Soluzioni Acido Base Definizione di Brønsted
|
|
- Nicoletta Gianni
- 7 anni fa
- Visualizzazioni
Transcript
1 acido + base sale + acqua
2 Soluzioni Acido Base Definizione di Brønsted acido: sostanza capace di donare protoni* HCl + H 2 O Cl + H 3 O + * In soluzione, il protone esiste in forma idratata (H 3 O + ) (ione idrossonio) + + base: sostanza capace di accettare protoni NH 3 + H 2 O NH OH + + un acido è in grado di manifestare la propria acidità solo in presenza di una base e viceversa il protone può essere scambiato anche in soluzioni non acquose le basi non sono costituite solo dagli idrossidi, ma da tutte le sostanze capaci di legare un protone
3 La struttura del protone in acqua Il protone H + in acqua non può esistere come tale, ma risulta legato a più molecole di acqua dando luogo ad uno ione H(H 2 O) n + (il protone non è più distinguibile dagli altri atomi di idrogeno) H 3 O +
4 HA + B BH + + A Acido 1 Base 2 Acido Coniugato 2 Base Coniugata 1 Per questo tipo di reazioni può essere considerata una costante di equilibrio il cui valore numerico dà indicazioni circa la forza relativa delle due coppie coniugate Per forza di un acido si intende la sua capacità a cedere in maniera più o meno quantitativa il suo protone alla base La base è tanto più forte quanto maggiore è la sua capacità ad accettare il protone Tanto più forte è l acido HA tanto più debole è la sua base coniugata A - Se la base B è l acqua bisogna considerare che è abbastanza forte, relativamente a molti acidi forti come ad esempio HCl, HNO 3, HClO 4 reagisce in modo completo con essi e non è possibile distinguere la forza di questi acidi effetto livellante dell acqua
5 Tipi di acidi e basi Gli acidi forti sono completamente ionizzati in acqua HNO 3 + H 2 O > H 3 O + + NO 3 Le basi forti sono completamente ionizzate in acqua NaOH + H 2 O > Na + + OH α 1 Gli acidi deboli sono parzialmente ionizzati in acqua CH 3 COOH + H 2 O H 3 O + + CH 3 COO Le basi deboli sono parzialmente ionizzate in acqua 0 < α < 1 NH 3 + H 2 O NH OH Acidi monoprotici: HCl, HNO 3, HCN, CH 3 COOH Acidi diprotici: H 2 SO 4 Acidi triprotici: H 3 PO 4 anche per le basi
6 Proprietà acido-base dell'acqua H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH [ ] H O + H O H O H + + H O - auto-protolisi H base H acido acido H coniugato base coniugata a 25 C d(h 2 O)=0,9971 g/cm 3 K c [H 2 O] 2 = K w =[H 3 O + ] [ OH ] =1, K w =[H 3 O + ] [ OH ] =1, [H 3 O + ]=[ OH ] =1, mol/litro acqua pura
7 Se [H 3 O + ] > 10-7 M la soluzione acquosa è acida Se [H 3 O + ] < 10-7 M la soluzione acquosa è alcalina o basica [H 3 O + ] = K w /[OH - ] [OH - ] = K w /[H 3 O + ] ph = poh = 7 soluzione neutra PH < 7 soluzione acida ph > 7 soluzione alcalica o basica
8 Proprietà acido-base delle soluzioni ph = 14 ph = 7 ph = 0 basica neutra acida [H 3 O + ]< mol/l [H 3 O + ]= mol/l [H 3 O + ]> mol/l * azione della CO 2
9 Anfoterismo Alcune sostanza possono comportarsi da acido o o da base (di Brønsted) a seconda del partner di reazione HCO 3 + OH HCO 3 + H 3 O + CO H 2 O H 2 CO 3 + H 2 O Anfotero per eccellenza:
10 Acidi & basi forti o deboli AH + H 2 O A + H 3 O + K a = [H 3 O + ] [A ] [AH] K a >>1 K a <1 acido forte acido debole K a forza dell'acido BOH (+ H 2 O) B + + OH K b = [B + ] [OH ] [BOH] K b >>1 K b <1 base forte base debole K b forza della base
11 Forza di un acido AH + H 2 O H 3 O + + A K 1 CH + H 2 O H 3 O + + C K 2 se K 1 > K 2 allora la 1^ reazione è più spostata a destra (vs 2^) quindi AH più forte di CH HNO 3,HCl, HBr, HI, HClO 3 e HClO 4 sono tutti acidi forti (=completamente dissociati in acqua) e per stabilire la forza relativa di questi acidi occorre procedere diversamente
12 Relazione tra le costanti di ionizzazione degli acidi e delle loro basi coniugate HA+ H 2 O H 3 O + + A - K a A + H 2 O OH + HA K b 2H 2 O H 3 O + + OH K w K a = [H 3 O + ] [A ] [AH] K b = [OH ] [AH] [A ] [H 3 O + ] [A ] K a K b = [AH] [OH ] [AH] [A ] =[H 3 O + ] [OH ] = K w K a K b = K w K a = K w K b K b = K w K a pk a + pk b = 14
13 Calcolo del ph acidi forti HCl + H 2 O > Cl + H 3 O + completamente dissociato C a = concentrazione inziale (analitica) dell acido forte ph= logc a H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH [H 3 O + ] = [OH ] + [Cl ] elettroneutralità K w =[H 3 O + ] [ OH ] non trascurabile l apporto di H 3 O + dalla dissociazione dell acqua [H 3 O + ] 2 C a [H 3 O + ] - K w = 0
14 BOH > OH + B + Calcolo del ph basi forti completamente dissociata C b = concentrazione inziale (analitica) della base forte H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH poh= logc b [OH ] = [H 3 O+ ] + [B + ] elettroneutralità K w =[H 3 O + ] [ OH ] non trascurabile l apporto di OH dalla dissociazione dell acqua [OH ] 2 C b [OH ] - K w = 0
15 Calcolo del ph acidi deboli AH + H 2 O A + H 3 O + C a = concentrazione iniziale (analitica) dell acido debole K a = [H 3 O + ] [A ] [AH] elettroneutralità [H 3 O + ] 2 + K a [H 3 O + ] - K a C a = 0 Se C a >> [H 3 O + ] K a < 10-3 K a = [H 3O + ] 2 C a [H 3 O + ] = Ka Ca
16 Calcolo del ph basi deboli BOH B + + OH C b = concentrazione iniziale (analitica) della base debole K b = [OH ] [B + ] [BOH] [OH ] = [H 3 O+ ] + [B + ] elettroneutralità [OH ] 2 + K b [OH ] - K b C b = 0 Se C b >> [OH - ] K b < 10-3 Kb = [OH ] 2 Cb [OH ] = Kb Cb
17 ph delle soluzioni saline idrolisi NaCl Na + + Cl Lo ione Cl è una base molto debole Na + un acido molto debole: Cl + H 3 O + HCl + H 2 O Na + + OH - NaOH Nessuno dei due ioni provenienti dalla solubilizzazione del sale è in grado di reagire con l acqua. Pertanto [H 3 O + ]=[OH - ] e la soluzione di cloruro sodico rimane neutra con ph=7.
18 ph delle soluzioni saline idrolisi Sali che producono soluzioni acide Sale formato dall anione di un acido forte e dal catione di una base debole: NH 4 Cl (cloruro ammonico) NH 4 Cl NH Cl NH OH NH 3 + H 2 O H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH NH H 2 O NH 3 + H 3 O + ma per l equilibrio relativo alla base coniugata era NH 3 + H 2 O NH OH Cl + H 2 O X OH + HCl K i K b =K w
19 ph delle soluzioni saline idrolisi Sali che producono soluzioni acide NH 4 Cl NH Cl NH OH NH 3 + H 2 O H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - NH H 2 O NH 3 + H 3 O + elettroneutralità [H 3 O + ] + [NH 4+ ] = [Cl ] + [OH ] [H 3 O + ] + [NH 4+ ] = [Cl ] = C s e [H 3 O + ] = [NH 3 ] C s = [NH 4+ ] + [NH 3 ] = [NH 4+ ] + [H 3 O + ] [NH 4+ ] = C s [H 3 O + ]
20 ph delle soluzioni saline idrolisi Sali che producono soluzioni basiche Sale formato dal catione di una base forte e dall anione di un acido debole CH 3 COONa (acetato di sodio) CH 3 COONa Na + + CH 3 COO Na + + 2H 2 O X NaOH + H 3 O + CH 3 COO + H 3 O + CH 3 COOH + H 2 O H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH CH 3 COO = Ac CH 3 COO + H 2 O CH 3 COOH + OH ma per l equilibrio relativo all acido coniugato era CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO + H 3 O + K i K a =K w
21 Sali che producono soluzioni basiche CH 3 COONa Na + + CH 3 COO CH 3 COO + H 3 O + CH 3 COOH + H 2 O H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH CH 3 COO + H 2 O CH 3 COOH + OH ph delle soluzioni saline idrolisi CH 3 COO = Ac elettroneutralità [H 3 O + ] + [Na + ] = [CH 3 COO ] + [OH ] se si trascura la dissociazione dell acqua [Na + ] >> [H 3 O + ] [CH [OH 3 COO ] + [OH ] = [Na + ] = C s e ] = [CH 3 COOH] C s = [CH 3 COO ] + [CH 3 COOH] = [CH 3 COO ] + [OH ] [CH 3 COO ] = C s [OH ]
22 Soluzioni tampone La presenza contemporanea di un acido debole e della sua base coniugata (ad esempio un suo sale) reprime la ionizzazione dell acido e della sua base coniugata(le Chatelier) Si consideri la dissociazione in acqua di un acido debole AH di concentrazione iniziale C AH AH + H 2 O H 3 O + + A Se alla soluzione si aggiunge il suo sale sodico di ANa (s) Na + + A concentrazione iniziale C S La grande quantità di A aggiunta reprime (sposta a sinistra) la dissociazione di AH. Ma anche la la grande quantità di AH presente reprime l idrolisi di A. A + H 2 O OH + AH [AH] C AH [A ] C S
23 Soluzioni tampone Analoga situazione per una base debole e il suo acido coniugato: si ha la inibizione della ionizzazione della base e dell idrolisi del suo acido coniugato. Si consideri la dissociazione in acqua della base debole NH 3 di concentrazione iniziale C B NH 3 + H 2 O NH OH Se alla soluzione si aggiunge un suo sale (es. Cl ) di concentrazione iniziale C S NH 4 Cl (s) NH Cl La grande quantità di NH 4 + aggiunta reprime (sposta a sinistra) la dissociazione di NH 3. Ma anche la la grande quantità di NH 3 presente reprime l idrolisi di NH 4+. NH H 2 O NH 3 + H 3 O + [NH 3 ] C B [NH 4+ ] C S
24 Soluzioni tampone Una soluzione tampone ha la capacità di resistere a variazioni di ph in seguito all aggiunta di piccole quantità di acido o di base. La concentrazione dell acido o della base forti aggiunti non deve superare le concentrazioni delle specie che costituiscono la soluzione tampone Il massimo potere tamponante di una soluzione si ha quando = 1 Souzione acquosa contenente moli identiche di CH 3 COOH e CH 3 COONa CH 3 COOH+ H 2 O H 3 O + + CH 3 COO CH 3 COO + H 2 O OH + CH 3 COOH ph = pk a Prendiamo una soluzione 0.1 M di CH 3 COOH (K a = ) e 0.1 M della sua base coniugata CH 3 COO - se aggiungiamo 1 mmol di HCl si ha la formazione di 1 mmol di CH 3 COOH e la scomparsa di 1 mmol di CH 3 COO - CH 3 COOH+ H 2 O H 3 O + + CH 3 COO H 3 O + + CH 3 COO CH 3 COOH + H 2 O prima dopo ph = ph = ΔpH = 0.01
25 Acido forte poco diluito molto diluito Calcolo del ph sommario esempi Acido debole Analogo per basi Acido debole + acido forte Acido forte + base forte Idrolisi salina sale da acido forte e base forte sale da acido debole e base forte sale da acido forte e base debole Soluzione tampone acido debole + sale con sua base coniugata soluzione tampone più aggiunta di piccole quantità di acido forte o base forte
26 Equilibri di solubilità Gli equilibri eterogenei sono reazioni d equilibrio nelle quali le specie che prendono parte alla reazione si trovano in fasi differenti. Caso particolare: sostanze poco solubili in acqua ma la parte solubilizzata è completamente dissociata. Si instaura quindi un equilibrio (dinamico) tra gli ioni in soluzione e il solido (corpo di fondo o precipitato) che si separa dalla soluzione AgCl (s) Ag + (soluz.) + Cl (soluz.) In generale diversi gradi di solubilità NaCl (s) Na + (aq) + Cl - (aq) AgCl (s) Ag + (aq) + Cl - (aq) Ca(OH) 2(s) Ca 2+ (aq) + 2OH - (aq) solubile insolubile leggermente solubile La solubilità in acqua delle sostanze ioniche è variabilissima: l ordine di grandezza può variare da < 10 6 g a 10 3 g per litro di soluzione. Semplificando al massimo i principi termodinamici della solubilizzazione si può dire che la solubilità dipende dalla competizione fra il legame ionico del solido (più forte è il legame ionico e minore è la solubilità) e l interazione ioni-h 2 O (più forte è questa interazione maggiore è la solubilità). all equilibrio dinamico v dissoluzione = v precipitazione concentrazione ionica costante
27 Equilibri di solubilità Solubilità è la quantità massima di soluto che si discioglie in una determinata quantità di solvente a una data temperatura. Solubilità molare (s) numero di moli di soluto in 1 litro di soluzione satura (mol l -1 ) Solubilità il numero di grammi di soluto in 1 l di soluzione satura (g l -1 )
28 AgCl (s) Equilibri di solubilità prodotto di solubilità Ag + (soluz.) + Cl (soluz.) K ps valore massimo che può assumere il prodotto delle concentrazioni molari degli ioni nei quali si è dissociata la sostanza in soluzione. Raggiunto o superato questo valore la sostanza si separa dalla soluzione come corpo di fondo poiché la solubilità s è la massima quantità di sostanza (in moli) che si scioglie in 1 litro di soluzione (ed è completamente dissociata) AgCl (s) Ag + (soluz.) + Cl (soluz.) s s K ps = s 2 MgF 2(s) Mg 2+ (soluz.) + 2F (soluz.) s 2s K ps = [Mg 2+ ][F - ] 2 =s 4s 2 Ca 3 (PO 4 ) 2(s) 3Ca 2+ (soluz.) + 2PO 4 3- (soluz.) 3s 2s K ps = [Ca 2+ ] 3 [PO 4 3 ] 2 =27s 3 4s 2
29 1) Effetto ione a comune 2) ph Effetto ione a comune Equilibri di solubilità Fattori che influenzano la solubilità la solubilità diminuisce in presenza di un secondo soluto che fornisce uno ione in comune con l elettrolita poco solubile K sp rimane invariato (se T = cost.) Le Chatelier AgBr (s) Ag + + Br ad es. AgNO 3 sali molto solubili ad es. NaBr aggiungendo o Ag + o Br il sistema si sposta a sinistra si forma altro precipitato AgBr La solubilità di AgBr è inferiore in una soluzione di AgNO 3 che in acqua pura.
30 Equilibri di solubilità Fattori che influenzano la solubilità Effetto ione a comune solubilita di MgF 2 in acqua pura e 25 C vale s = mol/l la solubilità decresce al crescere di NaF aggiunto in acqua pura solubilità di MgF 2 (mol/l) + NaF concentrazione di NaF aggiunto (mol/l)
31 Equilibri di solubilità Fattori che influenzano la solubilità 1) Effetto ione a comune 2) ph ph La solubilità di sali contenenti anioni che non si idrolizzano non sono influenzate dal ph. Esempi di tali anioni sono Cl -, Br -, e I -. AgBr (s) Ag + + Br equilibrio non influenzato da variazioni di ph La solubilità di sali contenenti anioni che si idrolizzano sono influenzate dal ph. Mg(OH) 2(s) Mg +2 (aq) + 2OH- (aq) alto ph basso ph Le Chatelier OH + H 3 O + 2 H 2 O K = BaF 2 (s) Ba + + 2F F + H 2 O HF + OH ma quindi alto ph basso ph Una diminuzione del ph farà aumentare la solubilità
32 ph Equilibri di solubilità Fattori che influenzano la solubilità A 25ºC la solubilità molare di Mg(OH) 2 in acqua pura è s = 1, mol/l. Calcolare s in una soluzione tampone in cui si ha ph = 12 Mg(OH) 2(s) Mg +2 (aq) + 2OH- (aq) K ps = [Mg 2+ ][OH - ] 2 = s(2s) 2 =1, ph=12.00 poh= 14,00-12,00= 2,00 [OH ] = 1, mol/l s = K ps / [OH - ] 2 =1, /(1, ) 2 =1,2 10-7
33 Equilibri di solubilità prodotto ionico Q stessa forma di K ps MA le concentrazioni degli ioni sono le concentrazioni in un generico stato del sistema Relazioni tra Q e K ps Q < K ps soluzione insatura nessun precipitato Q = K ps soluzione satura equilibrio Q > K ps soluzione sovrasatura si forma del precipitato AgCl (s) Ag + (soluz.) + Cl (soluz.)
34 Equilibri di solubilità precipitazione di un sale poco solubile Quoziente di reazione (Q) rappresenta il valore ottenuto dalla espressione del K ps ma usando le concentrazioni iniziali del sistema. BaSO 4(s) Ba +2 + SO 4 2 Q=[Ba +2 ][SO 4 2- ] K ps =[Ba +2 ] eq [SO 4 2- ] eq confronto tra Q e K ps Q = K ps soluzione satura Q < K ps soluzione insatura Q > K ps soluzione sovrasatura
35 Equilibri di solubilità precipitazione di un sale poco solubile Si ha una soluzione acquosa di K 2 SO 4 (elettrolita forte e completamente solubile) di volume V 1 = 600,0 ml e concentrazione M1 = 0,0080 mol/l. A questa si aggiungono V 2 = 200,0 ml di una soluzione di BaCl 2 (elettrolita forte e completamente solubile) di concentrazione M 2 = 0,0040 mol/l. Sapendo che K ps (BaSO 4 ) = 1, , determinare: a) Concentrazioni di Ba +2 di SO 4 2- all inizio b) Si ha formazione di precipitato solido? c) Quante moli di Ba +2 di SO 2-4 sono presenti alla fine (dopo l eventuale precipitazione del sale poco solubile)? L unico sale poco solubile è BaSO 4. Ba 2+ (aq) + SO 4 2- (aq) BaSO 4(s) 8, moli di Ba 2+ e quindi [Ba 2+ ]= 8, /0,8=1, mol/l 4, moli di SO 4 2- e quindi [SO 4 2- ]= 4, /0,8=6, mol/l Q = [Ba][SO 4 ]=1, =6, K ps (BaSO 4 ) = 1, Q>K sp quindi BaSO 4 precipita Kps=[Ba][SO 4 ]=(1, x) (6, x)=1,
REAZIONI IN SOLUZIONE
REAZIONI IN SOLUZIONE - ACIDO-BASE SCAMBIO DI PROTONI HA + B A - + BH + - REDOX SCAMBIO DI ELETTRONI A OX + B RED A RED + B OX - REAZIONI DI SOLUBILIZZAZIONE AgCl (s) Ag + (aq) + Cl- (aq) - REAZIONI DI
DettagliREAZIONI IN SOLUZIONE
REAZIONI IN SOLUZIONE - ACIDO-BASE [ SCAMBIO DI PROTONI HA + B D A - + BH + - REDOX [ SCAMBIO DI ELETTRONI A OX + B RED D A RED + B OX - REAZIONI DI SOLUBILIZZAZIONE AgCl (s) D Ag + (aq) + Cl- (aq) - REAZIONI
DettagliAnalizziamo i casi più frequenti. Acido forte Base forte Acido debole Base debole Idrolisi Tampone
Lezione 17 1. Acidi e basi deboli 2. Relazione tra a e b 3. ph di acidi e basi deboli (esempi) 4. Idrolisi salina acida e basica 5. Soluzioni tampone 6. Equilibrio eterogeneo 7. Idrolisi salina acida e
DettagliAppunti di Stechiometria per Chimica
Appunti di Stechiometria per Chimica Equilibri in soluzione acquosa Teoria degli acidi/basi secondo Brönsted-Lowry Acido una qualunque sostanza che è capace di donare uno ione idrogeno ad un altra sostanza
DettagliSoluti in acqua. Elettroliti. Non elettroliti
Soluti in acqua Elettroliti Forti Dissociazione Elettrolitica COMPLETA Soluto Deboli Dissociazione Elettrolitica NON COMPLETA Non elettroliti Dissociazione Elettrolitica NaCl (s) + acqua Na + (aq) + Cl
DettagliEquilibrio Acido base
Equilibrio Acido base Acido e base secondo ARRHENIUS Un acido è una sostanza che in soluzione acquosa libera ioni idrogeno HA à H A - HCl à H Cl - Un base è una sostanza che in soluzione acquosa libera
DettagliEquilibri ionici in soluzione. M. Pasquali
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
DettagliMolti sali contengono un anione o un catione che possono reagire con acqua rendendo le loro soluzioni ACIDE o BASICHE
Molti sali contengono un anione o un catione che possono reagire con acqua rendendo le loro soluzioni ACIDE o BASICHE Molti sali reagiscono con l acqua alterando il suo rapporto molare tra [H] e [OH] -
DettagliEquilibri 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
Dettagli2NH3(g) Pa(Ag)=108 Pa(I)=127 pf(agi)=235 -> S(g/l) =S(m/l) pf = 9.2 10-9 235 =2162 10-9 = 2.16 10-6 (g/l) Effetto del ph Anche il ph può influenzare la solubilità di un sale poco solubile. E ciò
DettagliLezione 6. Acidi e Basi Equilibri Acido Base ph delle Soluzioni Saline
2018 Lezione 6. Acidi e Basi Equilibri Acido Base ph delle Soluzioni Saline 1 Definizioni di Acido e Base Arrhenius - Brønsted - Lewis Acido di Arrhenius è una sostanza che libera in acqua ioni H + (H
DettagliIonizzazione spontanea dell acqua: autoprotolisi o autoionizzazione dell acqua. [ H ] 2
Equilibri ionici in soluzione acquosa L acqua, anche se purissima, rivela una conducibilità elettrica piccola ma misurabile che indica la presenza di ioni. Una ridotta frazione di molecole di acqua è dissociata
DettagliEquilibri ionici in soluzione. M. Pasquali
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
DettagliEQUILIBRI 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.
DettagliEQUILIBRI IN SOLUZIONE ACQUOSA
EQUILIBRI IN SOLUZIONE ACQUOSA Costante di equilibrio Si consideri la seguente reazione di equilibrio: aa + bb cc + dd La costante di equilibrio della reazione ad una data temperatura è definita come il
DettagliCALCOLO DEL ph. ph = - log [1,0x10-3 ] = 3,00
CALCOLO DEL ph Calcolare il ph di una soluzione di HCl 1,0x10-3 M HCl acido forte che si dissocia completamente HCl H + + Cl - 1 mol di HCl produce 1 mol di H + ph = - log [1,0x10-3 ] = 3,00 Tipici acidi
DettagliParte terza b: Elementi di termodinamica, equilibrio chimico, stati della materia, soluzioni. Prof. Stefano Piotto Università di Salerno
Parte terza b: Elementi di termodinamica, equilibrio chimico, stati della materia, soluzioni Prof. Stefano Piotto Università di Salerno 1. Definizioni di acido e base (Arrhenius) 2. Coppie coniugate acido-base
DettagliLEGGE di AZIONE di MASSA
LEGGE di AZIONE di MASSA Lo stato di equilibrio di una reazione chimica è rappresentata dalla concentrazione di reagenti e prodotti tali da soddisfare una opportuna relazione matematica: a A + b B + c
DettagliEquilibri ionici in soluzione. Acidi, basi, scala del ph
Equilibri ionici in soluzione Acidi, basi, scala del ph 1 L equilibrio chimico LA LEGGE DELL EQUILIBRIO CHIMICO (legge dell azione di massa) Ad equilibrio raggiunto il rapporto tra il prodotto delle concentrazioni
DettagliHCl è un acido NaOH è una base. HCl H + + Clˉ NaOH Na + + OHˉ. Una reazione acido-base di Arrhenius forma acqua e un sale. HCl + NaOH H 2 O + NaCl
Secondo Arrhenius un acido è una sostanza che dissociandosi in acqua libera protoni (H + ). Una base è una sostanza che dissociandosi in acqua libera ioni ossidrile (OHˉ). H 2 O HCl H + + Clˉ H 2 O NaOH
DettagliESERCIZI ESERCIZI. 3) Una soluzione acquosa è sicuramente acida se: O + ] > 10-7 M O + ] > [OH - ] O + ] < [OH - ] d. [OH - ] < 10-7 M Soluzione
ESERCIZI 1) Il prodotto ionico dell acqua (K w ) vale 10-14 : a. a qualunque temperatura b. solo per una soluzione acida c. solo per una soluzione basica d. solo a T = 25 C 2) Per l acqua pura risulta
DettagliEquilibri ionici in soluzione acquosa. Acidi, basi, scala del ph
Equilibri ionici in soluzione acquosa Acidi, basi, scala del ph 1 L equilibrio chimico LA LEGGE DELL EQUILIBRIO CHIMICO (legge dell azione di massa) Ad equilibrio raggiunto il rapporto tra il prodotto
DettagliAcidi e basi sono sostanze note da molto tempo e diverse classificazioni sono state fatte nel corso del tempo in base alle loro proprietà.
TEORIE ACIDO-BASE Acidi e basi sono sostanze note da molto tempo e diverse classificazioni sono state fatte nel corso del tempo in base alle loro proprietà. Teoria di Arrhenius Arrhenius fu il primo a
DettagliACIDI e BASI. Definizione di Brønsted-Lowry (non solo limitata alle soluzioni acquose)
ACIDI e BASI Definizione di Brønsted-Lowry (non solo limitata alle soluzioni acquose) ACIDO = Sostanza in grado di donare ioni H + (protoni o ioni idrogeno) BASE = Sostanza in grado di accettare ioni H
DettagliAcidi 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
DettagliLA MOLE. Si definisce MOLE una quantita di sostanza di un sistema che contiene tante entita elementari quanti sono gli atomi (NA) in 12g di C 12
LA MOLE Si definisce MOLE una quantita di sostanza di un sistema che contiene tante entita elementari quanti sono gli atomi (NA) in 12g di C 12 NA = 6,022 x 10 23 particelle /mol numero di Avogadro 1 mole
DettagliEquilibri ionici in soluzione acquosa. Acidi, basi, scala del ph
Equilibri ionici in soluzione acquosa Acidi, basi, scala del ph 1 Data una generica reazione bisogna cercare di capire perché una reazione procede spontaneamente in una direzione piuttosto che in quella
DettagliEs: consideriamo una soluzione contenente acido K = 1, [CH 3 COOH]
SOLUZIONI TAMPONE Una soluzione tampone è una soluzione che contiene quantità paragonabili (dello stesso ordine di grandezza) di un acido debole e della sua base coniugata o di una base debole e del suo
DettagliAcidi e Basi. Capitolo 15
Acidi e Basi Capitolo 15 Acidi Hanno un sapore agro. L aceto deve il suo sapore all acido acetico Gli agrumi contengono acido citrico. Provocano il cambio di colore nei coloranti vegetali. Reagiscono con
DettagliArrhenius. HCl H + + Cl - NaOH Na + + OH -
Arrhenius Un acido è una sostanza che contiene H ed è in grado di cedere ioni H + e base è una sostanza che ha tendenza a cedere ioni OH - in acqua H 2 O HCl H + + Cl - H 2 O NaOH Na + + OH - Reazione
DettagliBase. Acido. Acido. Base
ACIDI E BASI Un acido è un donatore di protoni, una base è un accettore di protoni. La base coniugata di un acido è quella che si forma quando l acido si è privato del protone. L acido coniugato di una
DettagliTeoria 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
DettagliGilbert Keith Chesterton
Un'avventura è soltanto un fastidio considerato nel modo giusto. Un fastidio è soltanto un'avventura considerata nel modo sbagliato. Gilbert Keith Chesterton LA MOLE Si definisce MOLE una quantita di sostanza
Dettagli-DEFINIZIONE DI ACIDI E BASI-
-DEFINIZIONE DI ACIDI E BASI- DEFINIZIONE DI ARRHENIUS ACIDO: rilascia ioni H + HCl H + + Cl - BASE: rilascia ioni OH - NaOH Na + + OH - DEFINIZIONE DI BRÖNSTED ACIDO: rilascia ioni H + BASE: lega ioni
DettagliAcidi Basi e Sali. ChimicaGenerale_lezione19 1
Acidi Basi e Sali Le soluzioni della maggior parte dei sali sono acide o basiche piuttosto che neutre. Infatti, cationi e anioni possono agire da basi o acidi E possibile prevedere il ph di una soluzione
DettagliEQUILIBRI DI SOLUBILITA
EQUILIBRI DI SOLUBILITA Solubilità In generale solo una quantità finita di un solido si scioglie in un dato volume di solvente dando luogo ad una soluzione satura, cioè una soluzione in equilibrio con
DettagliAcidi e Basi. Definizione di Arrhenius
Acidi e Basi Storicamente diverse teorie: Arrhenius Brønsted e Lowry Lewis Definizione di Arrhenius acido: sostanza (elettrolita) che in H 2 O libera ioni H + es. HA H + + A - base: sostanza (elettrolita)
DettagliEQUILIBRI ACIDO-BASE. acido: sostanza che si dissocia in acqua producendo H +
EQUILIBRI ACIDO-BASE N.B. Talvolta, per semplicità, nella trattazione si utilizzerà la notazione H + per il protone idrato in acqua ma si ricordi che la forma corretta è H 3 O + (aq). Acidi e basi secondo
DettagliEquilibrio Acido base
Equilibrio Acido base Acido e base secondo ARRHENIUS Un acido è una sostanza che in soluzione acquosa libera ioni idrogeno HA H + +A - HCl H + + Cl - Un base è una sostanza che in soluzione acquosa libera
DettagliTUTORAGGIO CHIMICA A.A. 2018/2019 Tutoraggio Chimica (Prof. L. Pilia) Nicola Melis
TUTORAGGIO CHIMICA 18.12.2018 1 Es. 1: Il fluoruro di calcio si discioglie in piccole quantità in acqua. Calcolare il valore di K ps sapendo che [Ca 2+ ] = 2,3*10-4 CaF 2 (s) Ca 2+ (aq) + 2 F - (aq) Es.
DettagliReazioni in soluzione acquosa
Reazioni in soluzione acquosa Equazioni ioniche e molecolari Consideriamo le seguente reazione: Ca(OH) 2 (aq) + Na 2 CO 3 (aq) CaCO 3 (s) + 2 NaOH (aq) Essa è scritta come equazione molecolare anche se
DettagliEquilibri in soluzione acquosa unità 1, modulo G del libro
Equilibri in soluzione acquosa unità 1, modulo G del libro Si parla di equilibri in soluzione acquosa quando un soluto, solido, viene sciolto in acqua. Cosa accade? La specie solida si dissocia in ioni,
DettagliEquilibri acido-base
Equilibri acido-base Ione idronio, acidi forti ed acidi deboli in acqua, costante di dissociazione dell acido (Ka) Acido forte: completamente dissociato HA(aq) H + (aq) + A - (aq) HA(aq) + H 2 O(l) H 3
DettagliEQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE
EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE 12.A PRE-REQUISITI 12.B PRE-TEST 12.C OBIETTIVI 12.1 INTRODUZIONE: SOLUZIONI DI ELETTROLITI 12.2 ACIDI E BASI 12.2.1 DEFINIZIONI DI ACIDO E BASE 12.2.2 FORZA DEGLI ACIDI E
DettagliEquilibri acido-base
Equilibri acido-base Ione idronio, acidi forti ed acidi deboli in acqua, costante di dissociazione dell acido (Ka) Acido forte: completamente dissociato HA(aq) H + (aq) + A - (aq) HA(aq) + H 2 O(l) H 3
DettagliFORZA DI ACIDI E BASI HA + :B HB + + A
FORZA DI ACIDI E BASI n La forza di un acido è la misura della tendenza di una sostanza a cedere un protone. n La forza di una base è una misura dell'affinità di un composto ad accettare un protone. n
DettagliForza relativa di acidi e basi
Forza relativa di acidi e basi Un acido forte è una sostanza che in acqua è completamente ionizzata: HCl(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) acido base acido base La reazione è spostata completamente
DettagliPROPRIETA ACIDO-BASE DELLE SOLUZIONI SALINE
PROPRIETA ACIDO-BASE DELLE SOLUZIONI SALINE Un sale è un solido ionico contenente un catione diverso da H + e un anione diverso da OH -. I sali sono degli elettroliti forti, cioè in acqua si dissociano
DettagliProdotto di solubilità ed Effetto dello ione comune
Prodotto di solubilità ed Effetto dello ione comune Dr. Gabriella Giulia Pulcini Ph.D. Student, Development of new approaches to teaching and learning Natural and Environmental Sciences University of Camerino,
DettagliEquilibri Acido Base e ph
Equilibri Acido Base e ph Definizioni di Acido e Base Secondo la teoria di Arrhenius, un acido è una sostanza che dissociandosi in acqua libera ioni H +, una base è invece una sostanza che dissociandosi
Dettagli-IDROLISI SALINA- composti ionici = elettroliti forti sono completamente dissociati in cationi e anioni
SALI: composti ionici = elettroliti forti sono completamente dissociati in cationi e anioni Alcuni sali alterano il ph quando vengono sciolti in acqua. Ciò è dovuto al verificarsi dell idrolisi salina,
DettagliAcidi e basi ph, costanti di acidità e basicità Idrolisi, soluzioni tampone
Acidi e basi ph, costanti di acidità e basicità Idrolisi, soluzioni tampone Dr. Gabriella Giulia Pulcini Ph.D. Student, Development of new approaches to teaching and learning Natural and Environmental
DettagliValitutti, Falasca, Tifi, Gentile. Chimica. concetti e modelli.blu
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
Dettagli21/03/2017 EQUILIBRI IN SOLUZIONE ACQUOSA EQUILIBRI IN SOLUZIONE ACQUOSA EQUILIBRI IN SOLUZIONE ACQUOSA
EQUILIBRI IN SOLUZIONE ACQUOSA EQUILIBRI IN SOLUZIONE ACQUOSA EQUILIBRI IN SOLUZIONE ACQUOSA 1 Concentrazione Molarità : numero di moli di soluto per litro di soluzione. Molalità : numero di moli di soluto
DettagliSolubilità. Il fatto che un composto sia un elettrolita forte (cioè si dissoci completamente in acqua) non deve essere confuso con la sua solubilità.
Solubilità Il fatto che un composto sia un elettrolita forte (cioè si dissoci completamente in acqua) non deve essere confuso con la sua solubilità. La solubilità di un composto in acqua è definita come
DettagliChimica A.A. 2017/2018
Chimica A.A. 2017/2018 INGEGNERIA BIOMEDICA Tutorato Lezione 9 Calcolare la solubilità molare del solfato di bario in una soluzione 0.020 M di solfato di sodio. Il prodotto di solubilità del solfato di
DettagliIdrolisi salina. HCl + NaOH NaCl + H 2 O. In acqua i sali si dissociano nei loro ioni i quali si circondano di molecole
Idrolisi salina I sali sono solidi ionici che si comportano in soluzione come elettroliti forti. Sappiamo anche che i sali possono venire considerati come sostanze neutre che si ottengono dalla reazione
DettagliSOLUZIONI 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
DettagliEQUILIBRI IN SOLUZIONI SATURE DI SALI POCO SOLUBILI. K eq = Ba 2+ SO 4 EQUILIBRIO CHIMICO. A a B b. Equilibri eterogenei: Equilibri omogenei:
EQUILIBRIO CHIMICO aa + bb cc + dd K eq = C c D d A a B b K eq è una costante che dipende esclusivamente dalla natura delle specie all equilibrio e dalla temperatura Equilibri omogenei: Tutte le specie
DettagliSoluzioni. 12 a. La soluzione più acida è la soluzione A. b. La soluzione con il ph maggiore è la soluzione B.
Soluzioni capitolo 21 VERIFICA LE TUE CONOSCENZE IL PRODOTTO IONICO DELL ACQUA 1 Concentrazione degli ioni H 3 O + : a. [H 3 O + ] = 1 $ 10-1 mol/l b. [H 3 O + ] = 1 $ 10 0 mol/l 2 Concentrazione degli
DettagliEQUILIBRI ACIDO-BASE: ESERCIZI RISOLTI. Dott. Francesco Musiani
EQUILIBRI ACIDO-BASE: ESERCIZI RISOLTI Dott. Francesco Musiani Versione aggiornata al 23.1.2017 1 - Calcolare il poh di soluzioni aventi le seguenti concentrazioni di H 3 O + : 1) 3,1 10-2 M; 2) 1,0 10-4
DettagliSOLUZIONE TAMPONE. Soluzione il cui ph non è modificato dall aggiunta di modiche quantità di acido o di base forti
SOLUZIONE TAMPONE Soluzione il cui ph non è modificato dall aggiunta di modiche quantità di acido o di base forti Una soluzione tampone è costituita da Acido debole in presenza della propria base coniugata
Dettagli1. Le teorie sugli acidi e sulle basi 2. La ionizzazione dell acqua 3. Il ph 4. La forza degli acidi e delle basi 5. Come calcolare il ph di
Unità 19 Acidi e basi si scambiano protoni 1. Le teorie sugli acidi e sulle basi 2. La ionizzazione dell acqua 3. Il ph 4. La forza degli acidi e delle basi 5. Come calcolare il ph di soluzioni acide e
Dettagli2NH3(g) Pa(Ag)=108 Pa(I)=127 pf(agi)=235 -> S(g/l) =S(m/l) pf = 9.2 10-9 235 =2162 10-9 = 2.16 10-6 (g/l) Effetto del ph Anche il ph può influenzare la solubilità di un sale poco solubile. E ciò
DettagliReazioni in soluzione acquosa
Reazioni in soluzione acquosa Equazioni ioniche e molecolari Consideriamo le seguente reazione: Ca(OH) 2 (aq) + Na 2 CO 3 (aq) CaCO 3 (s) + 2 NaOH (aq) Essa è scritta come equazione molecolare anche se
DettagliAntilogaritmo (logaritmo inverso) Log N = N =antilogaritmo =
RICHIAMO SUI LOGARITMI Log N= logaritmo di N= esponente x al quale elevare la base 10, tale che: 10 x =N, ovvero: log N = x N=10 x Log 1 = log 10 0 =0 Log 10 = log 10 1 =0 Log 10-2 = -2 Antilogaritmo (logaritmo
Dettagli-DISSOCIAZIONE DI ELETTROLITI DEBOLI-
-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
DettagliFOCUS SU EQUILIBRI ACIDO-BASE
1 Ci sono varie definizioni di acidi e basi, tra le quali meritano di essere ricordate quella di Bronsted e quella di Lewis. Per i nostri fini pratici, ovvero gli esercizi, ci basta però ricordare le definizioni
DettagliBrady Senese Pignocchino Chimica.blu Zanichelli 2014 Soluzione degli esercizi Capitolo 22
Brady Senese Pignocchino Chimica.blu Zanichelli 014 Soluzione degli esercizi Capitolo Esercizio Risposta PAG 515 ES 1 Basica, a causa dell idrolisi dell anione (base coniugata di un acido debole). PAG
Dettagliph e indicatori acido-base
ph e indicatori acido-base La dissociazione ionica dell acqua H 2 O + H 2 O OH - + H 3 O + acido base base acido coniugata coniugato 2 H 2 O (l) OH - (aq) + H 3 O + (aq) Il numero di molecole di acqua
DettagliPer una generica reazione:
Per una generica reazione: A B le concentrazioni di A e B diminuiscono prima più velocemente e poi più lentamente fino a raggiungere un valore costante. Contemporaneamente la concentrazione di C aumenta
DettagliCorso di Laboratorio Integrato di Chimica Generale BIOTEC-2011 Esercizi Svolti su Equilibri acido-base
Corso di Laboratorio Integrato di Chimica Generale BIOTEC2011 Esercizi Svolti su Equilibri acidobase 1. Quanto vale il ph di una soluzione 0.1 M di CO 2 se si ritiene che essa non esiste più come tale
DettagliSolubilità dei sali Prodotto di solubilità
Programma Misure ed Unità di misura. Incertezza della misura. Cifre significative. Notazione scientifica. Atomo e peso atomico. Composti, molecole e ioni. Formula molecolare e peso molecolare. Mole e massa
DettagliL idrolisi salina. Vi sono sali che sciolti in acqua, impartiscono alla soluzione una reazione acida o basica.
L idrolisi salina Abbiamo imparato che i sali sono solidi ionici che si comportano in soluzione come elettroliti forti. Sappiamo anche che i sali possono venire considerati come sostanze neutre che si
Dettaglidispersioni omogenee di due o più specie chimiche l una nell altra
Soluzioni : dispersioni omogenee di due o più specie chimiche l una nell altra Solvente : componente che si trova nel medesimo stato fisico della soluzione componente che si trova in quantità maggiore
DettagliEQUILIBRI DI SOLUBILITA
EQUILIBRI DI SOLUBILITA Molti composti ionici sono poco solubili. In soluzione, inizialmente si sciolgono (a), fino a raggiungere un equilibrio dinamico tra ioni che passano in soluzione e ioni che cristallizzano
DettagliL EQUILIBRIO CHIMICO: EQUILIBRI IN FASE GASSOSA
L EQUILIBRIO CHIMICO: EQUILIBRI IN FASE GASSOSA L equilibrio chimico può essere descritto in analogia all equilibrio fisico. Ad esempio l equilibrio liquido-vapore è descritto come la condizione particolare
DettagliIdrolisi salina. acido e base reagendo insieme formano un sale e acqua AH BOH AB H2O
Idrolisi salina acido e base reagendo insieme formano un sale e acqua AH BOH AB HO metallo + non metallo sale K + F KF (fluoruro di potassio) ossido + anidride sale MgO + SO 3 MgSO 4 (solfato di magnesio)
DettagliGLI ACIDI E LE BASI nel quotidiano L acido acetico: è presente nell aceto; L acido formico: a questo composto si deve il bruciore che si avverte dopo
GLI ACIDI E LE BASI nel quotidiano L acido acetico: è presente nell aceto; L acido formico: a questo composto si deve il bruciore che si avverte dopo il morso di una formica; L acido citrico: è contenuto
DettagliEsploriamo la chimica
1 Valitutti, Tifi, Gentile Esploriamo la chimica Seconda edizione di Chimica: molecole in movimento Capitolo 17 Acidi e basi si scambiano protoni 1. Le teorie sugli acidi e sulle basi 2. La ionizzazione
DettagliHX X + H + MOH M + + OH -
ACIDI E BASI LA TEORIA DI ARRHENIUS La prima vera teoria sulla natura degli acidi e delle basi appartiene a Svante Arrhenius, chimico svedese di fine 800 premio Nobel ACIDO Specie chimica che, in soluzione
Dettaglilegge dell azione di massa: all equilibrio K c = [C] c [D] d / [A] a [B] b = k 1 /k -1
EQUILIBRIO CHIMICO 1 Consideriamo la reazione chimica seguente: CH 3 COOH + C 2 H 5 OH CH 3 COOC 2 H 5 + H 2 O K c = [estere] [acqua] / [acido] [alcol] K c = costante di equilibrio legge dell azione di
DettagliAcidi e Basi. Acido H + (aq) +... Base OH - (aq) +... Tipici acidi di Arrhenius: HCl, HNO 3, HCN,... Tipiche basi di Arrhenius: NaOH, KOH, Ba(OH) 2,
Lezione 16 1. Definizioni di acido e base (Arrhenius) 2. Coppie coniugate acido-base (Bronsted-Lowry) 3. Acidi e basi di Lewis 4. Forza di acidi e basi. Le costanti di dissociazione acida e basica 5. La
DettagliGLI ACIDI E LE BASI nel quotidiano L acido acetico: è presente nell aceto; L acido formico: a questo composto si deve il bruciore che si avverte dopo
GLI ACIDI E LE BASI nel quotidiano L acido acetico: è presente nell aceto; L acido formico: a questo composto si deve il bruciore che si avverte dopo il morso di una formica; L acido citrico: è contenuto
DettagliLezione 4. Le soluzioni Acidi e Basi Reazioni Chimiche La Concentrazione delle Soluzioni
2018 Lezione 4. Le soluzioni Acidi e Basi Reazioni Chimiche La Concentrazione delle Soluzioni Una soluzione è una miscela omogenea di 2 o più sostanze Il soluto è la sostanza (o sostanze) presente/i in
DettagliH + Pertanto, [H + ] è espressa in termini di. ph = -log [H + ]
ph La concentrazione molare di H + in una soluzione acquosa è di solito molto bassa. Pertanto, [H + ] è espressa in termini di ph = -log [H + ] 31 ph di soluzioni di acidi forti Abbiamo detto che gli acidi
DettagliTeoria 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
DettagliNH 3 + H 2 O NH. Gli OH - sono solo quelli provenienti dalla base, perché quelli dell acqua sono molto pochi.
D71 La costante di dissociazione ionica dell ammoniaca in acqua è uguale a 1.8 10 5. Determinare (a) il grado di dissociazione e (b) la concentrazione in ioni OH d una soluzione di NH 3 0.08 M. NH 3 +
DettagliSommario della lezione 22. Idrolisi Indicatori di ph Soluzioni tampone - Titolazioni
Sommario della lezione 22 Idrolisi Indicatori di ph Soluzioni tampone - Titolazioni Determinazione del ph Il ph di una soluzione può essere determinato in modo approssimato mediante l uso di un indicatore.
DettagliProdotto di solubilità (Kps)
Prodotto di solubilità (Kps) SOLUBILITA Concentrazione massima che si può raggiungere per un soluto in un dato solvente ad una certa temperatura. (Es: g soluto/100g di solvente) Solubiltà di NaCl in acqua
DettagliIl Monossido di Di-Idrogeno
Il Monossido di Di-Idrogeno Equilibri in Soluzione Acquosa In soluzione acquosa, per un equilibrio generico: + + La legge di azione di massa si scrive: = Si usano le concentrazioni molari dei soluti in
Dettagli24. PRECIPITAZIONE Prodotto di solubilità (K s )
24. PRECIPITAZIONE D. In un racconto di Primo Levi, a proposito di un analisi chimica di campioni di roccia, si incontrano queste parole apparentemente prive di senso: «... giù il ferro con ammoniaca,
DettagliMarco Bonechi Allievo dell I.T.S. T. Buzzi - Prato. ESERCIZI SUL ph 3 0,002 0, Completa la seguente tabella relativa a acidi o basi deboli.
ESERCIZI SUL ph Livello difficoltà 1 (dalla concentrazione, calcolare il valore del ph) 1. Completa la tabella relativa a soluzioni di acidi o basi forti. 1 11 ph poh [H + ] [OH - ] 3 0,002 0,2 13 2 2.
DettagliUna soluzione tampone contiene quindi una coppia acidobase
Soluzioni tampone Un tampone è una soluzione che varia in maniera trascurabile il proprio ph in seguito all aggiunta di quantità moderate di un acido o di una base forte. Se ad un litro di acqua pura vengono
Dettaglispecie chimiche. in quantità maggiore presente nella soluzione, e tutti gli altri componenti che sono detti soluti. Un componente di una soluzione
Equilibri di solubilità 1 1 Si definisce SOLUZIONE una miscela omogenea di due o più specie chimiche. In una soluzione si distinguono un solvente, che è il componente in quantità maggiore presente nella
DettagliOlimpiadi di Chimica
Olimpiadi di Chimica Acqua Oro Zucchero Acidi e basi Una soluzione è una miscela omogenea di 2 o più sostanze Il soluto è(sono) la(le) sostanza(e) presente(i) in minore quantità Il solvente è la sostanza
DettagliV V n K NH NH 3 + H 2 O NH. Gli OH - sono solo quelli provenienti dalla base, perché quelli dell acqua sono molto pochi.
D71 La costante di dissociazione ionica dell ammoniaca in acqua è uguale a 1.8 10 5. Determinare (a) il grado di dissociazione e (b) la concentrazione in ioni OH d una soluzione di NH 0.08 M. NH OH 4 NH
DettagliIonizzazione dell acqua, ph, poh
Ionizzazione dell acqua, ph, poh L acqua è una sostanza la cui ionizzazione può essere rappresentata dall equazione SEMPLIFICATA H 2 O H + + OH - in realtà gli ioni H+ allo stato libero non esistono in
Dettagli