REAZIONI ACIDO-BASE
 Teoria Arrhenius (1887)
“Acido è una specie chimica che in soluzione acquosa si dissocia per
dare uno (monoprotico) o più (poliprotico) ioni idrogeno”.
“Base è una specie chimica che in soluzione acquosa dà uno o più
ioni ossidrile”.
HNO3
NO3- + H+
NaOH
Na+ + OH Teoria Brönsted-Lowry
“Acido è un specie chimica in grado di donare uno ione idrogeno ad
un’altra” – “Base è una specie chimica in grado di accettare uno
ione idrogeno da un’altra”.
Sistemi acido-base / coppie coniugate acido-base
HNO3 + H2O
H3O+ + NO3-
 Teoria Lewis (1923)
“Acido è una specie chimica in grado di accettare una coppia di
elettroni da un’altra” - “Base è una specie chimica in grado di
donare una coppia di elettroni ad un’altra”.
Mentre tutte le coppie acido-base secondo Brönsted-Lowry sono anche coppie acido-base
secondo Lewis, non è vero il contrario.
[Cu(H2O)6]2+ + NH3
[CuNH3(H2O)5]2+ + H2O
HA + B
BH+ + A-
Keq = a(BH+) a(A-) / a(HA) a(B)
a = attività o concentrazione attiva = f x c
Se c
0 allora f
1
a = c
f consente di operare su di una soluzione a concentrazione c NON
IDEALE come se lo fosse
Keq = [BH+] [A-] / [HA] [B]
HA + H2O
H3O+ + A-
Keq = [H3O+] [A-] / [HA] [H2O]
[H2O] Keq = Ka = [H3O+] [A-] / [HA]
B + H2O
BH+ + OH-
Keq = [BH+] [OH-] / [B] [H2O]
[H2O] Keq = Kb = [BH+] [OH-] / [B]
HClO4 > HBr > H2SO4 > HCl
SOSTANZE ANFIPROTICHE - AUTOPROTOLISI
H2O + H2O
H3O+ + OH-
[H2O]2 Keq = Kw = [H3O+] [OH-] = 1 x 10-14 a 25 °C
[H3O+] = [OH-] = 10-7 mol L-1 a 25 °C
pH = - log [H+] = - log 10-7 = 7
soluzione neutra
[H3O+] > 10-7 soluzione è acida e il pH < 7
[H3O+] < 10-7 soluzione è basica e il pH > 7
- log Kw = - log [H3O+] [OH-]
pKw = - log [H3O+] - log [OH-]
pKw = pH + pOH
HA + H2O
H3O+ + A-
Ka = [H3O+] [A-] / [HA]
A- + H2O
HA + OH-
Kb = [AH] [OH-] / [A-]
Ka x Kb = ([H3O+] [A-] / [HA]) x ([AH] [OH-] / [A-])
Ka x Kb = Kw = [H3O+] [OH-] = costante a t° costante
CALCOLO del pH per soluzioni acquose di ACIDI E BASI
MONOPROTICI FORTI
Se CHA > 10-6
allora
[H+] = CHA
Calcolare il pH di una soluzione 2.0 10-3 M di HCl
[H3O+] = 2 10-3
pH = - log (2 10-3) = 3 –log 2 = 3-0,30 = 2,70
Calcolare il pH di una soluzione 10-8 M di HCl
HA + H2O
H3O+ + A-
[H3O+] = [OH-] + [A-] EN
H2O + H2O
H3O+ + OH-
[A-] = CHA BM
Kw = [H3O+] [OH-]
[A-] = CHA
Kw /
[H3O+]
=
[OH-]
[H3O+]2 = CHA [H3O+] + Kw
[H3O+] = Kw / [H3O+] + CHA
[H3O+]2 - CHA [H3O+] – Kw = 0
ax2 + bx + c = 0
x = [-b ± (b2 – 4ac)1/2] / 2a
x2 - 10-8 x - 10-14 = 0
pH = 6,98
Calcolare il pH di una soluzione 10-8 M di NaOH
B + H2O
H2O + H2O
[OH-] = [H3O+] + [BH+] EN
BH+ + OH-
[BH+] = CB BM
H3O+ + OH-
Kw = [H3O+] [OH-]
[BH+] = CB
Kw / [H3O+] = [OH-]
Kw = [H3O+]2 + CB [H3O+]
Kw / [H3O+] = [H3O+] + CB
[H3O+]2 + CB [H3O+] – Kw = 0
x2 + 10-8 x - 10-14 = 0
pH = 7,02
TITOLAZIONE ACIDO FORTE con BASE FORTE
Equivalenti titolante =
Equivalenti analita nel
campione
50,00 mL HCl 1M titolati con NaOH 1M
Prima che inizi la titolazione
[H3O+] = 1 pH = 0
Dopo l’aggiunta di 10,00mL
[H3O+] = (50x1)–(10x1)/60 = 40/60 = 0,666 = 6,66 10-1
pH = 1-log 6,66 = 0,177 = 0,18
Dopo l’aggiunta di 20,00mL
[H3O+] = (50x1)–(20x1)/70 = 30/70 = 0,4286 = 4,29 10-1
pH = 1-log 4,29 = 0,37
Dopo l’aggiunta di 30,00mL
[H3O+] = (50x1)–(30x1)/80 = 20/80 = 0,25 = 2,50 10-1
pH = 1-log 2,50 = 0,6
Dopo l’aggiunta di 40,00mL
[H3O+] = (50x1)–(40x1)/90 = 10/90 = 0,111 = 1,11 10-1
pH = 1-log 1,11 = 0,955
Dopo l’aggiunta di 49,90mL
[H3O+] = (50x1)–(49,9x1)/99,9 = 0,1/99,9 = 1 10-3
pH = 3
Al punto equivalente
NaCl
[H3O+] = [OH-] = 10-7
pH = 7
Dopo il p.e. 0,10 mL di NaOH in eccesso
[OH-] = (0,1x1)/100,1 = 1 10-3
pOH = 3
pH = 11
Prima punto equivalente
[H3O+] = [(VxN)A–(VxN)B]/Vtot
Al punto equivalente
[H3O+] = [OH-]
soluzione del sale
Dopo il punto equivalente
[OH-] = (VxN)B in eccesso /Vtot
CALCOLO del pH per soluzioni acquose di ACIDI E BASI
MONOPROTICI DEBOLI
HA + H2O
H3O+ + A-
[H3O+] = [OH-] + [A-] EN
H2O + H2O
H3O+ + OH-
[A-] + [HA] = CHA BM
Kw = [H3O+] [OH-]
[HA] = CHA – [A-]
Ka = [H3O+] [A-] / [HA]
[A-] = [H3O+] – [OH-]
[OH-] = Kw / [H3O+]
Ka = [H3O+] [A-] / [HA]
Ka =
[H3O+] ([H3O+] - Kw/[H3O+])
CHA - [H3O+] + Kw/[H3O+]
Se [H3O+] = x
Ka =
x (x - Kw/x)
CHA - x + Kw/x
X3 + Ka X2 – (Kw+CHAKa) X - KaKw = 0
1° approssimazione
HA è comunque un acido quindi [H3O+] >>> [OH-]
[H3O+] = [OH-] + [A-] = [A-]
[A-] + [HA] = CHA
Kw = [H3
O+]
[OH-]
[HA] = CHA – [H3O+]
Ka = [H3O+] [A-] / [HA]
Ka =
[H3O+] [H3O+]
CHA - [H3O+]
Se [H3O+] = x
Ka =
X2
CHA - X
X2 = Ka (CHA – X)
2° approssimazione
HA + H2O
H3O+ + A-
CHA-x
x
x
X2 + KaX - KaCHA = 0
(fattore KaX trascurabile rispetto a KaCHA)
HA è un acido debole quindi poco dissociato [H3O+] <<< CHA
[H3O+] = [A-]
CHA > 10-3 e Ka < 10-3
[HA] = CHA – [H3O+] = CHA
Kw = [H3
Ka = [H3
O+]
[OH-]
O+]
[A-]
Se [H3O+] = x
Ka =
/ [HA]
X2 = Ka CHA
X =
Ka CHA
X2
CHA
X = (Ka CHA)1/2
- log [H3O+] = - log (Ka CHA)1/2 = - ½ log (KaCHA)
pH = - ½ log Ka + (– ½ log CHA) = ½ pKa – ½ log CHA
Calcolare il pH di una soluzione 0,2 N di Acido Formico
Ka = 1,8 10-4
HCOOH + H2O
[H3O+] =
Ka CHA =
= 6 10-3
H3O+ + HCOO-
1,8 10-4 x 0,2 =
pH = 2,22
3,6 10-5
1° approssimazione
2° approssimazione
[H3O+] >>> [OH-]
[H3O+] <<< CHA
[OH-] circa 10-12 <<<< 6 10-3
6 10-3 << 2 10-1
B + H2O
BH+ + OH-
H2O + H2O
H3O+ + OH-
[OH-] = [H3O+] +
+]
[BH
[BH+] + [B] = CB
Kw = [H3O+] [OH-]
[B] = CB –
Kb = [BH+] [OH-] / [B]
[BH+]
[BH+] = [H3O+] – [OH-]
[H3O+] = Kw / [OH-]
Kb =
[BH+]
[OH-]
/ [B]
Kb =
[OH-] ([Kw/[OH-] – [OH-])
CB – Kw/[OH-] + [OH-]
Se [OH-] = x
Kb =
x (Kw/x - x)
CB - Kw/x + x
X3 + Kb X2 – (Kw+CBKb) X - KbKw = 0
1° approssimazione
B è comunque una base quindi [OH-] >>> [H3O+]
[OH-] = [H3O+] + [BH+] = [HB+]
[BH+] + [B] = CB
Kw = [H3
O+]
[B] = CB – [OH-]
[OH-]
Kb = [BH+] [OH-] / [B]
B + H2O
CHA-x
BH+ + OHx
x
Kb =
[OH-] [OH-]
CB - [OH-]
Se [OH-] = x
Kb =
X2 = Kb (CB – X)
2° approssimazione
X2
CB - X
X2 + KbX - KbCB = 0
(fattore KbX trascurabile rispetto a KbCB)
B è una base debole quindi poco dissociata [OH-] <<< CB
[OH-] = [HB+]
CB > 10-3 e Kb < 10-3
[B] = CB – [OH-] = CB
Kw = [H3
O+]
[OH-]
Se [OH-] = x
Kb =
Kb = [BH+] [OH-] / [B]
X2 = Kb CB
X =
Kb CB
X2
CB
X = (Kb CB)1/2
- log [OH-] = - log (Kb CB)1/2 = - ½ log (KbCB)
pOH = - ½ log Kb + (– ½ log CB) = ½ pKb – ½ log CB
pOH = pKw - pH e Kb = Kw / Ka
- pH + pKw = ½ p(Kw/Ka) – ½ log CB
pH = pKw - ½ p(Kw/Ka) + ½ log CB
pH = pKw - ½ pKw – ½ p(1/Ka) + ½ log
CB
pH = + ½ pKw + ½ pKa + ½ log CB
Calcolare il pH di una soluzione 0,1 N di Ammoniaca
pKa = 9,244
NH3 + H2O
NH4+ + OH-
Ka = 10-9,244
Kb = Kw/Ka = 10-14/10-9,244 = 1,75 10-5
pH = + ½ pKw + ½ pKa + ½ log CB
[OH-] =
[H3O+]
=
Kb CB
Kw
[OH-]
=
1,75 10-5 x 0,1 =
pH = 11,12
1,75 10-6
FRAZIONE MOLARE di UNA SPECIE CHIMICA
Computo delle masse in funzione di un parametro variabile
Frazione di HA = aHA
[HA]
=
CHA
Frazione di A- = aA- =
[A-]
CHA
=
=
aHA + aA- = 1
[HA]
[HA] + [A-]
[A-]
[HA] + [A-]
[A-] = Ka
Dividendo numeratore e denominatore per [HA]
[HA] [H+]
aHA =
aA- =
1
1 + Ka/[H+]
Ka/[H+]
1 + Ka/[H+]
=
=
[H+]
[H+] + Ka
Ka
[H+] + Ka
CALCOLO del pH per soluzioni acquose di ACIDI E BASI
POLIPROTICI
ACIDI FORTI alla 1° dissociazione e 2° dissociazione
Acidi del tipo H2SO4
H2SO4 + H2O
H3O+ + HSO4-
Ka1 >> 1
HSO4- + H2O
SO42- + H3O+
Ka2 =2,1 10-2
CAc = c
[H3O+] = 2c
Calcolare il pH di una soluzione 0,05M di acido solforico
[H3O+] = 2c = 0,1M
pH = 1
ACIDI FORTI alla 1° dissociazione e deboli alla seconda
Acidi con Ka1 >>> Ka2 si comportano come acidi monoprotici
ACIDI / BASI DEBOLI ANCHE alla 1° dissociazione
Ka1 >> Ka2, Ka2 >> Ka3
H2S, H2SO3, H2CO3, H3PO4, H3BO3, H2C2O4
[H3O+] = (Ka1 CAc)1/2
[OH-] = (Kb1 CBase)1/2
pH = ½ pKa1 – ½ log CAc
pH = + ½ pKw + ½ pKa + ½ log CB
CALCOLO DEL pH di una soluzione contenente un sale del
tipo NaHA o Na2HA
HS-, HSO3-, HCO3-, H2PO4-, HPO42-, H2BO3-, HC2O4HA- + H2O
HA- + H2O
H2A + OHA2- + H3O+
Kb2 =
Ka2 =
[H2A] [OH-]
[HA-]
[H3O+] [A2-]
2[A2-] + [HA-] + [OH-] = [H3O+] + [Na+]
[A2-] + [HA-] + [H2A] = Csale
Kw = [H3O+] [OH-]
[A2-] = Ka2 [HA-]/[H3O+]
[H2A] = Kb2 [HA-]/[OH-]
[OH-] = Kw/[H3O+]
[HA-]
[Na+] = Csale
2[A2-] + [HA-] + [OH-] = [H3O+] + [A2-] + [HA-] + [H2A]
[A2-] + [OH-] = [H3O+] + [H2A]
[H3O+] = [OH-] + [A2-] - [H2A]
[H3O+] = Kw/[H3O+] + Ka2 [HA-]/[H3O+] - Kb2 [HA-]/[OH-]
[H3O+] = Kw/[H3O+] + Ka2 [HA-]/[H3O+] - Kw/Ka1 ([HA-] [H3O+]/Kw)
[H3O+]2 =
Ka2 [HA-] + Kw
1 + [HA-]/Ka1
[H3O+]2 =
Ka2 [HA-] + Kw
1 + [HA-]/Ka1
1° approssimazione Ka2 >>> Kw
[H3O+]2 =
Ka2 [HA-]
1 + [HA-]/Ka1
2° approssimazione Ka1 <<< [HA-]
[H3O+]2 =
Ka2 [HA-]
[HA-]/Ka1
= Ka1 Ka2
[HA-]/Ka1 >>> 1
[H3O+] =
Ka1 Ka2
- log [H3O+] = - log (Ka1 Ka2)1/2 = - ½ log (Ka1 Ka2)
pH = + ½ (pKa1 + pKa2)
Il valore del pH di una soluzione è in modo approssimato
indipendente dalla concentrazione del sale NaHA
FRAZIONE MOLARE di UNA SPECIE CHIMICA
per un acido poliprotico
pI = + ½ (pKa1 + pKa2)
SOLUZIONI TAMPONE HA + NaA
CH3COOH/CH3COONa – NaH2PO4/Na2HPO4 – NaHCO3/Na2CO3
HA + H2O
A- + H2O
A- + H3O+
Ka = [H3O+] [A-] / [HA]
HA + OH-
Kb = [AH] [OH-] / [A-]
x
y
[A-] = Csale – y + x
[H3O+] = x
[HA] = CAc – x + y
[OH-]
= y
Kw = [H3O+] [OH-]
1° approssimazione Ka > Kb y trascurabile
[A-] = Csale + x
[HA] = CAc – x
Equazione di 3° grado
Ka = x (Csale + x) / CAc - x
Ka CAc – Ka x = x Csale + x2
X2 + X (Csale + Ka) - Ka CAc = 0
2° approssimazione anche x è trascurabile per il principio di
Le Chatelier
[A-] = Csale
[HA] = CAc
[H3O+] =
Ka [HA]
[A-]
pH = pKa + log
[H3O+]
=
Ka [HA]
[A-]
= Ka
CAc
Csale
Csale
CAc
- log [H3O+] = - log Ka + log [A-]/[HA]
pH = pKa + log [A-]/[HA]
Equazione di
Henderson-Hasselbalch
SOLUZIONI TAMPONE B + BHCl
B + H2O
BH+ + OH-
Kb = [BH+] [OH-] / [B]
B + H3O+
Ka = [H3O+] [B] / [BH+]
BH+ + H2O
[BH+] = Csale – y + x
[B] = Cbase – x + y
[H3O+]
=
[OH-]
[B] = Cbase
Kw = [H3O+] [OH-]
Kw
[BH+] = Csale
Kw
[B]
Ka
[BH+]
[H3O+] =
=
Kb [B]
[BH+]
Ka [BH+]
[B]
- log [H3O+] = - log Ka + log [B]/[BH+]
pH = pKa + log
[B]/[BH+]
pH = pKa + log
Cbase
Csale
Calcolare il pH di una soluzione 1,5 10-3 M di Acido Acetico e
0,50 10-3 M di Acetato di Sodio
Ka = 1,75 10-5
X2 + X (Csale + Ka) - Ka CAc = 0
X2 + X (0,50 10-3 + 1,75 10-5) – (0,50 10-3) (1,75 10-5) = 0
X = [H3O+] = 4,65 10-5
pH = 4,33
[H3O+] = 5,25 10-5
pH = 4,28
2,0 10-3 M di Acido Acetico
pH = 3,75
2,0 10-3 M di Sodio Acetato
pH = 8.03
3,75 < pH = 4,33 < 8.03
TITOLAZIONE ACIDO DEBOLE con BASE FORTE
Titolazione di un acido HA con NaOH
pH iniziale
pH = ½ pKa – ½ log CHA
pH prima punto equivalente
HA + OH-
Ka CHA
HA + NaA soluz tampone
H2O + A-
[OH-] = [A-] = b
pH = pKa + log
[H3O+] =
[HA] = Cac - b
Csale
[H3O+] = Ka
CAc
pH punto equivalente
CAc
Csale
NaA idrolisi
pH = + ½ pKw + ½ pKa + ½ log CB
X =
Kb CB
pH dopo punto equivalente
[OH-] = (VxN)B in eccesso /Vtot
50,00 mL di Acido Acetico 1M titolati con NaOH 1M
Ka = 10-5
pH iniziale
pH = ½ pKa – ½ log CHA = ½ (5) – ½ log 1 = 2,5
Dopo l’aggiunta di 10,00mL
Cac - b
CAc
= Ka
[H3O+] = Ka
Csale
b
[(50x1)-(10x1)]/60
= Ka
(10x1)/60
= 10-5x(40/10) = 4 10-5
pH = 5 – log 4 = 4,4
Dopo l’aggiunta di 20,00mL
pH = 4,82
Dopo l’aggiunta di 30,00mL
pH = 5,18
Dopo l’aggiunta di 40,00mL
pH = 5,6
Dopo l’aggiunta di 49,90mL
pH = 7,7
pH al punto equivalente
idrolisi acetato
pH = + ½ pKw + ½ pKa + ½ log CB
pH = + ½ (14) + ½ (5) + ½ log [(1x50)/(50+50)]
pH = 7 + 2,5 + ½ log 0,5 = 9,35
pH dopo punto equivalente
[OH-] = [(1x0,1)/100,1] = 1 10-3
pOH = 3
pH = 11
TITOLAZIONE ACIDI POLIPROTICI con BASE FORTE
1) Ka1 e Ka2 molto vicine Ka1/Ka2 < 104
L’aggiunta della base neutralizza entrambi i protoni e in
soluzione è come se fosse presente un acido monoprotico in
concentrazione doppia.
H2A
2HA
2) Ka1 e Ka2 diverse Ka1/Ka2 > 104
pH iniziale è dato dalla 1° dissociazione
pH = ½ pKa1 – ½ log CH2A
pH prima 1° punto equivalente
pH = pKa1 + log
Csale
CAc
1° punto equivalente
H2A+NaHA soluz tampone
NaHA idrolisi
pH = + ½ (pKa1 + pKa2)
pH prima 2° punto equivalente
pH = pKa2 + log
Csale
CAc
2° punto equivalente
[OH-] =
Kb1 CB
NaHA+Na2A soluz tampone
CAc = CHA- - b’ e Csale = b’
Na2A idrolisi
pH = + ½ pKw + ½ pKa2 + ½ log CB
Ka1 = 3,3 10-7
Ka2 = 4,8 10-11
Fenolftaleina
Kb2 = 3,03 10-8
giallo
Kb1 = 2,8 10-4
Rosso di metile
rosso
1° punto equivalente
pH = + ½ (pKa1 + pKa2)= 8,4
Metilarancio
CO32- + H3O+
HCO3- + H2O
H3
2° punto equivalente
pH = 2,98
H2CO3 + H2O
D
CO2 + H2O
pH = ½ pKa1 – ½ log CHA
20 mL 1M
O+
20 mL 0,1M
pH = 3,48
Acido Ossalico
Ka1 = 5,6 10-2
Ka2 = 5,4 10-5
2° punto equivalente C2O42-
pH = + ½ pKw + ½ pKa2 + ½ log CB
Titolazione di 20,00 mL di Acido ossalico 0,1000M con NaOH 0,1000M
20 mL 0,1M
pH = 8.39
20 mL 1M
pH = 8,89
Acido Fosforico
Ka1 = 7,11 10-3 Ka2 = 6,32 10-8 Ka3 = 4,5 10-13
1° punto equivalente
H2PO4-
pH = + ½ (pKa1 + pKa2) = 3,67
2° punto equivalente
3° punto equivalente
PO43-
pH = + ½ pKw + ½ pKa3 + ½ log CB
HPO42-
pH = + ½ (pKa2 + pKa3) = 8.77
Ambiente non acquoso o per via argentometrica
Determinazione alcalinità dell’acqua (CO32- + HCO3-)
Campione di 25,00 mL di acqua viene titolato con HCl 0.0150M
1° punto equivalente 2,52 mL HCl
2° punto equivalente 11,35 mL HCl
CO32- + H3O+
HCO3- + H2O
[CO32-] e [HCO3-] ?
2,52 mL
2,52 x 0.0150 x PE (=PM sodio carbonato) = 4.01 mg/25,00 mL
2,52 x 0.0150 = 0.0378 mmol (Ξ ½ mequivalenti carbonato)
0.0378mmol/25,00mL = 0.00151M = 1.51 10-3M
HCO3- + H3O+
0.0378mmol + HCO3
-
H2CO3
11,35 mL
11,35 - 2,52 = 8,83 mL
8,83 x 0.0150 = 0.1324 mmol (0.0378mmol+HCO3-)
0.1324 – 0.0378 = 0.0946mmol/25,00mL = 3.78 10-3M
11.35 x 0.0150 = 0.1702 mmol
0.1702 – (0.0378 x 2) = 0.0946mmol HCO3- (Ξ mequivaleni bicarbonato)
0.0946mmol/25,00mL = 3.78 10-3M
0.0946 x PE (=PM sodio bicarbonato) = 7.95 mg NaHCO3
Determinazione quantità di CO2 (mg) nel sangue
Tampone fisiologico H2CO3/HCO3- a 37 °C
pH = 7,40
Ka1 = 7,94 10-7
pH = pKa + log
log
[HCO3-]
[H2CO3]
Csale
CAc
= 1.30
[HCO3-] = 26 10-3 mol/L
7,40 = 7 - 0.90 + log
[HCO3-]
[H2CO3]
[HCO3-]
[H2CO3]
= 19.95
[H2CO3] = [CO2] = 26 10-3 / 19.95 = 1.30 10-3 mol/L = 1.30 mmol/L
1.30 mmol/L x 44,01 (PM) = 57,2 mg/L
INDICATORI ACIDO-BASE
InH + H2O
Kaind = [In-] [H3O+] / [InH]
In- + H3O+
[H3O+] = Kaind [InH] / [In-]
-Log [H3O+] = -log Kaind + (-log [InH]/[In-])
pH = pKaind + log [In-]/[InH]
Ammettendo che In- Giallo e InH Rosso
Se [InH] >>>>[In-]
soluzione nettamente rossa
Se [In-] >>>>[InH]
soluzione nettamente gialla
[InH] = [In-] allora [In-]/[InH] = 1
pH = pKaind punto di viraggio colorazione rosa
pH = pKaind ± 1
Fenolftaleina
HO
OH
HO
OH
HO
OH
OH
OH
O
COOH
COO-
Forme incolori
O
pH = 8,2
OH-
O
O
-O
OH
-H2O
OHOH
O-
OH
COO-
COO-
Forme rosso-viola
pH = 9,6
COO-
Blu bromotimolo
Rosso fenolo
iPr
iPr
HO
O
OH
Br
Br
OH
Me
OH
Giallo
pH = 6,4
SO3 H
Rosa
SO3H
Rosso
Giallo
pH = 8,0
pH = 6,0
Metil arancio
N
N
Giallo
Blu
verde
pH = 7,6
Me
HO3S
Me
HO 3S
Me
H+
N
N
N
Me
H
N
H+
Me
pH = 4,0
HO 3S
H
N
Me
N
Rosso
pH = 2,0
N
Me
TITOLAZIONI acido-base
In ambiente NON ACQUOSO
 Solubilità in acqua delle specie coinvolte (prevalenza
della componente organica in molti farmaci).
 Stabilità chimica in acqua
 Caratteristiche acido-base dell’analita rispetto al
solvente acqua (farmaci spesso hanno deboli caratteristiche
acide o basiche).
Un processo acido-base può essere visto come un processo di competizione
tra l’analita (soluto) e il solvente per il titolante.
Quando soluto e solvente presentano caratteristiche acido-base comparabili
la reazione di titolazione avviene per entrambe le specie, la Keq con l’analita
non è sufficientemente favorevole e il punto finale non è distinto.
Natura anfiprotica dell’acqua e suo effetto livellante
Esempi di Farmaci a natura basica
OH
HO
O
H
N
NH
*
. HCl . H2O
N
R
HO
Lidocaina
Adrenalina
Alcaloidi
O
N
N
O
O
N
N
Caffeina
N
O
N
H
N
N
Teofillina
O
N
HN
O
N
N
Teobromina
CH=CH 2
H8 N
HO
9
9-(R)-8-(S) cinconidina
N
H
H
MeO
R
R=
CH=CH 2
HO
N
H
H
9
R
R=
9-(R)-8-(S) chinina
N
9-(S)-8-(R) cinconina
R=
N
H
MeO
R=
9-(S)-8-(R) chinidina
N
Esempi di Farmaci a natura acida
Acidi organici, solfonammidi, fenoli, barbiturici
OH
R
O
R
R'
HO
O
Olivetolo
NH
N
R"
R=R’=-CH2CH3
O
R'
O
O
NH
N
R"
S
Barbitale
R=-CH2CH3 R’=-C6H5 Fenobarbitale
R=R’=-CH2-CH=CH2
Allobarbitale
R=-CH2CH3 e
R’=-CH(CH3)-(CH2)2-CH3
Pentobarbitale
SH + SH
SH + H2O
H2S+ + S-
H3O+ + S-
Ka = [H3O+] [S-] / [SH]
ione "lionio"
SH + H2O
H2S+ + OH-
Kb = [H2S+] [OH-] / [SH]
ione "liato"
KaSH x KbSH = KautSH = [H2S+] [S-]
Acido debole HA nel solvente SH
SH2+ + A-
AH + SH
[H+] [A-]
[SH2+]
[AH]
[SH] [H+]
KAHSH = [SH2+] [A-] = KAH KbSH
[AH] [SH]
Base debole B nel solvente SH
B + SH
BH+ + S-
[BH2+]
[H+] [S-]
[H+] [B]
[SH]
KBSH = [BH+] [S-] = KB KaSH
[B] [SH]
[SH2+ A-]
AH + SH
dissociazione
ionizzazione
B + SH
SH2+ + A-
[BH+S-]
BH+ + S-
- Alto valore della costante dielettrica: facilita il processo di
dissociazione e la separazione delle cariche.
- Basso valore della Kaut.
CLASSIFICAZIONE SOLVENTI
Caratteristiche acido-base
A. Anfiprotici
 Solventi Protogeni (caratteristiche acide > dell’acqua), es.
CH3COOH, HCOOH, H2SO4.
 Solventi Protofili (caratteristiche basiche > acqua),
es. NH3, H2NCH2CH2NH2, H2N(CH2)4NH2.
 Solventi
Ossidrilati
(caratteristiche
CH3OH, CH3CH2OH, alcooli in generale.
intermedie),
es.
B. Aprotici
Costanti di autoprotolisi talmente basse da non poter
essere determinate, es. CHCl3, CCl4, n-esano.
C.Basici ma NON acidi
Classe di composti aventi doppietti elettronici non
condivisi (basi secondo Lewis), es. esteri, eteri, chetoni,
nitrili [(CH3)2SO, piridina, dimetilformammide o DMF].
Rivelazione punto finale
- Strumentale (preferito)
- Chimico: indicatori cromatici
DETERMINAZIONE DI SOSTANZE BASICHE
- Analita: B
- Solvente: acido acetico glaciale
- Titolante: Ac Perclorico in acido acetico glaciale.
Solvente d’elezione CH3COOH
a) Elevato grado di purezza
b) Possibilità di eliminare anche tracce di acqua (anidride)
c) Spiccate caratteristiche acide (titolazioni di B molto
deboli)
d) Specie titolante CH3COOH2+
e) Correzione del volume in funzione della temperatura t°
B (l’analita) può essere:
a) Base libera B
B + CH3COOH2+
BH+ + CH3COOH
b) Sale della base con un acido debole [B.HA]
[B.HA] + CH3COOH2+
BH+ + CH3COOH + HA
c) Sale della base con un acido forte [B.HX]
[B.HX] + CH3COOH2+
BH+ + CH3COOH + HX
d) Sale metallico di acidi organici MeA
MeA + CH3COOH2+
(CH3COO)2Hg + 2HX
Me+ + CH3COOH + HA
HgX2 indissociato + 2 CH3COOH
Titolante: HClO4 in CH3COOH glaciale
Acido perclorico si trova in commercio o al 60% o al
massimo al 70% in soluzione acquosa (non è uno standard
primario).
Causa
di
errore:
standardizzazione
variazione
della
soluzione
di
t°
titolante
determinazione vera e propria.
Vc = V [0,0011(t1-t2)+1]
T1 = temperatura Standardizzazione
T2 = temperatura Determinazione
tra
la
e
la
Preparazione e Standardizzazione di una soluzione
0,1 N di Acido perclorico
PM 100,46 / d = 1,53 (60%) / d = 1,67 (70%)
100,46 (g/mol) x 0,1 = 10,046g di ac perclorico
10,046/0,60 = 16,74g di soluzione
16,74/1,53 = 10,94 mL da prelevare e portare ad 1L
In un matraccio tarato da 1L contenente circa 850mL di acido acetico
glaciale, raffreddato a 10-15 °C, si introducono, agitando bene e
continuamente, circa 11mL di acido perclorico e circa 30mL di anidride
acetica, evitando che l’anidride venga in diretto contatto con l’acido
perclorico (formazione di prodotti esplosivi). Si porta a volume con acido
acetico glaciale e si lascia riposare 24 h.
Titolante: ftalato acido di potassio. Indicatore: cristal violetto
COOK
COOH
+ CH3COOH2+
COOH
+ CH3COOH + K +
COOH
O
NH
PM = 288,8
. HCl . H2O
N
Lidocaina
Calcolare il volume di KOH 2,0N che
occorre per spostare la lidocaina base da
5,0g del suo sale cloroidrato monoidrato,
sapendo che 0,5776g hanno richiesto
19,85 mL di HClO4/CH3COOH 0,1007N
19,85 x 0,1007 = 1,998 meq di lidocaina in 0,5776g
(1,998 x 5,0)/0,5776 = 17,30 meq di lidocaina base contenuti in 5,0g
17,30 = V(KOH) x N(KOH)
17,30/2 = 8.65 mL di KOH 2,0N
2[B . HCl] + Hg(AcO)2
2CH3COO- + 2CH3COOH2+
2BH+ + HgCl2 + 2CH3COO4CH3COOH
Adrenalina e adrenalina tartrato, mepiramina maleato, potassio sorbato,
ecc…
DETERMINAZIONE DI SOSTANZE ACIDE
- Analita: HA
- Solvente: Py, DMF, Etilendiammina, chetoni, idrocarburi
- Titolante: CH3ONa in benzene anidro.
HA +
N CHO
HN CHO + A
- Impurezze acide e possibili tracce di acqua nella DMF
(prova in bianco).
- Standardizzazione della soluzione di CH3ONa con acido
benzoico.
Preparazione e Standardizzazione di una soluzione
0,1 N di Sodio Metossido
PM (Na) 22,9898
In una beuta da 1L, raffreddata in bagno di ghiaccio, protetta dall’aria, e
contenente circa 150 mL di alcool metilico, si aggiungono cautamente a
piccole porzioni 2,5g circa di sodio metallico appena tagliato. A
solubilizzazione ultimata si porta a volume con benzene e si agita
accuratamente la soluzione; questa deve essere conservata al riparo
dall’umidità e dall’anidride carbonica.
Titolante: Acido benzoico in DMF. Indicatore: Azzurro timolo 1% (DMF).
Determinazione di: sulfamidici, barbiturici, fenoli, ecc….