Argomento 6 Equilibri in soluzione 1. Acidi e basi

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1 Argomento 6 quilibri in soluzione 1. Acidi e basi

2 lettroliti in soluzione Un elettrolita è un composto che ionizza in solventi polari (H O) dissociandosi nei suoi costituenti NON elettroliti (molecole isolate) s. saccarosio lettroliti deboli (molecole o sali poco dissociati,) s. CH COOH, CdSO 4 lettroliti forti (molecole o sali completamente dissociati) s. HCl, NaCl

3 Acidi e basi forti (Arrhenius)

4 Calcolo delle concentrazioni degli ioni Calcolare la concentrazione molare degli ioni Ba + e OH in una soluzione 0.00 M di idrossido di bario BaOH è una base forte e si dissocia completamente in acqua H O Ba(OH) (s) Ba + + OH [Ba(OH) ] [Ba + ] [OH ] Conc. niziale 0.00 ariazione Conc. Finale [Ba + ] = 0.00 M [OH ] = M

5 Teoria acidobase di Brönsted Acido donatore di H +, base accettore di H + Acido Base Base coniugata Acido coniugato

6 L autoionizzazione dell acqua H O H O OH K w [HO ][OH ] [HO ][OH ] [H O] 14 Anche se calcolata per l acqua pura a 5 C, l espressione è valida per le soluzioni acquose diluite ([soluto]< 1 M) 7 [HO ]=[OH ] M ph=log [HO ] ph poh 14.00

7 corrosivo birra vino corrosivo

8 Calcolo del ph di una soluzione di un acido forte Calcolare il ph di una soluzione ottenuta da 50.7 ml di HCl concentrato (7.0% in peso, d= g/ml) e acqua fino ad un volume finale di 1.00 l. 1. Si calcolano i g di HCl contenuti in 50.7 ml di acido concentrato. Tramite la massa molecolare si calcolano le moli corrispondenti g 50.7 ml g soluzione ml 7.0 g HCl 60. g. g HCl 100 g soluzione 1mol HCl.g HCl 0.61 mol HCl 6.46 g HCl. Si calcola la concentrazione nel volume finale. Poiché HCl è un acido forte (HCl + H O H O + + Cl ) la concentrazione di HCl sarà pari alla concentrazione di [H O + ] 0.61 mol HCl 0.61 M 1.00 l HCl + H O H O + + Cl Si calcola il ph ph log[h O ] log

9 Calcolo del ph di una soluzione di una base forte Calcolare il ph di una soluzione 1.4 x 10 M di Ba(OH). 1. Si scrive la reazione di dissociazione bilanciata Ba(OH) H O Ba OH. Dalla stechiometria di reazione si vede che ogni mole di Ba(OH) si dissocia per dare moli di OH [OH ] [Ba(OH) ] M. Si calcola la concentrazione di [OH] attraverso la K w K w [H O ].6810 [OH 14 ][H O.710 ] 1 M 1 4. Si calcola il ph ph log[h O ] log(.710 ) 1. 48

10 Calcolo della concentrazione di un acido forte a partire dal ph Una soluzione di HCl ha ph=.1. Calcolare la concentrazione molare dell acido. ph log[h O ] [HO ]= M HCl + H O H O + + Cl [HCl] [H O + ] [Cl ] 7.5x x x x x x10 4

11 Calcolo del ph di una soluzione molto diluita di un acido forte Calcolare il ph di una soluzione 1.00x10 7 M di HNO HNO è un acido forte e reagisce completamente con H O secondo la reazione: HNO + H O H O + + NO Trascurando la dissociazione dell acqua: [H O + ]= 1.00x10 7 da cui ph=7.00 soluzione neutra! Per risolvere il problema in modo esatto bisogna considerare l equilibrio di dissociazione dell acqua. H O H O OH L equilibrio di dissociazione dell acqua viene retrocesso dalla presenza di ioni H O + derivanti dalla dissociazione dell acido forte. H O H O + + OH 1. Si costruisce la tabella per l equilibrio di dissociazione di H O e si inserisce come concentrazione iniziale di H O + quella derivante dalla dissociazione dell acido forte. La concentrazione dell acqua è costante e non entra nell espressione della Kw. [H O + ] [OH ] 1.00x x +x +x 1.00x x x

12 Calcolo del ph di una soluzione molto diluita di un acido forte. Si sostituiscono i valori delle concentrazioni all equilibrio nell espressione della K w e si risolve l equazione di secondo grado in funzione di x K w [H O ][OH ] ( ) x x x xx x Si sostituisce il valore di x nella tabella e si calcolano le concentrazioni all equilibrio [H O [OH ] ] M M ph log[h O ] log( ) Si calcola il ph. l ph è leggermente acido come atteso.

13 Calcolo del ph di una soluzione di un acido debole monoprotico. Calcolare il ph di una soluzione 0.00 M di HNO (K a =4.6x10 4 ) 1. Scrivere l equazione bilanciata ed impostare la tabella. La concentrazione di ioni H O + è posta uguale a zero in quanto l autoionizzazione dell acqua produce una quantità trascurabile di H O + HNO + H O H O + + NO [HNO ] [H O + ] [NO ] Si rappresenta la variazione nella concentrazione di H O + con la variabile x. Definire la variazione in concentrazione degli altri reagenti e prodotti sempre in termini di x rispettando la stechiometria della reazione bilanciata HNO + H O H O + + NO [HNO ] [H O + ] [NO ] x +x +x

14 Calcolo del ph di una soluzione di un acido debole monoprotico.. Sommare ciascuna colonna per determinare le concentrazioni all equilibrio in funzione di x HNO + H O H O + + NO [HNO ] [H O + ] [NO ] x +x +x 0.00x +x +x 4. Sostituire le concentrazioni ricavate dalla tabella al punto nell espressione della K a. La x è trascurabile, come verificato confrontando il valore ottenuto con il numero a cui doveva essere sottratta. Perché l approssimazione sia valida questo rapporto dev essere 5% 4 [HO ][NO [HNO ] 4 x x [H O ] K a % ] x (0.00 x) erifica della validità dell approssimazione i K 10 a 5. Calcolare il ph ph log[h O ] log( ). 0

15 Calcolo della Ka noto il ph di una soluzione di un acido debole monoprotico. Una soluzione M di un acido debole HA ha ph=4.5. Trovare la K a dell acido. 1. Ricavare dal valore di ph la concentrazione all equilibrio di [H O + ], quindi scrivere la reazione bilanciata e preparare la tabella ph log[h O [H O ] ] M HA + H O H O + + A [HA] [H O + ] [A ] x10 5 HA + H O H O + + A. nserire la variazione nella concentrazione di reagenti e [HA] [H O + ] [A ] prodotti rispettando la stechiometria della reazione bilanciata 5.6x x x x10 5

16 Calcolo della Ka noto il ph di una soluzione di un acido debole monoprotico.. Determinare le concentrazioni all equilibrio e sostituire nell espressione della K a HA + H O H O + + A [HA] [H O + ] [A ] x x x x x x10 5 K a [H O ][A ] (5.610 ) [HA] ( )

17 Calcolo della percentuale di dissociazione. Calcolare la percentuale di dissociazione di una soluzione 0.10 M di acido acetico CH COOH (K a =1.8x10 5 ). % di dissociazione 1. Scrivere l equazione bilanciata quindi impostare la tabella [CH COO ] [CH COOH] 100 CH COOH + H O CH COO + H O + [CH [CH [H O + COO COOH] ] ] 0.10 x 0.10x x + x x x. Calcolare le concentrazioni all equilibrio usando l espressione della K a K a [HO ][CHCOO ] x [CH COOH] (0.100 x) x M % di dissociazione % 0.1M. Calcolare il % di dissociazione

18 Calcolo della concentrazione iniziale di una base debole monoprotica noto il ph e la Kb. l ph di una soluzione di NH è Calcolare la molarità della soluzione. (K b =1.8x10 5 ) 1. Scrivere l equazione bilanciata e sulla base del ph determinare la concentrazione di OH all equilibrio. l ph è riferito alla [H O + ] da cui si passa a [OH ] tenendo conto dell equilibrio di dissociazione dell acqua. NH H O NH OH 4 ph log[h O ] [H O ] Kw [OH ].10 1 [H O ].1610 M M. mpostare la tabella utilizzando le concentrazioni all equilibrio ricavate al punto 1 e imponendo x la concentrazione iniziale di NH. NH H O NH OH 4 [NH ] [NH 4+ ] [OH ] x x10 +.x10 +.x10 x.x10 +.x10.x10

19 Calcolo della concentrazione iniziale di una base debole monoprotica noto il ph e la Kb.. Ricavare x dall espressione della K b. Poiché NH è una base debole sappiamo che solo una piccola frazione reagisce per dare OH. Si puo assumere che.x10 <<x, quindi (x.x10 ) può essere approssimato a x K b [NH ][OH ] (.10 ) (x.10 ) (.10 ) x x 0.57M 4 [NH ] (x.10 ) x

20 Calcolo del ph di una soluzione di un acido debole biprotico 1. Calcolare la concentrazione delle specie all equilibrio in una soluzione M di H S. H S è un acido bibrotico con costanti di dissociazione K 1 =1.1x10 7 e K =1 x Si scrivono gli equilibri di dissociazione relativi alle due K. Dal piccolo valore di K 1 si evince che la quantità di ioni HS in soluzione sarà piccola. La concentrazione degli ioni S sarà molto bassa perché deriva dalla già piccola quantità di HS e perché la K è sette ordini di grandezza minore della K 1. Per gli stessi motivi la quantità di ioni H O + derivanti dal secondo equilibrio sarà trascurabile rispetto alla quantità che deriva dal primo equilibrio. n questo caso i due equilibri possono essere trattati separatamente. H S H HS H O H O O H O HS S K K

21 Calcolo del ph di una soluzione di un acido debole biprotico 1.. Si considera il primo equilibrio di dissociazione impostando la tabella H S + H O H O + + HS [H S] [H O + ] [HS ] x 0.100x x +x +x +x. Si ricava la x inserendo i valori delle concentrazioni all equilibrio nell espressione della K 1. trascurando la x nella differenza. K x [HO ][HS [H S] 4 ] x (0.100 x) 4. Sostituendo il valore di x nella tabella al punto si calcolano le concentrazioni relative al primo equilibrio [H S] = 0.100x = M [H O + ] = [HS ] = 1.0 x 10 4 M

22 Calcolo del ph di una soluzione di un acido debole biprotico Si considera il secondo equilibrio di dissociazione impostando la tabella inserendo come concentrazioni iniziali di H O + e HS quelle derivate dal primo equilibrio HS + H O H O + + S [HS ] [H O + ] [S ] 1.0 x x x +x +x 1.0 x 10 4 x 1.0 x x +x 6. Si ricava la x inserendo i valori delle concentrazioni all equilibrio nell espressione della K. trascurando la x nella somma e nella differenza. K 110 x [HO ][S [HS ] ] ( ( x) x x) 7. Si calcolano le concentrazioni complessive di tutte le specie sulla base dei due equilibri [H S] = M [H O + ] = 1.0 x x = 1.0 x 10 4 M [HS ] = 1.0 x x = 1.0 x 10 4 M [S ] = 1.0 x M

23 Calcolo del ph di una soluzione di acido solforico Calcolare la concentrazione delle specie all equilibrio in una soluzione 0.17 M di H SO 4. H SO 4 è un acido bibrotico la cui prima dissociazione è completa. La costante relativa alla seconda dissociazione è K=1.x10 1. Si scrivono gli equilibri di dissociazione presenti nella soluzione. l primo equilibrio è completamente spostato verso destra. Non c e in soluzione acido indissociato. H SO H O H O HSO 4 4 HSO H O H O SO K Si scrivono le concentrazioni relative alla prima dissociazione (acido forte) [H SO 4 ]=0 [HSO 4 ]=[H O + ]= 0.17 M. Si imposta la tabella relativa al secondo equilibrio ricordando che le concentrazioni iniziali di [HSO 4 ] e [H O + ] sono quelle derivanti dalla prima dissociazione. HSO 4 + H O H O + + SO 4 [HSO [H O + ] [SO 4 ] 4 ] 1.7 x x x +x +x 1.7 x 10 1 x 1.7 x x +x

24 Calcolo del ph di una soluzione di acido solforico 4. Si ricava x dalla costante di equilibrio. Dati i valori numerici del problema (K relativamente grande) non è possibile scartare la x nella somma e nella differenza e si deve risolvere l equazione quadratica. [H O ][SO ] ( xx ) K [HSO ] ( x) Scartando x nella somma e nella differenza: x % > 5% L approssimazione NON è valida ( x) ( ) x x x x x Si ricavano le concentrazioni [HSO 4]=0 all equilibrio di tutte le specie [HSO ]= [H O ]= [SO ]= M M M

25 Calcolo della concentrazione iniziale di un acido debole biprotico noti ph e Ka. Calcolare la concentrazione iniziale di una soluzione di CO avente ph= CO è un acido bibrotico con costanti di dissociazione K 1 =4.0x10 7 e K =5.61 x Si scrivono gli equilibri di dissociazione relativi alle due K. Le due costanti sono sufficientemente diverse perchè gli ioni H O + derivanti dal secondo equilibrio possano essere trascurati rispetto a quelli derivanti dal primo equilibrio. Dal ph della soluzione si ricava la concentrazione di ioni H O + all equilibrio. CO H O H O HCO K HCO H O H O CO K ph log[h O ] [HO ] M. Si imposta la tabella relativa la primo equilibrio di dissociazione. CO + H O H O + + HCO [CO ] [H O + ] [HCO ] x x x x10 5 x8.91x x x10 5

26 Calcolo della concentrazione iniziale di un acido debole biprotico noti ph e Ka. 4. Si ricava x dall espressione della prima costante di equilibrio, corrispondente alla concentrazione iniziale di CO. K x x [CO ] i [H O ][HCO ] ( ) [CO ] ( ) M

27 Una soluzione M della base debole BH ha ph 1.0. Calcolare quanti ml di H O bisogna aggiungere a ml di tale soluzione perché il ph diventi uguale a Si considerino i volumi additivi 1) Con i dati della prima soluzione calcolo la K b ) Con la K b ed il ph calcolo la concentrazione iniziale della seconda soluzione ) Ho le concentrazioni della prima e della seconda soluzione faccio una diluizione 1) Si imposta la tabella per questo equilibrio [OH BH +H O BH + + OH ph log[h [H O ] 10 O K w ] [H O ph 10 ] ] *10 4.6* M BH + H O BH + + OH M [BH] [BH + ] [OH ]

28 K [BH ][OH ] b 9.* 10 [H O [OH [BH] ph log[h ] 10 O ph K w ] [H O 10 ] ] * * M 0.00M ) Calcolo la concentrazione iniziale della seconda soluzione [BH] [BH + ] [OH ] x x K b [BH ][OH [BH] x 0.014M ] *10 x ) Diluizione M 1 1 =M 0.5M * 0.15L= 0.014M * = 5.6L HO = 5.6L0.15L=5.1L

29 ndicatori di ph Hn H O HO n ph di viraggio = ph in corrispondenza del quale la concentrazione della forma protonata Hn è uguale a quella della forma deprotonata n K Hn = [Hn]=[n ] K pk [HO ][n ] [Hn] =[H O ] Hn viraggio Hn ph viraggio

30 L intervallo di viraggio indica l entità della variazione di ph necessaria perché l occhio possa distinguere la variazione di colore [n ] 10 [Hn] K [HO ][n ] Hn = [H O ] 10 [Hn] pk ph 1 Hn Colore tipico della forma basica [Hn] [n ] K Hn 10 [HO ][n ] [HO ] = [Hn] 10 pk ph 1 Hn Colore tipico della forma acida

31 Rosso di Metile intervallo di viraggio 4.<pH<6. Blu di bromotimolo intervallo di viraggio 6<pH<8 Fenolftaleina intervallo di viraggio 8.<pH<10.0

32 iraggio di indicatori Ad una soluzione 1.70x10 M di HCl viene addizionata una goccia di blu di timolo. Sapendo che il blu di timolo ha K Hn =.x10 che la forma acida è di colore rosso e che la forma dissociata è di colore giallo, dire quale colore assume la soluzione e calcolare il valore del rapporto [n ]/[Hn] 1. Si scrive l equilibrio di dissociazione dell indicatore e si sostituisce la concentrazione di ioni [H O + ] in soluzione nell espressione della K Hin. ssendo HCl un acido forte (completamente dissociato) la concentrazione all equilibrio è pari alla concentrazione iniziale.. Si calcola il rapporto [n ]/[Hn]. Poiché è >10 prevale la forma dissociata gialla Hn H O K Hn =.10 = [n ] 1 [Hn] HO n [HO ][n ] [Hn] [ ][n ] [Hn] Colore giallo

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