Titolazione acido forte - base forte

Titolazione acido forte - base forte

Il rosso fenolo ha un pH di viraggio fra 6.4 e 8.0: nella forma indissociata è giallo, nella forma dissociata è rosso. La sua pK_In è circa 7.5.

Questo indicatore verrà usato nella titolazione di una base forte (NaOH) con un acido forte (HCl).

È importante tener ben presente il 'ruolo' delle due specie forti in questa titolazione.
Sebbene l'acido cloridrico non possa essere considerato a rigore uno standard assoluto*, è possibile preparare soluzioni standard di questo acido, il cui titolo sia noto con discreta accuratezza, direttamente per pesata e successiva diluizione.

La stessa cosa non si può fare con nessuno degli idrossidi usati come basi forti, poiché essi tendono ad assorbire umidità e CO₂ dall'aria, così che il loro peso secco e il grado di purezza risultano alterati. Le soluzioni degli idrossidi dovranno quindi essere prima titolate, per poter essere usate a loro volta come standard.

È proprio questo ciò che faremo nella prima titolazione: l'acido cloridrico sarà il titolante e l'idrossido di sodio la soluzione da titolare.

Nella sconda titolazione, quella dell'acido debole, useremo invece il titolo dell'NaOH per determinare quello dell'acido acetico.

*Perché uno standard sia considerato assoluto, deve rispondere a determinati requisiti di purezza e di stabilità, non deve essere igroscopico, né assorbire anidride carbonica o ossidarsi all'aria.

Nonostante nella titolazione acido forte - base forte l'acido cloridrico sia il titolante, è preferibile partire con una quantità misurata dell'acido e aggiungere ad essa l'opportuno volume della base forte da titolare. Questo, perché è più facile apprezzare la variazione di colore dell'indicatore dal giallo al rosso, piuttosto che al contrario.

Seguiremo ora, passo dopo passo, quello che accade nella soluzione di acido cloridrico, man mano che si aggiunge NaOH col procedere della titolazione.

Per avere un riscontro quantitativo degli eventi, è necessario assegnare una determinata concentrazione alla soluzione di NaOH: ad esempio 0.1 N. Ovviamente in una vera titolazione, l'analista non conosce questo valore, che rappresenta anzi proprio il parametro da misurare.

Supponiamo di avere all'inizio, in un becher, 20 ml di HCl 0.1 N, cui è stata aggiunta una goccia di una soluzione alcolica di rosso fenolo.

Inizialmente il pH è 1; l'indicatore è presente unicamente nella forma indissociata e la soluzione appare colorata in giallo.

La reazione che avviene in seguito all'aggiunta della base forte è una reazione di neutralizzazione: gli equivalenti di NaOH aggiunti reagiscono prontamente con un identico numero di equivalenti di HCl, formando H₂O:

HCl + NaOH → Na⁺ + Cl^- + H₂O

La quantità di acido che resta si può facilmente calcolare dalla differenza tra il no. di equivalenti iniziali e quelli che hanno reagito, corrispondenti agli equivalenti di base aggiunti.
Il pH si calcola dopo aver ricalcolato la concentrazione dell'acido dal rapporto fra il suo no. di equivalenti residui e il volume totale della soluzione (= vol. iniziale + vol. NaOH aggiunto, in litri).
Questo procedimento si può applicare a qualsiasi 'stato di avanzamento' della titolazione.

Al punto di equivalenza, quando gli equivalenti della base forte sono uguali agli equivalenti dell'acido forte, gli unici ioni H⁺ presenti in soluzione saranno quelli provenienti dall'autoionizzazione dell'acqua e il pH sarà 7.

Faremo un esempio per l'aggiunta di 10 ml di NaOH 0.1 N.

Nei 10 ml vi sono 0.1 eq./L x 0.010 L = 0.001 eq. di OH-. Questi reagiscono con altrettanti equivalenti di H⁺, e restano 0.002-0.001 = 0.001 eq. di H⁺.

Essendo il volume totale 20+10= 30 ml, la [H⁺] è 0.001/0.030 = 0.0333 N. Il pH è ancora fortemente acido (ca. 1.48) e l'indicatore non ha variato sensibilmente la propria dissociazione.

Dopo l'aggiunta di ulteriori 9 ml di NaOH, il no. di equivalenti di HCl è ridotto ad 1/20 del valore iniziale; la [H⁺] è 0.0001/0.039 = 0.00256 N, il pH 2.6. L'indicatore è ancora totalmente indissociato.

Aggiungiamo ancora 0.9 ml di NaOH: gli equivalenti residui di H⁺ sono 0.00001, la [H⁺] = 0.00025 N, il pH = 3.6, l'indicatore 100% indissociato.

Aggiungiamo altri 0.09 ml di NaOH (più o meno due gocce!): il volume totale di NaOH aggiunto è 19.99 ml; gli equivalenti di H⁺ ancora presenti sono 1x10^-6, la [H⁺] = 2.5x10^-5 N, il pH = 4.6, l'indicatore resta per il 100% indissociato. La soluzione è ancora gialla, ma probabilmente almeno le ultime due gocce ci hanno messo un po' in allerta, perché in un primo momento sembravano dover colorare di rosso la soluzione.

A questo punto siamo costretti ad aggiungere almeno un'altra goccia (circa 50 µl) di NaOH.

Qual è l'effetto di questa goccia?

Il volume totale di NaOH aggiunto è 20.04 ml. Gli equivalenti di HCl sono esauriti e resta un eccesso di NaOH pari a 0.1 x 0.04x10^-3 = 4x10^-6 eq.

La [OH^-] è 4x10^-6/.04004 = 9.99x10^-5, il pH = 10.0, l'indicatore si trova al 99.7% nella forma dissociata, la soluzione è diventata rossa! Si è raggiunto il punto finale, ma si è superato il punto di equivalenza di 40 µl. L'errore commesso (si badi bene: questo, e tutto il resto, assumendo che la [NaOH] fosse effettivamente 0.1 N) è dello 0.2% sul volume e lo stesso sul titolo di NaOH.

Nella tabella che segue sono riassunti i momenti salienti della titolazione appena descritta.
A fianco è mostrata la relativa curva di titolazione, nella quale si riporta il pH della soluzione in funzione della quantità (ml) di NaOH aggiunta.

Vol. iniziale 20 ml HCl 0.1 N - Indicatore: Rosso fenolo NaOH 0.1 N NaOH (ml) Vol. tot. (ml) [HCl] N pH HIn (%) colore  2.5x10-5 NaOH=9.99x10-5

Ma come si calcola il titolo della soluzione da titolare in una titolazione reale?
Se avete ben compreso il significato e il meccanismo della titolazione, dovreste essere in grado di suggerire voi stessi una formula.

Nell'esempio descritto la [NaOH] risulta pari a 0.0998 N.