietà additiva:

Fe2O3 (s) 2Fe(s) + 3/2 O2 (g) G0 a 25°C +742kJCO (g) + ½ O2 (g) CO2 (g) G0 a 25°C -257kJ

Fe2O3 (s) 2Fe(s) + 3/2 O2 (g) 3CO (g) + 3/2 O2 (g) 3CO2 (g)

Fe2O3 (s) + 3CO (g) 2Fe(s) + 3CO2 (g) G0= +742 + 3(-257) kJ= -29 kJ

• In biochimica molte reazioni sono accoppiate in modo da mantenere G<0:

glucosio + Pi glucosio6Pi + H2O a 37°C G0=13.8 kJ/moleATP + H2O ADP + Pi a 37°C G0= -30.5 kJ/moleATP + glucosio glucosio6Pi + ADP G0= -16.7 kJ/mole

REAZIONI ACIDO-BASE

Il modello Acido-Base di Bronsted-Lowry• un acido è un donatore di protoni (H+)• una base è un accettore di protoni (H+)• in una reazione acido-base, un protone si trasferisce da un acido ad una base.

HB + A- HA + B-

HB e HA agiscono come acidi di Bronsted-Lowry nella reazione diretta e in quella inversa, rispettivamente; A- e B- agiscono come basi.• la specie che si forma quando viene rimosso un protone da un acido è detta base coniugata di quell’acido; la specie che si forma quando viene aggiunto un protone ad una base è detta acido coniugato di quella base. B- è la base coniugata di HB

HA è l’acido coniugato di A-

• una specie che può accettare o donare un protone è detta anfiprotica. La molecola dell’acqua è anfiprotica:

-H+ +H+ H [O-H]- H-O-H [H-O-H]+

ione idrossido ione idronio

Il Prodotto Ionico dell’acqua• L’acqua si dissocia secondo l’equilibrio (elettrolita debole): H2O + H2O H3O+ + OH- ionizzazione dell’acquaH2O e H3O+ sono gli acidi secondo Bronsted-Lowry per le reazioni diretta e inversa, rispettivamente; H2O e OH- sono le basi; OH- è la base coniugata di H2O; H2O èla base coniugata di H3O+. Più semplicemente, l’equilibrio può essere scritto:

H2O H+ + OH- Keq= [H+].[OH-]/[H2O]poiché [H2O] non cambia significativamente,

Keq.[H2O] = [H+].[OH-]= Kw = 10-14 costante di ionizzazione dell’acqua

poiché [H+]=[OH-] Kw= [H+].[OH-]= [H+]2= 10-14 (M2) [H+]= 10-7 M=[OH-]l’acqua pura contiene pochissimi ioni H+ e OH- in concentrazioni uguali. • Nella maggior parte delle soluzioni, le concentrazioni di H+ e OH- non sono uguali, ma inversamente proporzionali.Una soluzione è detta: soluzione neutra se [H+]= 10-7 M=[OH-]

soluzione acida se [H+]> 10-7 M e [OH-]< 10-7Msoluzione basica se [H+]< 10-7 M e [OH-]> 10-7M

• Nel 1909 il biochimico S. Sorensen propose il termine pH per indicare l’acidità di una soluzione:

pH= -log [H+]Una soluzione è:acida se pH<7 neutra se pH=7 basica se pH>7 Un approccio simile è usato per la [OH-]:

pOH= -log [OH-]da cui pH + pOH=14

• Il pH di una soluzione può essere misurato in modo preciso con il piaccametro (pH-metro), che trasforma la [H+] in un segnale elettrico, che viene convertito in unvisualizzatore digitale. Un modo meno preciso, molto utilizzato per i fluidi biologici, utilizza strisce di carta ricoperte da una miscela di coloranti sensibili al pH (cartina del pH).

pH di soluzioni di acidi e basi forti•Diversi composti, se posti in acqua, agiscono come acidi o basi, liberando olegando H+, rispettivamente:

AH + H2O H3O+ + A- Keq=[H3O+].[A-]/[AH].[H2O]poiché [H2O] non cambia significativamente

Keq.[H2O]=[H3O+].[A-]/[AH]=Kd=Ka costante di dissociazione acida (ionizzazione)

B + H2O OH- + BH+ Keq=[OH-].[BH+]/[B].[H2O]Similmente

Keq.[H2O]=[OH-].[BH+]/[B]=Kd=Kb costante di dissociazione basica (ionizzazione)

GLI ACIDI E LE BASI FORTI HANNO Kd > 10-3

Es: HCl; HBr; HI; HClO4; HNO3; H2SO4

LiOH; NaOH; KOH; Ca(OH)2; Sr(OH)2; Ba(OH)2

• Il pH di una soluzione acquosa di un acido o base forte si ottiene:pH= -log [acido] pOH= -log[base] pH=14 - pOH

pH di soluzioni di acidi e basi deboli

• Hanno Kd<10-3; di solito, meno dell’1% di molecole vengono trasformate in ioni.La maggior parte dei composti di importanza biologica sono acidi o basi deboli.

• Acidi deboli sono:- molecole contenenti un atomo di idrogeno ionizzabile: ac. acetico,benzoico, carbonico ecc.- cationi metallici, eccetto quelli dei gruppi 1 e 2 della Tavola Periodica: Al3+, Zn2+ecc.Più debole è l’acido, più piccolo è il valore di Ka e più elevato è il valore di pKa, essendo pKa= -log Ka

• Basi deboli sono:- molecole in grado di accettare un protone: ammoniaca, ammine ecc.- anioni che derivano da acidi deboli: fluoruro, bicarbonato, lattato ecc. Più debole è la base, più piccolo è il valore di Kb e più elevato è il valore dipKb, essendo pKb= -log Kb

•Il pH di una soluzione acquosa di un acido debole HA si ottiene:

da Ka =[H+].[A-]/[AH]=[H+].[A-]/([AH]0 - [A-])

se [AH]0 - [A-] è circa uguale a [AH]0 , essendo [H+]=[A-]

Ka=[H+].[H+]/[AH]0 [H+]= (Ka . [AH]0)1/2

pH= -log (Ka . [AH]0)1/2= -log (Ka . Ca)1/2

• Il pH di una soluzione acquosa di una base debole B si ottiene: pOH= -log (Kb . [B]0)1/2 = -log (Kb . Cb)1/2

• Sommando le equazioni delle ionizzazioni dell’acido debole HB e della sua base coniugata B-: HB H+ + B- Ka di HB B- + H2O HB + OH- Kb di B-

H2O H+ + OH- Kw

Kw=Ka . Kb= 10-14

per ogni coppia coniugata acido-base, se l’acido è forte la base è debole e viceversa.

>10-3 HCl Cl- <10-11

>10-3 HNO3 NO3- <10-11

H3O+ H2O

6.9.10-4 HF F- 1.4.10-11

1.8.10-5 CH3COOH CH3COO- 5.6.10-10

1.4.10-5 Al(H2O)63+ Al(H2O)5(OH)2+ 7.1.10-10

4.4.10-7 H2CO3 HCO3- 2.3.10-8

H2O OH-

<10-11 CH3CH2OH CH3CH2O- >10-3

Soluzioniacide

Soluzioni basiche

Soluzionimoltoacide

Ka acido base Kb

coniugata

Acidi deboli poliprotici

• Alcuni acidi deboli contengono più di un atomo di idrogeno ionizzabile. Tali acidiionizzano per stadi, con costanti di equilibrio diverse per ciascun stadio:

H3PO4 H+ + H2PO4- Ka1= 7.1.10-3

H2PO4- H+ + HPO4

2- Ka2= 6.2.10-8

HPO42- H+ + PO4

3- Ka3= 4.5.10-13

• Ka diventa più piccola ad ogni stadio successivo:Ka1< Ka2 <Ka

in pratica, gli H+ in soluzione provengono dalla prima dissociazione:pH= -log (Ka1 . Ca)1/2 Ka2Ka1Acido

4.7.10-114.4.10-7H2CO3

5.2.10-55.9.10-2(COOH)2

6.0.10-81.7.10-2H2SO3

pH di soluzioni di sali

• Quando un acido reagisce a completamento (salificazione completa) con una base forma un sale; quando un sale si scioglie in acqua, il catione e l’anione si separano l’uno dall’altro:

AH + BOH A- + B+ + H2O• Si distinguono quattro tipi di sali provenienti da:- acido forte con base forte soluzione neutra

HCl + NaOH Na+ + Cl- + H2O pH=7- acido debole con base forte soluzione basica

CH3COOH + NaOH Na+ + CH3COO- + H2OCH3COO- + H2O CH3COOH + OH-

pOH= -log (Kw/Ka.Cb)1/2= -log (Kw/Ka

.Cs)1/2 pH=14-pOH >7

- acido forte con base debole soluzione acidaHCl + NH3 NH4

+ + Cl-

NH4+ + H2O NH3 + H3O+

pH= -log (Kw/Kb.Ca)1/2= -log (Kw/Kb.Cs)1/2 pH<7- acido debole con base debole

il pH dipende dalle forze relative di acido e base:se Ka>Kb il sale è acido se Kb>Ka il sale è basico

pH di soluzioni tampone• Una soluzione tampone è molto resistente alle variazioni di pH dovute all’aggiunta di un acido o di una base forte. Può essere costituita:- un acido debole e la sua base conuigata: CH3COOH e CH3COO-

- una base debole e il suo acido coniugato: NH3 e NH4+

• Una soluzione tampone costituita da un acido debole (HA) e dal suo sale con una base forte (A-) ha un pH vicino al pH della soluzione dell’acido debole. In soluzione esistono i seguenti equilibri: CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+ determina la [H+]CH3COONa + H2O Na+ + CH3COO- + H2OCH3COO- + H2O CH3COOH + OH-

Ka= [CH3COO-][H3O+]/[CH3COOH] [H+]=Ka.[CH3COOH]/[CH3COO-]

assumendo che l’equilibrio venga raggiunto senza apprezzabile cambiamento dellaconcentrazione di CH3COOH e CH3COONa,[CH3COOH]eq= [CH3COOH]0 [CH3COO-]eq=[CH3COONa]0

[H+]=Ka.[CH3COOH]0/[CH3COONa]0

pH=pKa + log [CH3COONa]0/[CH3COOH]0

In generale: pH=pKa + log Cs/Ca equazione di Henderson-Hasselbach

Aggiungendo ad un volume di acqua quantità uguali di moli di CH3COOH e CH3COONa o diverse, ma tali che 1/10 < Cs/Ca < 10

Come si prepara una soluzione tampone?

Aggiungendo ad una soluzioneacquosa di CH3COOH una quantitàuguale di moli di NaOH o diversa, ma tale che 1/10 < Cs/Ca < 10

In pratica, ad una soluzione di un acido debole si aggiungono quantità crescenti di una base forte, finchè il pH della soluzione sia compreso tra:

pKa-1<pH<pKa+1

• Quando si aggiungono ioni OH- e H+ la soluzione tampone AH/A- reagiscenel seguente modo:HA + OH- A- + H2O A- + H+ AHentrambe le reazioni hanno Keq molto grandi, percui vanno a completamento.

• La capacità tamponante è correlata alle moli di HA e A-: aumentando la concentrazione iniziale di (HA + A-) aumenta la capacità tamponante. Per ogni soluzione tampone : a pH=pKa Cs=Ca massimo potere tamponanteIn generale la capacità tamponante è buona per

1/10 < Cs/Ca < 10, cioè per pH=pKa+1

Man mano che Ha e A- sono consumate, la capacità del tampone diminuisce, prima lentamente e poi rapidamente.

5.00

H+ aggiunti OH- aggiunti

• Una soluzione tampone costituita da una base debole (B) e dal suo sale con un acido forte (B+) ha un pH vicino al pH della soluzione della base debole:

pOH=pKb + log Cs/Cb

La capacità tampone è significativa per1/10 < Cs/Cb < 10, cioè per pOH=pKb+1

• L’equazione di Henderson-Hasselbach permette di determinare per una soluzione tampone:- il pH conoscendo il rapporto Cs/Ca-Cb

- il rapporto Cs/Ca-Cb conoscendo il pH.

Titolazioni acido-base

• Quando una soluzione acquosa acida viene mescolata con una soluzione basica, avviene una reazione acido-base e si forma un sale.

• Per una salificazione completa, il numero di equivalenti di acido deve essere uguale al numero di equivalenti di base.Un equivalente di acido è la quantità che da origine ad 1 mole di H+ e un equivalentedi base è la quantità capace di reagire con 1 mole di H+.massa di 1 equivalente= massa di 1 mole/valenza

N=n° di equivalenti/l=M.valenza

• Si distinguono le seguenti reazioni acido-base.-Acido forte-base forte (reazioni di neutralizzazione): l’equazione di reazione è: H+ + OH- H2O il sale è neutro-Acido debole-base forte: l’equazione di reazione è: HA H+ + A-

H+ + (B)OH- H2O HA +(B)OH- (B)A- + H2O Keq= 1/Kb>>1 la reazione va a completamentoil sale è basico

-Acido forte-base debole: l’equazione di reazione è:B + H2O BH+ + OH-

OH- + (A)H H2OB + (A)H BH+ Keq=1/Ka>>1 la reazione va a completamentoil sale è acido

• Le reazioni acido-base sono utilizzate per determinare la concentrazione di una specie disciolta. Si esegue una titolazione, misurando il volume di una soluzione diconcentrazione nota richiesta per ottenere la salificazione completa (punto di equivalenza) di una quantità misurata di campione di concentrazione incognita.

• Per rilevare il punto di equivalenza si può usare il pH-metro o un indicatore acido-base, un acido debole HIn che ha un colore diverso della sua base coniugata In-: il cambiamento di colore avviene per pH vicini a pKa (pH=pKa+1).

Indicatore Colore HIn Colore In- pKa

rossometile rosso giallo 5

blue di bromotimolo

giallo blu 7

fenoftaleina incolore rosa 9

Titolazione acido-base (HCl-NaOH)Titolazione acido-base (HCl-NaOH)La beuta contiene HCl a concentrazioneincognita e l’indicatore BB. La buretta contine NaOH a concentrazione nota, cheviene aggiunta lentamente, finchè BB rivelail punto di equivalenza (p.e.).

Titolazione acido forte-base forte Titolazione acido forte-base forte (HCl-NaOH)(HCl-NaOH)- al al p.e. il pH è 7- vicino al vicino al p.e. il pH cresce molto rapidamente

Titolazione acido debole-base forte Titolazione acido debole-base forte (CH(CH33COOH-NaOH)COOH-NaOH)-intorno a pKa il pH cambia lentamente,- al p.e. il pH >7

Titolazione base debole-acido forteTitolazione base debole-acido forte(NH(NH33-HCl)-HCl)- intorno a pKb il pH cambia lentamente- al p.e. il pH<7

Soluzionitampone