Acidi e Basi Teoria

Chimica e laboratorio
Acidi e basi
Titolazioni e Teoria
Classi Quarte/Quinte
Docente: Luciano Canu
Anno Scolastico 2007/2008
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
2
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
3
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
4
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
5
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
6
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
7
I calcoli

La concentrazione della nuova soluzione si
ottiene partendo dalla seguente
considerazione
n° moli prelevate = n° moli sne diluita

Sostituendo nel membro a sinistra
dell’equazione ottengo
Mp . 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 ottiene
Md = n° moli sne diluita / Vd(l)
 Sostituendo dalla precedente ottengo
M = M . Vp(l) / Vd(l)
8
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
9
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
Vi 
M f V f
Mi
0,005  250

 12,5mL
0,1
10
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(5,0x103)=3-0,7=2,3
11
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)
12
Le definizioni di acido e di
base
Un percorso storico
Teoria degli acidi e delle basi

Cos’è un acido?


Cos’è una base?


Una sostanza corrosiva, chimicamente molto
attiva, che colora di rosso la cartina di indicatore
universale, ha un sapore aspro
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
14

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-
15
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-
16
Perché gli acidi e le basi…

…si dissociano in modo differente?
Cl – O – H
3,0
0,5
3,5
1,4
2,1
Na – O – H
0,9
2,6
3,5
1,4
2,1
17
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+ + OH18
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 acidobase coniugate


Sono due specie chimiche che differiscono solo
per un protone
19
Coppie coniugate acido-base
NH3 + H2O  NH4+ + OHbase 1
acido 2
acido 1
base 2
differiscono per un H+
HCl + H2O  H3O+ + Clacido 2
base 1
acido 1
base 2
differiscono per un H+
20
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-

NH  OH 


Kb

4
Ka
NH 3 

NH 3  H

NH 



4
NH4+  NH3 + H+
K a  Kb

NH  H  NH  OH 


K
NH 
NH 


3

4

4
3
w
 1,0 10 14
21
Forza relativa degli acidi
HCl + CH3COOH  CH3COOH2 + + Clacido 1
base 2
acido 2
base 1
differiscono per un H+
http://www.dsch.univ.trieste.it/~balducci/biotecnologie/slides/slides-OLD/node307.html
22
Costante di dissociazione acida

H  Cl 


HCl  H+ + Cl-
Ka
HCl + H2O  H3O+ + Cl
3
HCl  H 2O

H O  Cl 
 H O 
K

Ke
3
2
HCl 

H O  Cl 


Ke

HCl 

a
23
Forza degli acidi e delle basi

La Ka e la Kb sono direttamente
proporzionali alla forza dell’acido o della
base rispettivamente
24
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

Questo equilibrio può essere descritto dalla legge
d’azione di massa


L’equilibrio si chiama autoprotolisi dell’acqua
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
25
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
26
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
27
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
CH 3COOH  H 2O  CH 3COO   H 3O 
 L’acido e la base deboli possono essere


grado
di dissociazione
NH3 caratterizzate
H 2O  NH 4 dal
 OH
28
()

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
29
un pH=1,69
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
30
Suddividere la scala del pH
1
7
14
acido
neutro
basico

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
31
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-] > 107 di conseguenza [H O+] < 10-7
3
Quindi riportando la sola concentrazione degli ioni
H3O+ posso dare un’informazione delle condizioni
della soluzione o del substrato studiato
32
pH di soluzioni di acidi deboli
CH 3COOH  H 2O  CH 3COO   H 3O 
CiA - x
x
x
 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
CH COOdebole)
 H O
x x
x2
Ka



3
3
CH 3COOH 



CiA  x

CiA

x  H 3O  CiA K A
33
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+ + OHm.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

x  OH


6
Cib Kb  6,0 10 M
34
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
35
Calcolo del pH di una base
debole





2,4 g
nmoli 
 0,14mol
17 g / mol
Calcolare il pH di una
soluzione di ammoniaca
ottenuta sciogliendone 2,4
g in 0,550 L di acqua e
0,14nmoli
.
sapendo che la Kb è 1,8
Cib 
 0,25M
0,55V ( L)
10-5
Calcolare la
concentrazione iniziale
della base

OH    Cib  Kb  0,25 1,8 105  2,1103 mol
Usare la formula per il
3
pOH


log(
2
,
1

10
)  2,66
calcolo di [OH ]
Calcolare il pOH
pH  14  2,66  11,34
Calcolare il pH
36
Neutralizzazione

Le reazioni tra un acido ed una base si
chiamano “neutralizzazioni”



Ca(NO3)2 nitrato di calcio
2NaOH + H2CO3  2Na+ + CO32- + 2H2O


NaCl
Ca(OH)2 + 2HNO3  Ca2+ + 2NO3- + 2H2O


Perché si ottengono dei prodotti che non
manifestano la stessa elevata reattività dei reagenti
(corrosività)
Acido + base  sale + acqua
HCl + NaOH  Na+ + Cl- + H2O


H+ + OH-  H2O
Na2CO3 carbonato di sodio
NaOH + H2CO3  Na+ + HCO3- + H2O

NaHCO3 bicarbonato di sodio
37
Neutralizzazione di acidi e basi
deboli



BOH  B+ + OHHA  H+ + AI 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
38
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
39
pH e acidità totale

Spiega la differenza tra pH e acidità
totale di una soluzione
40
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
41
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
42
Gli indicatori acido-base



Sono acidi organici deboli
Presentano forme dissociate e
indissociate di colore diverso
Devono essere solubili nella matrice da
analizzare
43
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
44
Considerazioni
H
H N:
H

F
B F
F
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
45
Interpretiamo i “vecchi” acidi e
basi
NH3 + H2O  NH4+ + OHH
H N:
H+
NaOH
H
: :
:
H O- :
H
H+
H O:
46
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
47
48
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
49
Elettroliti forti e deboli

La forza di un elettrolita si misura dal grado di
dissociazione
 Sali



Acidi e basi




In genere sono elettroliti forti e formano soluzioni elettrolitiche
con conducibilità elevate
Eccezione sono i sali poco solubili
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
50
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
51
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
52
volume