Punto finale di un analisi volumetrica. Cambiamento di colore del reagente (analita) Uso di indicatore Variazione del potenziale elettrico

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1 Punto finale di un analisi volumetrica Cambiamento di colore del reagente (analita) Uso di indicatore Variazione del potenziale elettrico Punto finale di una titolazione con il calcolo del P. equivalente

2 Curva di titolazione di 50 ml di HCl 0,1 N con NaOH 0,1 N Punti finali visivi Viraggio

3 Teoria della titolazione di Neutralizzazione Si basano sulle variazioni di ph che avvengono in prossimità del punto di equivalenza. Tali intervalli di ph variano dal tipo di titolazione in esame. Tanto più ionizzate sono le specie in esame (reagente, analita) tanto più grandi sono le variazioni del ph. Per ridurre l errore nelle titolazioni bisogna: 1. usare l indicatore opportuno 2. conoscere esattamente la curva di titolazione. Indicatori acido-base Sostanze organiche capaci di dare due colori diversi secondo il ph in esame (acido, basico). Usati dal chimico per ricercare il punto finale di una titolazione acido-base. Il range di ph (passaggio di colore acido a basico richiede 2 unità di ph). Il range di ph corrisponde al brusco cambiamento di ph al punto di equivalenza per evitare eccesso di volume ti titolante nella titolazione. Tipi di indicatori acido base Esiste un indicatore per ogni preciso intervallo di ph Errore: sistematico casuale Errore sistematico: se l indicatore non contiene adeguatamente l intero intervallo del punto di equivalenza (bianco scelta del giusto indicatore)

4 Errore casuale: dovuto dalla capacità visiva a colpire il 1 colore di viraggio. (uso di soluzioni colorate di confronto ± 0,1 ph) Forza ionica 0,1 2 B = Blu; C = incolore; A = Arancio; P = Porpora; R = rosso; G = Giallo; 3 (1) tipo di acido: Hin + H 2 O D H 3 O + + In - (2) tipo di base: In + H 2 O D InH + + OH - 4 Tipo di reazione: InH + + H 2 O D H 3 O + + In

5 Curve di titolazione di acidi e basi forti Per l analita e titolante completamente dissociati, l equazione di neutralizzazione è: H 3 O + + OH - D 2H 2 O Acido forte: le sorgenti di ione H + derivano dal: soluto e dissociazione dell acqua; poiché l H + derivante dall acqua è irrilevante, nelle soluzioni di acidi forti viene trascurata. [H 3 O + ] = F HCl F HCl = concentr. iniziale del soluto Base forte: lo ione OH - deriva dal: soluto e H 2 O trascurabile [OH - ] = F NaOH applicando - log[h + ] = ph -log K w = -log ([H + ]-[OH - ]) = -log[h + ]-log[oh - ] pk w = ph + poh a 25 C il PK w = 14 La titolazione di un acido forte con una base forte è immediata perché possiamo calcolare l [H + ] o l [OH - ] dalle concentrazioni (iniziali) formali dell acido (o base in eccesso)

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8 Curve per la titolazione di HCl con NaOH. Curva A: 50,0 ml di HCI 0,0500 F con NOH 0,1000 F; Curva B: 50,0 ml di HCl 0, F con NaOH 0, F. FFT ph = 8 10 BBT ph = 6,2 7,6 VBC ph = 4 5,6

9 Equilibri relativi agli acidi e basi deboli Il calcolo del ph di un acido o base debole richiede la conoscenza della concentrazione molare (iniziale) e della concentrazione dissociativa (K a o K b ), perché in questo caso le dissociazioni non sono complete. Equilibri di acidi e basi deboli HNO 2 + H 2 O D H 3 O + + NO 2 - K a = [H 3 O + ][NO 2 - ] [HNO 2 ] K a = costante dissociativa acida per l acido nitroso Per una base debole quale l NH 3 : NH 3 + H 2 O D NH OH - K b = [NH 4 + ][OH - ] [NH 3 ] K b = costante di dissociazione basica per l NH 3 Relazione tra K a e K b per Coppie Coniugate Acido-Base Per gli equilibri NH 3 + H 2 O D NH OH - K b = [NH 4 + ][OH - ] [NH 3 ] NH H 2 O D NH 3 + H 3 O + K a = [NH 3 ][H 3 O + ] [NH 4 + ] moltiplicando K a x K b : K a K b = [NH 3 ][H 3 O + ] [NH 4 + ][OH - ] = [H 3 O + ] [OH - ] = K w [NH 4 + ] [NH 3 ] K b = K w K a

10 Questa relazione ci consente il calcolo della K b in molte reazioni acido base coniugato. Calcolare la K b nel seguente equilibrio: CN - + H 2 O D HCN + OH - K b = [HCN][OH - ] = K w = = 4, [CN - ] K a non conosciamo la K b, ma solo la K a = 2, (HCN) Calcolare la K b di questo equilibrio: CH 3 COO - + H 2 O D CH 3 COOH + OH - K a = 1, (CH 3 COOH) K b = [CH 3 COOH][OH - ] = K w = = 5, [CH 3 COO - ] K a 1,8 10-5

11 Calcolo dell errore nel calcolo dell [H + ] nell usare l equazione approssimata (a) e nell equazione più esatta (b) al variare del Ca e del K a. K a Ca [H + ] (a) [H + ] (b) errore 1, , , , , , , , , , , , , , , , , , , , , , , , , , , ,3 1,6 17 5,3 1,6 0,5 0,0 Dalla tabella si deduce che nei casi in cui l errore è notevole è bene usare l equazione quadratica.

12 lg = Ca K a Il grafico dimostra la variazione dell errore relativo tra l equazione approssimata e quella esatta in funzione del lg Ca/K a.

13 Calcolare la [H + ] di una soluzione di HNO 2 0,120 M L equilibrio: HNO 2 + H 2 O D H 3 O + + NO 2 - K a = [H + ][NO 2 - ] = 5, [HNO 2 ] [H 3 O + ] = [NO 2 - ] [HNO 2 ] = 0,120 - [H + ] =0,120 K a = [H + ] 2 ; 5, = [H + ] 2 Ca 0,120 [H + ] 2 = 5, = 6, ; [H + ] = 7, ,120 ph = 3 lg 7,8 = 2,11 dal grafico; lg Ca = 0,120 = 2,4 (errore relativo) K a 5, Questa equazione comporta un errore relativo tra 2 3%. Applicando l equazione quadratica K a = [H + ] 2 Ca - [H + ] [H + ] = -K a ± (K a ) 2 +4K a Ca 2 [H + ] = 7, ; ph = 2,12