Tutti gli idrossidi si sciolgono più o meno facilmente per trattamento con acidi. IDROSSIDI ANFOTERI

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Taddeo Rosso
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1 Fe + + OH - Fe(OH) (s) Tutti gli idrossidi si sciolgono più o meno facilmente per trattamento con acidi Fe(OH) (s) + H + Fe + + H 2 O IDROSSIDI ANFOTERI Gli idrossidi di alcuni metalli (Al +, Cr +, Zn 2+, Ag +, Pb 2+ ), oltre a sciogliersi in ambiente acido, si sciolgono anche in un eccesso di alcali, legando altri ioni ossidrile e formando i corrispondenti idrossometallati Questi idrossidi si comportano sia da basi che da acidi Al(OH) + H + Al + + H 2 O * Al(OH) + OH Al(OH) 4 AlO H 2 O *(HAlO 2 H2 O + OH AlO H 2 O) 1

2 Al(OH) + H + Al + + H 2 O acido più forte di Fe + In generale: a I cationi che non subiscono idrolisi (Ca 2+, Na +, Fe +, ecc) non danno idrossidi anfoteri b I cationi che possono subire idrolisi (Cr +, Zn 2+, Al +, ecc) formano idrossidi anfoteri Agli idrossidi anfoteri in genere corrispondono ossidi anfoteri: Es ZnO + 2 H + Zn 2+ + H 2 O ZnO + 2 OH - + H 2 O Zn(OH) 4 2-

3 IDROSSIDI ANFOTERI OH - H + Al(OH) 4 + H + Al(OH) (s) + H 2 O Al + + OH + H 2 O Al(OH) 4 + NH 4 + Al(OH) (s) + NH + H 2 O

4 CAUSE DELL ANFOTERISMO Elevata densità di carica Cationi con alta carica e piccolo raggio : 1) Esercitano una elevata forza di attrazione nei confronti degli OH - : ciò ostacola la dissociazione e rende debole la base 2) Elevata tendenza ad attrarre altri OH - : formazione idrossometallati A causa dell elevata densità di carica tendono a polarizzare le molecole di H 2 O circostanti: Al(H 2 O) H 2 O [Al(OH) (s) H 2 O] + H O + [Al(OH) (s) H 2 O] + H 2 O [Al(OH) 4-2 H 2 O] + H O + 4

5 Elettronegatività intermedia I metalli che formano ossidi e idrossidi anfoteri si trovano in una zona compresa tra i metalli e i non metalli δ + δ - a) M con elettronegatività bassa M O H Es CeOH base forte δ - δ - b) M con elettronegatività elevata M O H Es ClOH 5 05 acido forte δ + δ - δ + c) M con elettronegatività intermedia M O H Es AgOH Idrossido anfotero δ +

6 IDROSSIDI ANFOTERI In ambiente acido: Ag(OH) (s) Ag + + OH - Ag(OH) (s) + H + Ag + + H 2 O In ambiente basico: Ag(OH) (s) AgO - + H + Ag(OH) (s) + OH - Ag(OH) - 2 AgO - + H 2 O L elettronegatività aumenta all aumentare del no, quindi per elementi che hanno più no si passa da idrossidi basici ad acidi passando attraverso gli idrossidi anfoteri Mn(OH) 2 Mn(OH) Mn(OH) 4 MnO(OH) MnO 2 (OH) 2 MnO (OH) H MnO 4 H 2 MnO 4 HMnO 4 base forte base debole anfotero acido debole acido forte acido fortissimo

7 Solubilità degli idrossidi anfoteri in funzione del ph a) Ambiente acido M(OH) M + + OH (s) [M + ][OH ] [M + ] [OH ] M(OH) (s) + H + M + + H 2 O [M + ] [H + ] b) Ambiente basico M(OH) (s) + OH M(OH) 2 K eq [M(OH) 2 ] [OH ] [M(OH) 2 ][H + ] s [M + ] + [M(OH) 2 ] K ps [H + ] K eq + [H + ] [M(OH) 2 ] K eq [H + ] 7

8 CURVA DI SOLUBILITÀ DI UN IDROSSIDO ANFOTERO s [M + ] + [M(OH) 2 ] [H + ] + K eq [H + ] S 10 2 d a b c ph log [H + ] [H + ] 10 ph s 10 ph + K eq 10 ph M + M(OH) 10 5 Partendo da una soluzione acida contenente il catione metallico e aumentando il ph [M(OH) 2 ] Solubilità di un idrossido anfotero MOH in funzione del ph a precipitazione dell idrossido c ridissoluzione dell idrossido ph Partendo da una soluzione basica contenente l idrossometallato e diminuendo il ph b precipitazione dell idrossido d ridissoluzione dell idrossido 8

9 Solubilità dell idrossido di alluminio in funzione del ph Al(OH) (s) Al + + OH [Al + ][OH ] 10 2 [H + ] 10 ph [Al + ] [OH ] [H + ] [Al + ] 10 ph ph ph [Al + ] ph Al(OH) + OH Al(OH) (s) 4 Ks 4 [Al(OH) 4 ] [OH ] [Al(OH) 4 ][H + ] 10 [Al(OH) 4 ] ph [Al(OH) 4 ] 10 ph 11 [Al(OH) 4 ] Ks 4 [H + ] s [Al + ] + [Al(OH) 4 ] ph + 10 ph 11 9

10 SOLUBILITÀ DELL IDROSSIDO DI ALLUMINIO (curva a) S [Al + ] + [Al(OH) 4 ] ph + 10 ph 11 [Al + ] ph [Al + ] S 10 2 a Al + Al(OH) ph Solubilità dell idrossido di alluminio [Al(OH) ] in funzione del ph (valori approssimati) 10

11 SOLUBILITÀ DELL IDROSSIDO DI ALLUMINIO (curva b) S [Al + ] + [Al(OH) 4 ] ph + 10 ph 11 [Al(OH) ] ph [Al(OH) 4 ] S 10 2 a b Al + Al(OH) [Al(OH) 4 ] ph Solubilità dell idrossido di alluminio [Al(OH) ] in funzione del ph (valori approssimati) 11

12 SOLUBILITÀ DELL IDROSSIDO DI ALLUMINIO Ks 4 [H + ] Ks 4 + K w [H + ] s [Al + ] + [Al(OH) 4 ] ph + 10 ph 11 s 10 2 d a b c Al + Al(OH) 10 5 [Al(OH) 4 ] ph Solubilità dell idrossido di alluminio [Al(OH) ] in funzione del ph (valori approssimati) 12

13 Punto isoelettrico dell idrossido di alluminio Al(OH) (s) Al + + OH Al(OH) + OH (s) Al(OH) 4 La condizione di isoelettricità si ha quando: [Al + ] [Al(OH) 4 ] Ks 4 [H + ] [H [H + ] + ] 4 Ks [H + ] , [H + ] , ph 6 log 4,2 6 0,62 5,8 1

14 Punto isoelettrico dell idrossido di alluminio s K ps [H + ] Ks 4 + K w [H + ] s [H + ] + Ks 4 [H + ] 1 D I 0 s K ps [H + ] 2 Ks 4 K w 0 K w [H + ] d a b c [H + ] 4 Ks 4 4 Al + Al(OH) 10 5 [Al(OH) 4 ] ph

15 Calcolo del ph di precipitazione dell idrossido di alluminio partendo da una soluzione acida (Al + ) Al(OH) Al + (s) + OH a precipitazione di Al(OH) all aumentare del ph (per il calcolo della solubilità si tiene conto solo della concentrazione dell alluminio) s 10-2 d a b c [Al + ][OH ] 10 2 Al(OH) Al + [Al(OH) 4- ] [OH - ] i [Al + ] ph [OH - ] f [Al + ] A ph 4 [Al + ] 10 2 A ph 5 [Al + ] 10 5 Inizio precipitazione idrossido Fine precipitazione idrossido 15

Calcolo del ph di precipitazione dell idrossido di alluminio partendo da una soluzione alcalina [Al(OH) 4- ] Al(OH) + OH (s) Al(OH) 4 b precipitazione di Al(OH) al diminuire del ph (per il calcolo

16 Calcolo del ph di precipitazione dell idrossido di alluminio partendo da una soluzione alcalina [Al(OH) 4- ] Al(OH) + OH (s) Al(OH) 4 b precipitazione di Al(OH) al diminuire del ph (per il calcolo della solubilità si tiene conto solo della concentrazione dell idrossialluminato) s 10-2 d a b c Ks 4 [Al(OH) 4 ] [OH ] 10 Al(OH) 10-5 Al + [Al(OH) 4- ] ph [OH ] i [Al(OH) 4 ] Ks [OH ] f [Al(OH) 4 ] Ks A ph 9 [Al(OH) 4 ] 10 2 A ph 6 [Al(OH) 4 ] 10 5 Inizio precipitazione idrossido Fine precipitazione idrossido 16

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