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
34
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