Acido poliprotico forte H n A n H + + A n- [H + ] = n C 0 ; log[h + ] = log n C 0 ph = - log C 0 log n
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- Ottaviano Ferro
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1 Acido poliprotico forte H n A n H + + A n- [H + ] = n C 0 ; log[h + ] = log n C 0 ph = - log C 0 log n Soluzione contenente una specie acido-base diprotica debole Un acido diprotico è un acido in grado di cedere due protoni; una base diprotica è una base in grado di accettare due protoni. Le costanti di acidità sono quindi due: -H + -H + H 2 A HA - A -2 +H + +H + Le corrispondenti costanti di basicità sono: è praticamente sempre K a1 > K a2 e K b1 > K b2 K a1 x K b2 = K w pk a1 + pk b2 = pk w K b1 x K a2 = K w pk b1 + K a2 = pk w Una coppia acido-base può esser aggiunta in soluzione in 3 modi: una soluzione dell acido H 2 A (o H 2 ACl = H 2 A + + Cl -, o H 2 ACl 2 = H 2 A Cl -, ecc ) una soluzione della base A (o Na 2 A = 2Na + + A 2-, o NaA = Na + + A -, o ecc ) una soluzione dell anfolita HA (o NaHA = Na + + HA -, o HACl = HA + + Cl - ) 5 incognite; [H 3 O + ], [OH ], [H 2 A], [HA], [A], 5 equazioni 1. [H 3 O + ] [OH ] = K w autoprotolisi dell acqua 2. I costante acidità 3. II costante acidità 4. C = [H 2 A] + [HA - ] + [A 2- ] bilancio di materia per A 5. il bilancio protonico ; diverso nei tre casi:
2 H 2 A: H 3 O + + H + livello + 1 H 2 O H 2 A livello 0 OH - - H + HA - livello H + A -2 livello - 2 cede 2 H + [H 3 O + ] = [OH - ] + [HA - ] + 2[A -2 ] A -2 : + H + H 2 A livello + 2 accetta 2 H + H 3 O + + H + HA - livello + 1 H 2 O A -2 livello 0 OH - - H + livello - 1 [H 3 O + ] + [HA - ] + 2[H 2 A] = [OH - ] HA - : H 3 O + + H + H 2 A livello + 1 H 2 O HA - livello 0 OH - - H + A -2 livello - 1 [H 3 O + ] + [H 2 A] = [OH - ] + [A -2 ] Soluzione contenente un acido diprotico H 2 A 1. [H 3 O + ]. [OH ] = K w autoprotolisi dell acqua 2. I costante acidità 3. II costante acidità C 0 = [H 2 A] + [HA - ] + [A 2- ] 4. C 0 [H 2 A] + [HA - ] bilancio di materia [H 3 O + ] = [OH - ] + [HA - ] + 2[A 2 ] 5. [H 3 O + ] [HA] bilancio protonico dalla 4. [H 2 A] = C 0 - [HA - ] ma dalla 5. [H 2 A] = C 0 - [H 3 O + ] sostituzione in 1. ; se l'acido è relativamente concentrato e pk a1 relativamente elevato si approssima [HA - ] nel bilancio di materia: ; ph = ½ pk a - ½ log C;
3 se viceversa l'acido è relativamente diluito e pk a1 relativamente basso si approssima [H 2 A] nel bilancio di materia: [H + ] = C; ph = - log C (formula dell'acido forte). Soluzione contenente una base diprotica 1. [H 3 O + ]. [OH ] = K w autoprotolisi dell acqua 2. I costante basicità 3. II costante basicità C = 2[H 2 A] + [HA - ] + [A 2- ] 4. C [HA] + [A 2- ] bilancio di materia per A [OH-] = [H 3 O + ] + [HA - ] + 2[H 2 A] 5. [OH - ] [HA - ] bilancio protonico se la base è relativamente concentrata e pk b1 relativamente elevato si approssima [HA - ] nel bilancio di materia; e ph = 14 -½ pk b1 - ½ log C se viceversa la base è relativamente diluita e pk b1 relativamente basso si approssima [A -2 ] nel bilancio di materia. [OH - ] = C e ph = 14 - poh (formula della base forte) Soluzione contenente un anfolita HA - + H 2 O A -2 + H 3 O + HA - + H 2 O H 2 A + OH - HA è solitamente molto debole, la K a2 e K b2 sono più piccole delle corrispondenti K a1 e K b1 : [H 2 A] e [A -2 ] sono trascurabili rispetto a [HA - ] nel bilancio di materia di A; il ph non è molto lontano da 7; se la concentrazione stechiometrica di HA è relativamente elevata, è possibile trascurare [H 3 O + ] e [OH ] nel bilancio protonico. [H 3 O + ].[OH ] = K w autoprotolisi dell acqua 1. I costante acidità 2. II costante acidità C = [H 2 A] + [A -2 ] + [HA - ] 3. C [HA - ] bilancio di materia per A [H 3 O + ] + [H 2 A] = [OH - ] + [A -2 ] 4. [H 2 A] [A -2 ] bilancio protonico
4 [H + ] 2 = K a1. K a2 ; ; Diagrammi logaritmici Per tracciare un diagramma logaritmico per una soluzione di una specie acido-base diprotica a concentrazione stechiometrica C 0 è necessario tracciare le curve per il log [H 2 A], il log [HA] e il log [A] sulla "matrice" del diagramma di distribuzione log-log. -H + -H + H 2 A HA - A -2 +H + +H + si considera la ionizzazione di ciascun protone, come equilibrio parziale -H + H 2 A HA - +H + 1. I costante acidità -H + HA - A - +H + 2. II costante acidità 3. [H 3 O + ]. [OH ] = K w autoprotolisi dell acqua 4. C 0 = [H 2 A] + [HA - ] + [A 2- ] bilancio di materia 5. [H 3 O + ] = [HA - ] + 2 [A 2- ] + [OH - ] bilancio di carica 6. [H 3 O + ] =[OH - ] + [HA - ] + 2 [A 2- ] bilancio protonico si definiscono le frazioni molari: H 3 O + + H + livello + 1 H 2 O H 2 A livello 0 OH - - H + HA - livello H + A 2- livello - 2
5 approssimazioni: ph << pk a1 ([H + ] >> K a1 ) pk a1 << ph << pk a2 (K a1 >> [H + ] >> K a2 ) = ph >> pk a2 ([H + ] << K a2 ) = ph = pk a1 ([H + ] = K a1 ) ph = pk a2 ([H + ] = K a2 )
6 log C ph << pk a1 pk a1 << ph << pk a2 ph >> pk a2 ph = pk a1 ph = pk a2 pk a1 = 7; pk a2 = 11, C 0 = ph = pk a1 ph = pk a HA - A ph pk a1 pk a1 ph ph pk a2 pk a2 - ph ph pk a1 pk a2 pk a1 + pk a2 2 ph ph << pk a1 pk a1 << ph << pk a ph ph >> pk a2
7 log C Esempi: Acido debole diprotico, Base debole diprotica; Anfolita (H 2 CO 3 ; K a1 = e K a2 = ) ph Calcolare il ph di una soluzione 0.1 M di H 2 CO 3, H 2 CO 3 H HCO 3 HCO - 3 H CO 3 H 2 O H + + OH - 5 specie, H 2 CO 3, HCO - 3, CO 2-3, H + e OH - 5 equazioni 1. [H 3 O + ]. [OH ] = K w autoprotolisi 2. I costante acidità 3. II costante acidità 4. C 0 = [H 2 A] + [HA - ] + [A 2- ] bilancio di materia 5. [H 3 O + ] = [OH - ] + [HA - ] + 2[A 2- ] bilancio di carica = bilancio protonico I approssimazione: [OH - ] << [HCO - 3 ] e [CO 2-3 ] << [HCO - 3 ] [H + ] = [HCO - 3 ] II approssimazione: [H 2 CO 3 ] >> [HCO - 3 ] >> [CO 2-3 ] C 0 = [H 2 CO 3 ] sostituzione in 1. ( ) dalla I approssimazione: e con la II approssimazione: ; quindi ; = = ; ph = 3.67
8 Calcolare il ph di una soluzione 0.1 M di Na 2 CO 3 Na 2 CO 3 2 Na CO 3 CO H 2 O HCO OH - HCO H + H 2 CO 3 H 2 O H + + OH - 6 specie, Na +, H 2 CO 3, HCO - 3, CO 2-3, H + e OH -, 6 equazioni [H 3 O + ]. [OH ] = K w autoprotolisi 4. [H + ] + [Na + ] = [OH ]+ [HCO - 3 ] + 2 [CO 2-3 ] bilancio di carica 5. C 0 = ½[Na + ] = [H 2 CO 3 ] + [HCO - 3 ] + [CO 2-3 ] bilancio di materia 6. [H 3 O + ] + [HCO - 3 ] + 2[H 2 CO 3 ] = [OH - ] bilancio protonico I approssimazione: [HCO - 3 ] >> [H + ] e [HCO - 3 ] >> [H 2 CO 3 ] [OH - ]= [HCO - 3 ] II approssimazione: [HCO - 3 ] << [CO 2-3 ] C 0 = [CO 2-3 ] sostituzione in 1. ( dalla I approssimazione: e con la II approssimazione: ; ; = , poh = 2.33; ph = Calcolare il ph di una soluzione 0.1 M di NaHCO 3 NaHCO 3 Na HCO 3 HCO H 2 O H 2 CO 3 + OH - HCO H 2 O CO 2-3 +H 3 O + H 2 O H + + OH - 6 specie, Na +, H 2 CO 3, HCO - 3, CO 2-3, H + e OH -, 6 equazioni [H 3 O + ]. [OH ] = K w autoprotolisi 4. [H + ] + [Na + ] = [OH ]+ [HCO - 3 ] + 2 [CO 2-3 ] bilancio di carica
9 5. C 0 = [Na + ] = [H 2 CO 3 ] + [HCO - 3 ] + [CO 2-3 ] bilancio di materia 6. [H + ] + [H 2 CO 3 ] = [OH - ] + [CO 2-3 ] bilancio protonico la specie predominante nell intervallo 7 11 di ph è certamente HCO - 3, in questa zona vale: I approssimazione: [H 2 CO 3 ] >> [H + ] e [CO 2-3 ] >> [OH - ] [H 2 CO 3 ]= [CO 2-3 ] II approssimazione: [HCO - 3 ] >> [CO 2-3 ] e [HCO - 3 ] >> [H 2 CO 3 ] C 0 = [HCO - 3 ] dalla si ricava [CO 3 2- ] dal bilancio protonico quindi * dalla si ricava il rapporto ma si risolve con [H + ] quale incognita, quindi si sostituisce in *, = ; ph = 8.35 Se nell intervallo considerato di ph il log C 0 dell anfolita HA - si abbassa avvicinandosi alle rette [H + ] e [OH - ] è necessario risolvere esattamente a partire dal bilancio protonico non approssimato [H + ] + [H 2 A] = [OH - ] + [A 2- ] dalla dalla moltiplico per ma dal bilancio di materia, II approssimazione C 0 = [HA - ], quindi oppure risolvere graficamente tracciando le rette: log ([H + ] + [H 2 A] e log ([OH - ] + [A -2 ] e determinare il punto in cui si incrociano.
10 Soluzione contenente una specie acido- base triprotica La K a dissociazione dei vari acidi vengono numerate a partire da quella dell acido più protonato (K a1 > K a2 >. K an ). H 3 A + H 2 O H 3 O + + H 2 A H 2 A + H 2 O H 3 O + + HA HA + H 2 O H 3 O + + A La K b dissociazione delle varie deprotonata (K b1 > K b2 >. K bn ). A + H 2 O OH - + HA HA + H 2 O OH - + H 2 A H 2 A + H 2 O OH - + H 3 A K a1 K a2 K a3 basi vengono numerate a partire da quella della base più K b1 K b2 K b3 La relazione tra le costanti è la seguente: K a 1. K b3 = K a2. K b2 = K a3. K b1 = K w Trattamento Algebrico: Si fanno considerazioni simili per le specie diprotiche in soluzione. Diagrammi logaritmici Si considera la ionizzazione di ciascun protone come equilibrio parziale: H 3 A H + + H 2 A - 1) H 2 A - H + + HA 2-2) HA 2- H + + A 3-3) H 2 O H + + OH - 4) 5) 6) La ionizzazione può esser considerata a stadi se le costanti, K 1, K 2, K 3, sono sufficientemente diverse (almeno 1000 volte) si definiscono le frazioni molari ( ):
11 ph << pk1; [H+] >> K1
12 pk 1 << ph << pk 2 ; K 1 >> [H + ] >> K 2 pk 2 << ph << pk 3 ; K 2 >> [H + ] >> K 3 ph >> pk 3 ; [H + ] << K 3 ph << pk 1 [H + ] >> K 1 pk 1 << ph << pk 2 K 1 >> [H + ] >> K 2 pk 2 << ph << pk 3 K 2 >> [H + ] >> K 3 ph > pk 3 [H + ] << K ph = pk 1 ph = pk 2 ph = pk 3-0,301-0,301-0,301-0,301-0,301-0,301
13 diagramma: pk a1 = 4; pk a2 = 8; pk a3 = 12 ascisse (ph) ordinate (log) ph = pk = = ph + pk = = = ph + pk 1 + pk = = ph + pk 1 + pk 2 + pk 3 ascisse (ph) ordinate (log) = = = - 1 ph - pk ph = pk ph = pk = = ph + pk = = ph + pk 2 + pk = - 8 ascisse (ph) ordinate (log) = = = ph - pk 1 - pk ph = pk = = - 2 ph pk = ph = pk = ph + pk = - 2
14 log C ascisse (ph) ordinate (log) = = = = = = ph - pk 1 - pk 2 - pk 3 2 ph - pk 2 - pk = - 3 ph - pk = ph = pk pk a1 = ph pk a2 = ph pk a3 = ph ph - pk a1 pk a2 - ph ph pk a2 3pH -- pk a3 pk a2 - ph pk a1 - ph pk a2 + pk a3-2ph pH - pk a2 -- pk a3 pk a1 + pk a2-2ph -9 2pH - pk a1 - pk a pH - pk a1 - pk a2 -- pk a ph = H 3 A; = H 2 A - ; = HA 2- ; = A 3-
15 log C se [H 3 A] = [HA -2 ]; ; se [H 2 A - ] = [A 3- ]; Esempio Acido debole triprotico, Base debole triprotica; 2 Anfoliti (H3PO4, K 1 = ; K 2 = ; K 3 = ) H 2 PO 4 - PO 4 3- HPO 4-2 H 3 PO ph Calcolare il ph di una soluzione 0.1 M di H 3 PO 4, H 3 PO 4 H H 2 PO 4 H 2 PO - 4 H HPO 4 HPO -2 4 H PO 4 H 2 O H + + OH - 6 specie, H 3 PO 4, H 2 PO - 4, HPO -2 4, PO 3-4, H + e OH -, 6 equazioni I costante acidità II costante acidità III costante acidità [H 3 O + ]. [OH ] = K w autoprotolisi
16 C 0 = [H 3 PO 4 ] + [H 2 PO - 4 ] + [HPO -2 4 ] + [PO 3-4 ] bilancio di materia [H + ] = [OH - ] + [H 2 PO - 4 ] + 2[HPO -2 4 ] + 3[PO 3-4 ]bilancio di carica = bilancio protonico K a1 = ( pk a1 = 1.96); K a2 = ( pk a2 = 7.12);K a3 = ( pk a3 = 12.32) I approssimazione: [H 2 PO - 4 ] >> [HPO -2 4 ], [H 2 PO - 4 ] >> [PO 3-4 ] e [H 2 PO - 4 ] >> [OH - ] [H + ] = [H 2 PO - 4 ] II approssimazione: [H 3 PO 4 ] [H 2 PO - 4 ], [H 3 PO 4 ] >> [HPO -2 4 ] e [H 3 PO 4 ] >> [PO 3-4 ] C 0 = [H 3 PO 4 ] + [H 2 PO - 4 ], quindi [H 3 PO 4 ] = C 0 - [H + ] sostituzione in 1. ( ) dalla I approssimazione: e con la II approssimazione: ; ph = 1.55 Calcolare il ph di una soluzione 0.1 M di Na 3 PO 4 Na 3 PO 4 3 Na PO 4 PO H 2 O HPO OH - HPO H + H 2 PO - 4 ; HPO H 2 O H 2 PO OH - H 2 PO H + H 3 PO 4 H 2 O H + + OH - 7 specie, Na +, H 3 PO 4, H 2 PO - 4, HPO -2 4, PO 3-4, H + e OH -, 7 equazioni costante d idrolisi II costante acidità I costante acidità [H 3 O + ]. [OH ] = K w autoprotolisi C 0 =1/3 [Na + ] = [H 3 PO 4 ] + [H 2 PO - 4 ] + [HPO -2 4 ] + [PO 3-4 ] bilancio di materia [Na + ] + [H + ] = [OH - ] + [H 2 PO - 4 ] + 2[HPO -2 4 ] + 3[PO 3-4 ] bilancio di carica [OH - ] = [H + ] + [HPO -2 4 ] +2[H 2 PO - 4 ] + 3[H 3 PO 4 ] bilancio protonico I approssimazione: [HPO -2 4 ] >> [H 2 PO - 4 ], [HPO -2 4 ] >> [H + ] e [HPO -2 4 ] >> [H 3 PO 4 ] [OH - ] = [HPO -2 4 ] II approssimazione: [PO 3-4 ] [HPO -2 4 ], [PO 3-4 ] >> [H 2 PO - 4 ] e [PO 3-4 ] >> [H 3 PO 4 ] C 0 = [HPO -2 4 ] + [PO 3-4 ]
17 quindi [PO 4 3- ] = C 0 - [OH - ] sostituzione in ; poh = 1.44; ph = Calcolare il ph di una soluzione 0.1 M di Na 2 HPO 4 Na 2 HPO 4 2 Na HPO 4 HPO H 2 O H 2 PO OH - 1. HPO 4 2- H + + PO H 2 PO H + H 3 PO [H 3 O + ]. [OH ] = K w autoprotolisi 5. C 0 =1/2 [Na + ] = [H 3 PO 4 ] + [H 2 PO - 4 ] + [HPO -2 4 ] + [PO 3-4 ] bilancio di materia 6. [Na + ] + [H + ] = [OH - ] + [H 2 PO - 4 ] + 2[HPO -2 4 ] + 3[PO 3-4 ] bilancio di carica 7. [OH - ] + [PO 3-4 ] = [H + ] + [H 2 PO - 4 ] + 2[H 3 PO 4 ] bilancio protonico la specie predominante nell intervallo 8 12 di ph è certamente HPO -2 4, in questa zona vale: I approssimazione: [OH - ] [PO 3-4 ], [H 2 PO - 4 ] >> [H + ] e [H 2 PO - 4 ] >> [H 3 PO 4 ] [OH - ] + [PO 3-4 ] = [H 2 PO - 4 ] II approssimazione: bilancio di materia: [HPO -2 4 ] >> [H 2 PO - 4 ],[HPO -2 4 ] >> [PO 3-4 ] e [HPO -2 4 ] >> [H 3 PO 4 ] [HPO -2 4 ] = C 0 quindi, dalla sostituzione nel bilancio protonico = sostituzione in 1.
18 poh = 4,32; ph= 14 poh = 9,67 Se nel bilancio protonico si può approssimare anche [OH - ]: ; ph = 9.72 Calcolare il ph di una soluzione 0.1 M di NaH 2 PO 4 NaH 2 PO 4 Na H 2 PO 4 H 2 PO H 2 O H 3 PO 4 + OH - costante d idrolisi H 2 PO H 2 O HPO H 3 O + II costante acidità HPO 2-4 H PO 4 III costante acidità [H 3 O + ]. [OH ] = K w autoprotolisi C 0 = [Na + ] = [H 3 PO 4 ] + [H 2 PO - 4 ] + [HPO -2 4 ] + [PO 3-4 ] bilancio di materia [Na + ] + [H + ] = [OH - ] + [H 2 PO - 4 ] + 2[HPO -2 4 ] + 3[PO 3-4 ]bilancio di carica [H + ] + [H 3 PO 4 ] = [OH - ] + [HPO -2 4 ] + 2[PO 3-4 ] bilancio protonico la specie predominante nell intervallo 2 7 di ph è certamente HPO -2 4, in questa zona vale: I approssimazione: bilancio protonico: [H + ] [H 3 PO 4 ], [HPO -2 4 ] >> [OH - ] e [HPO -2 4 ] >> [PO 3-4 ] [H + ] + [H 3 PO 4 ] = [HPO -2 4 ] II approssimazione: bilancio di materia:[h 2 PO - 4 ] >> [H 3 PO 4 ], [ H 2 PO - 4 ] >> [HPO -2 4 ] e [H 2 PO - 4 ] >> [PO 3-4 ] [H 2 PO - 4 ] = C 0 quindi, dalla sostituzione nel bilancio protonico dalla si ricava
19 sostituzione nel bilancio protonico, sapendo che [H 2 PO 4 - ] = C 0 si moltiplica per ph = 4.56 Se nel bilancio protonico è possibile approssimare anche [H + ]: ; ph = 4.54
; ph = 7. Tale ph è detto "di neutralità" ed è valido a 25 C. Le soluzioni a ph minore di 7 sono definite acide, quelle a ph maggiori di 7 basiche.
EQUILIBRI ACIDO-BASE Trattamento algebrico Acidi e basi Nelle trattazioni elementari delle reazioni acido-base in ambiente acquoso il processo a seguito del quale un dato acido dà luogo alla formazione
Sali di acidi deboli. acido debole + base forte. Na A Na + + A - A - + H 2 O HA + OH - H 2 O H + + OH -
Sali di acidi deboli acido debole + base forte A - + H 2 O HA + OH - Na A Na + + A - H 2 O H + + OH - OH - [Na + ] + [H + ] = [A - ] + [OH - ] 1. bilancio di carica [Na + ] = C = [HA] + [A - ] 2. bilancio
EQUILIBRI ACIDO-BASE Trattamento grafico Diagrammi Logaritmici Costruzione della matrice comune a tutti i diagrammi logaritmici: Per definizione, log [H 3 O + ] = ph e log [OH ] = ph 14, per cui log [H
Teoria di Arrhenius: sono acide (basiche) tutte quelle sostanze che, poste in acqua, sono capaci di dissociarsi formando ioni H + (OH - ).
ACIDI, BASI e ph Teoria di Arrhenius: sono acide (basiche) tutte quelle sostanze che, poste in acqua, sono capaci di dissociarsi formando ioni H + (OH - ). Teoria di Brönsted-Lowry: un acido (base) è una
SOLUZIONI derivate da: Acido debole/ sale (CH 3 COOH/CH 3 COONa) Base debole/ suo sale (NH 4 OH/NH 4 Cl)
Soluzioni Tampone Si definiscono soluzioni tampone quelle soluzioni in grado di mantenere pressoché costante il proprio ph per aggiunta di una ragionevole quantità di acido o di base forte o per moderata
Acidi e basi di Lewis
Gli acidi e le basi Acidi e basi di Lewis Acidi di Lewis= specie che possono accettare in compartecipazione una coppia di elettroni da un altra specie. Base di Lewis = specie che può cedere in compartecipazione
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ACIDI MONOPROTICI DEBOLI HB + H 2 O H 3 O + + B - costante K a concentrazione C a Essendo l acido debole HB non si dissocerà completamente e all equilibrio avremo HB + H 2 O H 3 O + + B - 2H 2 O H 3 O
EQUILIBRI IN SOLUZIONE
EQUILIBRI IN SOLUZIONE Tra tutti i solventi l acqua è quello che maggiormente favorisce la dissociazione elettrolitica. Gli equilibri in soluzione costituiscono quindi una classe di reazioni molto importanti.
Teoria di Lewis. Un acido di Lewis è una specie chimica che può formare un legame covalente accettando una coppia di elettroni da un altra specie.
Teoria di Lewis Spiega perché alcune reazioni hanno proprietà acidobase pur non avendo idrogeni. Nella teoria di Lewis le reazioni acido-base hanno come protagonista la messa in condivisione di una coppia
Equilibri ionici in soluzione acquosa
Equilibri ionici in soluzione acquosa L acqua anche se purissima rivela una conducibilità elettrica molto piccola che indica la presenza di ioni. Infatti una ridottissima frazione di molecole è dissociata
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Costante di dissociazione acida e grado di dissociazione K a nαnα = Vn(1 α) = n V 2 α (1 α) = 2 cα (1 α) c : concentrazione analitica = rapporto tra numero di moli iniziali dell acido e V della soluzione
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Equilibri ionici in soluzione Misura sperimentale del K W Conducibilità dell acqua a T=18 C χ = 3.84*10-8 Ω -1 cm -1 Sono noti λ o (H 3 O ) = 315 Ω -1 cm 2 ; λ o - (OH - ) = 174 Ω -1 cm 2 quindi Λ = 489
SOLUZIONI TAMPONE SOLUZIONI TAMPONE
SOLUZIONI TAMPONE Le soluzioni tampone (o tamponi) sono costituite da: un acido debole e un suo sale (tampone acido) oppure una base debole e un suo sale (tampone basico) Una soluzione di un acido debole
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Equilibri ionici in soluzione Misura sperimentale del W Conducibilità dell acqua a T18 C χ.84*10 8 Ω 1 cm 1 Sono noti λ o 15 Ω 1 cm 2 ; λ o 174 Ω 1 cm 2 ; Λ 489 Ω 1 cm 2 Si consideri l elettrolita H 2
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Valitutti, Falasca, Tifi, Gentile Chimica concetti e modelli.blu 2 Capitolo 22 Acidi e basi si scambiano protoni 3 Sommario 1. Le teorie sugli acidi e sulle basi 2. La ionizzazione dell acqua 3. La forza
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