slide lezioni lab chim gen_14_15

Università degli Studi di Padova
Laboratorio di Chimica Generale ed
Inorganica
Laurea Triennale in Chimica, Chimica
Industriale e Scienze dei Materiali
a.a. 2014/15
Dr. Francesco Sedona
[email protected]
Informazioni generali
(4‐5 dicembre aula G) Informazioni generali
Prima di iniziare a lavorare leggere tutta la
descrizione dell’esperienza nella dispensa!!!
Portare le dispense stampate in laboratorio
Prima usare qualsiasi reagente leggere la scheda di
sicurezza riportata nelle dispense
Informazioni generali
Dove posso trovare le schede di sicurezza di un
prodotto chimico?
Regole di laboratorio
Regole di laboratorio
Nuove relazioni in formato excel
1 Preparazione soluzioni ca:oni (fare i calcoli per tu<e le soluzioni non solo per quella realizzata) molarità (M) volume (L) Cu(NO3)2
MM (con H2O di idratazione) g/mL da prelevare Al(NO3)3
Fe(NO3)3
Zn(NO3)2
Ba(NO3)2
AgNO3
2 Preparazione soluzione 1 M anioni (fare i calcoli per tu<e le soluzioni non solo per quella realizzata) tabella 1 molarità (M) volume (L) NaOH
MM (con H2O di idratazione) g/mL da prelevare Na2CO3
KCl
KI
NH3
Na2SO4
acidità soluzioni cationi rispetto al rapporto carica/raggio catione
raggio ca:one rapporto carica/
(pm) raggio carica ca:one pH Cu(NO3)2
min max media Al(NO3)3
Fe(NO3)3
Zn(NO3)2
Ba(NO3)2
AgNO3
teoria calcolato sperimentale Informazioni generali
Camice
Guanti
Occhiali protettivi
Regole di laboratorio
 
I rifiuti vanno gettati negli appositi contenitori
 
Il bancone e la cappa aspirante devono essere sempre sgombri ordinati e puliti
 
Operare il più possibile sotto cappa con lo schermo abbassato. Obbligatorio se è
indicato nelle dispense
Regole di laboratorio (INDEROGABILI!)
 
Non si scherza con gli agenti chimici e con l attrezzatura.
 
Indossare abbigliamento adeguato: le gambe devono essere completamente
coperte, niente scarpe aperte e sandali, niente lenti a contatto, niente sciarpe,
niente gioielli ed orologi alle mani ed alle braccia, capelli raccolti.
 
Non si mangia né si beve in laboratorio
 
Se si deve uscire avvertire il personale di laboratorio o i colleghi (lasciare il
cartellino nella apposita scatola)
 
In laboratorio deve sempre rimanere almeno un rappresentante del gruppo
 
Fare attenzione all’ubicazione dei dispositivi di pronto soccorso (doccia, getto
lava occhi, coperta ignifuga) e delle uscite di sicurezza
 
Non utilizzare vetreria che presenta segni anche molto piccoli di danneggiamento
Vetreria e attrezzatura di laboratorio
Dopo aver gettato i residui negli appositi contenitori risciacquare
abbondantemente la vetreria con acqua di rubinetto, lavare con gli appositi
detergenti aiutandosi con spugne e scovolini, risciacquare abbondantemente
con acqua di rubinetto ed infine:
AVVINARE CON ACQUA DEIONIZZATA
Attenzione uno degli incidenti più
frequenti è rompere la vetreria durante
il lavaggio e tagliarsi
GUANTI E ATTENZIONE
Vetreria a volume non accurato
Beaker
Beuta
Cristallizzatore
pipetta
Pasteur
Vetreria a volume accurato
Matraccio
Cilindro graduato
Pipetta graduata
Propipetta
Buretta
Soluzione a titolo noto partendo da un solido
Spatoletta
Bilancia analitica
Vetrino da orologio
Bilancia tecnica
Soluzione a titolo noto partendo da un solido
Si devono preparare 100 ml di soluzione 0.01
M di idrossido di sodio (NaOH, P.F. = 40.00 g
mol-1). Quanto ne devo pesare per preparare
la soluzione in oggetto?
Soluzione a titolo noto partendo da una
soluzione concentrata
Si devono preparare 100 ml di soluzione 0.03 M di HCl partendo
dalla soluzione commerciale al 37% in peso. Che volume di soluzione
concentrata devo prelevare e poi portare a volume in un matraccio
da 100ml per preparare la soluzione in oggetto?
2 passaggi
1)  Passo dalla concentrazione in peso a quella molare
2)  Calcolo la diluizione necessaria ad ottenere la
concentrazione desiderata
Soluzione a titolo noto partendo da una
soluzione concentrata
Si devono preparare 100 ml di soluzione 0.03 M di HCl partendo
dalla soluzione commerciale al 37% in peso. Che volume di soluzione
concentrata devo prelevare e poi portare a volume in un matraccio
da 100ml per preparare la soluzione in oggetto?
1)  Passo dalla concentrazione in peso a quella molare
Etichetta HCl: conc 37%m d = 1.185 kg l-1 (g ml-1) P.M. = 36.46 g mol-1
Quanti g di HCl ho in litro di soluzione?
Soluzione a titolo noto partendo da una
soluzione concentrata
Si devono preparare 100 ml di soluzione 0.03 M di HCl partendo
dalla soluzione commerciale al 37% in peso. Che volume di soluzione
concentrata devo prelevare e poi portare a volume in un matraccio
da 100ml per preparare la soluzione in oggetto?
2) Calcolo la diluizione
Durante la diluizione il numero
di moli di soluto non cambia
12,03 mol l-1 * V0 = 0,03 mol l-1 * 0,1 l
V0= 0,25 ml
Rischi più comuni
- 
Rompere la vetreria durante il lavaggio e tagliarsi: GUANTI E ATTENZIONE
- 
- 
- 
Rompere una pipetta pasteur e tagliarsi ATTENZIONE
Far schizzare un acido concentrato: NON DARE DA BERE ALL’ACIDO
Urtare accidentalmente un contenitore e rovesciare il contenuto: TENERE IN ORDINE
CAPPA E BANCONE
-  Scottarsi: FATE ATTENZIONE CON PIASTRA E PISTOLA TERMICA
Arriva a 700°C
Esperienza n°1
Solubilità dei sali
Solubilità dei sali
Un sale è un composto ionico neutro che in soluzione (acquosa) può
dissociare dando separazione della specie anionica da quella cationica
NaCl  Na++ClAgCl  Ag++ClCu(NO3)2  Cu2++2NO3NH4NO3  NH4++NO3La solubilità dei sali può essere radicalmente diversa da sale a sale
Solubilità (S)
massima quantità di sale che dissocia in una certo volume di soluzione
Solubilità dei sali
Un sale è un composto ionico neutro che in soluzione (acquosa) può
dissociare dando separazione della specie anionica da quella cationica
NaCl  Na++ClAgCl  Ag++Cl-
358 g/L
1.8x10-3 g/L
Cu(NO3)2  Cu2++2NO3NH4NO3  NH4++NO3La solubilità dei sali può essere radicalmente diversa da sale a sale
Solubilità (S)
massima quantità di sale che dissocia in una certo volume di soluzione
Solubilità dei sali
Un sale è un composto ionico neutro che in soluzione (acquosa) può
dissociare dando separazione della specie anionica da quella cationica
19.89 mol/L
NaCl  Na++Cl-
1.26x10-5 mol/L
AgCl  Ag++Cl-
358 g/L
1.8x10-3 g/L
Cu(NO3)2  Cu2++2NO3NH4NO3  NH4++NO3La solubilità dei sali può essere radicalmente diversa da sale a sale
Solubilità (S)
massima quantità di sale che dissocia in una certo volume di soluzione
Solubilità dei sali
Un sale è un composto ionico neutro che in soluzione (acquosa) può
dissociare dando separazione della specie anionica da quella cationica
19.89 mol/L
NaCl  Na++Cl-
1.26x10-5 mol/L
AgCl  Ag++Cl-
358 g/L
1.8x10-3 g/L
Cu(NO3)2  Cu2++2NO3NH4NO3  NH4++NO3-
Solubilità (S)
S<0.1g/L = insolubile
S>10 g/L = solubile
0.1<S<10 g/L = poco solubile
la solubilità
dipende dalla
temperatura
Solubilità dei sali
La solubilità di sali insolubili e poco solubili si caratterizza con il valore
della costante del prodotto di solubilità Kps che definiremo più avanti
Regole empiriche per sapere se un sale è solubile o meno
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Solubilità dei sali
Esperienza n°1
Cu2+ OH‐ CO32‐ Cl‐ I‐ NH3 SO42‐ ANIONI
da soluzioni dei
corrispondenti sali
di Na o K
Al3+ Fe3+ Zn2+ Ba2+ CATIONI
da soluzioni dei
corrispondenti
nitrati
Ag+ Solubilità dei sali
Esperienza n°1
Cu2+ OH‐ CO32‐ Cl‐ I‐ NH3 SO42‐ ANIONI
da soluzioni dei
corrispondenti sali
di Na o K
Al3+ Fe3+ Zn2+ Ba2+ CATIONI
da soluzioni dei
corrispondenti
nitrati
Ag+ Solubilità dei sali
Esperienza n°1
OH‐ più OH‐ CO32‐ Cl‐ I‐ precip SI/NO aspe<o precip colore precip Cu si Al3+ si Fe3+ Si Zn2+ Si Ba2+ no Ag+ si gel polvere gel polvere marrone blu bianco rosso bianco colore soluz azz chiaro trasp trasp trasp trasp trasp formula precip Kps precip SI/NO aspe<o precip colore precip colore soluz formula anione ridisciolto precip SI/NO aspe<o precip colore precip colore soluz formula precip Kps precip SI/NO aspe<o precip colore precip colore soluz formula precip Kps precip SI/NO aspe<o precip colore precip colore soluz formula precip Kps 2+
Cu(OH)2 Al(OH)3 Fe(OH)3 Zn(OH)2 Ag2O 4.8x10‐20 Si 3.4x10‐34 No 2.79x10‐39 Si 3x10‐17 Si no si gel gel polvere marrone blu azz chiaro trasp rosso trasp bianco trasp trasp trasp Al(OH)4‐ Zn(OH)42‐ Si Si dep arancione si si si gel polvere gel gel polvere marrone blu azz chiaro bianco trasp bianco trasp bianco trasp trasp Cu2(OH) Al(OH)3 Fe(OH)3 o Fe2(CO3)3 Zn(CO3) Ba(CO3) Ag2O ‐34
‐31
‐9
no 3.4x10 no no 1x10 no 2.58x10 no 0.0012 si azz chiaro trasp giallino trasp trasp trasp AgCl Si no no no no 1.77x10‐13 si polvere granulosa marrone chiaro marrone trasp soluz scura trasp trasp AgI CuI 8.52x10‐17 Esperienza n° 3
L equilibrio chimico
Il principio di Le Châtelier (1884)
Quando un sistema all equilibrio è sottoposto ad una variazione di
temperatura, pressione o concentrazione delle specie impiegate, il sistema
reagisce in modo da compensare la variazione raggiungendo un nuovo stato
di equilibrio.
aA(aq) + bB(aq)
cC(aq) + dD(aq)
legge di azione di massa
Keq=
Valore Keq : dice se
l equilibrio è spostato a
dx o sx
[C]c [D]d
[A]a [B]b
Se una delle concentrazioni dei prodotti
aumenta (diminuisce) per mantenere il valore di
Keq costante la reazione si sposterà verso i
reagenti (prodotti)
Il principio di Le Châtelier (1884)
Quando un sistema all equilibrio è sottoposto ad una variazione di
temperatura, pressione o concentrazione delle specie impiegate, il sistema
reagisce in modo da compensare la variazione raggiungendo un nuovo stato
di equilibrio.
aA(aq) + bB(aq)
cC(aq) + dD(aq)
Temperatura
Se la reazione è endotermica (esotermica) aumentando la temperatura si
sposterà verso i prodotti (reagenti) e viceversa diminuendo la temperatura
3H2(g)+N2(g)
2NH3(g)
Pressione
Keq=
(PNH3)2
(PN2) (PH2)3
Ad un aumento (diminuzione) della pressione l equilibrio reagirà spostandosi
verso il lato della reazione dove vi sono meno (più) moli di gas
Effetto della concentrazione e
della temperatura sull equilibrio
Disturbiamo l equilibrio:
 aggiungendo o sottraendo reagenti
 aggiungendo o sottraendo prodotti
 riscaldando o raffreddando il sistema
COSA SUCCEDE ALL EQUILIBRIO?
Acidi e basi
Acidi e basi secondo Brønsted e Lowry (1923):
 ACIDO: sostanza capace di cedere protoni (H+) ad
una base
a ci d
o b as e H A + H2 O
c on iu
g a to A - + H3 O
+ b as e c on iu
g a ta a ci d
o  :BASE sostanza capace di accettare protoni (H+) da
un acido
b as e a ci d
o B + H2 O ba se
c on iu
g a ta BH
+ O H- a ci d
o c on iu
g a to Acidi e basi secondo Brønsted e Lowry (1923):
Si introduce così il concetto di sistema acido-base nel
quale l acido manifesta le sue proprietà qualora sia
disponibile una sostanza (la base) che renda possibile il
trasferimento di protoni.
sistema coniugato acido base (1)
Acido1 + Base2 Base1 + sistema coniugato acido base (2)
Acido2 forza degli acidi e delle basi
Acidi e basi usate durante le esperienze
Acidi forti
Basi forti
H2SO4 HCl HNO3 NaOH KOH Ca(OH)2 Acidi deboli
Basi deboli
CH3COOH H3PO4 NH4NO3 CH3COONa CaCO3 forza degli acidi e delle basi
definizione corretta
aA(aq) + bB(aq)
cC(aq) + dD(aq)
[C]c [D]d
Keq=
[A]a [B]b
HA + H2O
Ka=
H3 O + + A -
[H3O+] [A-]
[HA]
forza degli acidi e delle basi
definizione non esatta ma utile
acido o base forte in soluzione sono completamente
dissociati
HCl (aq) +
In
Fine
CA
0
H2O
Cl0
CA
+
H3O+
0
CA
forza degli acidi e delle basi
definizione non esatta ma utile
acido o base debole in soluzione non sono
completamente dissociati
CH3COOH (aq) + H2O
In
Fine
CA
CA-x
CH3COOH- +H3O+
0
x
0
x
forza degli acidi e delle basi
definizione corretta
HA + H2O
Ka=
H3 O + + A [H3O+] [A-]
[HA]
acidi forti Ka>1
HCl + H2O
H3O+ + Cl-
Ka=
[H3O+] [Cl-]
[HCl]
=107
forza degli acidi e delle basi
definizione corretta
HA + H2O
Ka=
H3 O + + A [H3O+] [A-]
[HA]
acidi deboli Ka<10-1
CH3COOH+ H2O
CH3COO- + H3O+
Ka=
[CH3COO-] [H3O+]
[CH3COOH]
=1.75x10-5
Misura dell’acidità e basicità
in soluzione acquosa
HCl + H2O
H3O+ + Cl-
NH3 + H2O
NH4+ + OH-
Acidità pH=-log[H3O+]
Vediamo perché se conosco la [H3O+] conosco
anche [OH-]
Acidità pH=-log[H3O+]
Qual’ è il pH dell’acqua pura?
Normalmente si dice a pH neutro cosa vuol dire?
Acqua pura è un debole conduttore elettrico: come mai?
Perché è debolmente dissociata
H2O + H2O
H3O+ + OH-
Autoprotolisi dell’acqua
acqua si comporta da anfotero
Acidità pH=-log[H3O+]
H2O + H2O
H3O+ + OH-
[H3O+] = [OH-] Né acida né basica
neutra
Quanto
dissociata è?
a 25°C
Kw= [H3O+] [OH-]=1.0x10-14
Kw=
[H3O+]2 =1.0x10-14
[H3O+]
= 1.0x10-14
[H3O+] = 1.0x10-7 mol/L
Acidità pH=-log[H3O+]
H2O + H2O
H3O+ + OH-
[H3O+] = 1.0x10-7 mol/L
[OH-] = 1.0x10-7 mol/L
Un miliardo di molecole di H2O producono quasi
due ioni H3O+ e due OH-
pH =-log[H3O+] = -log 1.0x10-7 =7
Acidità pH=-log[H3O+]
H2O + H2O
H3O+ + OH-
Kw= [H3O+] [OH-]=1.0x10-14
100 10‐2 10‐4 10‐6 10‐8 10‐10 10‐12 10‐14 [OH-] [H3O+]
[OH-] [H3O+]
[OH-] [H3O+]
Aggiungo HCl fino ad avere [H3O+]=1x10-4 quale sarà [OH-] ?
Aggiungo NaOH fino ad avere [OH-] =1x10-2 quale sarà [H3O+]?
pH=-log[H3O+]
E se [H3O+] fosse, per esempio, 4.0x10-4 ?
[H3O+] [OH-] = Kw
[OH-] = Kw / [H3O+]
Quindi:
[OH-] = 1.0x10-14 / 4.0x10-4 = 2.5x10-11
pH = -log [H3O+]
[H3O+] = 4.0x10-4
pH = 3.4
pH + pOH = 14
pOH = -log [OH-]
[OH-] = 2.5x10-11
pOH = 10.6
SEMPRE! poiché pH + pOH = pKw
Acidi e Basi coniugati
(pH dopo aver sciolto un sale)
sistema coniugato acido base (1)
Acido1 + Base2 Base1 + Acido2 sistema coniugato acido base (2)
HCl + H2O
Acido
CH3COOH+ H2O
Acido
H3O+ + Cl-
Base coniugata
CH3COO- + H3O+
Base coniugata
Acidi e Basi coniugati
(pH dopo aver sciolto un sale)
La base (acido) coniugata di un acido (base) forte è nulla
HCl + H2O
Acido
H3O+ + Cl-
Base coniugata
(Sciolgo NaCl in H2O)
Cl- + H2O
OH- + HCl
soluzione neutra (Cl- ione spettatore)
Acidi e Basi coniugati
(pH dopo aver sciolto un sale)
La base (acido) coniugata di un acido (base) debole è
debole
CH3COOH+ H2O
Acido
CH3COO- + H3O+
Base coniugata
(Sciolgo CH3COONa in H2O)
CH3COO-+ H2O
CH3COOH + OH-
soluzione basica
Errori nelle relazioni dell’anno scorso:
Cosa succede quando sciolgo nitrato d’ammonio in acqua:
NH4NO3  NH3 + HNO3
Scrivete le specie ioniche risultanti dal sale
NH4NO3  NH4+ + NO3E pensate a loro come basi o acidi coniugati per sapere se reagiscono
in H2O o se sono ioni spettatori.
NO3-è la base coniugata di un acido forte (HNO3) : ha attività nulla è uno ione
spettatore
NH4+ è l’acido coniugato di una base debole NH3 ed è quindi un acido debole
NH4+ + H2O
NH 3 +H3O+
Acidi e Basi coniugati
(pH dopo aver sciolto un sale)
qual è la relazione matematica Ka –Kb coniugati?
La base (acido) coniugata di un acido (base) forte è nulla
HCl + H2O
Acido
H3O+ + Cl-
Base coniugata
KaxKb=Kw
Ka(HCl)
=107
Kb(Cl-) = Kw =10-14 = 10-21
Ka(HCl) 107
Acidi e Basi coniugati
(pH dopo aver sciolto un sale)
qual è la relazione matematica Ka –Kb coniugati?
La base (acido) coniugata di un acido (base) debole è debole
CH3COOH+ H2O
Acido
CH3COO- + H3O+
Base coniugata
KaxKb=Kw
Ka(HAc)
≈10-5
Kb(Ac-) = Kw
=10-14 = 10-9
Ka(HAc) 10-5
Calcolo del pH
1
Soluzione di acido forte
HCl (aq) +
In
Fine
H2O
CA
0
Cl-
+
H3O+
0
CA
0
CA
aprox non si tiene
conto degli H3O+
dell autoprotolisi
[H3O+] = CA
pH = -log[H3O+] =-log[CA]
Calcolo del pH
2
Soluzione di acido debole
CH3COOH (aq) + H2O
CH3COOH- +H3O+
In
CA
Fine CA-x
Ka=
0
x
[H3O+] [CH3COO-]
(x) (x)
[CH3COOH]
(CA - x)
=
0
x
1° aprox non si tiene
conto degli H3O+
dell autoprotolisi
2° aprox spesso per un acido debole la parte dissociata x è trascurabile rispetto a
quella indissociata CA per cui (CA-x)≈CA
Non vale per acidi molto diluiti
x2 =Ka CA
[H3O+]= x= Ka CA
Calcolo del pH
3
Soluzione tampone
Viene preparata mescolando
Acido (base) debole con il sale che contiene la sua base (acido) coniugata
Acido acetico + acetato di sodio
CH3COOH(aq) + CH3COONa(aq)
Ammoniaca + Cloruro di ammonio
NH3 + NH4Cl
Hanno la caratteristica di mantenere pressoché costante il
valore del pH anche se alla soluzione vengono aggiunte
moderate quantità di un acido o di una base forti
Calcolo del pH
3
Soluzione tampone
Aggiungiamo nB moli della base coniugata CH3COONa fino ad
avere una concentrazione iniziale CB di ioni acetato
CH3COOH (aq) + H2O
In
Fine
CH3COO- +H3O+
CA
CA-x
CB
CB+x
Ka=
0
x
[H3O+] [CH3COO-]
(x) (CB+x)
[CH3COOH]
(CA-x)
=
1° aprox non si tiene
conto degli H3O+
dell autoprotolisi
2° aprox Per il principio di le Chatelier la presenza della base coniugata CB nei
prodotti rende ancora trascurabile la parte dissociata x rispetto a CA e CB
[H3
O+]
= x = Ka
(CA)
(CB)
= Ka
(nA)
(nB)
Esperienza n° 3
Soluzioni tampone
CH3COOH
0.1M
A
[H3
O+]
= Ka CA
[H3O+]≈ 10-5x 10-1=10-3
pH≈3
CH3COOH
0.1M
CH3COONa
0.1M
B
[H3O+] = Ka
[H3O+] ≈ 10-5
pH≈5
CA
CB
10-1
10-1
Esperienza n° 3
Soluzioni tampone
A
B
CH3COOH
CH3COOH
CH3COONa
soluzione acido debole
Misurare pH
CaCO3
Pensare alle specie ioniche come acidi
e basi coniugati
soluzione tampone
Misurare pH
2H++CO32H2CO3
CaCO3
Misurare pH e ΔpH
CO32-+Ca2+
CaCO3
Misurare pH e ΔpH
CO2(aq)
H2 O
H2CO3
CO2(aq)+H2O
CO2(g)
Esperienza n° 3
Soluzioni tampone
CH3COOH
0.1M
A
[H3
O+]
= Ka CA
[H3O+]≈ 10-5x 10-1=10-3
pH≈3
CH3COOH
0.1M
CH3COONa
0.1M
B
200ml n=CxV=0.02 moli HAc
[H3O+] = Ka
[H3O+] ≈ 10-5
pH≈5
CA
CB
10-1
10-1
200ml n=CxV=0.02 moli HAc e
0.02 moli di Ac-
Aggiungo 0.01 moli di NaOH M ad entrambe le soluzioni come cambia il pH ?
HAc(aq) + NaOH(aq)
A
B
Na+ + Ac-
I 0.02
F 0.02-0.01
0.01
0
0
0.01
0
0.01
I 0.02
F 0.02-0.01
0.01
0
0
0.01
0.02
0.02+0.01
ΔpHA =2
+ H2O
[H3O+] ≈ 10-5
[H3O+] ≈ 10-5
ΔpHB =0.48
0.01
0.01
0.01
0.03
pH≈5
pH≈4.52
Esperienza n° 5
Titolazione acido
base
Acido forte –base forte
Acido debole –base forte
Esperienza n° 5
La titolazione è una operazione di laboratorio che permette di
determinare la concentrazione incognita (o titolo, da cui
titolazione) di una specie chimica (chiamata analita) in soluzione.
Titolazione acido base
OH- + H3O+
2H2O
Monitoriamo il pH=-log[H3O+]
e troviamo il punto equivalente
nAH O = nBOH
3
+
[OH‐]=CB VB -
CAVA=CBVB
CA=(CBVB)/VA
[H3O+]=CA=? VA TITOLAZIONE ACIDO FORTE con BASE FORTE nB VB CB
(entrambi monoprotici)
HCl(aq) + NaOH(aq)
Na+ + Cl- +H2O
H3O+ + OH-
2H2O
Curva di titolazione
4
3
1
2
nA VA CA
TITOLAZIONE ACIDO FORTE con BASE FORTE nB VB CB
(entrambi monoprotici)
4
HCl(aq) + NaOH(aq)
3
1
2
1) nB=0
Na+ + Cl- + H2O
in
nA
0
0
0
0
fin
nA
0
0
0
0
in sol nA moli di HCl completamente dissociato
1)  [H3
O+]
HCl
= nA/VA
nA VA CA
TITOLAZIONE ACIDO FORTE con BASE FORTE nB VB CB
4
HCl(aq) + NaOH(aq)
3
1
2
2) nB<nA
Na+ + Cl- + H2O
in
nA
nB
0
0
0
fin
nA-nB
0
nB
nB
nB
in sol nA-nB moli di HCl completamente dissociato
1)  [H3
O+]
HCl
= nA/VA
2)  [H3O+] HCl = nA-nB /Vtot≈ nA-nB /VA+VB
nA VA CA
TITOLAZIONE ACIDO FORTE con BASE FORTE nB VB CB
4
HCl(aq) + NaOH(aq)
3
1
2
3) nB=nA
1)  [H3
O+]
HCl
Na+ + Cl- + H2O
in
nA
nB
0
0
0
fin
0
0
nB
nB
nB
= nA/VA
acqua e sale
nA VA CA
2)  [H3O+] HCl = nA-nB /Vtot~ nA-nB /VA+VB
3)  [H3O+] HCl = 0 autoprotolisi acqua
H2O + H2O
H3O+ + OH-
[H3O+]=1x10-7 mol/L
pH = 7
punto di neutralità
TITOLAZIONE ACIDO FORTE con BASE FORTE nB VB CB
4
HCl(aq) + NaOH(aq)
3
1
2
4) nB>nA
Na+ + Cl- + H2O
in
nA
nB
0
0
0
fin
0
nB-nA
nA
nA
nA
in sol nB-nA moli di NaOH completamente dissociato
1)  [H3
O+]
HCl
= nA/VA
nA VA CA
2)  [H3O+] HCl = nA-nB /Vtot~ nA-nB /VA+VB
3)  [H3O+] HCl = 0 autoprotolisi acqua
[H3O+]=1x10-7 mol/L
4)  [OH-] NaOH = nB-nA/Vtot~ nB-nA /VA+VB
[H3O+] = Kw/[OH-] NaOH
TITOLAZIONE ACIDO DEBOLE con BASE FORTE nB VB CB
(entrambi monoprotici)
CH3COOH (aq) + NaOH(aq)
Na+ + CH3COOH- +H2O
abbreviato
HAc (aq) + NaOH(aq)
Na+ + Ac- +H2O
Curva di titolazione
4
3
1
2
nA VA CA
TITOLAZIONE ACIDO DEBOLE con BASE FORTE nB VB CB
4
HAc(aq) + NaOH(aq)
3
1
2
1) nB=0
in
Na+ + Ac- + H2O
nA
0
0
0
0
fin nA
0
0
0
0
in sol nA moli di acido debole HAc
1)  [H3O+] HAc = Ka(HAc) [HAc] = Ka(HAc) (nA/VA)
nA VA CA
TITOLAZIONE ACIDO DEBOLE con BASE FORTE nB VB CB
4
HAc(aq) + NaOH(aq)
3
1
2
in
nA
fin nA-nB
2) nB< nA
Na+ + Ac- + H2O
nB
0
0
0
0
nB
nB
nB
in sol nA-nB moli di acido debole HAc e nB moli della
nA VA CA
sua base coniugata Ac- :soluzione tampone!!
1)  [H3O+] HAc = Ka(HAc) [HAc] = Ka(HAc) (nA/VA)
2)  [H3O+] HAc = Ka(HAc) [HAc] = Ka(HAc) (nA-nB)
[Ac-]
(nB)
TITOLAZIONE ACIDO DEBOLE con BASE FORTE nB VB CB
4
HAc(aq) + NaOH(aq)
3
1
2
in
nA
fin 0
3) nB= nA
Na+ + Ac- + H2O
nB
0
0
0
0
nB
nB
nB
in sol nB moli della base debole Ac-
1)  [H3O+] HAc ≈ Ka(HAc) [HAc] = Ka(HAc) (nA/VA)
2)  [H3O+] HAc ≈ Ka(HAc) [HAc] = Ka(HAc) (nA-nB)
[Ac-]
(nB)
3) [OH-] Ac- ≈ Kb(Ac-) [Ac-] = (Kw/Ka(HAc) )(nB/VA+ VB)
nA VA CA
TITOLAZIONE ACIDO DEBOLE con BASE FORTE nB VB CB
4
HAc(aq) + NaOH(aq)
3
1
2
in
nA
fin 0
4) nB> nA
Na+ + Ac- + H2O
nB
0
0
0
nB-nA
nA
nA
nA
in sol nB base debole Ac- e nB-nA base forte NaOH
1)  [H3O+] HAc ≈ Ka(HAc) [HAc] = Ka(HAc) (nA/VA)
2)  [H3O+] HAc ≈ Ka(HAc) [HAc] = Ka(HAc) (nA-nB)
[Ac-]
(nB)
3) [OH-] Ac- ≈ Kb(Ac-) [Ac-] = (Kw/Ka(HAc) )(nB/VA+ VB)
4) [OH-] = (nB-nA)/Vtot
nA VA CA
TITOLAZIONE ACIDO DEBOLE con BASE FORTE nB VB CB
100 ml 0.1M HAc
Titolata
Con NaOH 0.1M
100 ml 0.1M HCl
Titolata
Con NaOH 0.1M
nA VA CA
Indicatore acido base
Alcuni acidi e basi deboli di natura organica hanno la
proprietà di avere un colore diverso quando sono in
forma dissociata rispetto a quando sono in forma
indissociata. Tali sostanze sono dette indicatori.
HIn + H2O ⇄ In- + H3O+
giallo
-
rosso
+
[In ] [H 3O ]
K HIn=
[HIn]
+
[H 3O ] [HIn]
=
K HIn
[ In ]
+
[H 3O ] [HIn] giallo
=
=
K HIn
[In ] rosso
Quando [H3O+]= KHIn la soluzione appare arancione
+
[ H 3O ]
=1
K HIn
+
[H 3O ] = K HIn
pKHIn = - log KHIn
pH
0
1
2
3
[H3O+] >> KHIn
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
[H3O+] << KHIn
  La conoscenza del pKa dell indicatore consente di avere un
riferimento sull intervallo di pH in cui avviene il
cambiamento di colore (viraggio) e di conseguenza una
stima approssimativa del pH della soluzione
pKa
fenolftaleina
pKa
blu di
bromotimolo
pKa
metil arancio
pKa
rosso fenolo
pH 0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10 11 12
13 14
TITOLAZIONE ACIDO DEBOLE con BASE FORTE nB VB CB
100 ml 0.1M HAc
Titolata
Con NaOH 0.1M
100 ml 0.1M HCl
Titolata
Con NaOH 0.1M
nA VA CA
Esperienza n° 2
Esperimenti di elettrochimica
Usare le reazioni chimiche spontanee per produrre energia ele<rica CELLA GALVANICA (o PILA) tre pile usando Ag Cu e Zn Usare l’energia ele<rica per fare avvenire reazioni non spontanee CELLA ELETTROLITICA ele<rodeposizione del Cu ele<rolisi dell’acqua Reazioni di ossidoriduzione (redox)
r i d uz
i o n e ( o s s i d a n t e ) 0 + 2 2+ Z n( s ) + Cu ( a q ) + 2 0 Zn
2+ ( a q ) + Cu ( s ) o s s i d a z i o n e ( r id
u c e n t e )   OSSIDAZIONE: cessione di elettroni = aumento del numero di
ossidazione (la sostanza che si ossida è l agente riducente)
Zn(0)
Zn(+2)+2e-
  RIDUZIONE: acquisto di elettroni = diminuzione del numero
di ossidazione (la sostanza che si riduce è l agente ossidante)
Cu(+2)+2e-
Cu(0)
Reazioni di ossidoriduzione (redox)
r i d uz
i o n e ( o s s i d a n t e ) 0 + 2 + 2 2+ 0 Zn
2+ ( a q ) + Cu ( s ) Z n( s ) + Cu ( a q ) o s s i d a z i o n e ( r id
u c e n t e ) Per sfruttare questo scambio di elettroni dobbiamo separare i
reagenti e poi metterli in contatto attraverso un conduttore di eeevoltmetro
+ CATODO RIDUZIONE K+
2eCu
_ Cl-
2eCu2+
SO42-
Zn2+
SO42-
Zn
ANODO OSSIDAZIONE Pila Daniell
Reazioni di ossidoriduzione (redox)
CELLA ELETTROLITICA: disposi:vo che u:lizza energia ele<rica per far avvenire un processo chimico non spontaneo (ΔG > 0) CELLA GALVANICA (o PILA): disposi:vo che converte spontaneamente energia chimica in energia ele<rica (ΔG < 0) 0 + 2 + 2 2+ 0 Zn
2+ ( a q ) + Cu ( s ) Z n( s ) + Cu ( a q ) eevoltmetro
+ CATODO RIDUZIONE K+
2eCu
_ Cl-
2eCu2+
SO42-
Zn2+
SO42-
Zn
ANODO OSSIDAZIONE Reazioni di ossidoriduzione (redox)
CELLA ELETTROLITICA: disposi:vo che u:lizza energia ele<rica per far avvenire un processo chimico non spontaneo (ΔG > 0) CELLA GALVANICA (o PILA): disposi:vo che converte spontaneamente energia chimica in energia ele<rica (ΔG < 0) 0 + 2 + 2 2+ Zn
2+ ( a q ) + Cu ( s ) Z n( s ) + Cu ( a q ) occhio ai segni!! eevoltmetro
+ ANODO OSSIDAZIONE 0 K+
2eCu
_ Cl-
2eCu2+
SO42-
Zn2+
SO42-
Zn
CATODO RIDUZIONE Reazioni di ossidoriduzione (redox)
Tra Zn, Fe e Cu quale viene a<accato più facilmente da una soluzione HCl ? Zn(s) + 2H  Zn2+(aq) + H2(g) Fe(s) + 2H+
 Fe2+(aq) + H2(g) Cu(s) + 2H+  Cu2+(aq) + H2(g) Serie elettrochimica dei DE°ox/red
(T = 298.15 K ≅ 25°C, P = 1 bar [X]=1M)
In generale, se le condizioni sperimentali
sono simili a quelle standard, la
semireazione a potenziale più alto ossida
quella a potenziale più basso
Serie elettrochimica dei DE°ox/red
(T = 298.15 K ≅ 25°C, P = 1 bar [X]=1M)
Tra Ag Cu e Au chi viene sciolto da una soluzione
1 M di HNO3
anodo
Pila Daniell
(Zn|ZnSO4(aq), 1 M|KCl(sat)|CuSO4(aq), 1 M|Cu)
Cu2+ + 2e-  Cu(s)
Zn2+ + 2e- Zn(s)
catodo
E°(Cu2+/Cu) = +0.3419 V
E°(Zn2+/Zn) = -0.7618 V
Semireazione di riduzione (catodo, +):
Cu2+ + 2e- → Cu(s)
Semireazione di ossidazione (anodo, -):
Zn(s) → Zn2+ + 2eZn(s) + Cu2+ → Zn2+ + Cu(s)
Reazione di cella:
eevoltmetro
K+
2eCu
Cl-
2eCu2+
SO42-
Zn2+ Zn
SO42-
anodo
Pila Daniell
(Zn|ZnSO4(aq), 1 M|KCl(sat)|CuSO4(aq), 1 M|Cu)
Cu2+ + 2e-  Cu(s)
Zn2+ + 2e- Zn(s)
catodo
E°(Cu2+/Cu) = +0.3419 V
E°(Zn2+/Zn) = -0.7618 V
Semireazione di riduzione (catodo, +):
Cu2+ + 2e- → Cu(s)
Semireazione di ossidazione (anodo, -):
Zn(s) → Zn2+ + 2eZn(s) + Cu2+ → Zn2+ + Cu(s)
Reazione di cella:
quale è la forza elettro motrice (fem) di questa pila in
condizioni standard ?
ΔE0 = E0catodo- E0anodo
ΔE0 = E0Cu
2+/Cu
- E0Zn
2+/Zn
ΔE0 = 0.3419V-(-0.7618V)=1.1037V
Ele<rolisi dell’acqua 2 H2O  2H2 + O2 Semireazioni O2(g)+4H+(aq)+4e− ==> 2 H2O 1.23 2 H2O + 2 e− ==> H2(g) + 2 OH−(aq) ‐0.83 2 H2O  2H2 + O2 + ANODO OSSIDAZIONE H2O 2 H2O  2H2 + O2 O2(g)+4H+(aq)+4e− ==> 2 H2O O2(g) +2H2O+4e− ==> 4OH−(aq) 2 H+(aq) + 2 e− ==> H2(g) 2 H2O + 2 e− ==> H2(g) + 2 OH−(aq)
+ 1.23 0.40 0.00 ‐0.83 _ ANODO OSSIDAZIONE CATODO RIDUZIONE H2O Ele<rolisi dell’acqua + _ ANODO OSSIDAZIONE CATODO RIDUZIONE H2O 2 H2O==> O2(g)+4H+(aq)+4e− 2 H2O + 2 e− ==> H2(g) + 2 OH−(aq) Funziona con acqua dis:llata? Ele<rolisi dell’acqua + _ ANODO OSSIDAZIONE 2 H2O==> O2(g)+4H+(aq)+4e− CATODO RIDUZIONE 2 H2O + 2 e− ==> H2(g) + 2 OH−(aq) Voltametro di Hoﬀman Ele<rolisi dell’acqua + _ ANODO OSSIDAZIONE CATODO RIDUZIONE H+ soluzione acida 2 H2O==> O2(g)+4H+(aq)+4e− OH‐ soluzione basica 2 H2O + 2 e− ==> H2(g) + 2 OH−(aq) Voltametro di Hoﬀman Ele<rolisi dell’acqua O2(g)+4H+(aq)+4e− ==> 2 H2O O2(g) +2H2O+4e− ==> 4OH−(aq) 2 H+(aq) + 2 e− ==> H2(g) 2 H2O + 2 e− ==> H2(g) + 2 OH−(aq) ‐ 1.23 0.40 0.00 ‐0.83 + CATODO RIDUZIONE H+ soluzione acida ANODO OSSIDAZIONE _ + 2 H2O + 2 e− ==> H2(g) + 2 OH−(aq) Inver:amo OH‐ soluzione basica 2 H2O==> O2(g)+4H+(aq)+4e− Esperienza n° 5
Distillazione di una soluzione
acquosa di HCl
Diagramma tensione di vapore P su frazione molare X
per soluzioni ideali
T costante
liquido
P3
P2
vapore
P1
A puro
XA= 1
Diagramma tensione di vapore P su frazione molare X
per soluzioni ideali
T costante
liquido
P3
P2
vapore
P1
A puro
XA= 1
Diagramma tensione di vapore P su frazione molare X
per soluzioni ideali
T costante
liquido
P3
P2
vapore
P1
A puro
XA= 1
Diagramma tensione di vapore P su frazione molare X
per soluzioni ideali
T costante
liquido
P3
P2
vapore
P1
A puro
XA= 1
Diagramma tensione di vapore P su frazione molare X
per soluzioni ideali
T costante
liquido
P3
P2
vapore
P1
A puro
XA= 1
Diagramma tensione di vapore P su frazione molare X
per soluzioni ideali
T costante
Quando
A---A
uguale a
B---B
allora
sono anche
uguali a
A---B
liquido
Legge di Raoult:
vapore
Ptot = P0A ∙ XA + P0B ∙ XB
Diagramma tensione di vapore P su frazione molare X
per soluzioni ideali
T costante
XA=0.7
P0
P1
P2
P3
P4
Liquido XA=0.7
Diagramma tensione di vapore P su frazione molare X
per soluzioni ideali
T costante
XA=0.7
P0
P1
P2
P3
P4
Liquido XA=0.7
Diagramma tensione di vapore P su frazione molare X
per soluzioni ideali
T costante
XA=0.7
P0
P1
P2
P3
P4
Liquido XA=0.7
Diagramma tensione di vapore P su frazione molare X
per soluzioni ideali
T costante
XA=0.7
P0
P1
P2
P3
P4
Liquido XA=0.7
Diagramma tensione di vapore P su frazione molare X
per soluzioni ideali
T costante
XA=0.7
P0
P1
P2
P3
P4
Liquido XA=0.7
Diagramma tensione di vapore P su frazione molare X
per soluzioni ideali
Diagramma P-X per
soluzioni ideali
T costante
Diagramma T-X
per soluzioni ideali
P costante
Distillazione
Diagramma T-X
per soluzioni ideali
T4
T3
T2
Distillazione
P costante
Distillazione
Diagramma T-X
per soluzioni ideali
T4
T2 T3
T3 T2
T4 Distillazione
P costante
Diagrammi P e T su frazione molare X
per soluzioni non ideali
Azeotropo
a massimo
Azeotropo
a minimo
P su X a T costante
T su X a P costante
Diagrammi P e T su frazione molare X
per soluzioni non ideali
Caratteristiche di alcuni
processi chimici
a) Proprietà degli ossidi
Un OSSIDO è un composto chimico binario
costituito da uno o più atomi di ossigeno ed uno o
più atomi di un altro elemento.
In prima approssimazione:
 gli ossidi dei metalli hanno comportamento basico
 gli ossidi dei non-metalli hanno comportamento
acido (anidridi secondo la vecchia nomenclatura)
Esistono tuttavia diverse eccezioni. Inoltre, per
elementi che possono formare più di un ossido,
l acidità/basicità varia al variare dello stato di
ossidazione dell elemento considerato.
METALLO
ELEMENTO
NON-METALLO
+ O2
OSSIDO BASICO
OSSIDO
OSSIDO ACIDO
+ H2 O
IDROSSIDO
OSSOACIDO
Na ⇒ Na2O ⇒ NaOH
S ⇒ SO3 ⇒ H2SO4
Fe ⇒ Fe2O3 ⇒ Fe(OH)3
S ⇒ SO2 ⇒ "H2SO3"
Fe ⇒ FeO ⇒ Fe(OH)2
C ⇒ CO2 ⇒ "H2CO3"
Ca ⇒ CaO ⇒ Ca(OH)2
P ⇒ P2O5 ⇒ H3PO4
f) Variazioni energetiche
NH4NO3 + H2O  ?
CaCl2(anidro) + H2O  ?
  Che tipo di processi sono?
  Che reazioni avvengono?
  Le reazioni sono esotermiche o endotermiche?

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