Titolazione di base debole con acido forte. Esercizi svolti

Aggiungendo un acido forte a una base debole lo ione H+ reagisce con la base debole: si possono verificare tre casi:

1) il numero di moli di acido è minore al numero di moli della base (prima del punto equivalente). In tal caso una certa quantità di base si trasforma nel suo acido coniugato e ci troviamo di fronte a una soluzione tampone: la determinazione del pH  può essere fatta usando l’equazione di Henderson-Hasselbalch

2) il numero di moli di acido è uguale al numero di moli della base (al punto equivalente). In tal caso tutta la base si è trasformata nel suo acido coniugato il quale, a sua volta, dà luogo a un equilibrio di idrolisi. La determinazione del pH può essere fatta considerando l’equilibrio di idrolisi.

3) il numero di moli di acido è maggiore al numero di moli della base (dopo il punto equivalente). In questo caso lo ione H+ è in eccesso. La differenza tra il numero di moli di acido e il numero di moli di base ci quantifica il numero di moli di H+ in eccesso. Il pH della soluzione può essere così facilmente determinato.

 

Esercizi 

1) Si supponga di aggiungere 25.0 mL di HCl 0.120 M a 30.0 mL di NH3 0.120 M . Determinare il pH della soluzione sapendo che Kb = 1.81 ∙ 10-5

Calcoliamo le moli di ciascuna specie presente in soluzione:

moli di HCl = moli di H+=  0.0250 L ∙ 0.120 M=0.00300

moli di NH3 = 0.0300 L∙0.120 M=0.00360

ciò implica che si formeranno 0.00300 moli di NH4+ e rimarranno in eccesso  0.00360 – 0.00300 = 0.00060 moli di NH3. Il volume totale della soluzione è pari a 25.0 + 30.0 = 55.0 mL

La concentrazione di NH4+ è pari a 0.00300/ 0.0550 L=0.0545 M mentre quella di NH3 è pari a 0.00060/ 0.0550 = 0.011 M.

Questa soluzione è una soluzione tampone in quanto in essa sono presenti una base debole NH3 e la sua base coniugata NH4+. La determinazione del pH può essere effettuata usando l’equazione di Handerson-Hasselbalch:

pOH = pKb + log [NH4+]/ [NH3]

ricordando che pKb = – logKb = – log 1.81 ∙ 10-5 = 4.74 si ha:

pOH = 4.74 + log 0.0545/ 0.011 = 5.4 da cui pH = 14 – 5.4 = 8.6

2) Si supponga di aggiungere 25.0 mL di HCl 0.120 M a 25.0 mL di NH3 0.120 M . Determinare il pH della soluzione sapendo che Kb = 1.81 ∙ 10-5

Calcoliamo le moli di ciascuna specie presente in soluzione:

moli di HCl = moli di H+=  0.0250 L ∙ 0.120 M=0.00300

moli di NH3 = 0.0250 L∙ 0.120 M=0.00300

In questo caso le moli di H+ sono pari a quelle di NH3 e, conseguentemente, si sono formate 0.00300 moli di NH4+ acido coniugato della base debole NH3. Il volume totale della soluzione è pari a 25.0 + 25.0 = 50.0 mL = 0.0500 L e quindi la concentrazione dello ione ammonio vale:

0.00300/ 0.0500=0.0600 M

Lo ione ammonio dà luogo a una reazione di idrolisi secondo l’equilibrio:

NH4+ + H2O ⇌ NH3 + H3O+

La costante relativa a questo equilibrio, detta costante di idrolisi è pari a Kh = Kw/Kb = 1.00 ∙ 10-14/ 1.81 ∙ 10-5 = 5.52 ∙10-10

Costruiamo una I.C.E. chart :

  NH4+ H2O NH3 H3O+
Stato iniziale 0.0600        
Variazione -x     +x +x
Equilibrio 0.0600-x     x x

Sostituiamo tali valori nella Kh e otteniamo:

Kh = 5.52 ∙ 10-10 = (x)(x) / 0.0600-x

Risolvendo rispetto a x si ha: x = [H3O+] = 5.76 x 10-6

Da cui pH = – log 5.76 ∙ 10-6 = 5.24

3) Si supponga di aggiungere 25.0 mL di HCl 0.120 M a 5.00 mL di NH3 0.120 M . Determinare il pH della soluzione sapendo che Kb = 1.81 ∙ 10-5

Calcoliamo le moli di ciascuna specie presente in soluzione:

moli di HCl = moli di H+=  0.0250 L ∙ 0.120 M=0.00300

moli di NH3 = 0.00500 L ∙ 0.120 M=0.000600

H+ e NH3 reagiscono secondo la reazione H+ + NH3→NH4+

Le moli di NH4+ formatesi sono pari a 0.000600

Le moli di H+ in eccesso sono pari a 0.00300 – 0.000600 =0.00240. Il volume totale della soluzione è pari a 25.0 + 5.0 = 30.0 mL

La concentrazione di H+ è pari a [H+] = 0.00240/ 0.0300 L=0.0800 M

Da cui pH = – log [H+] = – log 0.0800 = 1.10

4) Si supponga di aggiungere 25.0 mL di HCl 0.120 M a 10.0 mL di NH3 0.120 M . Determinare il pH della soluzione sapendo che Kb = 1.81 ∙ 10-5

Calcoliamo le moli di ciascuna specie presente in soluzione:

moli di HCl = moli di H+=  0.0250 L ∙ 0.120 M=0.00300

moli di NH3 = 0.0100 L ∙ 0.120 M=0.00120

H+ e NH3 reagiscono secondo la reazione H+ + NH3 → NH4+

Le moli di H+ in eccesso sono pari a 0.00300 – 0.00120 =0.00180. Il volume totale della soluzione è pari a 25.0 + 10.0 = 40.0 mL

La concentrazione di H+ è pari a [H+]= 0.00120/ 0.0400 L=0.0450 M

Da cui pH = – log [H+] = – log 0.0450 = 1.35

5) Si supponga di aggiungere 25.0 mL di HCl 0.120 M a 15.0 mL di NH3 0.120 M . Determinare il pH della soluzione sapendo che Kb = 1.81 ∙ 10-5

Calcoliamo le moli di ciascuna specie presente in soluzione:

moli di HCl = moli di H+=  0.0250 L ∙ 0.120 M=0.00300

moli di NH3 = 0.0150 L ∙ 0.120 M=0.00180

Moli di H+ in eccesso = 0.00300 – 0.00180=0.00120

Volume totale = 25.0 + 15.0 = 40.0 mL = 0.0400 L

[H+]= 0.00120/ 0.0400= 0.0300

pH = – log 0.0300 =1.52

Considerando aggiunte successive di acido forte alla base debole e calcolando i valori di pH che si ottengono si può costruire la curva di titolazione base debole- acido forte

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Author: Chimicamo

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