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TITOLAZIONI ACIDO-BASETITOLAZIONI ACIDO-BASE
3a ESPERIENZA
Questa esperienza si presta all’osservazione di molti aspetti delle reazioni acido-base
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Acidi e basi
1- Autoprotolisi dell’acqua
2 H2O H3O+ + OH-
Acqua pura a 25 °C ci sono solo 1.00 10-7 moli delle 55.5 presenti sono dissociate (2 molecole ogni miliardo)
Equilibrio tutto spostato verso i reagenti
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2 - Soluzioni acide e basiche.
- Soluzione neutra se [H3O+] = [OH-]
- Soluzione si dice acida se [H3O+] > [OH-]
- Soluzione si dice basica se [H3O+] < [OH-]
2 H2O H3O+ + OH-
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3 – Definizione di Brœnsted di acido e base
Secondo questa definizione Una reazione acido base è la conseguenza di uno scambio di un protone
HA + B A- + HB+
tra due coppie “coniugate” acido base
HA è l’acido coniugato della base A-
B è la base coniugata dell’ acido HB+
un acido (di Broensted) è una specie capace di cedere uno ione H+ ad una base
una base (di Broensted) è una specie capace di accettare uno ione H+ da un acido.
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3b – Conseguenze della definizione di Brœnsted
La reazione di autoprotolisi dell’acqua è una reazione acido-base
H2O + H2O H3O+ + OH-
L’acqua si comporta sia da acido che da base (anfolita o sostanza anfotera)
L’acqua è la base coniugata di H3O+
e allo stesso tempo
L’acqua è l’ acido coniugato di OH-
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3c – Conseguenze della definizione di Brœnsted
La reazione di dissociazione di un acido è una reazione acido-base:
HA + H2O H3O+ + A-
In cui l’acqua si comporta da baseLa reazione di dissociazione di una base è una reazione acido-base:
B + H2O BH+ + OH-
In cui l’acqua si comporta da acido
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4 – Forza degli acidi e delle basi - Acidi e basi forti
Un acido o una base si dice forte se si “dissocia” completamente per ogni concentrazione iniziale
HCl + H2O H3O+ + Cl- acido cloridrico è una acido
forte
NaOH Na+ + OH- sodio idrossido è una base forte
H3O+ è l’acido più forte che esiste in acqua indissociato
OH- è la base più forte che esiste in acqua indissociata
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4b – Forza degli acidi e delle basi - Acidi e basi a forza nulla (debolissimi)
Un acido o una base si dicono debolissimi o a forza nulla sela loro dissociazione non comporta variazioni significative nella concentrazione degli ioni idronio (H3O+) e idrossido (OH-) in soluzione. Lo ione cloruro (la base coniugata di HCl) è una base a forza nulla:
HCl + H2O H3O+ + Cl- la reazione non avviene
Lo ione sodio (l’acido coniugato di NaOH) è un acido a forza nulla:
NaOH OH- + Na+ la reazione non avviene
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4c – Forza degli acidi e delle basi - Acidi e basi deboli
HA + H2O H3O+ + A- (acido debole)
B + H2O BH+ + OH- (base debole)
][
]][[ 3
HA
AOHKa
][
]][[
B
OHBHKb
Negli altri casi – è presente un equilibrio
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5 -il pH e il pOH - Definizione
]log[ 3 OHpH
]log[ OHpOH
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6 - Relazione tra pH e il pOH
2H2O H3O+ + OH- Kw
Kw= [H3O+][OH-]
][][ 3
OH
KOH w
][][
3
OH
KOH w
-log Kw = pKw= -log[H3O+] – log[OH-] = pH +
pOH
pH + pOH = 14.0
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la soluzione è neutra se il pH=7;
quando il pH < 7 la soluzione è acida;
quando il pH > 7 la soluzione è basica.
6b - Relazione tra pH e il pOH
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7 - Relazione tra Ka e Kb di una coppia acido-base.
Una conseguenza della presenza dell’ autoprotolisi dell’acqua è che le forze di un acido e di una base coniugati non sono indipendenti
HA + H2O H3O+ + A- Ka
A- + H2O HA + OH- Kb
][
]][[ 3
HA
AOHKa
][
]][[
A
HAOHKb
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7b- Relazione tra Ka e Kb di una coppia acido-base
w
ba
KOHOH
A
HAOH
HA
AOHKK
]][[
][
]][[
][
]][[
3
3
pKw = pKa + pKb
a 25 °C pKa + pKb= 14.0
ba KKKw
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8 -Acidi e basi poliprotici.
Specie che cedono o accettano più di un protone sono dettepoliprotiche
OHHSOOHSOH 34242
OHSOOHHSO 32424
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8b- Acidi e basi poliprotici.
L’acido fosforico (H3PO4) è un acido triprotico:
OHPOHOHPOH 342243Ka1
OHHPOOHPOH 324242 Ka2
OHPOOHHPO 3342
24 Ka3
OHPOOHPOH 334243 33
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8c -Acidi e basi poliprotici.
OHHPOOHPO 242
34
OHPOHOHHPO 42224
OHPOHOHPOH 43242
Kb1
Kb2
Kb3
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9 -Titolazioni acido - base
Un metodo per rilevare il punto equivalente:
NaOH o HCl
Acidi o basi vari
Indicatori cromatici;
Curva di titolazione pHmetrica.
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10 - Curve di titolazione.
Sono dei grafici in cui viene riportato il pH in funzione del volume aggiunto di titolante. Dalla particolare forma della curva si può ricavare il volume equivalente.
Possono essere ottenute con misure pH-metriche
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10b curva "Derivata"(rapporto incrementale)
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11 misura pH-MetricapHmetro
Elettrodo di riferimento
Ponte salino
Semicella di misura
Elettrodo avetro
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Elettrodo a vetro
11b Elettrodi a vetro
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12- Indicatori cromatici
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Gli indicatori di pH, sostanze che cambiano colore a seconda del pH, sono a loro volta un sistema acido base.
HInd + H2O Ind- + H3O+ Kind
Kind =[H3O+][Ind-][HInd]
Costante acida
[HInd] = [Ind-] [H3O+] = Kind pH=pKind
[HInd]>=10[Ind-] [H3O+] >= 10Kind pH<=pKind
– 1
[HInd]<=0.1[Ind-] [H3O+] <= 0.1Kind pH>=pKind
+ 1
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[HInd] = [Ind-] [H3O+] = Kind pH=pKind
[HInd]>=10[Ind-] [H3O+] >= 10Kind pH<=pKind – 1
[HInd]<=0.1[Ind-] [H3O+] <= 0.1Kind pH<=pKind
+ 1
pH
pKind
pKind+1pKind-1
Colore dellaforma acida
Colore dellaforma basica
Intervallo di viraggio
L'indicatore essendo una specie acido-base reagisce e può spostare il punto equivalente. Deve essere molto colorato ed usato in piccola quantità.
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Cambio di colore nella fenolftaleina
Incolore soluzioni pH < 8.2
Viola soluzioni pH > 8.2
Il colore viola dell'indicatore deprotonato (pH > 8) è dovuto alla estesa delocalizzazione degli elettroni nel sistema pi greco coniugato.
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Blu di bromotimolo
Arancio di metile
Timolftaleina
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Parte sperimentale
.
Dovrete titolare prima con il metodo pHmetrico e poi con il metodo degli indicatori cromatici: - un acido forte con una base forte: HCl con NaOH;
- una base forte con un acido forte: NaOH con HCl;
- un acido debole con una base forte: acidoacetico con NaOH;
- una base debole con un acido forte: ammoniaca con HCl;
- una acido diprotico con una base forte: acido ossalico con NaOH;
- una base diprotica con un acido forte: etilendiammina con HCl;
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