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1 -DISSOCIAZIONE DI ELETTROLITI DEBOLI- AB A B - K C = n" 2 1#" ( )V n( 1"# ) V C = n V $ K C = " 2 C 1#" n" V n" V Legge di Otswald: diminuendo la concentrazione aumenta il grado di dissociazione α per elettroliti molto deboli, cioè con K c <10-4 : K c α 2 C " = K C C 1-α 1

2 -IDROLISI SALINA- SALI: composti ionici e quindi elettroliti forti che derivano dalla reazione di un acido con una base e che in acqua sono completamente dissociati nei loro costituenti SALE PROVENIENTE DALLA REAZIONE DI UN ACIDO FORTE CON UNA BASE FORTE NaCl Na Cl - Le specie ioni che non interagiscono fra loro in soluzione e non perturbano l equilibrio di dissociazione dell acqua Na non lega ioni OH - Cl - non lega ioni H (NaOH è una base forte) (HCl è un acido forte) ph = 7

3 -IDROLISI SALINA- SALE PROVENIENTE DALLA REAZIONE DI UN ACIDO DEBOLE CON UNA BASE FORTE CH 3 COONa CH 3 COO - Na CH 3 COO - H 2 O CH 3 COOH OH - ph>7 [ ] OH " [ ] [ ] = CH COOH 3 CH 3 COO " in soluzione acquosa contemporaneamente si ha : 2H 2 O H 3 OH - K w =[H 3 ][OH - ] => [ OH " ] H 3 [ ]

4 -IDROLISI SALINA- SALE PROVENIENTE DALLA REAZIONE DI UN ACIDO DEBOLE CON UNA BASE FORTE = [ CH 3 COOH]K W CH 3 COO " [ ][ H 3 ] => K A Assumendo che: [CH 3 COO - ] = C s (il sale è completamente dissociato) [CH 3 COOH] = [OH - ] (dall equilibrio d idrolisi) = OH" [ ] 2 OH " [ ] = K A

5 -IDROLISI SALINA- SALE PROVENIENTE DALLA REAZIONE DI UN ACIDO FORTE CON UNA BASE DEBOLE NH 4 Cl NH 4 Cl - NH 4 H 2 O NH 3 H 3 ph<7 [ ] H 3 = NH 3 [ ] [ NH ] 4 Anche in questo caso bisogna considerare: 2H 2 O H 3 OH - K B H 3 [ ] = K B

6 -IDROLISI SALINA- SALE PROVENIENTE DALLA REAZIONE DI UN ACIDO DEBOLE CON UNA BASE DEBOLE CH 3 COONH 4 CH 3 COO - NH 4 K CH 3 COO - i H 2 O CH 3 COOH OH - K NH i 4 H 2 O NH 3 H 3 1. = ph=7, K A = K B 2. Ki > Ki ph>7, K A < K B 3. < ph<7, K A > K B

7 ESERCIZIO 1 Calcolare la concentrazione di HCN ed il ph di una soluzione 0.2M di KCN K A = M KCN K CN - sale di acido debole base forte CN - H 2 O HCN OH - [ OH " ] = K A -considerando che [OH - ]=[HCN], perché si formano tanti ioni OH - quante molecole di HCN e trascurando gli ioni OH- provenienti dalla dissociazione di H 2 O -considerando che [CN - ]=Cs, perché il sale è completamente dissociato [ OH " ] = poh = "log OH " 10 "14 4 #10 " = 2.2 #10"3 M [ ] = 2.65 $ ph =11.35

8 ESERCIZIO 2 Una soluzione acquosa di NH 4 Cl ha ph=5. Calcolare la concentrazione molare di NH 4 Cl sapendo che K B = M NH 4 Cl NH 4 Cl - sale di acido forte base debole NH 4 H 2 O NH 3 H 3 [ H 3 ] = K B [ H 3 ] =10 "5 M K B = 10"14 M #10 "5 M = 5.5 #10"10 M [ = H 3 O ] 2 = ( 10 "5 ) 2 = 0.18M " #10

9 ESERCIZIO 3 La K A dell acido cianidrico (HCN) è M. Calcolare la molarità di HCN, la concentrazione idrogenionica in una sua soluzione in cui risulta dissociato allo 0.01%, ed il ph della soluzione. %di dissociazione = α 100 α=%diss/100=10-4 K A = α 2 = K A " = 4 #10$10 2 = 4 #10 $2 M ( 10 $4 ) 2 HCN H 2 O CN - H 3 (1- α)c αc αc [H 3 ]= αc= = M [ H 3 ] = K A = 4 "10 #10 " 4 "10 #2 = 4 "10 #6 M ph = 5.4

10 ESERCIZIO 4 Calcolare la costante di dissociazione di un acido debole sapendo che è dissociato allo 0.1% e che il ph della sua soluzione è 5. [H 3 ]=10-5 M HA A - H [ ] = H " " = =10#3 (1-α)C αc αc = 10#5 10 #3 =10#2 M [ ] 2 ( ) 2 [ H 3 ] = K A $ K A = H 3 O = 10 #5 =10 #8 M 10 #2

11 ESERCIZIO 5 La costante di dissociazione di NH 3 è a 25 C. Calcolare la molarità e la concentrazione di ioni OH - di una soluzione in cui NH 3 è dissociata all 1.3%. α=1.3/100= C = K B 1.8 #10$5 = 2 " 1.3#10 $2 ( ) 2 = 0.106M [ OH $ ] = "C =1.3 #10 $2 # 0.06 =1.38 #10 $3 M NH 3 H 2 O NH 4 OH - C(1-α) Cα Cα

12 ESERCIZIO 6 Calcolare il grado di dissociazione α dell acido formico (K A = M) alla concentrazione di M. K A = " 2 " 2 = K A " = K A = 2 #10$4 = 0.2 $3 5 #10

13 ESERCIZIO 7 Qual è la concentrazione molare dell acetato di potassio in una soluzione acquosa di questo sale che presenta ph=8.6? (KA dell acido acetico: M) CH 3 COOK CH 3 COO - K CH 3 COO - H 2 O CH 3 COOH OH - poh= = 5.4 => [OH-]= M [ OH " ] K A 3.98 #10 "6 = 10 " #10 " #10 " #10 "9 = $ = 2.85 #10"2 M

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