Dispense laboratorio STVE AA 2018-19 · 2019. 12. 13. · Chimica Generale ed Inorganica – Laurea...

Chimica Generale ed Inorganica – Laurea Triennale in Scienze e Tecnologie Viticole ed Enologiche Prof. Alberto Gasparotto – A.A. 2019-20

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TITOLAZIONI ACIDO-BASE. La titolazione è una operazione di laboratorio che permette di determinare la

concentrazione incognita (o titolo, da cui titolazione) di una specie chimica (chiamata

analita) in soluzione. Se, come nel presente caso, si esegue una titolazione acido-base,

l’obiettivo potrebbe essere o quello di determinare la concentrazione della soluzione

acida (analita) facendola reagire con una soluzione basica a concentrazione nota (detta

titolante), oppure quello di determinare la concentrazione della soluzione basica

(analita) facendola reagire con una soluzione acida a concentrazione nota (titolante). In

entrambi i casi, per determinare la concentrazione dell’analita occorre conoscere il

volume iniziale della soluzione di analita e il volume di titolante aggiunto nel corso

della titolazione (oltre alla sua concentrazione).

Le titolazioni acido-base possono essere condotte in vari modi: per via potenziometrica,

per via conduttimetrica o con indicatore. In questa esperienza prenderete in

considerazione il metodo di titolazione con indicatore.

In pratica, per determinare la concentrazione incognita in una titolazione con indicatore

si procede nel seguente modo:

1. Si introduce in una beuta (o in un becker) un volume accuratamente misurato di

soluzione acida oppure basica a titolo sconosciuto;

2. Si introducono, nella stessa beuta, alcune gocce di soluzione di indicatore acido-

base;

3. Si fa scendere nella beuta, lentamente e agitando, la soluzione dell’altro reagente

(la base se nella beuta avevamo introdotto l’acido, l’acido se nella beuta avevamo

introdotto la base) fin quando l’indicatore non cambia colore (viraggio dell’indicatore);

a questo punto, se l’indicatore è stato scelto correttamente, si può ritenere che l’acido e

la base si siano “neutralizzati” a vicenda (punto finale della titolazione).

In base ai volumi di soluzione acida e basica utilizzati, al valore della concentrazione

della soluzione a titolo noto, è possibile ora calcolare la concentrazione incognita

secondo la seguente equazione:

Cbase Vbase = Cacido Vacido

Punto finale: è il punto della titolazione in corrispondenza del quale l’indicatore cambia

di colore (vira) in modo permanente.


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Punto di equivalenza: è il punto della titolazione in corrispondenza del quale le sostanze

reagenti (nel nostro caso l’acido e la base) sono nelle proporzioni stechiometriche (nbase

= nacido da cui: Cbase Vbase = Cacido Vacido).

Se l’indicatore viene scelto in modo corretto, il volume del punto finale si può considerare praticamente coincidente con il volume del punto di equivalenza e quindi può essere utilizzato per l’esecuzione dei calcoli. INDICATORI ACIDO-BASE: EFFETTO DELLA CONCENTRAZIONE SULLA POSIZIONE DI EQUILIBRIO. Una variazione di concentrazione di una specie che partecipi ad un equilibrio modifica

la posizione dell’equilibrio stesso. Il comportamento del sistema all’equilibrio rispetto

alla perturbazione introdotta viene regolato dal principio dell’equilibrio mobile o di Le

Châtelier. Il comportamento di alcuni indicatori acido-base è basato appunto sulla

modificazione delle condizioni di equilibrio per effetto dell’aggiunta di una specie in

comune.

Per raggiungere il nostro scopo ci basiamo sui cambiamenti di colore che si osservano

nelle soluzioni degli indicatori acido-base, quando in esse si fa variare la concentrazione

degli ioni idronio (H3O+) mediante introduzione di acidi o di basi.

Un indicatore acido-base può essere assimilato ad un acido debole (HIn) oppure ad una

base debole (In-).

Nel primo caso si può scrivere la seguente reazione di dissociazione (reazione di

equilibrio):

HIn (aq) H+ + In-

colore 1 colore 2

La molecola indissociata (HIn) ed il corrispondente anione (In-) presentano colorazioni

differenti che, per comodità, chiamiamo rispettivamente colore 1 e colore 2.

Facendo riferimento al principio dell’equilibrio mobile, possiamo affermare quanto

segue:

Se facciamo aumentare la concentrazione di una specie chimica l’equilibrio si

sposta dalla parte opposta rispetto a quella in cui la specie chimica compare.

Se facciamo diminuire la concentrazione di una specie chimica, l’equilibrio si

sposta dalla parte in cui la specie chimica compare.


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Nel nostro caso:

Se ad una soluzione di indicatore aggiungiamo una soluzione acida, la

concentrazione degli ioni H+ aumenta, l’equilibrio si sposta dalla parte di HIn ed

osserviamo pertanto il colore 1.

Se ad una soluzione di indicatore aggiungiamo una soluzione basica, gli ioni

OH- reagiscono con gli ioni H+ facendone diminuire la concentrazione e l’equilibrio si

sposta dalla parte dei prodotti: in tal modo possiamo osservare il colore 2, quello dovuto

a In-.

L’ INTERVALLO DI VIRAGGIO È L’INTERVALLO DI VALORI DI pH IN CUI

AVVIENE IL CAMBIAMENTO DI COLORE (VIRAGGIO) DI UN INDICATORE.

IL CENTRO DELL’INTERVALLO DI VIRAGGIO È INTESO COME IL VALORE

DI pH IN CORRISPONDENZA DEL QUALE LE CONCENTRAZIONI DELLE

SPECIE CHIMICHE COLORATE SONO TRA DI LORO UGUALI E QUINDI LA

CONCENTRAZIONE MOLARE DI H+ COINCIDE NUMERICAMENTE CON LA

COSTANTE DELLA REAZIONE DI IONIZZAZIONE DELL’INDICATORE:

K ind = [H+]

N.B. L’intervallo di viraggio di un indicatore si determina sperimentalmente con

l’ausilio di soluzioni tampone, ed i suoi limiti visivi dipendono in misura più o meno

grande dal giudizio soggettivo dell’osservatore

INDICATORI PER TITOLAZIONI ACIDO-BASE

Composto Colore in ambiente

acido

Colore in ambiente

basico

Intervallo di viraggio

Metilarancio rosso giallo 3.1-4.4 Verde di

bromocresolo giallo blu 3.8-5.4

2-5 dinitrofenolo incolore giallo 4.0-5.7 Rosso metile rosso giallo 4.4-6.1

Tornasole rosso violetto 4.5-8.3 Porpora di

bromocresolo giallo porpora 5.2-6.8

Rosso di bromofenolo giallo rosso 5.2-6.8

Blu di bromotimolo giallo blu 6.0-7.6 Rosso neutro rosso giallo 6.8-8.0


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Rosso fenolo giallo rosso 6.8-8.4 Rosso cresolo giallo rosso 7.2-8.8

Porpora metacresolo giallo

rosso porpora 7.4-9.0

Blu di timolo giallo verdastro blu viola 8.0-9.6

Fenolftaleina incolore rosa acceso 8.2-9.8 Timolftaleina incolore Blu 9.3-10.5

Giallo alizarina R giallo rosso 10.0-12.0

Figura 1. Colore di alcuni indicatori acido-base prima, durante e dopo il viraggio.

Il pH aumenta da sinistra verso destra.


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PARTE I: TITOLAZIONE ACIDO FORTE-BASE FORTE CON INDICATORE

Lo scopo ultimo di questa esperienza è la determinazione del grado di acidità di un

aceto o di un vino (vedi parte II e III) tramite titolazione con una soluzione di NaOH a

concentrazione nota. In questa prima parte dell’esperienza l’obiettivo sarà proprio

quello di preparare una soluzione di NaOH di cui sia nota con accuratezza la

concentrazione.

L’idrossido di sodio allo stato solido è fortemente igroscopico e basico. Ciò significa

che una soluzione di NaOH a concentrazione nota non può essere preparata in maniera

accurata per semplice pesata di una quantità opportuna di NaOH, in quanto tale

composto assorbe facilmente acqua (reazione 1) ed anidride carbonica (reazione acido-base 2) dall’aria:

NaOH + H2O(g) NaOH·H2O (1)

NaOH + CO2(g) NaHCO3 (2) La soluzione deve quindi essere preparata con un titolo (concentrazione)

approssimativo, ed essere successivamente standardizzata, ovvero titolata con una

soluzione di HCl al fine di determinarne con accuratezza la concentrazione.

Va inoltre precisato che la reazione (2) avviene anche quando l’idrossido di sodio è in soluzione, e deve essere per quanto possibile minimizzata in quanto il discioglimento di

CO2 comporta un graduale cambiamento di titolo della base. Per minimizzare la

presenza di CO2 nella soluzione, si mettono in atto due precauzioni. Innanzitutto si fa

bollire l’acqua utilizzata per preparare la soluzione in modo da espellere la CO2 in essa

disciolta in forma gassosa (la solubilità dei gas in acqua decresce al crescere della

temperatura); in secondo luogo si esegue velocemente la preparazione della soluzione

per minimizzare la ridissoluzione dell’anidride carbonica. Per lo stesso motivo, la

soluzione andrebbe tenuta aperta per il più breve tempo possibile, e comunque può

essere conservata ed utilizzata per pochi giorni al massimo.

L’uso di bottiglie di plastica (normalmente in polipropilene), anziché di vetro, sarebbe

indicato per una conservazione a lungo termine a causa del fatto che l’idrossido di sodio

attacca lentamente il vetro secondo la seguente reazione di tipo acido-base:

NaOH + SiO2 + H2O NaH3SiO4 (3) con dissoluzione di silicati in soluzione e cambiamento del titolo di NaOH.


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Obiettivo dell’esperienza. Nel corso di questa esperienza, utilizzerete una soluzione di NaOH (base forte) 0.1 M

che dovrete prepararvi a partire da una soluzione di NaOH approssimativamente 1 M.

Una volta preparata (per diluizione) la soluzione di NaOH 0.1 M dovrete determinarne

con accuratezza la concentrazione tramite titolazione con HCl (acido forte) 0.1 M, come

di seguito descritto.

La reazione di titolazione di NaOH con HCl è:

HCl + NaOH NaCl + H2O

o meglio:

H3O+ + OH- 2 H2O

Il pH della soluzione, inizialmente basico, al Punto Equivalente si abbassa bruscamente,

diventando pari a 7, quello dell’acqua pura (dato che Na+ e Cl- sono ioni “indifferenti”

dal punto di vista acido-base).

Successivamente, continuando la titolazione, esso assume valori decisamente acidi.

La titolazione base forte-acido forte è molto precisa, soprattutto se si opera in presenza

di concentrazioni di analita relativamente elevate. Pertanto, la scelta dell’indicatore è

meno delicata che non, ad esempio, nella titolazione dell’acido debole con la base forte.

Si può verificare che qualunque indicatore con pH di viraggio compresi tra 4 e 10 è

adatto per questa titolazione.

Reagenti e materiale occorrente soluzione di NaOH approssimativamente 1 M (che troverete già pronta sotto cappa)

soluzione di HCl 1.0 M (che troverete già pronta sotto cappa)

indicatore acido-base

1 matraccio tarato da 250 mL

1 matraccio tarato da 100 mL

1 buretta

1 imbuto

1 pipetta tarata

1 beuta (o 1 becker)

1 spruzzetta con acqua distillata

1 propipetta

cartina indicatore pH


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Parte Sperimentale 1. In laboratorio troverete già pronta una soluzione di NaOH con concentrazione

approssimativamente 1 M. Con una pipetta tarata prelevare 25 mL di tale soluzione,

trasferirli in un matraccio da 250 mL, e successivamente portare a volume con acqua

distillata (conservate questa soluzione fino alla fine dell’esperienza: vi servirà anche

nella parte II e III). Per minimizzare gli errori nel prelievo dei volumi, la lettura della

pipetta va eseguita come indicato in figura.

2. In laboratorio troverete già pronta una soluzione 1.0 M di HCl. Poiché per la

titolazione vi occorrerà una soluzione 0.1 M di HCl dovrete operare, anche in questo

caso, una diluizione 1:10. A tale scopo, prelevare con una pipetta tarata 10 mL della

soluzione concentrata, trasferirli in un matraccio da 100 mL, e portare a volume con

acqua distillata (in alternativa, prelevare 25 mL della soluzione concentrata, e trasferirli

in un matraccio da 250 mL).

3. La soluzione di HCl 0.1 M può ora essere trasferita in una buretta con l’ausilio

di un piccolo imbuto (vedi figura). La vetreria deve essere pulita e asciutta. Per evitare

alterazioni delle concentrazioni dovute al fatto che la vetreria, a volte, non è

perfettamente asciutta è conveniente risciacquare una o più volte la buretta con la

soluzione che verrà utilizzata per la titolazione (tale operazione viene detta

avvinamento). La soluzione usata per avvinare, naturalmente, deve essere scartata e versata nei recuperi.


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4. L’esperienza vera e propria inizia col caricamento della buretta con la soluzione

di HCl 0.1 M. Non è importante che il livello della soluzione nella buretta raggiunga

esattamente la tacca dello zero: è invece importante leggere correttamente il volume

iniziale e finale. Attenzione che non rimangano bolle d’aria nella buretta, in

particolare tra il rubinetto e il beccuccio! 5. Con una pipetta graduata (o eventualmente con una seconda buretta) trasferire

20 mL della soluzione di NaOH (quella diluita!) in una beuta (o in un becker).

6. Nella beuta si aggiungono 3-4 gocce dell’indicatore scelto e si agita (controllate

il pH con una cartina al tornasole).


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7. Per titolare, a questo punto, si introduce nella beuta, goccia a goccia, la

soluzione di HCl. Si interrompe il flusso di titolante non appena il cambiamento di

colore dell’indicatore (viraggio) è permanente; sulla scala graduata della buretta si può

leggere il valore del volume di soluzione acida risultato necessario per la titolazione e si

possono eseguire i calcoli.

Calcoli Si ripete la titolazione 2/3 volte per determinare la concentrazione di NaOH con

maggiore accuratezza dalla media delle misure. Per ogni titolazione dovrete cioè

calcolare CNaOH, noti i valori di VNaOH, CHCl e VHCl e ricavare il titolo di NaOH come

media dei valori di CNaOH ottenuti.


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PARTE II: DETERMINAZIONE DEL GRADO DI ACIDITÁ DI UN ACETO COMMERCIALE

Obiettivo dell’esperienza Questa parte dell’esperienza consiste nel misurare il grado di acidità di un aceto.

L’aceto è una soluzione acquosa contenente il 4-6% di acido acetico e altre sostanze

organiche e inorganiche presenti in piccole quantità. L’acidità totale viene

convenzionalmente espressa in termini di "grammi di CH3COOH per 100 mL di aceto"; in pratica ci si comporta come se l’aceto fosse una soluzione diluita di acido

acetico, cosa a stretto rigore non vera perché, anche se quello acetico è l’acido presente

in maggior percentuale, esso non è l’unico (ad esempio negli aceti è normalmente

presente anche l’acido tartarico).

Secondo la normativa in un aceto di vino (cioè in un aceto ottenuto dalla fermentazione

acetica del vino) l’acidità totale non deve essere inferiore a 6 g di acido acetico per 100

mL di aceto (aceto al 6%, circa 1 M).

Benché l’aceto sia colorato (in particolare quello di vino rosso), la diluizione richiesta

dal procedimento analitico attenua a tal punto il colore da non avere interferenze nel

viraggio dell’indicatore.

Date le premesse per i calcoli si fa riferimento alla reazione:

CH3COOH + NaOH CH3COONa + H2O

Reagenti e materiale occorrente: aceto commerciale

soluzione di NaOH a concentrazione esattamente nota, precedentemente standardizzata.

indicatore acido-base

1 imbuto

1 bacchetta in vetro

1 beuta (o 1 becker)

1 spruzzetta con acqua distillata

1 propipetta

1 buretta tarata

2 pipette Pasteur

cartina indicatore pH


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2 pipette tarate

1 matraccio tarato da 250 o 100 mL

Parte sperimentale L’acidità totale dell’aceto si determina titolando l’aceto (previa diluizione di 10 volte del medesimo) con la soluzione di idrossido di sodio precedentemente standardizzata fino a colorazione debolmente rossa dell’indicatore fenolftaleina (o di altro indicatore

opportuno). Si prepara una soluzione di aceto diluita dieci volte con il seguente procedimento:

1. Con una pipetta graduata si prelevano 10 mL di aceto e si trasferiscono in un

matraccio da 100 mL portando a volume con acqua distillata (in alternativa, prelevare

25 mL di aceto, e trasferirli in un matraccio da 250 mL).

3. Con una pipetta graduata pulita si prelevano quindi 20 mL della soluzione di

aceto diluita (controllare il pH con la cartina al tornasole) e li si trasferisce in una beuta

(o in un becker). Aggiungere quindi 2 o 3 gocce dell’indicatore scelto.

4. Si avvina e quindi si carica una buretta da 25 mL con la soluzione di NaOH

precedentemente standardizzata.

5. Si inizia la titolazione vera e propria facendo scendere lentamente nella beuta la

soluzione di NaOH mescolando continuamente e aggiungendo piccole quantità di acqua

distillata per recuperare eventuali gocce di titolante disperse sulle pareti della beuta.

6. L’aggiunta di titolante viene interrotta non appena si osserva il viraggio

dell’indicatore (la colorazione deve essere permanente, ma attenzione a non superare il

punto di fine!). A questo punto si legge sulla scala graduata della buretta il valore del

volume di soluzione di NaOH risultato necessario per la titolazione e si eseguono i

calcoli.

7. Si effettua la misura due/tre volte per verificare il grado di riproducibilità della

stessa.

Calcoli Dopo aver eseguito 2/3 titolazioni, procedete in maniera analoga a quanto fatto per

NaOH per calcolare la concentrazione di acido acetico. Ricordate che sarà necessario

tener conto anche della diluizione effettuata. Infine esprimete l’acidità totale come g di

acido acetico/100 mL di aceto.


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PARTE III: DETERMINAZIONE DEL GRADO DI ACIDITÁ DI UN VINO

Obiettivo dell’esperienza La determinazione dell’acidità totale di un vino (convenzionalmente espressa in g/L di

acido tartarico) si esegue i maniera simile a quanto riportato nel caso dell’aceto. La

metodica standard pubblicata nella Gazzetta Ufficiale (GUCE, 1990; Gazzetta Ufficiale

delle Comunità Europee, n° 272, 3 ottobre 1990) prevede l’utilizzo di NaOH 0.1 M

come titolante e dell’indicatore blu di bromotimolo. In assenza di tale indicatore,

sceglierne un altro con caratteristiche opportune.

Parte sperimentale In una beuta (o in un becker) si versano 7.5 mL di vino precedentemente filtrato per

allontanare la CO2 disciolta e rimuovere eventuali torbidità (è sufficiente filtrare su

carta: chiedere al personale di laboratorio).

Si aggiungono quindi 8-10 gocce di blu di bromotimolo e si titola velocemente con

NaOH 0.1 M, sino a colorazione verdastra, poi lentamente sino a colorazione verde-blu

(pH 7). Si annotano i mL impiegati.

Si controlla la titolazione aggiungendo 2 gocce di NaOH 0.1 M: se il tono verde-blu

raggiunto è quello corrispondente a pH 7 si deve passare ad una netta colorazione blu.

Se si adotta l’accorgimento di prelevare esattamente 7.5 mL di vino, i mL di NaOH

impiegati corrispondono numericamente al valore dell’acidità totale non corretta per la

presenza dell’anidride solforosa, valore spesso accettato come definitivo per vini poco

solfitati:

Acidità totale in g/L di acido tartarico = mL NaOH 0.1 M impiegati

(se si utilizzano 10 mL di campione il valore finale deve essere moltiplicato per 0.75).

Più in generale (ovvero qualora la concentrazione di NaOH non sia esattamente 0.1 M

ed il volume prelevato non corrisponda a 7.5 mL) l’acidità totale espressa in g/L di

acido tartarico, può essere ottenuta tramite la seguente espressione:

Acidità totale in g/L di acido tartarico = CNaOH VNaOH ME / Vvino prelevato

dove ME è la massa equivalente dell’acido tartarico, pari a 75 g/mol.


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Qualora si sia analizzato un vino rosso, ripetere la titolazione un’ultima volta senza

aggiungere l’indicatore.

Calcoli Dopo aver eseguito 2/3 titolazioni, calcolare l’acidità totale come media dei dati

ottenuti.

Date post:	26-Jan-2021
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