17 Titolazioni
Problemi risolti
A) Calcolare la molarità di una soluzione di Ba(OH) 2, 25,5 mL della quale sono completamente neutralizzati da 1,5 g
di una soluzione al 38% (p/p) di HCl, avente densità 1,19 g/mL.
Calcoliamo la normalità della soluzione acida
In 100 g di soluzione vi sono 38 g di HCl che corrispondono a
nequiv =
NB =
W
W
38
=
=
= 1,04equivalenti
Pequiv Pm n H + 36,5 1
nequiv
Vsoluz
nequiv
=
Wsoluz d
1,04
= 1,24eq / l
0,100 1,19
=
La condizione di equivalenza è NAVA = NBVB da cui
WA
1,24 , 0,015
N AV A N A ,
1,19
d =
NB =
=
= 0,613eq / l
VB
VB
0,0255
Calcoliamo ora la molarità della soluzione basica
M Ba (OH )2 =
N Ba (OH )2
0,613
= 3,06 , 10 -1 mol / l
2
=
nOH -
B) Per titolare 0,4 g di una miscela di NaCl e KCl vengono consumati 57,5 mL di una soluzione 0,1 N di AgNO3.
Calcolare la percentuale dei due cloruri nella miscela.
Le reazioni che avvengono sono le seguenti
NaCl + AgNO3 Æ NaNO3 + AgCl
KCl + AgNO3 Æ KNO3 + AgCl
Indichiamo ora con X1 i grammi di NaCl e con X2 i grammi di KCl, per cui
X1 + X2 =
0,4
Calcoliamo ora quanti grammi di AgNO3 sono contenuti in 57,5 mL di soluzione 0,1 N.
Sapendo che la normalità è uguale a
N=
nequiv
V
W
=
Pequiv
V
=
W
Pequiv , V
=
W , n+
W
=
Pm
Pm , V
,V
n+
dove n+ è il numero di cariche positive che si liberano dalla dissociazione del sale
il peso in grammi W sarà pari a
W=
N , V , Pm 0,1 , 0,0575 ,170
=
= 0,9775 g
n+
1
Indichiamo ora con Y1 la quantità in grammi di AgNO3 che reagisce con X1 grammi di NaCl e indichiamo con Y2 la
quantità in grammi di AgNO3 che reagisce con X2 grammi di KCl, tale che
Y1 + Y2
Potremo infine scrivere le seguenti proporzioni
= 0,9775
PmNaCl : Pm AgNO3 = X 1 : Y1
PmKCl : PmAgNO3 = X 2 : Y2
esplicitando Y1 ed Y2 e sommando membro a membro, otteniamo un'equazione nelle due variabili X1 e X2
Y1 =
Pm AgNO3 , X 1
Pm NaCl
=
170 , X 1
58,45
Y1 + Y2 =
Y2 =
Pm AgNO3 , X 2
Pm KCl
=
170 , X 2
74,56
170 , X 1 170 , X 2
+
= 0,9775
58,45
74,56
Quest'ultima relazione, assieme alla relazione
X1
+ X2 =
0,4
Forma un sistema di due equazioni nelle incognite X 1 e X2 che, risolto, ci fornisce i seguenti risultati
X1 = 0,104 g
X2 = 0,296 g
Le percentuali dei due sali sono perciò
0,104
,100 = 26,1%
0,4
di NaCl
e
0,296
,100 = 73,9%
0,4
di KCl
Problemi da risolvere
1. Determinare la normalità di una soluzione di acido ortofosforico, 40 mL della quale neutralizzano 120 mL di una
soluzione 0,531 N di NaOH.
2. Calcolare che volume di una soluzione 5 N di acido solforico è necessario utilizzare per neutralizzare una soluzione che
contiene 2,5 g di NaOH. Determinare inoltre quanti grammi di H2SO4 sono necessari.
3. 50 mL di una soluzione di carbonato di sodio sono equivalenti a 56,3 mL di soluzione 0,102 N di acido cloridrico.
Calcolare quanti grammi di CaCO3 potrebbero precipitare se fosse aggiunto un eccesso di CaCl2 a 100 mL di soluzione di
Na2CO3.
4. 10 mL di una soluzione di solfato ammonico vengono trattati con un eccesso di NaOH. L'ammoniaca gassosa che si
sviluppa reagisce con 50 mL di HCl 0,1 N. Per neutralizzare l'acido rimasto sono nevcessari 21,5 mL di NaOH 0,098 N.
Calcolare la molarità della soluzione di (NH4)2SO4 e la sua concentrazione in g/L.
5. Il contenuto in ioduro di una soluzione viene determinato mediante titolazione con solfato cerico Ce(SO4)2. In presenza
4+
di HCl lo ione I viene ossidato dal Ce e si forma ICl (cloruro di iodio). Calcolare la molarità e la concentrazione in g/L di
4+
una soluzione di ioduro, 250 mL della quale reagiscono con 20 mL di soluzione 0,05 N di Ce .
6. Per titolare 100 g di una miscela di carbonato di calcio e carbonato di potassio vengono usati 312 mL di una soluzione 5
N di acido solforico. Calcolare le percentuali dei due carbonati nella miscela ed il volume di anidride carbonica che si
sviluppa in condizioni normali.
7. 0,246 g di Na2CO3 impuro reagiscono completamente con 36,8 mL di H2SO4. Sapendo che 10 mL di questa soluzione
acida reagiscono completamente con 12 mL di NaOH 0,1 N, calcolare la percentuale di Na2CO3 presente nel campione.
8. A 15 mL di una soluzione di acido solforico viene aggiunto BaCl2 fino a completa precipitazione di BaSO4. Calcolare la
normalità della soluzione acida sapendo che sono precipitati 0,42 g di BaSO4.
9. Calcolare quanti grammi di idrossido di potassio sono necessari per reagire completamente con 250 mL di soluzione 3 N
di acido solforico.
10. Una soluzione acquosa contiene 2,3 g di una miscela di NaOH e di KOH che viene neutralizzata da 96,6 mL di acido
solforico 0,5 N. Calcolare la quantità dei due idrossidi presenti in soluzione.
Risposte
1. 1,59 N
2. 12,5 mL 3,06 g
. -3
5. 2 10 M
0,245 g/L
6. 20% di CaCO3 e 80% di K2CO3
7. 95,14 %
8. 0,24 N
9. 42 g
10. 1 g di NaOH 1,3 g di KOH
3. 0,574 g
4. 0,145 M
19,1 g/L
17,45 L di CO2
18 Equilibri di dissociazione ionica
18.1 Dissociazione di acidi e basi
Problemi risolti
. -2
A) Calcolare la concentrazione delle specie chimiche all'equilibrio, in una soluzione 3 10 M di H2S, sapendo che la
. -7
. -14
costante di prima dissociazione vale K1 =1 10 e la costante di seconda dissociazione vale K2 = 1 10 .
Negli acidi poliprotici devono essere considerati i diversi equilibri di dissociazione. Nel caso particolare gli equilibri sono i
seguenti
+
-
H2S ´ H + HS
+
2HS ´ H + S
In teoria i due equilibri andrebbero considerati contemporaneamente in quanto gli ioni H+ prodotti da ciascuna
dissociazione rappresentano un prodotto di reazione per l'altra e ciascun equilibrio tende perciò a regredire spostandosi
verso sinistra.
Chiamando X la concentrazione di ioni H + prodotta dal primo equilibrio e Y la concentrazione di ioni H+ prodotta dal
secondo equilibrio, sarebbe necessario risolvere il seguente sistema di equazioni, che garantisce che entrambe le condizioni
di equilibrio siano contemporaneamente soddisfatte.
[ H ] , [ HS ] = ( X + Y ) , ( X - Y )
3 , 10 - X
[H S]
[ H ] ,[S ] = ( X + Y) , Y
=
X -Y
[ HS ]
+
-
K1 =
-2
2
+
K2
2-
-
La risoluzione risulta però lunga e laboriosa, generando tra l'altro un'equazione di 4° grado.
Nella maggior parte dei casi è possibile ricorrere ad un metodo di soluzione semplificato. In particolare, quando K1 risulta
maggiore di K2 di almeno 3-4 ordini di grandezza è possibile considerare il primo equilibrio di dissociazione prevalente e
procedere alla soluzione separata dei due equilibri.
Prendiamo dunque in considerazione il primo equilibrio come se non fosse presente il secondo
K1 =
[H ], [HS ] =
+
[H 2 S ]
-
X2
= 1 , 10 -7
-2
3 , 10 - X
. -5
+
La soluzione dell'equazione di 2° grado ci fornisce il seguente valore X = [H ] I = [HS ] = 5,47 10 .
+
Dove [H ] I rappresenta la concentrazione di ioni H+ prodotti dalla prima dissociazione.
Utilizziamo ora la concentrazione di HS trovata, come concentrazione iniziale per la seconda dissociazione e teniamo conto
+
in questo caso che gli ioni H provenienti dalla prima dissociazione spostano l'equilibrio verso sinistra
