Titolazioni di neutralizzazione
• titolazione di un acido forte con una base
forte
• titolazione di una base forte con un acido
forte
• curve di titolazione per acidi deboli
Acidi e basi
TEORIA DI ARRHENIUS
Un
acido
è
una
sostanza che possiede
atomi di idrogeno e che
in acqua rilascia ioni H+.
Una base è una
sostanza che in acqua
rilascia ioni OH-.
TEORIA DI BRöNSTED E LOWRY
TEORIA DI LEWIS
Un
acido
è
una
sostanza capace di
cedere ioni H+ ad
un’altra specie chimica
detta base.
Un
acido
è
una
sostanza capace di
accettare un doppietto
elettronico da un’altra
specie chimica.
Una base è una
molecola capace di
accettare ioni H+ da
un’altra specie chimica
detta acido.
Una base è una
sostanza capace di
donare un doppietto
elettronico ad un’altra
specie chimica.
Acidi forti e basi forti
Gli acidi e le basi hanno diverse capacità di donare o accettare i protoni.
Pertanto si definirà un acido forte un qualunque acido che reagisca in acqua
dissociandosi completamente.
HA + H2O → A- + H3O+
Acidi forti: l'acido solforico (H2SO4), l'acido cloridrico (HCl), l'acido nitrico (HNO3),
l'acido iodidrico (HI), l'acido perclorico (HClO4) e l'acido bromidrico (HBr).
Analogamente, una base forte è una specie che reagisce completamente con
l’acqua.
MOH → M+ + OH-
Gli idrossidi dei metalli alcalini e quelli dei metalli alcalino terrosi possono essere
considerati basi forti.
La forza di un acido è misurata quantitativamente dalla sua costante di
dissociazione. Per l’acido generico HA si ottiene:
ka
HA + H2O → A- + H3O+
La reazione di ionizzazione acida è tanto più spostata verso destra quanto
maggiore è il valore di Ka.
Quindi si può affermare che un acido e' tanto più forte quanto maggiore e' la
costante di equilibrio relativa alla sua ionizzazione.
La costante di ionizzazione dell'acido acetico ha un valore di 8 x 10-5, il che dice
che l'acido acetico e' un acido debole. D'altro canto, la costante di ionizzazione
dell'acido cloridrico vale ≈ 107, e quindi HCl e' un acido forte.
In completa analogia con quanto appena detto per gli acidi, la forza di una base è
misurata quantitativamente dalla sua costante di ionizzazione basica. Per una
generica base B:
kB
B + H2O → HB+ + OH-
La tendenza della base ad acquistare un protone e' tanto maggiore quanto
maggiore e' il valore di kb.
Titolazione acido forte base forte
La titolazione acido base consiste nel determinare la concentrazione incognita di
un acido o di una base attraverso una reazione di neutralizzazione, impiegando
una soluzione a concentrazione nota di una base o di un acido. Si supponga di
voler determinare la concentrazione esatta di un acido; ad un volume noto di
questa soluzione acida (titolando) sono aggiunti volumi crescenti di una soluzione
basica a titolo esattamente noto (titolante). La reazione che avviene è:
H3O+ + OH- → 2 H2O
Tale reazione può considerarsi completa, visto che la costante vale
1/Kw = 1 x 10-14.
Per cui, nel caso di titolazioni acido forte base forte, al punto di equivalenza gli ioni
idronio (H+) sono uguali a quelli di ossonio (OH-) ed il pH è neutro (pH = 7).
Costruzione della curva di titolazione
Per ricavare una curva di titolazione acido forte - base forte, si richiedono tre
tipi di calcoli, ciascuno corrispondente ad una fase distinta della titolazione.
1. Pre-equivalenza
2. Equivalenza
3. Post-equivalenza
Fase di pre-equivalenza
Il pH prima del punto di equivalenza si calcola sulla base della reazione:
H3O+ + OH- → 2 H2O
assumendo che sia completa. Bisogna tenere presente che l'aggiunta della
soluzione titolante (in questo caso la base), oltre che determinare una diminuzione
della concentrazione di ioni idronio, provoca anche una diluizione. Se indichiamo
con V
il volume di soluzione titolante aggiunto, allora si ha:
[H3O+]V =
moli di ioni idronio
volume totale
=
(moli di ioni idronio iniziali) – (moli di ioni idronio reagite)
1
volume totale
Questa relazione e' valida per ogni aggiunta di soluzione titolante fino al punto di equivalenza
Fase di equivalenza
Al punto di equivalenza, per definizione, e' stato aggiunto un volume di soluzione
titolante che contiene un numero di moli di OH- uguale al numero di moli di H+
inizialmente contenute nella soluzione da titolare. Quindi:
2
Fase di post equivalenza
Oltre il punto di equivalenza, le moli di ioni ossidrile aggiunte sono in eccesso
rispetto a quelle di ioni idronio inizialmente presenti: la reazione di neutralizzazione
si può assumere nuovamente completa e la concentrazione di ioni ossidrile e' così
calcolabile:
moli di ione ossidrile
[OH-]
V
=
=
volume totale
(moli di ione ossidrile iniziali) – (moli di ione ossidrile reagite)
3
volume totale
Chiaramente, la concentrazione di ioni idronio e il pH si ottengono grazie alla relazione:
[H3O+] = kw/[OH-]
Esempio applicativo (1)
Costruire una curva di titolazione di 50,00 mL di HCl 0,0500 M con NaOH 0,1000M
Punto iniziale
All’inizio la soluzione è 0,0500 M
pH = -log [H3O+] = -log 0,0500 = 1,30
Punto di pre-equivalenza dopo l’aggiunta di 10,00mL di NaOH
La concentrazione dello ione idronio è diminuita in conseguenza sia della reazione della base che della
diluizione. La concentrazione di HCl è:
[HCl] = (50,00 mL x 0,0500 M) – (10,00mL x 0,1000M)
50,00 mL + 10,00mL
[HCl] = 2,500 x 10-2 M
pH = -log [H3O+] = -log 2,500 x 10-2 = 1,602
Moli di NaOH che
hanno neutralizzato
1 mole di HCl
1
Esempio applicativo (2)
Punto di equivalenza
Al punto di equivalenza HCl e NaOH non si trovano in eccesso, ma le concentrazioni sono uguali. Si ottiene
così il prodotto ionico dell’acqua.
2
pH = -log [H3O+] = -log 1 x 10-7 = 7
Punto di post-equivalenza dopo l’aggiunta di 25,10 mL di NaOH
La soluzione ora contiene un eccesso di NaOH.
[NaOH] = (25,10 x 0,1000) x (50,00 x 0,0500)
50,00 mL + 25,10 mL
[NaOH] = 1,33 x 10-4 M
pOH = -log 1,33 x 10-4 = 3,88
pH = 14 – 3.88 = 10,12
Moli di HCl
completamente
neutralizzate da NaOH
3
Esempio applicativo (3)
pH
Volume di NaOH, mL
50,00 mL di HCl 0,0500 M
con NaOH 0,100 M
50,00 mL di HCl 0,000500
M con NaOH 0,00100 M
0.00
1.30
3.30
10.00
1.60
3.60
20.00
2.15
4.15
24.00
2.87
4.87
24.90
3.87
5.87
25.00
7.00
7.00
25.10
10.12
8.12
26.00
11.12
9.12
30.00
11.80
9.80
Ulteriori punti della curva di titolazione ottenuti come visto precedentemente.
Curva di titolazione
14,00
12,00
pH
10,00
8,00
HCl 0,0500 M con
NaOH 0,1000M
6,00
HCl 0,000500 M con
NaOH 0,00100 M
4,00
2,00
0,00
0,00
10,00
20,00
ve
30,00
40,00
mL NaOH
Al punto equivalente (pH = 7) il volume di NaOH impiegato è 25 mL e quindi,
sostituito alla formula C1 X V1 = C2 X V2 è possibile risalire alla concentrazione
esatta dell’acido.
Titolazione base forte acido forte
Le curve di titolazione per le basi forti si ricavano in modo
analogo a quelle per gli acidi forti. Lontano dal punto di
equivalenza la soluzione è fortemente basica. Al punto di
equivalenza la soluzione è neutra e diventa acida nella zona al
di là del punto di equivalenza.
Bibliografia e sitografia
• Douglas A. Skoog, Donald M. West F. James Holler; Chimica analitica una
introduzione; edizioni EdiSes
• Appunti del corso di chimica generale A.A. 2002/2003 del Prof. Achille
Panunzi, Università degli Studi di Napoli Federico II
• http://www.dsch.univ.trieste.it/~balducci/biotecnologie/slides/slidesOLD/node1.html
