acido-base complessometrica ossido-riduzione · 2018. 10. 14. · ©gary christian, analytical...
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ANALISI VOLUMETRICA
ACIDO-BASE
PRECIPITAZIONE
COMPLESSOMETRICA
OSSIDO-RIDUZIONE
In una titolazione l’analita reagisce con un reagente addizionato sotto forma di
una soluzione di concentrazione nota (soluzione standard o titolante)
mediante una buretta. Essendo nota la concentrazione di titolante e la reazione
con l’analita è possibile calcolare la concentrazione di quest’ultimo.
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REQUISITI PER UNA TITOLAZIONE
1. La reazione deve essere stechiometrica
2. La reazione deve essere rapida
3. Assenza di reazioni collaterali (rimozione di interferenti)
4. Marcata variazione di qualche proprietà al completamento dellareazione
5. La reazione deve essere quantitativa (equilibrio molto spostato versodestra)
6. Il punto di equivalenza (punto a cui si è aggiunta una quantitàstechiometrica o equivalente di titolante) ed il punto finale (cheindividua la variazione di una proprietà chimico-fisica) di unatitolazione devono coincidere (essere molto vicini)
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Le soluzioni standard si preparano pesando accuratamente uno standard
primario che deve essere puro al 100% (fino allo 0.02% di impurezze sono
tollerate), stabile alle temperature di essiccamento, facilmente disponibile,
avere un alto peso formula e deve possedere le proprietà richieste per una
titolazione.
Calcoli
moli = g / P.F. millimoli = mg / P.F
Molarità (M) = moli/L o millimoli/mL
aA + tT P
mmolA = mmolT a / t
mmolA = MT mLT a / t
mgA = mmolA P.F.A
mgA = MT mLT a / t P.F.A
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Percentuale di analita (A) in un campione:
%A = MT mLT a / t P.F.A × 100%
mgcampione
Un campione di 0.4671 g contenente bicarbonato di sodio è stato sciolto e titolato
con 40.72 mL di una soluzione di HCl, preventivamente standardizzato titolando
0.1876 g di carbonato di sodio (volume di HCl richiesto 37.86 mL). Calcolare la
percentuale di bicarbonato di sodio nel campione.
Reazioni:
HCO3- + H+ CO2 + H2O
CO32- + 2H+ CO2 + H2O
mmolA = MT mLT a / t quindi, MHCl = mmolNaCO3 (t/a) / mLHCl =
= (187.6 / 105.99) 2 / 37.86 = 0.09350 M
%HCO3- nel campione = 0.0935 40.72 1 84.01 x 100% / 467.1 = 68.48%
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DILUIZIONI
C1 V1 = C2 V2
preparare 200 mL di una soluzione 15 mM di acido acetico a partire da unasoluzione 0.1 M
Che volume devo prendere? 100 (C1) x (V1) = 15 200
x = 30 mL di acido acetico 0.1 M
NORMALITA’ E PESO EQUIVALENTE
Spesso per reazioni che non hanno una stechiometria 1:1 si usa la normalità (N) al
posto della molarità
N = equivalenti/L = meq./mL
Il numero di equivalenti dipende dal numero di unità reagenti fornite da ciascunamolecola. HCl fornisce un H+ nelle reazioni acido-base, H2SO4 fornisce invece 2H+ quindi il peso equivalente di HCl (quantità di HCl in grado di fornire una moledell’unità reagente) = P.F. /1 (N =M), il peso equivalente di H2SO4 = P.F./2 ( N = 2M). Il vantaggio nei calcoli è che un equivalente di sostanza A reagisce sempre conun equivalente di sostanza B !
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TITOLAZIONI ACIDO-BASE
La reazione coinvolta è di neutralizzazione
La curva di titolazione riporta il pH in funzione del volume di titolante aggiunto
Il titolante è sempre un acido o una base forte (completamente dissociato)
L’analita può essere un acido o una base sia forte che debole
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ACIDO FORTE –BASE FORTE
titolazione di 100 mL di HCl 0.1 M con NaOH 0.1 M
pH iniziale = 1; [H+] = 10-1 M
pH al 10% del punto di equivalenza ; 10 mL di NaOH
aggiunti = 0.1 M 10 = 1 mmol di OH- ; mmol H+ = 10 – 1 = 9; [H+]
= 9 mmol in 110 mL = 0.0818 M; pH = - log 0.0818 = 1.09
pH al 90 % del punto di equivalenza; 0.1 90 = 9 mmolNaOH; mmol HCl = 10 – 9 = 1; [H+] = 1 / 190 mL = 0.00526 M;
pH = 2.28
Al punto di equivalenza pH = 7.00 (soluzione di NaCl)
Oltre il punto di equivalenza il pH sarà dovuto solo alla presenza
di OH- in
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La cella B5 calcola la concentrazione
dell’ HCl rimamente. La Cella E5
converte [H+] in pH.
La cella C24 è il punto di equivalenza
[H+] = (√Kw).
C25 calcula la concentrazione di
NaOH in eccesso. La cella D25 lo
converte in pOH, e la cella E25 in
pH.
le formule corrispondenti sono
copiate in basso.
Sto misurando la variazione del pH
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TITOLAZIONE DI UN ACIDO FORTE CON UNA BASE FORTE
La curva è speculare rispetto alla precedente e si tratta in modo analogo.
La grandezza del salto di pH dipende sia dalla concentrazione dell’analita che da quella del titolante!
Il salto di pH può essere valutato tramite un elettrodo a pH, procedura più
lenta e costosa ma più accurata perché non soggetta a errori individuali, o con
indicatori acido-base, acidi o basi deboli che presentano colori molto diversi
per la forma dissociata e quella indissociata
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Dipendenza del salto al punto di equivalenza dalla concentrazione per titolazioni
acido-base forti
0.001 M
0.01 M
0.1 M
©Gary Christian,
Analytical Chemistry,
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INDICATORI
HIn H+ + In-
pH = pKa + log [In-] / [Hin]
Generalmente l’operatore è in grado di apprezzare una differenza netta di
colore solo nell’intervallo 10:1 – 1:10 del rapporto [In-] / [Hin] l’intervallo di
viraggio di un indicatore è quindi circa 2 unità di pH.
Intervallo di pH = pKa 1
Il pKa dell’indicatore deve essere vicino al pH del punto di equivalenza!
Se l’indicatore è una base debole il punto di equivalenza deve essere vicino
al pKb, che corrisponde ad un pH = 14 - pKb
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L’intervallo può variare leggermente a seconda dell’indicatore, dipendentemente
dai colori (p.es. è più facile rilevare la variazione con la fenolftaleina rispetto al
rosso cresolo). E’ necessario utilizzare una quantità minima di indicatore per
evitare l’effetto tampone!
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ACIDO DEBOLE –BASE FORTE
Titolazione di 50 mL acido acetico 0.1 M con NaOH 0.1 M
HOAc + Na+ + OH- H2O + Na+ + OAc-
All’inizio della titolazione si instaura un
sistema tampone ed pH aumenta in modo
poco marcato all’aggiunta di NaOH
Al punto di mezzo della titolazione pH =
pKa
Al punto di equivalenza il pH è alcalino
(soluzione di acetato di sodio)
Oltre il punto di equivalenza l’equilibrio è
simile ad una titolazione acido forte-base
forte
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pH iniziale. HOAc OAc- + H+
(x) (x) / (0.1-x) = 1.75 x 10-5 [H+] = x = 1.32 10 –3 ; pH = 2.88
pH dopo 10 mL di NaOH. 1 mmol di OH- aggiunta, mmol HOAc = 5-1 = 4
mmol in 60 mL;
pH = pKa + log [OAc-] / [HOAc]
pH = 4.76 + log 1.0 / 4.0 = 4.16
pH dopo 25 mL di NaOH.
pH = 4.76 + log 2.5 / 2.5 = 4. 76
pH dopo 50 mL di NaOH. OAc- + H2O HOAc + OH-
[OH] = (Kw/Ka) [OAc-] = 5.35 x 10-6 M ; pOH = 5.27 ; pH = 8.73
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Effetto della concentrazione.
Curve di titolazione di acido acetico-NaOH a diverse diluizioni (0.1; 0.01 e 0.001 M). Il pH del punto di equivalenza ed il salto di pH diminuiscono
Effetto della costante di ionizzazione
Il salto di pH diminuisce al diminuire di Ka. Acidi deboli con Ka 10-6
possono essere titolati con indicatori solo a concentrazioni di 0.1 M.
Condizioni di titolabilità di un acido debole (con indicatori) : C Ka = 10-7
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TITOLAZIONE BASE DEBOLE - ACIDO FORTE
Titolazione di ammoniaca 0.1 M con HCl 0.1 M
NH3 + H+ + Cl- NH4+ + Cl-
pH all’inizio. Alcalino e dipendendente
dalla concentrazione di ammoniaca.
pH al punto di mezzo. pH = 14 – pKb
pH al punto di equivalenza. Acido
(soluzione di cloruro di ammonio)
Oltre il punto di equivalenza il pH è
funzione dell’acido forte aggiunto
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TITOLAZIONE DEL CARBONATO DI SODIO
CO32- + H2O HCO3
- + OH- Kb1 = Kw/Ka2 = 2.1 x 10-4
HCO3- + H2O CO2 + OH- Kb2 = Kw/Ka1 = 2.3 x 10-8
I valori di Ka1 e Ka2 devono differire di almeno 10-4 per poter differenziare bene i due punti di equivalenza.
Si instaurano 2 regioni tampone. La fenolftaleina viene utilizzata solo per individuare approssimativamente il punto finale valutato con metilarancio o rosso metile.
Una soluzione contenente solo HCO3- ha
sempre pH = Ka1 Ka2 = 8.3
E’ possibile rendere più netto il punto finale (curva tratteggiata) eliminando per ebollizione la CO2.
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TITOLAZIONE DI MISCELE DI ACIDI O BASI
Perché si possano titolare separatamente si devono sempre verificare le condizioni di titolazione.
Miscele di acidi e basi forti danno punti di equivalenza allo stesso pH.
Acidi e basi deboli sono separate per differenze di 104 tra le costanti.
Per una miscela di acido (o base) debole + acido (o base) forte la Ka
(Kb) deve essere 10-5 o minore.
50 mL di HCl 0.1 M + HOAc 0.2 M
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TITOLAZIONI COMPLESSOMETRICHE
Sfruttano la capacità di alcune molecole di complessare
in modo stabile e stechiometrico i metalli. Il reagente
più importante è l’EDTA (acido
etilendiamminotetraacetico)
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FORMAZIONE DI COMPLESSI
Gli ioni metallici reagiscono con molecole in grado di donare coppie
elettroniche formando complessi (composti di coordinazione).
Un chelante è una molecolare capace di formare complessi tramite uno più
gruppi generando un anello eterociclico abbastanza stabile.
L’EDTA è un legante esadentato
Ka1 = 1.02 10-2
Ka2 = 2.14 10-3
Ka3 = 6.92 10-7
Ka4 = 5.50 10-11
L’acido libero H4Y è uno standard primario ma anche Na2 H2 Y . 2H2O può essere
utilizzato con sufficiente accuratezza (contiene lo 0.3% di acqua).
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L’EDTA completamente dissociato (abbreviato Y4-) forma complessi stabili con
stechiometria 1:1 con la maggior parte degli ioni metallici
Mn+ + Y4- MY(n-4)+ Kf = [MY(n-4)+ ] / [Mn+] [Y4-]
La [Y4-] varia in funzione del pH della
soluzione (vedi grafico) per questo
motivo la titolazione si effettua sempre
in soluzione tamponata a pH noto (la
concentrazione di titolante rimane
costante).
I valori di [Y4-] = a4 [Ytot] sono tabulati
a vari pH.
Anche i valori delle costanti di
formazione condizionali (Kf’) valide
solo per determinati valori di pH sono
tabulati per ogni ione metallico.
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a pH 10 a4 = 0.35 (p.es per 1 ogni mole di EDTA
ce ne saranno 0,35 di Y4-)
Kf’CaY a pH 10 = [CaY2-] / [Ca2+] [Y4-] = a4KfCaY
= 0.35 5 1010 = 1.75 1010
prima del punto di equivalenza;
Si assume che, nella soluzione, tutto il [Ca2+] sia
sotto forma di [CaY2-] ([Y4-] è trascurabile); p.es.
dopo 10 mL di titolante [Ca2+] = (0.25 – 0.10) / 60
= 2.50 10-3 ; pCa = 2.60
punto di equivalenza;
Aggiunti 25 mL di titolante. [Ca2+] = [Y4-] e sono
molto piccole; [CaY2-] ~ 0.25/ 75 = 0.00333 M.
[CaY2-] / [Ca2+] [Y4-] = a4KfCaY
0.00333 / [Ca2+]2 = 1.75 1010 ; [Ca2+] = 1.38
10-6 ; pCa = 6.36
oltre il punto di equivalenza;
essendo nota la [CaY2-] , e Kf’CaY il pCa si ricava
dal calcolo del [Ca2+] in eccesso
Ca2+ + Y4- CaY2-
Calcoli per la titolazione di 50 ml di Ca2+ 0.005 M con EDTA 0.01 M a pH 10
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EFFETTO DEL pH
(influenza la quantità di Y4-)
EFFETTO DELLA Kf
(maggiore la Kf più grande il salto di
pM)
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pH minimo di titolazione
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Agenti complessanti ausiliari vengono aggiunti talvolta per impedire la
precipitazione dello ione come idrossido. La loro concentrazione deve
essere mantenuta al minimo perché influenzano il salto di pM nella
regione prima del punto equivalente.
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INDICATORI
Sono coloranti organici che formano chelati colorati con lo ione in un
particolare intervallo di pM. E’ possibile distinguerli per il loro colore intenso
a concentrazione di 10-6 – 10-7 M. Ne sono stati descritti moltissimi. Ad
esempio, il Nero Eriocromo T che è un acido debole i cui gruppi fenolici si
dissociano parzialmente.
H2In- HIn2- + H+
HIn2- In3- + H+
MIn- + H Y3- HIn2- + MY2-
E’ necessario operare a pH > 7 per far predominare la forma blu in assenza di
ione metallico. E’ un indicatore ideale per Zn2+ e Mg2+.
Viene utilizzato per la determinazione della durezza dell’acqua
(concentrazione totale di calcio e magnesio nelle acque derivanti da sali
solubili ) .
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Quando non esiste un tipo di indicatore adatto per la titolazione si può ovviare
con varie strategie. Una è rappresentata dall’uso di elettrodi iono-selettivi.
Altrimenti, si sceglie un sistema metallo-indicatore efficace, ma che forma
complessi meno stabili con l’EDTA rispetto allo ione che vogliamo determinare.
Si può poi operare per titolazione diretta, retrotitolazione o spostamento.
Esempio: lo ione Ca2+ forma complessi più stabili del Mg2+ con EDTA ma non
esiste un buon indicatore.
Si può effettuare la titolazione diretta con Mg – EDTA in presenza di Nero
Eriocromo T. Prima del punto di equivalenza l’EDTA sarà legato al Ca2+,
successivamente legherà il Mg2+ con variazione del colore dell’indicatore.
Si può aggiungere un eccesso di EDTA in soluzione e retrotitolare con Mg-
Nero Eriocromo T.
Si può aggiungere un eccesso di Mg – EDTA e titolare il Mg2+ spostato dal
Ca2+.
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TITOLAZIONI REDOX
Sfruttano reazioni di ossido-riduzione (scambio di
elettroni) tra un agente ossidante e uno riducente.
Oss1 + Rid2 Rid1 + Oss2
La tendenza riducente o ossidante di una sostanza
dipende dal suo potenziale redox.
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Chimica Analitica STA Compagnone
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Celle galvaniche ed elettrolitiche
Chimica Analitica STA Compagnone
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Movimento di carica (corrente) in una cella
galvanica
30Chimica Analitica STA Compagnone
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Reazione redox:
2 Ag+ + Cus 2 Ags + Cu2+
Il valore di potenziale (E) misurato in una cella galvanica è una misura della tendenza
della reazione ad avvenire.
Il potenziale redox di una coppia (ridotto/ossidato) viene calcolato mettendolo in
relazione a quello di una coppia (H2/H+) il cui valore viene posto uguale a zero.
Il potenziale elettrodico standard E0 è definito come il potenziale di un elettrodo con
reagenti e prodotti ad attività unitaria nei confronti dell’elettrodo di riferimento
standard ad idrogeno
Prendere come riferimento la coppia redox H2/H+ significa che il potenziale redox di
una coppia viene misurato nei confronti dell’elettrodo di riferimento standard ad
idrogeno.
31Chimica Analitica STA Compagnone
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Chimica Analitica STA Compagnone 32
Pt, H2 (p = 1.00 atm) | H+ (aH+ = 1.00 M) || Ag+ (aAg+ = 1.00)
| Ag
SHE || Ag+ (aAg+ = 1.00) | Ag E0 = + 0.799 V
semicella (elettrodo) costituita
da un filo di Pt ricoperto di nero
di platino immerso in una
soluzione acquosa di ioni H+
con attività unitaria (circa 1 M)
su cui viene gorgogliato H2 alla
pressione di 1 atm.
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Per convenzione IUPAC
(international union of pure
and applied chemistry) le
semireazioni si scrivono nel
verso della riduzione e il
segno del potenziale è uguale
alla carica dell’elettrodo
confrontato con SHE
Il segno in pratica indica se
la riduzione è spontanea
rispetto a SHE
33Chimica Analitica STA Compagnone
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EQUAZIONE DI NERST
Se si vuole mettere in relazione il potenziale di una semicella (elettrodo) in
funzione delle concentrazioni dei reagenti si deve utilizzare l’equazione di Nerst
E = E° - RT / nF log arid / aox
In pratica si usa questa versione
E = E°’ - 0.059 /n log [rid ] / [ox] (a 25°C )
E°’ = potenziale formale, è misurato empiricamente in determinate condizioni
sperimentali, compensa per variazioni di attività e l’effetto di altri equilibri su
quello redox.
Elettrodo di platino in soluzione contenente 0.20 M Fe2+ e 0.05 M di Fe3+
E = 0.771 – 0.059/1 log 0.2/0.05 = 0.771 – 0.035 = 0.736 V
Elettrodo di Ag in soluzione contenente 0.05 M di NaCl
[Ag] = Ksp /[Cl-] = 1.82 10-10 / 0.05 = 3.64 10-9
E = 0.799 – 0.059 log 1/ 3.64 10-9 = 0.299
34Chimica Analitica STA Compagnone
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Mediante i potenziali redox standard e l’equazione di Nerst è possibile
calcolare E generato da una cella galvanica o E richiesto per far operare
una cella elettrolitica
Ecella = Ecatodo – Eanodo
I potenziali calcolati si riferiscono a celle in cui non si ha passaggio di
corrente! (legge di Ohm E = IR)
Cu| Cu2+ (0.02 M) || Ag+ (0.02 M) | Ag
anodo catodo
EAg+ = 0.799 – 0.059 log 1/0.02 = 0.698
ECu2+ = 0.337 – 0.059/2 log 1/0.02 = 0.286
Ecella = 0.698 – 0.286 = 0.412 V
Se voglio far avvenire l’ossidazione dell’Ag e la riduzione del Cu2+ (cella
elettrolitica) devo fornire almeno 0.412 V alla cella!
35Chimica Analitica STA Compagnone
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COSTANTI DI EQUILIBRIO REDOX
Alla fine di una reazione redox condotta sia in fase omogenea che in una cella
elettrochimica le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti raggiungono il loro
valore di equilibrio. Il potenziale di cella diviene zero! Questo significa che
all’equilibrio i potenziali elettrodici per tutte le semireazioni sono uguali
Cus + 2 Ag+ Cu2+ + 2 Ags
Ke = [Cu 2+] / [Ag+]2
E°Ag+ - E°Cu2+ = 0.059/2 log 1 / [Ag+]2 - 0.059/2 log 1 / [Cu2+] =
= 0.059/2 log 1 / [Ag+]2 + 0.059/2 log [Cu2+] / 1 ,
quindi
2 (E°Ag+ - E°Cu2+ ) /0.059 = log [Cu 2+] / [Ag+]2 = log Ke
Ke = 4.1 1015
36Chimica Analitica STA Compagnone
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CURVE DI TITOLAZIONE
Nelle curve di titolazione si grafica il potenziale (E) verso il volume di titolante.
Analogamente alle altre titolazioni, si può assumere che il sistema sia sempre in
equilibrio (reazione molto veloce). Quindi sarà possibile calcolare E solo da una
delle semireazioni. In pratica si calcola E usando la semireazione che ha
concentrazioni di reagenti e prodotti apprezzabili (semireazione dell’analita
prima del punto di equivalenza e del titolante dopo il punto di equivalenza).
Al punto di equivalenza si calcola il potenziale dal rapporto delle concentrazioni
della reazione totale e dai potenziali standard .
Fe+2 + Ce+4 Fe+3 + Ce+3
Fe+3 + e Fe+2 E°’ = 0.68 V (H2SO4 1M )
Ce+4 + e Ce+3 E°’ = 1.44 V (H2SO4 1M )
37Chimica Analitica STA Compagnone
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E iniziale ; indefinito
E dopo 10 mL di Ce4+ ;
[Fe2+] = mmol Fe2+ – mmol [Ce+4]/V =
(50 0.05) – (10 0.1) / 55 = 2 /55
[Fe3+] = mmol [Ce+4] /V = 0.5 /55
E = +0.68 – 0.059/1 log 2 /0.5 =0.64 V
E al punto di equivalenza;
[Fe2+] = [Ce4+] e [Fe3+] = [Ce3+]
2Eeq = E°’Ce4+ + E°’Fe3+ - 0.059 log [Ce4+]
[Ce3+] / [Ce3+] [Ce4+]
Eeq = E°’Ce4+ + E°’Fe3+ /2 = (1.44 – 0.68)
/2 = 1.06
Oltre il punto di equivalenza E si calcola
dalla semireazione del Ce
38Chimica Analitica STA Compagnone
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EFFETTO DELLA Ke
(reazione monoelettronica E°analita = 0.200 V)
39Chimica Analitica STA Compagnone
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INDICATORI Indicatori specifici. p.es. l’amido da un complesso blu con lo iodio e il SCN-
rosso con Fe3+
Indicatori redox. Rispondono alle variazioni di potenziale del sistema funzionano
in modo analogo agli indicatori acido-base
Inox + ne Inred
E = E° - 0.059/n log [Inred] / [Inox]
La variazione di colore sarà netta per 2 0.059 /n corrispondente alla variazione
da 1/10 a 10/1 del rapporto [Inred] / [Inox]
In molti casi nella reazione redox dell’indicatore sono coinvolti H+.
Tipici indicatori redox sono i complessi Fe3+ e derivati della fenantrolina.
Le titolazioni redox sono facilmente rilevabili mediante metodi potenziometrici!
40Chimica Analitica STA Compagnone
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REAGENTI E TIPI DI TITOLAZIONI REDOX
Spesso è necessario riportare l’analita ad un
singolo stato di ossidazione prima di effettuare la
titolazione. Se vogliamo titolare utilizzando un
ossidante standard dovremo usare un agente
riducente ausiliario per l’analita e viceversa. Il
reagente ausiliario deve reagire quantitativamente
e con l’analita.
Per la riduzione si impiegano metalli quali Zn, Cd,
Al, Ni.
Un riduttore Jones è costituito da un amalgama di Zn
con Hg. L’amalgama inibisce la formazione di H2 per
riduzione di H+.
Un riduttore Walden è costituito da Ag metallico
granulare. Il campione viene passato in soluzione di
HCl
41Chimica Analitica STA Compagnone
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Reagenti ausiliari di ossidazione:
Bismutato di sodio. Trasforma il Mn2+ in MnO4
Persolfato di ammonio. S2O82- + 2e 2 SO4
2- E° = 2.01 V viene usato per
il MnO4- , Ce4- e Cr2O7
2-
Perossido di idrogeno. H2O2 + 2e + 2H+ 2 H2O E° = 1.78 V
Le reazioni vengono effettuate in soluzione il reagente in eccesso viene
eliminato per filtrazione (bismutato) o portando ad ebollizione (H2O2 e S2O82- )
42Chimica Analitica STA Compagnone
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RIDUCENTI STANDARD
Il maggior problema nell’uso dei riducenti standard è quello dell’ossidazione
da parte dell’O2 atmosferico. I più usati sono Fe2+ (stabile un giorno in acido) e
tiosolfito di sodio.
Il tiosolfito viene standardizzato con KIO3 (standard primario) e utilizzato con
KI. La riduzione da parte di KI dell’analita produce I2 che viene titolato.
OCl- + 2 I- + 2 H+ Cl- + I2 + + H2O
I 2 + 2 S2O32- 2 I- + S2O4
2-
Come indicatore si usa l’amido le cui catene di b-amilosio legano
reversibilmente lo iodio e danno un colore blu. Non deve essere presente a-
amilosio che da un colore rosso ma lega irreversibilmente.
L’amido deve essere aggiunto poco prima del punto di equivalenza perché si
decompone rapidamente in presenza di I2.
43Chimica Analitica STA Compagnone
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OSSIDANTI STANDARD
Permanganato e cerio(IV): sono ossidanti forti con E° paragonabile (intorno a
1.5 V). Possono venire usati per lo stesso tipo di analiti. Le differenze sono
nella stabilità delle soluzioni, nell’individuazione del punto di equivalenza e
nel costo dei reagenti.
MnO4- : non è molto stabile in soluzione acquosa perché ossida l’H2O
4 MnO4- + 2 H2O 4 MnO2(s) + 3 O2 + 4 OH-
Deve essere quindi standardizzato con ossalato di sodio:
2 MnO4- + 5 H2C2O4 + 6 H+ 2 Mn2+ + 10 CO2 + 8 H2O
Ha un intenso color porpora e la sua scomparsa può indicare il punto di
equivalenza.
Ce4- : è molto stabile, necessita di indicatore (complesso Fe2+- 1,10-
fenantrolina) è più costoso del permanganato.
44Chimica Analitica STA Compagnone
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Dicromato di potassio:
Cr2O72- + 14 H+ + 6 e 2 Cr3+ + 7 H2O E° = 1.33 V
È stabile ed è sufficientemente puro da poter essere utlizzato come standard
primario necessita di indicatore (acido difenilammino-solfonico). Viene usato
spesso per la titolazione del Fe2+.
Iodio
I3- + 2e 3 I- E° = 0.536
È un debole ossidante che serve a titolare riducenti forti. Viene usato soprattutto
perché il sistema dispone di un indicatore stabile e reversibile (amido). Deve
essere sciolto in soluzioni contenenti KI in cui è ragionevolmente solubile.
I2(s) + I- I3- Ks = 7.1 10-2
Necessita di standardizzazione con tiosolfato di sodio
45Chimica Analitica STA Compagnone