Parte 2, Chimica Generale

Titolazione e soluzioni tampone

Se [A^-] = 10 [HA], si ottiene:

pH = pK_a + 1

Per cui le previsioni sperimentali sulle capacità tampone sono verificate dall'equazione che dice che l'efficacia delle soluzioni tampone va da (pK_a + 1) a (pK_a - 1).

Titolazione

La titolazione è una tecnica usata per determinare la concentrazione dei soluti. Il grafico che si ottiene ponendo il pH dell'analita in funzione del volume crescente di titolante si chiama curva del pH.

V acido aggiunto (ml) V base aggiunto (ml)

In questo caso abbiamo a che fare con acidi e basi forti.

Se [A^-] = 10 [HA], si ottiene:

pH = pK_s + 1

Per cui le previsioni sperimentali sulle capacità tampone sono verificate dall'equazione che dice che l'efficacia delle soluzioni tampone va da (pK_s + 1) a (pK_a - 1).

Punto stechiometrico

Il punto stechiometrico si verifica quando pH = 7.

0 V acido aggiunto (mL) 0 V base aggiunto (mL) Brusca variazione

In questo caso abbiamo a che fare con acidi e basi forti. Si può avere titolazione anche con una base debole come analita e un acido forte come titolante, e viceversa.

In tal caso le curve del pH saranno:

In questo caso il punto stechiometrico non è a pH=7 ma leggermente sopra o sotto in base alla titolazione effettuata.

Indicatore

Per mettere in evidenza il pH del punto stechiometrico tanto nelle titolazioni acido/base forte che nelle altre si usano gli indicatori, molecole debolmente acide il cui colore cambia (vira) con il pH.

Il cambiamento di colore deriva dall'equilibrio acido-base della reazione tra l'indicatore e l'acqua:

HI_m + H₂O ↔ H₃O⁺ + I^-

I^- è la base coniugata dell'indicatore che avrà un colore diverso da quest’ultimo. Quando [I^-] = [HI_m] si ottiene il punto finale alla titolazione, dato che:

K_ImK_Im = [H₃O⁺] ↔ pK_Im = pH = Punto di viraggio

Per avere risultati utili, bisogna scegliere un indicatore con un pK_in ≈ pH stechiometrico della titolazione pK_in ≈ pH_ste ±1.

Titolazione di acidi poliprotici

La curva del pH per tali acidi ha un numero di punti stechiometrici uguale al numero di H che è possibile liberare. Ad esempio, H₃PO₄ è un acido triprotico con punti di plateaux, regioni tampone e punti stechiometrici.

Per calcolare il pH di tali soluzioni, bisogna vedere di volta in volta le specie presenti in soluzione e analizzarne gli equilibri dinamici. Ad esempio, nel punto A:

H₃PO₄ + H₂O ↔ H₃O⁺ + H₂PO₄^-

In soluzione abbiamo H₂PO₄^- e H₃PO₄ poiché l’acido sta reagendo con il titolante (NaOH) e sta procedendo la sua base coniugata. Avendo tutto l'acido reagito con OH⁻, si raggiungerà il punto B e, siccome di aver consumato i moli di OH⁻ (è causa della stechiometria della reazione), in tale situazione in soluzione avrà NaH₂PO₄ (sale della base coniugata). Dal punto B, forse aggiungendo altro NaOH.

(Per dettagli, vedere pag. 569-570).

Equilibri di solubilità

Tutte le considerazioni fatte sinora possono essere applicate a equilibri dinamici tra un soluto solido e gli ioni che esso sprigiona in soluzione.

Ad esempio:

Bi₂S₃ (s) ↔ 2 Bi³⁺_(aq) + 3 S^2-_(aq)

Si può quindi definire una costante di equilibrio della solubilità, K_PS.

K_PS = [Bi³⁺]² [S^2-]³

Come si può notare, lo [Bi₂S₃] non compare poiché è una specie solida con attività unitaria. Lo Kps si determina considerando la solubilità molare (s) del composto, cioè la sua molarità nella soluzione satura.

Dato che la solubilità S di un sale solido eguaglia la molarità di uno dei suoi ioni in soluzione, se aumento la concentrazione di Cl^- aggiungendo un sale solubile in acqua come NaCl, la Kps deve restare costante, per cui la [Ag⁺] deve diminuire.

Kps = [Ag⁺] [Cl^-]