ACIDI e BASI - Salesiani Don Bosco Brescia

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ACIDI e BASI
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Durante lo studio della nomenclatura abbiamo già parlato di acidi e di basi ed abbiamo visto che alcune
categorie di composti (gli idracidi e gli ossiacidi) vengono classificati come acidi, mentre altre categorie di
composti (gli idrossidi e alcune altre sostanze, come l’ammoniaca) vengono classificati come basi. Tutti gli
acidi presentano alcune proprietà comuni, e precisamente:
-
hanno un sapore acido (per averne un’idea, basta pensare al sapore del succo di limone o a quello
dell’aceto );
-
se vengono a contatto con una cartina imbevuta di tornasole, la colorano in rosso;
-
quando vengono sciolti in acqua, le loro soluzioni conducono la corrente elettrica (e questo indica che
nella soluzione sono presenti ioni);
Anche le basi presentano alcune proprietà comuni:
-
hanno sapore amaro (per averne un’idea, basta pensare al sapore di una soluzione di acqua e bicarbonato
di sodio);
-
se vengono a contatto con una cartina imbevuta di tornasole, la colorano in blu;
-
quando vengono sciolte in acqua, le loro soluzioni conducono la corrente elettrica.
Il fatto che certe proprietà siano comuni a tutti gli acidi suggerisce che ci debba essere una caratteristica
comune a tutti gli acidi, che causa tale somiglianza di comportamento; analogamente, il fatto che certe
proprietà siano comuni a tutte le basi suggerisce che ci debba essere una caratteristica comune a tutte le basi.
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Nella ricerca per identificare tali caratteristiche, i chimici hanno proposto diversi modelli sulla natura e il
comportamento di acidi e basi: la teoria più semplice e più comunemente usata è la teoria di Arrhenius.
La TEORIA di ARRHENIUS
Le definizioni di acido e di base secondo la teoria di Arrhenius sono le seguenti:
-
un acido è una sostanza che in soluzione acquosa fa aumentare la concentrazione degli ioni H+;
-
una base è una sostanza che in soluzione acquosa fa aumentare la concentrazione degli ioni OH–;
Come abbiamo già visto, la maggior parte degli acidi produce ioni H+ perché le loro molecole si dissociano
in ioni: esistono però anche sostanze che, quando si sciolgono in acqua, producono ioni H+ pur non contenendo atomi di idrogeno nelle loro molecole. Un esempio comune è quello dell’anidride carbonica che in
soluzione acquosa reagisce con l’acqua
CO2 (g) + H2O(l)  H+(aq) + HCO3–(aq)
Le soluzioni acquose contenenti anidride carbonica sono quindi leggermente acide (un esempio è quello
delle acque minerali gassate).
Ricordiamo ancora che lo ione H+, piccolissimo perché costituito da un solo protone, non rimane isolato, ma
si associa a una molecola di acqua dando lo ione idrossonio, H3O+: per semplicità, tuttavia, continueremo a
scrivere il simbolo dello ione idrogeno come H+, eccetto che nei casi in cui è particolarmente importante
tener conto del fatto che è associato a una molecola di acqua.
Gli idrossidi sono composti ionici contenenti ioni OH–: in soluzione acquosa essi si dissociano negli ioni che
li costituiscono e, quindi, le loro soluzioni sono basiche; anche in questo caso esistono però alcune sostanze
che, in soluzione acquosa, producono ioni OH– pur non contenendo questi ioni nella loro molecola. Abbiamo
già visto l’esempio dell’ammoniaca, che reagisce con l’acqua dando origine a ioni ammonio e ioni OH–:
NH3(aq) + H2O(l)  NH4+(aq) + OH– (aq)
ACIDI FORTI ed ACIDI DEBOLI
Gli acidi e le basi vengono classificati come forti o deboli a seconda dell’entità con cui si dissociano in ioni
in soluzione acquosa: un acido forte è un acido che si dissocia completamente in ioni, nel senso che tutte le
sue molecole si dissociano (non rimangono quindi molecole indissociate). La costante di equilibrio della reazione di dissociazione è tanto alta che l’equilibrio è totalmente spostato verso i prodotti: per questo motivo,
nell’equazione chimica si usa abitualmente una sola freccia, a indicare che la reazione è praticamente completa.
L’acido perclorico è ad esempio un acido forte; quindi scriviamo l’equazione della sua reazione di dissociazione nella forma:
HClO4(1)  H+(aq) + ClO4– (aq)
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Gli acidi forti più comuni sono l’acido bromico, HBrO3, l’acido bromidrico, HBr, l’acido clorico, HClO3,
l’acido cloridrico, HCl, l’acido iodico, HIO3, l’acido iodidrico, HI, l’acido nitrico, HNO3, l’acido perclorico,
HClO4, l’acido permanganico, HMnO4 e l’acido solforico, H2SO4.
Un acido debole è un acido che in soluzione acquosa si dissocia soltanto in parte: alcune molecole si dissociano, mentre altre molecole rimangono indissociate. In altre parole, la reazione di dissociazione non arriva a
completezza, ma raggiunge un equilibrio che può essere più o meno spostato verso i prodotti (gli ioni) a
seconda dell’acido. L’equazione chimica della reazione di dissociazione va scritta pertanto con la doppia
freccia che indica l’equilibrio; la costante di questo equilibrio viene chiamata costante di dissociazione
dell’acido, o semplicemente costante acida Ka.
Ad esempio, l’acido cianidrico è un acido debole e la sua reazione di dissociazione è rappresentata dall’equazione qui di seguito riportata:
HCN(aq)  H+(aq) + CN– (aq)
e l’espressione della costante di acidità è:
H   CN 

Ka 

 HCN 
Nella soluzione acquosa di un acido debole sono presenti sia gli ioni provenienti dalle molecole che si sono
dissociate, sia molecole di acido indissociate: in una soluzione di acido cianidrico, ad esempio, sono presenti
ioni idrogeno H+, ioni cianuro CN– e molecole indissociate di acido cianidrico HCN.
Per calcolare la concentrazione di tutte le specie presenti in soluzione, si utilizza l’espressione della costante
di acidità e si procede nel modo che già conosciamo. Il valore della costante di acidità ci permette di valutare
quanto debole è un acido: più la costante di dissociazione è bassa, minore è l’entità della dissociazione e,
quindi, più debole è l’acido. In altre parole, più un acido è debole, minore è la proporzione di molecole di
quell’acido che si dissociano in ioni.
ACIDI POLIPROTICI
Gli acidi poliprotici sono quegli acidi le cui molecole contengono più di un atomo di idrogeno, come ad
esempio l’acido solforico H2SO4 o l’acido solfidrico H2S; in alcuni casi si specifica anche il numero di atomi
di idrogeno: un acido diprotico è un acido le cui molecole contengono due atomi di idrogeno, un acido
triprotico è un acido le cui molecole contengono tre atomi di idrogeno, e così via.
Gli acidi poliprotici possono dissociarsi perdendo soltanto alcuni, oppure tutti, gli atomi di idrogeno presenti
nella molecola: si parla di prima dissociazione per la perdita del primo atomo di idrogeno, di seconda
dissociazione per la perdita del secondo atomo di idrogeno, e così via.
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Ogni dissociazione raggiunge una situazione di equilibrio caratterizzata da una costante di acidità: distingueremo quindi una costante di prima dissociazione KI, una costante di seconda dissociazione KII, una
costante di terza dissociazione KIII, e così via.
Consideriamo come esempio l’acido fosforico, H3PO4: le sue molecole contengono tre atomi di idrogeno e,
quindi, sono possibili tre dissociazioni; la prima dissociazione è rappresentata dall’equazione:
H3PO4 (aq)  H+(aq) + H2PO4– (aq)
e l’espressione della costante di prima dissociazione è:
H   H

K a1 
2
PO 4

H 3 PO 4 
  7 , 2  10
mol
3
L
La seconda dissociazione è rappresentata dall’equazione:
H2PO4– ( (aq)  H+(aq) + HPO42– (aq)
e l’espressione della costante di seconda dissociazione è:
H   HPO

2

K a2
H
2
4

PO 4

  6 ,3  10
mol
8
L
La terza dissociazione è infine rappresentata dall’equazione:
HPO42– ( (aq)  H+(aq) + PO43– (aq)
e l’espressione della costante di terza dissociazione è:
H   PO   4 , 2  10

3

K a3
HPO
4
2
4

 13
mol
L
l valori delle costanti di dissociazione evidenziano che la reazione di prima dissociazione avviene in entità
molto maggiore delle altre due; a sua volta, la seconda dissociazione avviene in entità molto maggiore della
terza. Dalle espressioni delle tre costanti di dissociazione si vede che le concentrazioni di alcune specie
compaiono in più di una espressione: quando la concentrazione di una specie è determinata simultaneamente
da più di un equilibrio, si parla di equilibri simultanei.
Il calcolo delle concentrazioni delle specie in tali casi esula dagli scopi del nostro corso: è chiaro comunque
che, a parità di concentrazione e di forza dell’acido, la concentrazione di ioni H+ nella soluzione di un acido
diprotico è maggiore che nella soluzione di un acido monoprotico.
BASI FORTI e BASI DEBOLI
Il discorso per le basi è simmetrico a quello fatto per gli acidi: una base forte è una base che, in soluzione
acquosa, è completamente dissociata in ioni. Gli idrossidi sono tutti basi forti: essi infatti sono composti
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ionici e, quando passano in soluzione, gli ioni che li costituiscono si separano l’uno dall’altro (quindi, nella
soluzione acquosa di un idrossido sono presenti soltanto gli ioni positivi del metallo e gli ioni ossidrile).
L’equazione chimica che rappresenta la reazione di dissociazione di un idrossido si rappresentano con una
sola freccia, quella che indica la reazione diretta; ad esempio, l’equazione della reazione di dissociazione
dell’idrossido di sodio ha la forma seguente:
NaOH ( (aq)  Na+(aq) + OH– (aq)
Una base debole è una base che in soluzione acquosa si dissocia soltanto in parte: alcune molecole si
dissociano, mentre altre rimangono indissociate; la reazione di dissociazione, quindi, non arriva a completezza, ma raggiunge un equilibrio che può essere più o meno spostato verso i prodotti, a seconda della
base.
L’equazione chimica della reazione di dissociazione viene scritta con la doppia freccia che indica l’equilibrio: la costante di questo equilibrio è in questo caso chiamata costante di dissociazione della base o
semplicemente costante basica, e viene indicata con il simbolo Kb.
L’ammoniaca è un tipico esempio di base debole; la sua reazione di dissociazione è rappresentata dall’equazione che già conosciamo:
NH3(aq) + H2O(l)  NH4+(aq) + OH– (aq)
e l’espressione della costante basica è quindi:
NH   OH 

Kb 

4
 NH 3 
La concentrazione dell’acqua non compare nell’espressione della costante di equilibrio perché in una soluzione acquosa l’acqua è presente in grande quantità e, quindi, la sua concentrazione è praticamente costante;
il numero di molecole di acqua che reagiscono con le molecole di ammoniaca è così piccolo rispetto al
numero totale di molecole di acqua presenti, che non avrebbe significato tenerne conto.
Come abbiamo visto nel capitolo precedente, le concentrazioni delle specie che hanno concentrazione costante non compaiono esplicitamente nell’espressione della costante di equilibrio, ma sono inglobate nella
costante di equilibrio.
La DISSOCIAZIONE dell’ACQUA
Nell’acqua pura è presente una piccola frazione di molecole (circa una su 554 milioni) che si dissociano in
ioni; possiamo interpretare questa reazione semplicemente come la dissociazione in ioni di una molecola di
acqua:
H2O(l)  H+(aq) + OH– (aq)
Consideriamo questo equilibrio di dissociazione e scriviamo l’espressione della costante di equilibrio:
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H   OH 

K eq 

H 2 O 
Poiché nell’acqua il numero di molecole dissociate è bassissimo rispetto al numero totale di molecole,
possiamo considerare che la concentrazione dell’acqua sia uguale alla concentrazione dell’acqua pura: questo
è un valore costante; conviene quindi portare la concentrazione dell’acqua a sinistra del segno di uguale:
K  [H2O] = [H+] [OH– ]
Il prodotto di due costanti è ancora una costante e viene chiamato prodotto ionico dell’acqua Kw:
Kw = [H+] [OH– ]
Alla temperatura di 25°C il valore del prodotto ionico dell’acqua è pari a 10 -14 mol/L2: il prodotto fra la
concentrazione di ioni H+ e la concentrazione di ioni OH– nell’acqua è uguale alla Kw sia per l’acqua pura sia
per tutte le soluzioni acquose.
Quando l’acqua è pura, gli unici ioni H+ e OH– presenti sono quelli provenienti dalla dissociazione dell’acqua stessa: poiché per ogni ione H+ che si forma, si forma anche uno ione OH–, la concentrazione di ioni H+ è
uguale alla concentrazione di ioni OH–:
[H+] = [OH–]
Quindi, in acqua pura il prodotto ionico dell’acqua può essere riscritto nella forma:
Kw = [H+]2
e la concentrazione degli ioni H+ e degli ioni OH– risulta essere pari a:
[H+] = [OH–] = 10-7 mol/L
Le soluzioni di sostanze che in soluzione acquosa non danno origine né a ioni H+ né a ioni OH– (cioè che non
sono né acidi né basi) vengono chiamate soluzioni neutre: in esse, gli unici ioni H+ e OH– presenti sono quelli
provenienti dalla dissociazione dell’acqua e, quindi, la concentrazione degli ioni H+ e degli ioni OH– è uguale
a quella dell’acqua pura.
Nelle soluzioni acide, la dissociazione dell’acido dà origine a molti più ioni H+ di quelli provenienti dalla
dissociazione dell’acqua: la concentrazione di ioni H+ è quindi maggiore di quella che si ha nell’acqua pura;
di conseguenza, la concentrazione di ioni OH– è minore di quella dell’acqua pura, perché il prodotto delle
due concentrazioni deve rimanere costante.
Viceversa, nelle soluzioni basiche, la dissociazione della base dà origine a molti più ioni OH– di quelli
provenienti dalla dissociazione dell’acqua: la concentrazione di ioni OH– è quindi maggiore di quella che si
ha nell’acqua pura e, di conseguenza, la concentrazione di ioni H+ è minore di quella che si ha nell’acqua
pura.
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In sintesi:
___________________________________________________________________________________
soluzioni acide
acqua pura o soluzioni neutre
soluzioni basiche
[H+] > 10-7 mol/L
[H+] = 10-7 mol/L
[H+] < 10-7 mol/L
[OH–] < 10-7 mol/L
[OH–] = 10-7 mol/L
[OH–] > 10-7 mol/L
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SCALA del pH
I chimici hanno ritenuto opportuno stabilire una scala che permettesse di valutare in modo immediato il
grado di acidità o di basicità di una soluzione acquosa: la concentrazione di ioni H + e OH– può variare in un
arco di valori molto ampio. Ad esempio, la concentrazione di ioni H+ può variare da alcune moli per litro
(valori alti) a valori appena maggiori di 10-7 M per le soluzioni acide, e da valori appena minori di 10-7 M a
valori migliaia o anche milioni di volte minori (come potrebbe essere 10-13 M) per le soluzioni basiche.
Poiché l’intervallo di valori possibili è così ampio, i chimici hanno introdotto il pH, che viene definito come
il logaritmo decimale, cambiato di segno, della concentrazione di ioni H+ presenti in una soluzione:
pH = - Log10 [H+]
Il pH è un numero adimensionale: in particolare, quando esso viene calcolato, si considera solo il valore
numerico della concentrazione molare degli ioni H+, e non le rispettive dimensioni:
-
nell’acqua pura e nelle soluzioni neutre [H+] = 10-7 mol/L e quindi il pH è uguale a 7;
-
nelle soluzioni acide, la concentrazione di ioni H+ è maggiore che nell’acqua pura: di conseguenza, il pH
risulterà minore di 7 (tanto minore è il valore del pH, tanto maggiore è la concentrazione di ioni H+ nella
soluzione, cioè tanto più acida è la soluzione stessa);
-
nelle soluzioni basiche, la concentrazione di ioni H+ è minore che nell’acqua pura: di conseguenza, il pH
risulterà maggiore di 7 (tanto maggiore è il valore del pH, tanto minore è la concentrazione di ioni H+
nella soluzione, cioè tanto più basica è la soluzione stessa).
Possiamo riassumere queste informazioni nel seguente schema:
___________________________________________________________________________________
soluzioni acide
pH < 7
acqua pura o soluzioni neutre
pH = 7
soluzioni basiche
pH > 7
___________________________________________________________________________________
Per calcolare il pH di una soluzione, bisogna innanzitutto calcolare la concentrazione degli ioni H+ in quella
soluzione: il procedimento è diverso a seconda che si tratti di un acido o di una base forti (per i quali la dissociazione in ioni è completa) o di un acido o di una base deboli (per i quali bisogna tener conto
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dell’equilibrio); una volta trovata la concentrazione di ioni H+, si calcola il pH per mezzo dell’equazione che
lo definisce.
Gli INDICATORI
Gli indicatori sono sostanze che assumono una colorazione diversa a seconda che vengano a contatto con un
acido o con una base: servono quindi a “indicare” se una soluzione è acida o basica; il tornasole, di cui
abbiamo parlato all’inizio del capitolo, è un indicatore. Quando si immerge in una soluzione l’estremità di
una cartina al tornasole (o si mette una goccia di soluzione sulla cartina), se la soluzione è neutra la cartina
non cambia colore, se la soluzione è acida la cartina diviene rossa, se la soluzione è basica la cartina diviene
blu.
Gli indicatori sono acidi deboli o basi deboli, in genere organici: consideriamo il caso in cui l’indicatore sia
un acido debole e indichiamolo con la formula generica HIn, dove con In si indica l’insieme di tutti gli altri
atomi presenti nella molecola, escluso l’idrogeno. Essendo acidi deboli, in soluzione acquosa si dissociano in
ioni secondo l’equilibrio:
HIn(aq)  H+(aq) + In– (aq)
Le specie HIn e In– interagiscono con la luce in modo diverso e, come risultato, impartiscono alla soluzione
colori diversi: la soluzione, quindi, avrà una colorazione diversa a seconda che in essa predomini la specie
HIn o la specie In–.
L’equilibrio di dissociazione ci fa capire in quali condizioni predomina ciascuna delle due specie:
-
se l’indicatore viene aggiunto a una soluzione acida, viene a trovarsi in una soluzione con alta
concentrazione di ioni H+: in accordo con il principio di Le Chàtelier, l’equilibrio di dissociazione
dell’indicatore è spostato verso sinistra e, quindi, predomina il colore determinato dalla specie HIn;
-
se invece l’indicatore viene aggiunto a una soluzione basica, viene a trovarsi in una soluzione con una
concentrazione molto bassa di ioni H+, mentre è alta la concentrazione di ioni OH–: questi ultimi
reagiscono con gli ioni H+ provenienti dalla dissociazione dell’indicatore per formare molecole di acqua.
Ciò consente ad altre molecole di indicatore di dissociarsi in ioni e l’equilibrio di dissociazione si sposta
quindi verso destra: in soluzione predomina pertanto il colore determinato dalla specie In–.
Quando le concentrazioni delle due specie sono uguali, non prevale nessuno dei due colori: in queste condizioni, l’aggiunta di una piccola quantità di acido fa passare la soluzione al colore determinato dalla specie
HIn, mentre l’aggiunta di una piccola quantità di base fa passare la soluzione al colore determinato dalla
specie In–. Il cambiamento di colore determinato dall’indicatore si chiama viraggio.
La situazione per cui le concentrazioni della specie indissociata HIn e della specie dissociata In– sono uguali
dipende dalla costante acida dell’indicatore: pertanto, indicatori diversi la raggiungono per valori diversi
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della concentrazione di ioni H+ (e, quindi, del pH) della soluzione. Il valore di pH per il quale avviene il
cambiamento di colore si chiama pH di viraggio, o punto di viraggio dell’indicatore.
Nella tabella sono riportati i nomi dei più comuni indicatori, il valore di pH per il quale avviene il cambiamento di colore, e il colore della soluzione per valori di pH inferiori o superiori a quello di viraggio:
_______________________________________________________________________________________
indicatore
pH di viraggio
colore a pH inferiore
colore a pH superiore
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violetto di metile
2
giallo
blu-violetto
metilarancio
4
rosso
giallo
rosso di metile
5
rosso
giallo
tornasole
7
rosso
blu
blu di bromotimolo
7
giallo
blu
fenoftaleina
9
incolore
rosso
giallo
rosso
giallo di alizarina
11
_______________________________________________________________________________________
Gli indicatori vengono di solito preparati in forma di soluzione acquosa: per utilizzarli si aggiunge alla soluzione in esame qualche goccia di indicatore e si osserva il colore che la soluzione assume. Se si vuole
soltanto stabilire se una soluzione è acida o basica, conviene scegliere un indicatore che ha il punto di
viraggio a pH = 7, come il tornasole o il blu di bromotimolo.
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Se si vuole invece determinare, almeno approssimativamente, il valore del pH di una soluzione, bisogna
effettuare una serie di prove, con diversi indicatori, utilizzando ogni volta un nuovo campione prelevato dalla
soluzione. Le prove seguono uno schema logico che mira a restringere progressivamente l’intervallo di valori
possibili per il pH, in modo da avvicinarsi gradualmente al valore vero.
È evidente che maggiore è il numero di indicatori che si hanno a disposizione, maggiore è la precisione con
la quale si può determinare il valore del pH di una soluzione.
Esistono inoltre delle cartine trattate con una miscela di vari indicatori, e chiamate indicatori universali:
queste cartine possono assumere diversi colori a seconda del pH della soluzione. I colori estremi sono il
rosso intenso (soluzione fortemente acida, pH inferiore ad 1) e il blu-violetto (soluzione fortemente basica,
pH superiore a 12); fra questi colori estremi si ha una serie di tonalità che variano gradualmente ed a cui
corrispondono valori di pH ben precisi.
Confrontando il colore assunto dalla cartina con la scala dove sono indicati tutti i colori che essa può
assumere e i corrispondenti valori di pH, è possibile valutare con buona approssimazione il pH di una
soluzione.
Esistono infine anche degli strumenti (detti piaccametri) che determinano il valore del pH di una soluzione
con grande precisione: il loro funzionamento non si basa sull’uso di indicatori, ma sfrutta fenomeni che
dipendono dalla concentrazione degli ioni idrogeno.
Le TITOLAZIONI
Se una soluzione acida e una soluzione basica vengono mescolate, gli ioni H+ della soluzione acida reagiscono con gli ioni OH– della soluzione basica per dare molecole di acqua:
H+ + OH–  H2O
Se le quantità di acido e di base che vengono mescolate sono tali che il numero di ioni H+ nella soluzione
acida è uguale al numero di ioni OH– nella soluzione basica, la soluzione che si ottiene dal mescolamento
delle due non ha né caratteristiche acide, né caratteristiche basiche: è una soluzione neutra.
Reazioni di questo tipo si chiamano reazioni di neutralizzazione: in esse l’anione proveniente dall’acido e il
catione proveniente dalla base formano un sale. L’equazione generica di tali reazioni è:
acido + base  sale + acqua
Consideriamo inizialmente il caso più semplice, quello di un acido forte la cui molecola contiene un solo
atomo di idrogeno e di una base forte la cui formula contiene un solo gruppo ossidrile: scegliamo come
esempio una soluzione di acido cloridrico e una soluzione di idrossido di sodio.
Nella soluzione di HCl sono presenti ioni H+ e ioni Cl–, nella soluzione di NaOH sono presenti ioni Na+ e
ioni OH–: supponiamo ora che le due soluzioni abbiano la stessa concentrazione, e supponiamo di prendere
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volumi uguali delle due soluzioni. In questo modo, sappiamo che il numero di ioni H+ presenti nel volume di
soluzione acida è uguale al numero di ioni OH– presenti nello stesso volume di soluzione basica.
Se mescoliamo le due soluzioni, gli ioni H+ reagiscono con gli ioni OH– per formare molecole di acqua: nella
soluzione rimangono gli ioni Na+ e gli ioni Cl–, che formano quindi una soluzione di cloruro di sodio, il
normale sale da cucina.
Il rapporto fra il volume della soluzione di acido e il volume della soluzione di base che possono neutralizzarsi completamente dipende dalla concentrazione delle soluzioni e dalla stechiometria della reazione di
neutralizzazione.
Le reazioni di neutralizzazione fra una soluzione acida ed una soluzione basica possono essere utilizzate per
determinare la concentrazione di una delle due soluzioni, se si conosce quella dell’altra:
-
se si vuole determinare la concentrazione di una soluzione acida, si usa una soluzione basica a
concentrazione nota;
-
se si vuole determinare la concentrazione di una soluzione basica, si usa una soluzione acida a
concentrazione nota.
Poiché la concentrazione di una soluzione viene anche chiamata titolo, la determinazione della concentrazione viene chiamata titolazione; la soluzione di cui si vuole determinare la concentrazione viene chiamata
soluzione da titolare e la soluzione a concentrazione nota viene chiamata soluzione titolante.
L’apparecchiatura usata per la titolazione è mostrata nella figura della pagina seguente: la soluzione da
titolare viene messa in un becher; la soluzione a concentrazione nota viene invece messa in una buretta.
La buretta è un cilindro di vetro aperto verso l’alto e chiuso verso il basso da un rubinetto che permette di
prelevare anche quantità molto piccole (anche singole gocce) della soluzione in esse contenuta. Per effettuare
la titolazione, si sceglie un volume noto della soluzione da titolare, lo si mette nel becher e si aggiunge
qualche goccia di un indicatore opportuno. Si riempie la buretta con la soluzione titolante e si legge sulla
scala graduata il livello a cui essa arriva; poi, aprendo e chiudendo a intervalli opportuni il rubinetto della
buretta, si aggiungono piccole quantità della soluzione titolante.
99
Dopo ogni aggiunta, si agita la soluzione nel becher con la bacchettina di vetro per favorire il mescolamento
e si osserva il colore della soluzione. Si continua il procedimento fino a quando il colore segnala che si è
giunti al punto di viraggio (o punto di equivalenza).
A questo punto si legge il livello a cui è arrivata la soluzione titolante nella buretta, e si calcola per differenza
il volume di soluzione titolante che è stato necessario aggiungere per arrivare al punto di viraggio. Dai valori
noti (volume della soluzione da titolare, volume di soluzione titolante e concentrazione della soluzione
titolante), e tenendo presente la reazione di neutralizzazione fra l’acido e la base usati, si risale alla concentrazione della soluzione da titolare.
Il caso in cui un acido forte viene titolato con una base forte (e il caso opposto, in cui una base forte viene
titolata con un acido forte) sono i casi più semplici di titolazione, quelli in cui l’andamento è più nettamente
delineato. Considereremo quindi per primo un caso di questo tipo: supponiamo, ad esempio, di voler titolare
una soluzione di acido cloridrico con una soluzione di idrossido di sodio a concentrazione nota.
Allora, misuriamo un certo volume VHCl di soluzione di acido cloridrico e lo mettiamo in un becher:
scegliamo poi un indicatore che abbia un punto di viraggio uguale a 7; supponiamo di scegliere il tornasole:
aggiungendo alcune gocce di soluzione di tornasole alla soluzione di acido cloridrico, quest’ultima assumerà
un colore rosso vivo.
Prendiamo poi una soluzione di idrossido di sodio a concentrazione CNaOH nota e riempiamo con essa una
buretta fino alla graduazione più alta: fissiamo la buretta a un sostegno, mettiamo il becher sotto di essa e
iniziamo il procedimento di titolazione, aggiungendo piccole quantità di soluzione di idrossido di sodio alla
soluzione di acido cloridrico.
Alle prime aggiunte di base, il colore della soluzione rimane stabilmente rosso: dopo un certo tempo,
noteremo che, appena viene aggiunta la base, il colore si modifica, per tornare rosso dopo che la soluzione è
stata agitata. È questo il segnale che ci si sta avvicinando al punto di viraggio, cioè al punto in cui la
soluzione cambierà colore definitivamente: poiché è importante cogliere il punto di viraggio nel modo più
accurato possibile, a questo punto bisogna aggiungere la soluzione di idrossido di sodio una goccia per volta.
Quando la soluzione nel becher non torna più ad essere rossa nemmeno dopo l’agitazione, si è raggiunto il
punto di viraggio; questo significa che tutti gli ioni H+ presenti nella soluzione di acido sono stati neutralizzati dagli ioni OH– della base: la soluzione nel becher è quindi neutra.
Leggiamo allora il livello a cui è arrivata la soluzione nella buretta in modo da conoscere il volume V NaOH di
soluzione di idrossido di sodio utilizzato nella titolazione. Abbiamo ora tutte le informazioni per risalire alla
concentrazione della soluzione di acido cloridrico:
[ HCl ] 
 NaOH   V NaOH
V HCl
È interessante vedere come varia il pH della soluzione da titolare durante la titolazione: per valutarlo, si
misura il pH dopo ogni aggiunta di soluzione titolante; per avere poi un quadro completo dell’andamento del
100
pH, si continua ad aggiungere soluzione titolante anche dopo il punto di viraggio. Il grafico dei valori di pH
contro le quantità di soluzione titolante aggiunta si chiama curva di titolazione.
Quando si titola un acido forte con una base forte, il pH varia pochissimo ad ogni aggiunta di base, fino a che
non ci si avvicina al punto di viraggio: in vicinanza del punto di viraggio, invece, l’aggiunta di una quantità
molto piccola di base provoca una variazione molto marcata del pH, segnando il passaggio da una soluzione
acida a una soluzione neutra e, immediatamente dopo, a una soluzione basica.
Per illustrare questo discorso con un esempio concreto, la tabella riportata nella pagina seguente riporta i
valori ottenuti nella titolazione di 50,0 mL di HCl 0,050M con una soluzione di NaOH 0,100M.
_______________________________
VNaOH
pH della soluzione
_______________________________
0
1,30
10
1,60
20
2,15
22
2,38
24
2,85
25
7,00
26
11,12
28
11,59
30
11,80
40
12,22
50
12,40
______________________________
Se si vuole titolare un acido debole, si usa come soluzione titolante la soluzione di una base forte: analogamente, se si vuole titolare una base debole, si usa come soluzione titolante la soluzione di un acido forte.
In entrambi i casi, quando la quantità di soluzione titolante aggiunta è tale da aver reagito completamente
con la quantità di acido o di base da titolare e, quindi, ci si aspetta il viraggio, la soluzione non è neutra:
-
se si titola un acido debole con una base forte, il punto di viraggio è basico;
-
se si titola una base debole con un acido forte, il punto di viraggio è acido.
Questo spostamento del pH a cui avviene il viraggio è causato dalla reazione fra l’anione dell’acido debole, o
il catione della base debole, con l’acqua: tale reazione (chiamata idrolisi) avviene in entità tanto maggiore
quanto più debole è l’acido o la base.
101
In tal caso inoltre la variazione di pH intorno al punto di viraggio è meno brusca che nel caso della titolazione fra acidi e basi forti: i valori di pH all’inizio e alla fine del punto di viraggio sono più vicini e il salto di
pH è più graduale.
Come conseguenza di quanto abbiamo appena spiegato, per le titolazioni di acidi e basi deboli diviene molto
importante scegliere l’indicatore in modo appropriato: si sceglie un indicatore che abbia un punto di viraggio
vicino al valore di pH che la soluzione da titolare avrà nel momento in cui tutto l’acido (o la base) in essa
contenuti avranno reagito completamente con la base (o l’acido) aggiunti con la soluzione titolante.
In genere, quando si fa la titolazione di un acido debole con una base forte, si usa come indicatore la
fenolftaleina, e quando si fa la titolazione di una base debole con un acido forte si usa come indicatore il
metilarancio.
Non si fanno, di solito, titolazioni di un acido debole con una base debole, o viceversa, perché il punto di
viraggio sarebbe troppo poco evidente, e sarebbe quindi difficile coglierlo con sufficiente precisione.
102
_______________________________________________________________________________________
VERIFICA delle CONOSCENZE
_______________________________________________________________________________________
1.
Descrivi le proprietà macroscopiche degli acidi e delle basi.
2.
Dai la definizione di acido e di base secondo la teoria di Arrhenius.
3.
Spiega perché le soluzioni degli idrossidi sono basiche.
4.
Spiega perché l’anidride carbonica, disciolta nell’acqua, la rende leggermente acida.
5.
Sia gli acidi che le basi vengono classificati come forti o deboli: qual è il criterio alla base di questa
classificazione? Che cosa significa l’aggettivo forte? E l’aggettivo debole?
6.
L’acido cloridrico è un acido forte. Qual è la concentrazione di ioni H+ in una soluzione 0,5 M di questo
acido? L’acido acetico è un acido debole: potresti dire qual è la concentrazione di ioni H+ in una
soluzione 0,5 M di acido acetico senza effettuare calcoli? Perché?
7.
Che cosa è la costante di dissociazione di un acido? Fra due acidi è più debole quello che ha la costante
di dissociazione maggiore o quello che ha la costante di dissociazione minore?
8.
L’acido cloridrico è un acido forte: quali specie sono presenti in una soluzione di HCl?
9.
L’acido ipocloroso è un acido debole: quali specie sono presenti in una soluzione di acido ipocloroso?
10. Spiega in quale direzione si sposta l’equilibrio di dissociazione dell’acido nitroso se:
si aggiunge nitrito di sodio solido;
se si aggiunge una piccola quantità di acido cloridrico;
si aggiunge idrossido di sodio;
si aggiunge altro acido nitroso.
11. Spiega in quale direzione si sposta l’equilibrio di dissociazione dell’ammoniaca se:
si aggiunge altra ammoniaca;
si aggiunge idrossido di sodio;
si aggiunge acido cloridrico:
si aggiunge cloruro di ammonio.
12. Spiega il significato dei seguenti termini: acido monoprotico, acido poliprotico, acido diprotico e acido
triprotico; per ciascuno di essi, dai due esempi di tua scelta.
13. Dimostra che l’ammoniaca è una base secondo la definizione di Arrhenius.
14. Che cosa si intende per dissociazione ionica dell’acqua?
15. Che cosa è il prodotto ionico dell’acqua? Quanto vale in condizioni standard?
16. Spiega perché nell’acqua pura, o in una soluzione acquosa neutra, la concentrazione degli ioni H + è
uguale alla concentrazione degli ioni OH–.
17. Come si definisce il pH di una soluzione acquosa?
18. Se si aggiunge un acido a una soluzione acquosa, il suo pH aumenta o diminuisce? Perché?
103
19. Una soluzione A ha pH uguale a 2 e una soluzione B ha pH uguale a 6; stabilisci quali, fra le seguenti
affermazioni, sono corrette:
le soluzioni sono entrambe acide;
la soluzione A è acida e la soluzione B è basica;
la concentrazione di ioni H+ nella soluzione A è 10-2 M;
la concentrazione di ioni H+ nella soluzione A è 102 M;
la concentrazione di ioni OH– nella soluzione B è 10-6 M;
la concentrazione di ioni OH– nella soluzione B è 10-8 M;
20. Scrivi l’equazione che definisce il pOH e spiegane il significato.
21. Prova a dimostrare che pOH + pH = 14.
22. Che cosa sono gli indicatori? Spiega dettagliatamente perché gli indicatori cambiano colore a seconda
del pH della soluzione con cui vengono messi a contatto.
23. Spiega il significato dei seguenti concetti: viraggio e punto di viraggio di un indicatore.
24. Ti interessa sapere se una certa soluzione è acida o basica. Come procederesti?
25. Come procederesti per valutare il pH di una soluzione servendoti di indicatori? Fornisci una descrizione
esauriente.
26. Che cosa significa neutralizzare una soluzione acida? Come si può farlo? Che cosa significa neutralizzare una soluzione basica? Come si può farlo? Che cosa si intende per reazione di neutralizzazione?
27. Si vogliono neutralizzare 100 mL di soluzione acquosa di KOH con 100 mL di una soluzione acquosa di
HNO3: perché ciò sia possibile, come devono essere le concentrazioni delle due soluzioni?
28. Descrivi dettagliatamente che cosa succede quando una soluzione di KOH viene neutralizzata da una
soluzione di HNO3.
29. Stabilire quanti mL di soluzione 0,5 M di NaOH occorrono neutralizzare 50 cm3 delle seguenti soluzioni
acide:
- soluzione 0,5 M di HCN;
- soluzione 0,5 M di CH3COOH;
- soluzione 0,5 M di HCl;
- soluzione 0,5 M di H2SO4;
- soluzione 0,5 M di H3PO4.
30. Si vogliono neutralizzare 100 mL di una soluzione 10-4 M di Mg(OH)2 con una soluzione di HCl avente
concentrazione 2 · 10-4 M; quale volume di soluzione di HCl è necessario?
31. Che cosa vuol dire titolare una soluzione? Spiega il significato dei seguenti termini: titolazione;
soluzione titolante e punto di equivalenza.
32. Descrivi il procedimento sperimentale per la titolazione di una soluzione.
33. Considera un esperimento di titolazione: chiama V1 il volume della soluzione da titolare, C1 la
concentrazione della soluzione da titolare, V2 il volume di soluzione titolante usato e C2 la
concentrazione della soluzione titolante. Trova la relazione che lega queste grandezze:
104
- nel caso in cui la reazione di neutralizzazione comporta un rapporto 1: 1 fra acido e base;
- nel caso generale (cioè qualunque sia il rapporto fra acido e base nella reazione di neutralizzazione).
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ESERCIZI
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1.
Calcolare il pH di una soluzione 10-2 M di acido cloridrico in acqua.
2.
Calcolare il pH di una soluzione 0,04 M di acido solforico in acqua.
3.
Calcolare il pH di una soluzione 10-3 M di idrossido di sodio in acqua.
4.
Calcolare il pH di una soluzione 10-2 M di idrossido di calcio in acqua.
5.
Calcolare la concentrazione di tutte le specie presenti in soluzione ed il pH di una soluzione 1 M di
acido cianidrico in acqua (la Ka dell’acido cianidrico è 6,2  10-10 mol/L)
6.
Calcolare la concentrazione di tutte le specie presenti in soluzione ed il pH di una soluzione 1 M di
ammoniaca in acqua (la Kb dell’ammoniaca è 1,8  10-5 mol/L).
7.
Calcolare il volume di soluzione 0,6 M di KOH necessario per neutralizzare 220 mL di soluzione 0,6 M
di H2SO4.
8.
Calcolare il volume di una soluzione 0,28 M di NaOH necessario per neutralizzare 286 mL di una soluzione 0,70 M di HCl.
9.
Calcolare il volume di una soluzione 0,64 M di NaOH necessario per neutralizzare completamente 350
mL di una soluzione 0,52 M di H2SO4.
10. Si sono titolati 60,0 mL di una soluzione di HCl con una soluzione 0,20 M di NaOH: la lettura iniziale
della buretta era di 50,0 mL, la lettura finale di 24,6 mL. Trovare la concentrazione della soluzione di
acido cloridrico.
10. Si sono titolati 80,0 mL di una soluzione di H2SO4 con 120,4 mL di una soluzione 0,20 M di NaOH:
trovare la concentrazione della soluzione di acido solforico.
11. Calcola la concentrazione degli ioni OH– nelle seguenti soluzioni per le quali si dà il valore della
concentrazione di ioni H+:
a. [H+] = 10-5 mol/L
b. [H+] = 1,4 ·10-8 mol/L
c. [H+] = 5 · 10-11 mol/L
12. Calcola la concentrazione di tutte le specie presenti nelle soluzioni 0,1 M dei seguenti composti: acido
nitrico, acido nitroso, idrossido di sodio, ammoniaca (Kb = 1,8 · 10-5 mol/L), acido c1oridrico.
13. Calcola la concentrazione di tutte le specie presenti in una soluzione 1,2 · 10-4 M di idrossido di
magnesio.
105
14. Calcola il pH delle seguenti soluzioni acquose (utilizzando i valori delle costanti di acidità o basicità
quando è necessario):
a)
soluzione 0,1 M di HClO4;
b)
soluzione 0,01 M di CH3COOH (Ka = 1,8 · 10-5 mol/L);
c)
soluzione 0,01 M di KOH;
d)
soluzione 0,05 M di NaOH;
e)
soluzione 1,00 · 10-4 M di Mg(OH)2;
f)
soluzione 1,00 · 10-3 M di HNO3;
g)
soluzione 1,00 · 10-4 M di HNO2;
h)
soluzione 0,05 M di NH3 (Kb = 1,8 · 10-5 mol/L).
15. Il succo gastrico contiene lo 0,5% in massa di acido cloridrico; sapendo che la sua densità è 1,01 g/mL e
trascurando la presenza di altri componenti, calcolare il suo pH.
16. Per titolare 100 cm3 di una soluzione di acido nitrico sono stati utilizzati 40 cm3 di una soluzione 0,1 M
di KOH. Calcolare la concentrazione della soluzione di acido nitrico.
17. Per titolare 120 cm3 di una soluzione di Ca(OH)2 sono stati utilizzati 50 cm3 di una soluzione 0,001 M di
HCI. Calcolare la concentrazione della soluzione di Ca(OH)2.
18. Quanti centimetri cubi di soluzione di NaOH 0,05 M sono necessari per titolare 40 cm 3 di soluzione
0,01 M di HCl? E per titolare 40 cm3 di una soluzione 0,01 M di H2SO4?
19. In una titolazione si sono usati 32,8 mL di una soluzione di H2SO4 0,255 M per neutralizzare 42,3 mL di
una soluzione di NaOH. Calcolare la molarità della soluzione di NaOH.
20. 0,1 g di un campione di acido forte viene titolato alla fenolftaleina con 40,5 mL di NaOH 0,05 M:
calcolare la massa molare dell’acido sapendo che quest’ultimo è monoprotico.
21. 25 mL di una soluzione di NaOH vengono neutralizzati da 20,2 mL di una soluzione di HCl 0,01M:
calcolare la molarità della soluzione di NaOH.
22. 30 mL di una soluzione di HCl 0,20 M neutralizzano 22 mL di una soluzione di Ba(OH)2 avente densità
1,027 g/ml. Calcolare la percentuale in peso della soluzione di Ba(OH)2.
23. Si fanno assorbire 250 mL di NH3 gassosa, misurati a 20°C e a 730 torr, in 50 mL di HCl: supponendo
che il volume della soluzione ottenuta non cambi, calcolare quanti mL di una soluzione di NaOH M/2
occorrono per neutralizzare l’HCl in eccesso.
24. Si aggiungono 50 mL di una soluzione di HCl 1M a 17 mL di una soluzione di KOH: la soluzione
risultante reagisce acida ed occorrono 7 mL di una soluzione di NaOH M/2 per neutralizzarla. Calcolare
il titolo della soluzione di KOH.
25. In un recipiente, di cui non si conosce il volume, si introducono 100 mL di NaOH 2M; quindi lo si
riempie con acqua. Si prelevano poi 500 mL della soluzione ottenuta e si titolano con 27 mL di HCl
M/20. Calcolare il volume del recipiente.
106
26. Una soluzione contiene 37,30 mL di HCl M/25, 13,2 mL di H2SO4 M/5 e 23,1 mL di KOH M/2: la
soluzione risulta acida o basica? Quanti mL di una soluzione di base M/3 o di acido M/3, nel caso la
soluzione risulti acida o rispettivamente basica, occorrerà aggiungere per neutralizzarla?
27. 10 mL di una soluzione di KHC2O4 (ossalato acido di potassio) vengono titolati con 20 mL di KOH 0,1
M: calcolare la molarità dell’ossalato.
28. Una massa di 0,2 g di una soluzione di H2SO4 al 23% in massa neutralizza 3 mL di soluzione di KOH:
calcolare quanta KOH solida al 93% di purezza occorre aggiungere ad 1 L della soluzione di KOH
perchè quest’ultima diventi 2 M.
29. Calcolare la percentuale in massa di H2SO4 in una soluzione di densità 1,23 g/mL, sapendo che 8 mL
della soluzione, diluiti, vengono neutralizzati da 35 mL di una soluzione di NaOH M/20.
30. Una massa di 0,20 g di Na2CO3 idrato richiedono per la loro neutralizzazione completa 7,7 mL di
H2SO4; 20 mL dello stesso acido vengono neutralizzati da 18,2 mL di NaOH M/5. Calcolare il numero
di molecole di H2O di cristallizzazione contenuto in una molecola di carbonato sodico idrato.
31. Calcolare in quale rapporto occorre miscelare due soluzioni A e B di NaOH per ottenere 1,5 L di una
soluzione di NaOH M/2, sapendo che 21 mL della soluzione A neutralizzano 28 mL di H2SO4 M/5 e che
30 mL della soluzione B neutralizzano 0,102 g di acido ossalico H2C2O4.
32. Un volume di 50,0 mL di una soluzione di Na2CO3 vengono titolati con 65,8 mL di una soluzione di
HCl 3M: sapendo che la densità della soluzione di Na2CO3 è 1,25 g/mL, calcolare la percentuale di
Na2CO3 nella soluzione.
33. Un campione di calcare di massa pari ad 1,0 g viene sciolto in 50,0 mL di una soluzione di HCl 1 M;
l’eccesso di acido richiede per la neutralizzazione 59,3 mL di una soluzione di NaOH 0,6 M: calcolare
la percentuale di CaCO3 nel campione.
34. Un campione di urine giornaliere misura 1570 mL; una aliquota di 25 mL del campione viene titolata
alla fenolftaleina con 7,65 mL di NaOH 0,0890 M: calcolare l’acidità giornaliera escreta.
35. Calcolare il pH di una soluzione di NaOH contenente: a) 0,0040 g/L e b) 0,0040 moli/L.
36. A 500 mL di una soluzione di KOH M/50 si aggiungono 20 mL di una soluzione di HCl M/10 e 30 mL
di una soluzione di H2SO4 M/20. Calcolare il pH della soluzione risultante.
37. A 500 mL di una soluzione di KOH M/10 si aggiungono 100 mL di una soluzione di HCl M/5 e 60 mL
di una soluzione di HF M/2. Calcolare il pH della soluzione risultante, sapendo che la costante di
dissociazione dell’acido fluoridrico è 2 · 10-4.
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