Chimica Analitica - Esercizi PDF

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esercizi di chimica analitica strumentale...

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APPUNTI DI CHIMICA ANALITICA Esercizi • Soluzioni • Calcolo pH • Titolazioni

STA 1° ANNO

Definizioni e concentrazioni Soluzione: sistema omogeneo di due o più componenti che possono essere solidi, liquidi o gassosi. Il componente in eccesso viene detto solvente, gli altri componenti soluti. La soluzione ha la stessa composizione in tutti i punti. Concentrazione: quantità di soluto contenuta in un determinato volume o massa di soluzione o di solvente. In genere si considera il volume della soluzione pari al volume di solvente. Ogni solvente in soluzione avrà la sua propria concentrazione. Molarità: numero di moli di soluto presenti in 1 litro di soluzione. Nella costante di equilibrio (Keq) le concentrazioni sono espresse con la molarità. Si scrive il nome della specie tra parentesi quadrate.

Normalità: numero di equivalenti di soluto presenti in 1 litro di soluzione. Equivalenti: massa (g) / peso equivalente (eq) Peso equivalente: massa molare (g) / z z = elettroni scambiati (acquistati o persi) in una reazione di ossidoriduzione; ioni H+ (o ioni OH-) liberati in una reazione acido-base; numero di cariche positive (o negative) prodotte in una dissociazione di un sale.

Percentuale in peso: rapporto tra la massa del soluto e la massa della soluzione x 100.

Percentuale in volume: rapporto tra il volume di soluto e il volume di soluzione x 100.

Percentuale in peso/volume: rapporto tra la massa del soluto (in g) e il volume di soluzione (in ml) x 100.

Metodi seguenti servono per determinare la concentrazione di un soluto presente in tracce o ultratracce in una soluzione molto diluita. Parte per milione (ppm): una parte di soluto per un milione di parti di solvente. Non ha unità di misura, in genere si usa la massa. 10*-6

Parte per miliardo (ppb): una parte di soluto su un miliardo di parti di solvente. 10*-9

Parte per trilione (ppt): una parte di soluto su un trilione di parti di solvente. Si parla di ultratracce. 10*-12

Acidi e basi Secondo Bronsted-Lawry un acido è una sostanza capace di cedere un protone (ioni H+); e una base è una sostanza capace di acquistare protoni (ioni H+). L'acqua è una sostanza anfotera o anfiprotica Acidi e basi forti sono completamente dissociati in acqua. Non c'è la costante di equilibrio. Sono pochi, da imparare. Acidi forti: HCl, HI, HBr, H2SO4, HNO3, HClO4. Basi forti: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, R4NOH, Ba(OH)2. Acidi deboli: si indicano con HA. HA e A- sono una coppia acido base coniugata. Quanto più Ka è grande tanto più è facile che ceda il protone all'acqua, sono comunque acidi deboli, ma meno deboli di altri. Quanto più Ka è piccolo tanto più l'acido è debole.

Basi deboli: si indica con B. Quanto più Kb è grande tanto più è facile per la base protonarsi, sono sempre basi deboli ma meno deboli. Quanto più Kb è piccolo tanto più la base è debole.

Equilibri

Keq è costante a temperatura e pressione costante. L'equilibrio può essere più o meno spostato verso destra. K piccola se la reazione ha una scarsa tendenza ad avvenire, si formano pochi prodotti. Equilibrio di autoproteolisi dell’acqua:

Quando si hanno degli esercizi con l'equilibrio, nella tabella (inizio/variazione/equilibrio) si indica sempre la molarità! (non le moli). Quando invece si hanno esercizi con una freccia singola (ad esempio reazioni di neutralizzazione nella tabella (inizio/fine) di mettono le moli. Formula semplificata: al denominatore c'è c-x (1-x): la x è trascurabile se è più piccola della c di 3 ordini di grandezza. Però la x non la conosco ma è proporzionale a Ka. Quindi come regola: c/Ka >1000

Percentuale di ionizzazione

Acidi o basi poliprotici Gli acidi poliprotici sono acidi che possono reagire con l'acqua donando più di un protone. Sono acidi deboli e sono pochi. Ad esempio: H2S, H2SO4, H3PO4, H2CO3. La concentrazione di ioni H3O+ è definita praticamente solo dalla prima dissociazione. Miscele acidi-basi • Sale formato da acido forte + base forte ES: NaCl, NaNO3, KCl Il sale si dissocia NaCl ---> Na+ + ClMa i suoi ioni non reagiscono con l'acqua. pH=7 • Sale formato da acido debole + base forte ES: CH3COONa --> CH3COO- + Na+ Solo lo ione acetato reagisce con l'acqua, mentre Na+ no. Il pH sarà basico. Se si chiede di commentare non dire che il pH è basico perchè c'è una base forte!! Il pH è basico perchè c'è una base debole (ione acetato). • Sale formato da acido forte + base debole ES: NH4Cl ---> NH4+ + ClCl- non reagisce con l'acqua ma lo ione ammonio si. Il pH sarà acido. • Sale formato da acido debole + base debole ES: CH3COONH4 --> CH3COO- + NH4+ Entrambi gli ioni reagiscono con l'acqua. Il pH dipende dalla forza relativa dei due equilibri coinvolti. Soluzione tampone Soluzione di un acido debole e una base forte: HA + NaOH --> NaA + H2O NaA ---> Na+ + ASoluzione di un acido debole con un suo sale: HA + NaA La soluzione tampone riesce a mantenere il pH circa costante anche con aggiunta di acidi e basi dall'esterno. Questa caratteristica è detta potere tamponante. Una soluzione tampone però non funzione sempre, dipende da come è fatta la soluzione e da quanto acido o base aggiungo. Una soluzione tampone funziona bene solo in un certo intervallo di pH. Se si aggiunge un acido il pH s abbassa, con una base si alza, ma di poco. Principio dell'equilibrio mobile (Le Chartelier): Se aggiungiamo una base significa che ci saranno meno ioni H3O+, l'equilibrio quindi si sposta verso la formazione di prodotti (tra cui H3O+) per mantenere la Ka costante. Viceversa se si aggiunge un acido l'equilibrio si sposta verso i reagenti Se un prodotto è in fase gas, allora l'equilibrio si sposta verso destra.

TITOLAZIONI o ANALISI VOLUMETRICA Metodo di analisi quantitativa (metodo classico) = per definire la concentrazione di una sostanza i un determinato campione. Non richiede strumentazioni complesse. Determino volume di analiti presenti in grandi concentrazioni. E' diverso dai metodi strumentali: strumentazione più complessa e determina concentrazione di analiti presenti in basse o alte quantità. Si usa: 1. Cilindro di vetro graduato (buretta), dotato di un rubinetto (mi permette di erogare goccia a goccia) 2. Nella buretta mettiamo il titolante (soluzione standard, concentrazione nota) 3. Beuta o beacker sotto alla buretta, in cui vi mettiamo l'analita di cui si vuole determinare la concentrazione. 4. Conosco il volume della soluzione contenente l'analita. 5. Nel beacker inserisco anche un indicatore, che assume diversi colori in base all'ambiente in cu si trova. In alternativa all'indicatore si mette un phametro per misurare il pH nel punto di equivalenza, serve nel caso delle titolazioni acido base. La soluzione all'inizio si presenta incolore o con un determinato colore. Ci sono di 4 tipi: Titolazione acido-base Titolazione di ossido-riduzione Titolazione complessometrica Titolazione di precipitazione La reazione deve avvenire in maniera rapida e completa (spostata verso destra, non è un equilibrio, freccia singola), con rapporti stechiometrici noti. L'erogazione goccia a goccia del titolante procede fino a quando non si vede un cambiamento di colore. Si chiude il rubinetto e si legge il volume rimanente nella buretta. Al punto di equivalenza il numero di equivalenti dell'analita è uguale al numero di equivalenti del titolante. eq anal = N anal (eq/L) V anal (L) eq titol = N titol (eq/L) V titol (L) N anal = (N titol V titol) / V anal Titolazione ossido-riduzione di acido ossalico e mermanganato in ambiente acido: il permanganato è viola scuro nella buretta ma quando cade la goccia diventa incolore. Nel punto finale (che noi consideriamo come punto equivalente) viene aggiunta una goccia di permanganato che non trova niente con cui reagire e quindi la soluzione diventa rosa (non viola perchè si diluisce). E' una reazione completamente spostata verso destra perchè si forma CO2 gassosa. Non serve un indicatore perchè il permanganato funge da autoindicatore. Titolazione di ritorno o retro titolazione: L'analita si fa reagire con un eccesso noto di reagente. Il reagente avanza perchè è in eccesso, la parte avanzata viene titolata. La titolazione non si fa sull'analita ma sul reagente avanzato. Moli iniziali di reagente --- Moli di reagente in eccesso --- Si calcolano le moli che hanno reagito....