1 / 52

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

yoko
Download Presentation

Chimica e laboratorio

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

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

More Related