Titolazione di una miscela di acidi

Se si vogliono titolare due acidi è necessario che la Ka dell’acido più forte sia almeno 104 volte maggiore rispetto alla Ka dell’acido meno forte. In tal caso viene titolato per primo l’acido più forte in quanto questo  impedisce la dissociazione dell’acido più debole. Il calcolo del pH durante la titolazione di una miscela di due acidi presuppone che si abbiamo chiari diversi concetti tra cui quello di soluzione tampone e di idrolisi; si presentano infatti molte tipologie di esercizi in sequenza.

Esercizio

Si considerino 50.0 mL di una soluzione 0.10 M in HCl e 0.10 M di acido acetico (Ka = 1.75 ∙ 10-5). Si determini il pH dopo l’aggiunta di 0, 25.0, 50.0, 75.0, 100.0 e 150 mL di NaOH 0.10 M

Dopo l’aggiunta di 0 mL di NaOH 0.10 M

Prima che si inizia la titolazione ovvero quando NaOH non è stato ancora aggiunto la soluzione contiene i due acidi.

Dalla dissociazione di HCl si ha che la concentrazione dello ione H+ in soluzione vale 0.10 M; la dissociazione dell’acido acetico è quindi influenzata dalla presenza dello ione H+. Consideriamo ora la dissociazione dell’acido acetico:

CH3COOH ⇌ CH3COO + H+

 Ora costruiamo una I.C.E. chart:

 

CH3COOH

CH3COO

H+

Stato iniziale

0.10

 

//

0.10

Variazione

-x

 

+ x

+ x

All’equilibrio

0.10 – x

 

x

0.10 + x

La costante Ka è data da:
Ka = [CH3COO][ H+]/[ CH3COOH]

Sostituiamo i valori presenti nella I.C.E. chart nell’espressione della costante di equilibrio:

1.75 ∙ 10-5 = (x)(0.10 +x )/0.10 –x

Trascurando la x additiva presente al numeratore e la x sottrattiva presente al denominatore si ha:

1.75 ∙ 10-5 = (x)(0.10)/ 0.10

Da cui x = 1.75 ∙ 10-5

Si ha quindi: [H+] = 0.10 + 1.75 ∙ 10-5  = 0.10 da cui pH = 1.0

Il risultato ottenuto è prevedibile in quanto in presenza di un acido forte 0.10 M il contributo di ioni H+ dovuto alla dissociazione dell’acido debole è trascurabile.

Dopo l’aggiunta di 25 mL di NaOH 0.10 M

Calcoliamo le moli di HCl e di NaOH

Moli di HCl = 0.0500 L ∙ 0.10 M = 0.00500

Moli di NaOH aggiunte = 0.0250 L ∙ 0.10 M = 0.00250

Moli di HCl in eccesso = 0.00500 – 0.00250 = 0.00250

Volume totale = 50.0 + 25.0 = 75.0 mL

[H+] dovuta alla dissociazione di HCl = 0.00250 / 0.0750 L = 0.0333 M

Le moli di acido acetico presenti in soluzione sono: 0.0500 L ∙ 0.10 M = 0.00500

Il volume totale è di 50.0 + 25.0 = 75.0 mL

Quindi la concentrazione di acido acetico è:

[CH3COOH] = 0.00500 / 0.0750 L= 0.0667 M

Seguendo un ragionamento analogo al precedente si ha:

 

CH3COOH

CH3COO

H+

Stato iniziale

0.0667

 

//

0.0333

Variazione

-x

 

+ x

+ x

All’equilibrio

0.0667 – x

 

x

0.0333 + x

Sostituiamo i valori presenti nella I.C.E. chart nell’espressione della costante di equilibrio:

1.75 ∙ 10-5 = (x)(0.0333 +x )/0.0667 –x

Trascurando la x additiva presente al numeratore e la x sottrattiva presente al denominatore si ha:

1.75 ∙10-5 = (x)(0.0333)/ 0.0667

Da cui x = 3.51 ∙ 10-5

Si ha quindi: [H+] = 0.0333  + 3.51 ∙ 10-5  = 0.0333  da cui pH = 1.48

Quindi anche in questo caso il pH viene ottenuto solo considerando la concentrazione di ioni H+ derivanti dalla dissociazione di HCl.

Dopo l’aggiunta di 50.0 mL di NaOH

Calcoliamo le moli di HCl e di NaOH

Moli di HCl = 0.0500 L ∙ 0.10 M = 0.00500

Moli di NaOH aggiunte = 0.0500 L ∙ 0.10 M = 0.00500

A questo punto della titolazione tutto l’acido cloridrico è stato neutralizzato e si è raggiunto il primo punto equivalente e pertanto per la determinazione del pH si dovrà tenere conto solo dell’H+ presente in soluzione dovuto alla dissociazione dell’acido acetico.

Le moli di acido acetico presenti in soluzione sono: 0.0500 L ∙ 0.10 M = 0.00500

Il volume totale è pari a 50.0 + 50.0 = 100.0 mL pertanto la concentrazione di acido acetico è pari a:

[CH3COOH] = 0.00500/ 0.100 L = 0.0500 M

Determiniamo quindi il pH della soluzione:

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Author: Chimicamo

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