Sommario della lezione 22. Idrolisi Indicatori di ph Soluzioni tampone - Titolazioni

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1 Sommario della lezione 22 Idrolisi Indicatori di ph Soluzioni tampone - Titolazioni

2 Determinazione del ph Il ph di una soluzione può essere determinato in modo approssimato mediante l uso di un indicatore. Gli INDICATORI sono ACIDI (BASI) DEBOLI che hanno BASI (ACIDI) CONIUGATE di colore diverso da quello degli ACIDI (BASI). HIn + H 2 O H 3 O + + In - forma indissociata forma dissociata

3 K HIn H In HIn Al punto di viraggio K HIn H pk HIn ph

4 INDICATORI DI ph HA(aq) + H 2 O(l) A - (aq) + H 3 O + (aq) giallo rosso K a [A ][H O 3 [HA] ] [H O 3 K a ] [HA] [A ] giallo rosso

5 [H O 3 K a ] [HA] [A ] giallo rosso Quando [H 3 O + ] >> K a la soluzione appare gialla Quando [H 3 O + ] << K a la soluzione appare rossa Quando [H 3 O + ] K a la soluzione appare arancione pk a = - log 10 K a ph Rosso cresolo giallo arancio rosso

6 Se si aggiunge un ACIDO, secondo il principio di Le Chatelier, l equilibrio si sposta a sinistra; viceversa se si aggiunge una base. HIn + H 2 O H 3 O + + In - K a(hin) - [In ][H 3 O [HIn] ] 3 O [H ] K a(hin) [HIn] - [In ] ph pk a(hin) [In - ] log [HIn]

7 Il ph a cui un indicatore cambia colore dipende dal suo pk a. Quando forma acida; - [HIn] 10[In ] si apprezza il colore della - [In ] 10[HIn] se il colore che si apprezza è quello della forma basica. La variazione visibile di colore avviene nell intervallo: ph pk a(hin) log10 pk a(hin) 1

8 quando [HIn]=[In - ] l indicatore è per metà nella sua forma acida e per metà nella sua forma basica (colore intermedio) ph pk a(hin) log1 pk a(hin) Si definisce intervallo di viraggio di un indicatore ph pk a(hin) 1

9 Colori ed intervallo di viraggio di alcuni indicatori Indicatore Colore HIn pk HIn Colore In - Blu timolo Rosso 1,7 Giallo 1,2-2,8 Arancio metile Rosso 3,4 Giallo 3,1-4,5 Verde Giallo 4,7 Blu 3,8-5,5 bromocresolo Rosso metile Rosso 5,0 Giallo 4,8-6,6 Tornasole Rosso Blu 5,0-8,0 Blu bromotimolo Giallo 7,1 Blu 6,0-7,6 Blu timolo Giallo 8,9 Blu 8,0-9,6 Fenolftaleina Incolore 9,4 Rosa 8,2-10,0 Giallo alizarina Giallo 11,2 Rosso 10,0-12,1

10 Indicatori Metilarancio Timolftaleina Verde di cresolo Fenoftaleina Rosso di metile

11 FENOLFTALEINA, Ka= O H pk a =9.5 PORPORA O HO C O C O + H 2O H 3 O + + HO C O C O INCOLORE

12 È una mescolanza di vari indicatori che cambia colore in modo continuo in un ampio intervallo di ph. La cartina indicatrice è impregnata con un indicatore universale. Per una misura accurata del ph si deve usare il phmetro uno strumento che misura la differenza di potenziale tra la soluzione in esame e una soluzione standard a ph noto.

13 SOLUZIONI TAMPONE Una soluzione che ha la capacità di mantenere un ph sostanzialmente costante anche quando si aggiungono piccole quantità di acidi o basi si chiama soluzione tampone. Le soluzioni tampone sono costituite da un ACIDO DEBOLE + un SALE dell acido debole, o una BASE DEBOLE + un SALE della base debole in quantità approssimativamente uguali.

14 CALCOLO del ph di una SOLUZIONI TAMPONE 1 Si consideri una soluzione che contiene sia CH 3 COOH che la sua base coniugata, CH 3 COO -, 0.05M. CH 3 COOH(aq) + H 2 O(l) CH 3 COO - (aq) + H 3 O + (aq) Ka - [CH 3 COO ][H 3 O ] [CH 3 COOH]

15 Nel caso di CH 3 COOH da solo: L acido 2 CH 3 COOH H + + CH 3 COO - Iniziale 0,05 M Finale 0,05 - x x x La Ka di CH 3 COOH vale 1, a 25 C: [CH 3 COO - ][H + ] Ka= = [CH 3 COOH] x 2 0,05-x x=[h + ]=9, M ph = 3,0

16 L acido e la base coniugata 5 CH 3 COOH(aq) + H 2 O(l) CH 3 COO - (aq) + H 3 O + (aq) ci ceq 0.05-x 0.05+x x K a (0.05 x)(x) (0.05 x) L acido acetico è debole, quindi x è piccolo rispetto a c i = 0.05 M; per il Principio di Le Chatelier, gli ioni CH 3 COO - reprimono la dissociazione di CH 3 COOH per cui x si può trascurare.

17 (0.05)(x) (0.05) M 6 x = [H 3 O + ]= ph=4.74

18 In generale HA+H 2 O H 3 O + +A K a [H 3 O ][A [HA] - ] [H3O ] K a [HA] [A - ] ph pk a - [A ] log [HA] eq Le concentrazioni di equilibrio di HA e A - non sono molto diverse dalle concentrazioni iniziali dell acido debole (c a ) e del sale con la sua base coniugata (c s ).

19 Quindi ph pk a log c c s a Equazione di Henderson-Hasselbach Un tampone ha la massima capacità di opporsi a variazioni di ph quando sia l ACIDO che il SALE con la sua BASE CONIUGATA sono presenti in quantità circa uguali c a =c s ph = pk a

20 In ogni caso le variazioni di ph in una soluzione tampone sono molto inferiori che in acqua per aggiunta della stessa quantità di acido o base. Esempio: si aggiungano mol di HCl ad 1 L di H 2 0 e soluzione tampone CH 3 COOH- CH 3 COONa 0,050 M. Consideriamo l acqua da sola: H 2 O mol HCl 0 ph = ½ pk w = ph = -log[h 3 O + ] = 3

21 La soluzione tampone prima dell aggiunta di acido CH 3 COOH(aq) + H 2 O(l) CH 3 COO - (aq) + H 3 O + (aq) ci ceq 0.05-x 0.05+x x Ka (0.05)(x) (0.05) M x = [H 3 O + ]= ph=4.74

22 Aggiungiamo le 0,001 moli di HCl CH 3 COOH(aq) + H 2 O(l) CH 3 COO - (aq) + H 3 O + (aq) Ceq x Ceq [H + ] HCl 0.05-[H + ] HCl x I protoni forniti da HCl si combinano con ioni acetato formando altro acido acetico. Secondo il principio di Le Chatelier, in seguito ad aggiunta di acido il sistema reagisce in modo da minimizzare tale aggiunta.

23 Aggiungiamo le 0,001 moli di HCl CH 3 COOH(aq) + H 2 O(l) CH 3 COO - (aq) + H 3 O + (aq) ci ceq 0.05+x 0.05-x x Ka (0.049)(x) (0.051) M x = [H 3 O + ]= ph=4.73

24 Se invece aggiungiamo 0,001 moli di NaOH? CH 3 COOH(aq) + H 2 O(l) CH 3 COO - (aq) + H 3 O + (aq) ci ceq 0.05-x 0.05+x x Ka (0.051)(x) (0.049) M x = [H 3 O + ]= ph=4.76

25 CAPACITÀ TAMPONANTE È la quantità di acido o base che si deve aggiungere per ottenere una variazione di ph significativa; dipende da c a e c s. Tanto maggiore è la capacità tamponante, tanto migliore è il tampone. Di solito c a e c s sono nell intervallo 0.1-1M.

26 Il tampone per un dato intervallo di ph viene scelto sulla base del pk a dell acido debole: 1. per tamponare una soluzione a ph 5, si può scegliere un tampone CH 3 COOH-CH 3 COONa (pk a =4.74); 2. per tamponare una soluzione a ph 9, si può scegliere un tampone NH 3 -NH 4 Cl (pk a(nh4 + ) =9.25); 3. per tamponare una soluzione a ph 7, si può scegliere un tampone H 2 PO 4- -HPO 2-4 (pk a2 =7.21). * * Il ph del sangue ( 7.4) è mantenuto costante da diverse coppie coniugate ACIDO-BASE H PO -

27 TITOLAZIONI ACIDO-BASE È un metodo utilizzato per ricavare la concentrazione (titolo) incognita di un acido (o base) aggiungendo volumi noti di base (o acido) a titolo noto fino a neutralizzazione. A questo punto, detto punto di equivalenza, il numero di equivalenti di acido e base sono uguali. Per cogliere il punto di equivalenza si usa un indicatore acido/base di pk In opportuno.

28 Titolazione di un acido forte con una base forte: 50.0 ml di HCl 0.1 M con NaOH 0.1 M 1. Cominciamo col considerare la soluzione iniziale di HCl: HCl H + + Cl - Il ph iniziale prima dell aggiunta di base sarà: [H 3 O + ] = 0.1M ph=1

29 Prima del punto equivalente 2. Aggiungiamo 10 ml di NaOH 2 HCl H + + Cl - NaOH Na + + OH - - H 2 3O (aq) OH (aq) 2H O( l) moli HCl iniziali=0.005; aggiunte=0.001; moli NaOH mol [H 3 O ] 50 ml(hcl) 10mL(NaOH) L M ph 1.18

30 3. Aggiungiamo 50 ml di NaOH 3 HCl H + + Cl - NaOH Na + + OH - - H 2 3O (aq) OH (aq) 2H O( l) moli HCl iniziali=0.005 = moli NaOH aggiunte=0.005 Punto equivalente ph 7.00 a 25C

31 Dopo il punto equivalente 4 4. se si aggiungono 51 ml di NaOH HCl H + + Cl - NaOH Na + + OH - - H 2 3O (aq) OH (aq) 2H O( l) moli HCl iniziali=0.005 = moli NaOH aggiunte= Tutto l acido cloridrico ha reagito, in soluzione non è rimasto acido ma solo NaCl (sale neutro), il ph dipende solo da [OH - ] proveniente dall eccesso di NaOH aggiunto

32 Dopo il punto equivalente 5 [OH ] moli di base ineccesso volume totale (acido base aggiunta) [OH ] (0.001L)(0.1M) L L acido base M poh = 3.00; ph = 11.00

33 La rappresentazione grafica della variazione di ph in funzione del volume (ml) di base (acido) aggiunto è detta curva di titolazione. Vi è un rapido cambiamento del ph della soluzione in prossimità del punto di equivalenza e qualunque indicatore con un pk compreso tra 4 e 11 è adatto

34 Titolazione di un acido debole con una base forte: ml di CH 3 COOH 0.1 M con NaOH 0.1 M 1. Cominciamo col considerare la soluzione iniziale di CH 3 COOH: CH 3 COOH CH 3 COO - + H + Il ph si calcola considerando semplicemente la dissociazione dell acido debole da solo!!! ph = 2.88

35 Prima del punto equivalente 2. Aggiungiamo 50 ml di NaOH 2 moli acido iniziali=0.01; moli NaOH aggiunte=0.005; - - CH COOH(aq) OH (aq) CH3COO (aq) H2O( 3 l In 0,01 0, Fin 0, ,005 Soluzione tampone ) ph pk a [CH log [CH 3 3 COONa formato] (c COOH rimanente](c s a ) ) c a =c s ph = pk a = 4.74

36 Al punto equivalente 3 3. tutto l acido è trasformato in sale il cui anione ha carattere basico l CH COOH(aq) OH (aq) CH3COO (aq) H2O( In 0,01 0, Fin ,01 ) - CH 3 COO ( aq) H 2 O( l) CH 3 COOH(aq) OH (aq) Bisogna considerare l idrolisi della base CH 3 COO -! In questo caso il punto di equivalenza non coincide con il punto di ph = 8.96

37 Dopo il punto equivalente 4 4. la soluzione contiene CH 3 COONa + la quantità di base aggiunta in eccesso dopo il punto di equivalenza. La [OH - ] proveniente dall idrolisi dello ione acetato è trascurabile, pertanto il ph dipende da [OH - ] proveniente da NaOH aggiunto. [OH ] moli di base ineccesso volume totale (acido base aggiunta)

38 Dopo il punto equivalente 5 se si aggiunge 1 ml di NaOH oltre i 100 ml necessari per la neutralizzazione: [OH ] (0.001L)(0.1M) L L acido base M poh = 3.00; ph = 11.00

39 In questo caso il punto di equivalenza non coincide con il punto di neutralizzazione

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