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Chimica e laboratorio

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

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Presentation Transcript

  1. Chimica e laboratorio Acidi e basi Titolazioni e Teoria Classi Quarte/Quinte Docente: Luciano Canu Anno Scolastico 2007/2008

  2. 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

  3. 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

  4. 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

  5. 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

  6. 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

  7. 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

  8. 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)

  9. 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

  10. 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

  11. 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

  12. 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)

  13. Le definizioni di acido e di base Un percorso storico

  14. 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

  15. 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-

  16. 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-

  17. Perché gli acidi e le basi… • …si dissociano in modo differente? Cl – O – H 3,0 3,5 2,1 0,5 1,4 Na – O – H 3,5 0,9 2,1 2,6 1,4

  18. 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-

  19. 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

  20. Coppie coniugate acido-base NH3 + H2O  NH4+ + OH- base 1 acido 2 acido 1 base 2 differiscono per un H+ HCl + H2O  H3O+ + Cl- base 2 acido 2 base 1 acido 1 differiscono per un H+

  21. 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- NH4+ NH3 + H+

  22. Forza relativa degli acidi HCl + CH3COOH  CH3COOH2+ + Cl- acido 1 base 2 acido 2 base 1 differiscono per un H+ http://www.dsch.univ.trieste.it/~balducci/biotecnologie/slides/slides-OLD/node307.html

  23. Costante di dissociazione acida HCl  H+ + Cl- HCl + H2O  H3O+ + Cl-

  24. Forza degli acidi e delle basi • La Ka e la Kb sono direttamente proporzionali alla forza dell’acido o della base rispettivamente

  25. 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

  26. 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

  27. 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

  28. 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 ()

  29. 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 forteha un pH=1,69

  30. 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

  31. Suddividere la scala del pH 1 7 14 neutro basico acido • 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

  32. 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

  33. pH di soluzioni di acidi deboli 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 debole)

  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

  35. 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

  36. 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

  37. Neutralizzazione H+ + OH- H2O • 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

  38. 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

  39. 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

  40. pH e acidità totale • Spiega la differenza tra pH e acidità totale di una soluzione

  41. 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

  42. 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

  43. Gli indicatori acido-base • Sono acidi organici deboli • Presentano forme dissociate e indissociate di colore diverso • Devono essere solubili nella matrice da analizzare

  44. 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

  45. H F Considerazioni : F H N B H 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

  46. Interpretiamo i “vecchi” acidi e basi NH3 + H2O  NH4+ + OH- H : H+ H N NaOH H : : H O- : : H O : H H+

  47. 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

  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 • 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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