CAPITOLO 15 ACIDI E BASI

Dimensione: px
Iniziare la visualizzazioe della pagina:

Download "CAPITOLO 15 ACIDI E BASI"

Transcript

1 CAPITOLO 15 ACIDI E BASI 15.1 Un acido di Brønsted è un donatore di protoni, mentre una base di Brønsted è un accettore di protoni. Gli acidi di Arrhenius sono sostanze che si ionizzano in acqua per produrre ioni H +, mentre le basi di Arrhenius sono sostanze che si ionizzano in acqua, producendo ioni OH. 15. Una base di Brønsted è un accettore di ioni idrogeno (H + ). Uno ione idrogeno è privo di elettroni: questo implica che, per formare un legame con H +, la base debba fornire due elettroni (o un doppietto elettronico non condiviso) La tabella 15. del testo contiene un elenco di importanti acidi e basi di Brønsted. (a) entrambi (perché?), (b) base, (c) acido, (d) base, (e) acido, (f) base, (g) base, (h) base, (i) acido, (j) acido Ricorda che la base coniugata di un acido di Brønsted è la specie che rimane quando un protone sia stato rimosso dall acido. (a) (b) (c) (d) (e) ione nitrito: NO ione idrosolfato (chiamato anche ione bisolfato): HSO 4 ione idrosolfuro (chiamato anche ione bisolfuro): HS ione cianuro: CN ione formiato: HCOO 15.5 In generale, i componenti della coppia coniugata acido-base si collocano sui lati opposti rispetto alla freccia di reazione. La base possiede sempre un protone in meno rispetto all acido. (a) (b) (c) (d) (e) (f) Le coppie coniugate acido-base sono (1) HCN (acido) e CN (base), () CH 3 COO (base) e CH 3 COOH (acido). (1) HCO 3 (acido) e CO3 (base), () HCO3 (base) e H CO 3 (acido). (1) H PO 4 (acido) e HPO4 (base), () NH3 (base) e NH 4 + (acido). (1) HClO (acido) e ClO (base), () CH 3 NH (base) e CH 3 NH 3 + (acido). (1) H O (acido) e OH (base), () CO 3 (base) e HCO3 (acido). (1) H O (acido) e OH (base), () CH 3 COO (base) e CH 3 COOH (acido) L acido coniugato di ciascuna base è semplicemente la base con l aggiunta di un protone. (a) H S (b) H CO 3 (c) HCO 3 (d) H 3 PO 4 (e) H PO 4 (f) HPO 4 (g) H SO 4 (h) HSO 4 (i) HNO (j) HSO La base coniugata di ciascun acido è semplicemente l acido privo di un protone. (a) CH ClCOO (b) IO 4 (c) H PO 4 (d) HPO 4 (f) HSO 4 (g) SO 4 (h) HCOO (i) SO 3 (k) HS (l) S (m) ClO (e) PO 4 3 (j) NH 3

2 15.8 (a) Le strutture di Lewis sono O O O O C C and e C C O O H O O (b) H + e H C O 4 possono agire solo da acidi, HC O 4 può agire sia da acido sia da base e C O 4 può agire solo da base K w è definita costante di prodotto ionico e rappresenta il prodotto delle concentrazioni molari degli ioni H + e OH a una particolare temperatura (K w [H + ][OH ]) K w [H + ][OH ] Dato che la costante di equilibrio cresce all aumentare della temperatura, il processo è endotermico Il ph è il logaritmo negativo della concentrazione di ioni idrogeno. Le concentrazioni di ioni H + e OH in soluzioni acquose sono frequentemente molto ridotte: non è, pertanto, agevole operare con essi. Il calcolo del logaritmo negativo della concentrazione di ioni idrogeno fornisce tipicamente valori compresi tra 0 e No. Bisognerebbe conoscere la temperatura e la costante di prodotto ionico dell acqua a quella temperatura. Il ph di una soluzione può essere zero o negativo. A 5 C, una soluzione acquosa 1 M di HCl, presumendo una ionizzazione completa, ha un ph corrispondente a zero Il poh è il logaritmo negativo della concentrazione di ioni idrossido. ph + poh 14 a 5 C Poiché ph log[h + ], scriviamo [H + ] 10 ph (a) [H + ] M (c) [H + ] M (b) [H + ] M (d) [H + ] M Strategia: Qui abbiamo fornito il ph di una soluzione e chiesto di calcolare [H + ]. Dato che il ph è definito come ph log[h + ], possiamo risalire a [H + ] calcolando l antilogaritmo del ph; ossia, [H + ] 10 ph. Soluzione: Dall equazione (15.5) del testo: (a) ph log [H + ] 5.0 log[h + ] 5.0 Per calcolare [H + ], occorre calcolare l antilogaritmo di 5.0. [H ] M Controllo: Dato che il ph è compreso tra 5 e 6, possiamo prevedere che [H + ] sia compreso tra M e M. Pertanto, la risposta è accettabile.

3 (b) ph log [H + ] log[h + ] [H + ] M (c) Strategia: Abbiamo fornito la concentrazione di ioni OH e chiesto di calcolare [H + ]. La relazione tra [H + ] e [OH ] in acqua o in una soluzione acquosa è data dal prodotto ionico dell acqua, K w [equazione (15.4) del testo]. Soluzione: Il prodotto ionico dell acqua è applicabile a tutte le soluzioni acquose. A 5 C, K w [H + ][OH ] Riarrangiando l equazione per risalire a [H + ], scriviamo [H ].7 10 M 9 [OH ] Controllo: Poiché [OH ] è < M, ci aspettiamo che [H + ] sia superiore a M (a) HCl è un acido forte, pertanto anche la concentrazione di ioni idrogeno è di M. (Qual è la concentrazione di ioni cloruro?) Basiamoci sulla definizione di ph. ph log[h + ] log(0.0010) 3.00 (b) KOH è un composto ionico (perché?) ed è completamente ionizzato. Cerchiamo innanzitutto la concentrazione di ioni idrogeno Kw [H ] M [OH ] 0.76 Quindi, a partire dall equazione con cui viene definito, si risale al ph. ph log[h + ] log[ ] (c) Ba(OH) è una sostanza ionica ed è completamente ionizzato in acqua. La concentrazione degli ioni idrossido equivale a M. (Perché? Qual è la concentrazione di Ba +?) Cerchiamo la concentrazione degli ioni idrogeno Kw [H ] M 4 [OH ] Quindi, il ph è: ph log[h + ] log( ) (d) L acido nitrico è un acido forte, pertanto anche la concentrazione degli ioni idrogeno è di M. Il ph è: ph log[h + ] log( ) 3.8

4 15.18 Il prodotto ionico dell acqua è applicabile a tutte le soluzioni acquose. A 40 C, comunque, il K w ha un valore maggiore. K w [H + ][OH ] Il rapporto molare tra H + e OH è di 1:1 per l autoionizzazione dell acqua. Consideriamo x equivalente alla concentrazione di H x x [H + ] M Questo campione d acqua è neutro? ph log[h + ] log( ) ph [H + ] La soluzione è: < 7 > M Acida > 7 < M Basica M Neutra 15.0 (a) acido (b) neutro (c) basico 15.1 Il ph può essere calcolato utilizzando l equazione (15.10) del testo. ph poh La concentrazione di ioni idrogeno può essere trovata nell esempio 15.4 del testo log[h + ] Calcolando l antilogaritmo di entrambi i lati: [H + 5 ].5 10 M 1 l mol ml mol KOH 1000 ml 1 l KOH è una base forte e, come tale, subisce una ionizzazione completa. La concentrazione di OH equivale alla concentrazione di KOH, perché il rapporto molare tra KOH e OH è di 1:1. [OH ] M poh log[oh ] La molarità della soluzione HCl è: 1 mol HCl 18.4 g HCl g HCl Ll 0.76 M ph log(0.76) 0.118

5 15.4 Possiamo calcolare la concentrazione di OH a partire dal poh. poh ph [OH ] 10 poh M Dato che NaOH è una base forte, subisce una ionizzazione completa. La concentrazione di OH equivale alla concentrazione iniziale di NaOH. [NaOH] mol/l Pertanto, è necessario preparare 546 ml of M NaOH. Questo è un problema di analisi dimensionale. Dobbiamo eseguire le seguenti conversioni di unità di misura. mol/l moli di NaOH grammi di NaOH mol NaOH? g NaOH 546 ml 1000 ml soln g NaOH 1 mol NaOH g NaOH 15.5 La forza di un acido o di una base è determinata dall entità di ionizzazione in acqua. Le acidi forti e le basi forti sono elettroliti forti; per scopi pratici, si presume che subiscano una ionizzazione completa in acqua. Acidi deboli e basi deboli sono elettroliti deboli, che subiscono solo una ionizzazione di entità limitata in acqua Acidi forti: HCl, HBr, H SO 4, HNO 3 Acidi deboli: HF, HNO, CH 3 COOH, C 6 H 5 COOH 15.7 L acido più forte che possa esistere in acqua è lo ione idronio, H 3 O +, mentre la base più forte che possa esistere in acqua è lo ione idrossido, OH HSO 4 è la base coniugata dell acido forte H SO 4, pertanto possiede una forza basica trascurabile in acqua. Possiede, comunque, un H + di cui potrebbe essere donatore. HSO 4 è, infatti, un acido debole. Per un acido poliprotico, la costante di prima ionizzazione è maggiore della costante di seconda ionizzazione, e così via, perché la rimozione di un altro ione H + da uno ione di carica negativa diviene più difficoltosa Un acido forte, come HCl, sarà completamente ionizzato, opzione (b). Un acido debole subirà solo una ionizzazione di minore entità rispetto a un acido forte, opzione (c). Un acido molto debole si manterrà quasi esclusivamente in forma di molecola di acido in soluzione. L opzione (d) è la scelta migliore (1) Le due fasi nella ionizzazione di un acido diprotico debole sono: H A(aq) + H O(l) HA (aq) + H O(l) H 3 O + (aq) + HA (aq) H 3 O + (aq) + A (aq)

6 Il diagramma che rappresenta un acido diprotico debole corrisponde all opzione (c). In tale diagramma, è mostrata solo la prima fase della ionizzazione, perché HA è un acido molto più debole di H A. () Sia (b) che (d) sono situazioni chimicamente irrealizzabili. Essendo HA un acido molto più debole di H A, non si avrebbe una concentrazione di A più elevata rispetto a HA (a) acido forte, (b) acido debole, (c) acido forte (primo stadio di ionizzazione), (d) acido debole, (e) acido debole, (f) acido debole, (g) acido forte, (h) acido debole, (i) acido debole (a) base forte (b) base debole (c) base debole (d) base debole (e) base forte La massima concentrazione possibile di ioni idrogeno in una soluzione 0.10 M di HA è di 0.10 M. È questo il caso se HA è un acido forte. Nel caso in cui HA fosse un acido debole, la concentrazione di ioni idrogeno sarebbe inferiore a 0.10 M. Il ph corrispondente a 0.10 M di [H + ] è di (Perché tre cifre?) Per una minore concentrazione di H +, il ph è maggiore di 1.00 (perché?). (a) falso, il ph è maggiore di 1.00; (b) falso, sono equivalenti; (c) vero, (d) falso (a) falso, sono equivalenti (b) vero, cerca il valore del log(1.00) sulla tua calcolatrice (c) vero (d) falso, se l acido è forte, [HA] 0.00 M La direzione dovrebbe favorire la formazione di F (aq) e di H O(l). Lo ione idrossido è una base più forte dello ione fluoruro e l acido idrofluorico è un acido più forte dell acqua Cl è la base coniugata dell acido forte, HCl. È una base caratterizzata da una forza di dissociazione trascurabile e non possiede affinità per i protoni. Di conseguenza, la reazione non procederà da sinistra a destra in alcuna misura. Un altro approccio a questo problema è considerare i possibili prodotti della reazione. CH 3 COOH(aq) + Cl (aq) HCl(aq) + CH 3 COO (aq) La reazione favorita è quella che procede da destra a sinistra. HCl è un acido forte e si ionizzerà completamente, donando tutti i suoi protoni alla base, CH 3 COO Più elevato è il valore di, più forte è l acido: questo significa che maggiore è la concentrazione di ioni H + all equilibrio in virtù della sua ionizzazione dipende dalla temperatura e dalla struttura dell acido debole I valori di degli acidi forti sono così elevati che si presume che gli acidi forti si ionizzino completamente in acqua. È difficile determinare accuratamente, inoltre, i valori di degli acidi forti. Il valore di una costante di equilibrio, in questo caso, varia con la temperatura; quando vengono forniti i valori, pertanto, è necessario specificare la temperatura.

7 15.40 HCOOH e CH 3 COOH sono acidi deboli. Il valore di di CH 3 COOH è inferiore al per HCOOH; di conseguenza, CH 3 COOH è l acido più debole e avrà il ph delle soluzioni più elevato a una data concentrazione HCN è un acido debole. Stabilendo l equilibrio: HCN(aq) m H + (aq) + CN (aq) Iniziale (M) Variazione (M) x +x +x Equilibrio (M) 0.15 x x x + [H ][CN ] [HCN] Puoi trovare il valore di per HCN nella tabella 15.3 del testo x 0.15 x Ipotizza che, a causa del valore molto ridotto di, 0.15 x sia x 0.15 x [H + 6 ] [CN ] M [HCN] 0.15 x 0.15 M 14 Kw [OH ] M + 6 [H ] Strategia: Ricorda che un acido debole subisce una ionizzazione solo parziale in acqua. Abbiamo fornito la quantità iniziale di un acido debole (CH 3 COOH) e chiesto di calcolare le concentrazioni di H +, CH 3 COO e CH 3 COOH all equilibrio. Innanzitutto, dobbiamo calcolare la concentrazione iniziale di CH 3 COOH. Nel determinare la concentrazione di H +, ignoriamo che la ionizzazione di H O rappresenti una fonte di H +, pertanto la principale fonte di ioni H + è data dall acido. Seguiamo la procedura illustrata in dettaglio nel paragrafo 15.5 del testo. Soluzione: Fase 1: Calcola la concentrazione di acido acetico prima della ionizzazione. di acido acetico 1 mol acetic acid g acetic di acido acid mol acetic di acido acetico acetico g acetic acid l soln mol M di acido acetico Fase : Non conosciamo il contributo dell acqua a [H + ]. Consideriamo CH 3 COOH come la sola fonte disponibile di ioni H +.

8 Fase 3: Se x corrisponde alla concentrazione all equilibrio di ioni H + e CH 3 COO in mol/l, riassumiamo come segue: CH 3 COOH(aq) m H + (aq) + CH 3 COO (aq) Iniziale (M): Variazione (M): x +x +x Equilibrio (M): x x x Fase 4: Trascrivi l espressione della costante di ionizzazione in termini di concentrazioni all equilibrio. Conoscendo il valore della costante di equilibrio ( ), identifica x. Puoi trovare il valore di nella tabella 15.3 del testo. + [H ][CH3COO ] [CH3COOH] 5 ( x)( x) ( x) A questo punto, possiamo presumere che x sia molto ridotto rispetto a Di conseguenza, x ( x)( x) x M [H + ] [CH3 COO ] [CH 3 COOH] ( )M M Controllo: Controlliamo la validità dell assunto, L assunto è valido. 100% 3.1% < 5% Innanzitutto, troviamo la concentrazione di ioni idrogeno. [H + ] 10 ph M Operando una sostituzione all interno dell espressione per la costante di ionizzazione dell acido: [H ][F ] ( )[F ] [HF] [HF] [F ] [HF] Abbiamo omesso di riportare il contributo dell acqua per [H + ] Un ph del valore di 3.6 corrisponde a una concentrazione di H + di M. Consideriamo la concentrazione iniziale dell acido formico come I. Se [H + ] equivale a M, questo sta a significare che sono state ionizzate M di HCOOH, dato il rapporto molare di 1:1 esistente tra HCOOH e H +.

9 HCOOH(aq) m H + (aq) + HCOO (aq) Iniziale (M): I 0 0 Variazione (M): Equilibrio (M): I ( ) Per trovare I, sostituisci e le concentrazioni all equilibrio all interno dell espressione per la costante di ionizzazione. + [H ][HCOO ] [HCOOH] ( ) 4 x ( ) HF è un acido debole. Instaurando l equilibrio: I [HCOOH] M HF(aq) m H + (aq) + F (aq) Iniziale (M) Variazione (M) x +x +x Equilibrio (M) x x x + [H ][F ] [HF] Puoi trovare il valore di nella tabella 15.3 del testo x x In questo caso, l assunto secondo cui x sia non funzionerà. Risolvi un equazione di secondo grado. x + ( )x ( ) 0 x ± 4 5 ( ) 4(1)( ) (1) x M oppure x M La seconda soluzione è fisicamente impossibile, perché le concentrazioni di ioni prodotte come risultato della ionizzazione dell acido debole non possono essere negative. La radice positiva rappresenta la soluzione corretta. ph log[h + ] log( ) La percentuale di ionizzazione è definita come segue: Concentrazione dell'acido ionizzato all'equilibrio Percentual e di ionizzazione 100% Concentrazione iniziale dell'acido

10 Per un acido monoprotico, HA, la concentrazione di acido che subisce ionizzazione equivale alla concentrazione di ioni H + o alla concentrazione di ioni A all equilibrio. Possiamo, quindi, scrivere: + [H ] Percentuale percent di ionizzazione ionization 100% [HA] 0 (a) Accertati, innanzitutto, che l acido idrofluorico sia un acido debole. Non appartiene al gruppo dei sei acidi forti, per cui si tratta necessariamente di un acido debole. Fase 1: Esprimi le concentrazioni all equilibrio di tutte le specie in termini di concentrazioni iniziali e di una singola x incognita, che rappresenta la variazione di concentrazione. Considera (x) come la riduzione di concentrazione (mol/l) di HF. Dalla stechiometria della reazione deriva che l incremento di concentrazione sia per H + che per F debba corrispondere a x. Compila una tabella che elenchi le concentrazioni iniziali, la variazione delle concentrazioni e le concentrazioni all equilibrio. HF(aq) m H + (aq) + F (aq) Iniziale (M): Variazione (M): x +x +x Equilibrio (M): 0.60 x x x Fase : Trascrivi l espressione per la costante di ionizzazione in termini di concentrazioni all equilibrio. Conoscendo il valore della costante di equilibrio ( ), identifica x. + [H ][F ] [HF] Puoi trovare il valore di per l acido idrofluorico nella tabella 15.3 del testo. 4 ( x)( x) (0.60 x) A questo punto, puoi presumere che x sia molto ridotto rispetto a Di conseguenza, 0.60 x 0.60 Spesso, assunti come questo sono validi se il valore di K è molto ridotto. Un valore molto piccolo di K implica che una quantità molto ridotta di reagenti vada ai prodotti. Ne consegue un valore ridotto di x. Se non avessimo formulato questo assunto, avremmo dovuto risolvere un equazione di secondo grado. Identifichiamo x. 4 ( )( ) x x 0.60 x 0.01 M [H + ] Fase 3: Avendo trovato [H + ], calcola la percentuale di ionizzazione. + [H ] 0.01 M Percentuale percent di ionizzazione ionization 100% 100% 3.5% [HF] M

11 (b) (d) funzionano in modo simile alla parte (a). Comunque, poiché la concentrazione iniziale di HF si riduce, l assunto secondo cui x abbia un valore molto ridotto rispetto a questa concentrazione non sarà più valido. Dobbiamo risolvere un equazione di secondo grado. (b) Ka + [H ][F ] x [HF] (0.080 x) x + ( )x ( ) 0 x M M Percentuale Percent di ionizzazione ionization 100% 9.0% M (c) Ka + [H ][F ] x [HF] ( x) x + ( )x ( ) 0 x M M Percentuale Percent di ionizzazione ionization 100% 33% M + [H ][F ] x 4 (d) Ka [HF] ( x) x + ( )x ( ) 0 x M M Percentuale Percent di ionizzazione ionization 100% 79% M Poiché la soluzione diviene più diluita, la percentuale di ionizzazione aumenta Dato il 14% di ionizzazione, le concentrazioni devono essere: [H + ] [A ] M M [HA] ( ) M M Il valore di può essere ottenuto mediante sostituzione. + [H ][A ] (0.0056) [HA] L equilibrio è: C 9 H 8 O 4 (aq) m H + (aq) + C 9 H 7 O 4 (aq) Iniziale (M): Variazione (M): x +x +x Equilibrio (M): 0.0 x x x

12 (a) + [H ][C9H7O 4 ] [C9H8O 4] x (0.0 x) Assumendo che (0.0 x) sia 0.0 x [H + ] M Percent ionization x M Percentuale di ionizzazione 100% 100% 3.9% M (b) A ph 1.00, la concentrazione di ioni idrogeno è di 0.10 M ([H + ] 10 ph ). Gli ioni idrogeno supplementari tenderanno a sopprimere la ionizzazione dell acido debole (principio di Le Châtelier, paragrafo 15.4 del testo). La posizione di equilibrio è spostata in direzione dell acido non ionizzato. Elaboriamo una tabella di concentrazioni, in cui la concentrazione iniziale di H + equivalga a 0.10 M. C 9 H 8 O 4 (aq) m H + (aq) + C 9 H 7 O 4 (aq) Iniziale (M): Variazione (M): x +x +x Equilibrio (M): 0.0 x x x + [H ][C9H7O 4 ] [C9H8O 4] 4 x( x) (0.0 x) Assumendo che (0.0 x) sia 0.0 e ( x) 0.10 x M 4 x M Percentuale Percent di ionizzazione ionization 100% 100% 0.30% M Sembra che l elevata acidità dei succhi gastrici incrementi la velocità di assorbimento delle molecole di aspirina non ionizzate attraverso la parete dello stomaco. In alcuni casi, tale fenomeno può determinare un irritazione di questi tessuti e indurre sanguinamento Un acido diprotico possiede due ioni idrogeno di cui ciascuna molecola può essere donatrice. Questi acidi si ionizzano in modo graduale: questo significa che perdono un protone alla volta. Per ciascuno stadio di ionizzazione, può essere riportata un espressione per la costante di ionizzazione Acido di Brønsted: H 3 PO 4, H PO 4, HPO4, H3 O + Base di Brønsted: H PO 4, HPO4, PO4 3, OH Sia acido che base: H PO 4, HPO4

13 15.51 Non si osserva H SO 4 nella soluzione poiché HSO 4 non ha la tendenza ad accettare un protone per produrre H SO 4. (Perché?) Ci stiamo occupando solo della ionizzazione + HSO 4 (aq m H (aq) + SO4 (aq) Iniziale (M): Variazione (M): x +x +x Equilibrio (M): (0.0 x) +x +x + [H ][SO 4 ] [HSO 4 ] ( x)( x) (0.0 x) Risolvendo l equazione di secondo grado: x [H + ] [SO4 ] M [HSO 4 ] ( ) M 0.16 M 15.5 Per il primo stadio di ionizzazione: H CO 3 (aq) m H + (aq) + HCO 3 (aq) Iniziale (M): Variazione (M): x +x +x Equilibrio (M): (0.05 x) x x K a1 + [H ][HCO 3 ] [HCO 3] 7 x x (0.05 x) 0.05 x M Per la seconda ionizzazione, HCO 3 (aq) m H + (aq) + CO3 (aq) Iniziale (M): Variazione (M): x +x +x Equilibrio (M): ( ) x ( ) + x x K a + [H ][CO 3 ] [HCO 3 ] [( ) + x]( x) ( )( x) ( ) x ( ) x M

14 Essendo HCO 3 un acido molto debole, a questo stadio si verifica una scarsa ionizzazione. Pertanto, abbiamo: [H + ] [HCO3 ] M e [CO3 ] x M Le basi deboli sono elettroliti deboli, che subiscono solo una ionizzazione limitata in acqua. In acqua, l ammoniaca si ionizza parzialmente per produrre ioni idrossido: NH 3 (aq) + H O(l) m NH 4 + (aq) + OH (aq). La costante di ionizzazione (K b ) per questa reazione a 5 C è di Il valore ridotto della costante di ionizzazione indica che questo equilibrio è posto a sinistra e che solo una piccola quantità di ioni idrossido è prodotta in soluzione K w K b NH 3 (aq) + H O(l) m NH 4 + (aq) + OH (aq) Kb NH 4 + (aq) m NH3 (aq) + H + (aq) H O(l) m H + (aq) + OH (aq) K w Quando due reazioni si sommano per dare una terza reazione, la costante di equilibrio per la terza reazione corrisponde al prodotto delle costanti di equilibrio relative alle due reazioni sommate (a) Costruiamo la solita tabella. + NH 3 (aq) + H O(l) m NH 4 (aq) + OH (aq) Iniziale (M): Variazione (M): x +x +x Equilibrio (M): (0.10 x) x x K b + [NH 4 ][OH ] [NH 3] x (0.10 x) Assumendo che (0.10 x) sia 0.10, abbiamo: x 0.10 x M [OH ] poh log( ).89 ph Seguendo l identica procedura, possiamo ottenere: (b) ph Strategia: Le basi deboli subiscono solo una ionizzazione parziale in acqua. B(aq) + H O(l) m BH + (aq) + OH (aq)

15 Nota che la concentrazione della base debole data si riferisce alla concentrazione iniziale prima che sia intrapreso il processo di ionizzazione. Il ph della soluzione, a sua volta, si riferisce alla situazione all equilibrio. Per calcolare K b, dobbiamo conoscere le concentrazioni di tutte le tre specie, [B], [BH + ] e [OH ] all equilibrio. Ignoriamo se la ionizzazione dell acqua sia fonte di ioni OH. Soluzione Procediamo come segue. Fase 1: Le principali specie in soluzione sono B, OH e l acido coniugato BH +. Fase : Dobbiamo calcolare, innanzitutto, la concentrazione di ioni idrossido a partire dal valore del ph. Calcola il poh sulla base del ph. Quindi, calcola la concentrazione di OH a partire dal poh. poh ph poh log[oh ] poh log[oh ] Considerando l antilogaritmo di entrambi i lati dell equazione, 10 poh [OH ] [OH ] M Fase 3: Se la concentrazione di OH è di M all equilibrio, questo deve significare che M della base si siano ionizzati. Riassumiamo le variazioni. B(aq) + H O(l) m BH + (aq) + OH (aq) Iniziale (M): Variazione (M): Equilibrio (M): 0.30 ( ) Fase 4: Per risalire a K b, sostituisci le concentrazioni all equilibrio all interno dell espressione per la costante di ionizzazione. K b + [BH ][OH ] [B] 4 ( ) K b ( ) Un ph di 11. corrisponde a una [H + ] di M e a una concentrazione di [OH ] di M. Impostando una tabella: + NH 3 (aq) + H O(l) m NH 4 (aq) + OH (aq) Iniziale (M): I Variazione (M): Equilibrio (M): I ( ) K b + [NH 4 ][OH ] [NH 3]

16 ( )( ) 3 I ( ) Assumendo che sia un valore ridotto rispetto a I, allora I 0.15 M [NH 3 ] La reazione è: + NH 3 (aq) + H O(l) m NH 4 (aq) + OH (aq) Iniziale (M): Variazione (M): x +x +x Equilibrio (M): x x x All equilibrio abbiamo: K b + [NH 4 ][OH ] [NH 3] x x (0.080 x) x M + Percentuale di NH Percent 3 presente NH sotto 3 present forma di as NH % % Forza del legame, polarità del legame, proprietà del solvente e temperatura Maggiore è l elettronegatività o il numero di ossidazione dell atomo centrale, più forte è l ossiacido La forza del legame HX rappresenta il fattore dominante nella determinazione delle forze degli acidi binari. Come con gli alogenuri d idrogeno (vedi il paragrafo 15.8 del testo), la forza del legame HX decresce procedendo verso il basso lungo la colonna nel gruppo 6A. Il composto caratterizzato dal legame HX più debole sarà l acido binario più forte: H Se > H S > H O Tutte le coppie elencate sono ossiacidi contenenti atomi centrali differenti, i cui elementi appartengono allo stesso gruppo della tavola periodica e che condividono lo stesso numero di ossidazione. In tale situazione, l acido con l atomo centrale dotato di maggiore elettronegatività sarà il più forte. (a) H SO 4 > H SeO 4. (b) H 3 PO 4 > H 3 AsO CHCl COOH è un acido più forte di CH ClCOOH. Essendo dotato di due atomi di cloruro elettronegativi anziché uno, attirerà verso di sé una maggiore densità elettronica, aumentando la polarità del legame OH. L atomo idrogeno in CHCl COOH si ionizza più facilmente rispetto all atomo di idrogeno presente in CH ClCOOH Le basi coniugate sono C 6 H 5 O dal fenolo e CH 3 O dal metanolo. C 6 H 5 O è stabilizzato per risonanza:

17 O O O O Lo ione CH 3 O non possiede tale stabilizzazione per risonanza. Una base coniugata più stabile significa un incremento della forza dell acido Per idrolisi salina s intende la reazione che coinvolge un anione o un catione di un sale, o entrambi, con l acqua. In base al sale coinvolto, le soluzioni saline possono essere acide, basiche o neutre. Vedi il paragrafo 15.9 del testo Per gli ioni metallici idrati, l entità dell idrolisi è molto cospicua per gli ioni più piccoli e dotati di carica elettrica molto elevata, perché uno ione compatto, dotato di elevata carica elettrica, polarizza il legame OH in modo più efficace e facilita la ionizzazione. Vedi la figura 15.7 del testo Al 3+ non possiede uno ione idrogeno che possa essere donato, ma Al(H O) 6 3+ sì. In acqua, Al 3+ assume la forma idrata. Uno ione idrogeno derivante da una delle molecole d acqua può essere donato; di conseguenza, Al(H O) 6 3+ funge da acido di Brønsted KF, NH 4 NO, MgSO 4, KCN, C 6 H 5 COONa, Na CO 3, e HCOOK (a) ph 7, (b) ph < 7, (c) ph 7, (d) ph < Be +, perché è lo ione più compatto del gruppo e dotato di carica elevata Vi sono due possibilità: (i) MX è il sale di un acido forte e di una base forte, pertanto né il catione né l anione reagiscono con acqua per alterare il ph e (ii) MX è il sale di un acido debole e di una base debole, con una per l acido equivalente al K b per la base. L idrolisi di uno sarebbe esattamente bilanciata dall idrolisi dell altra Sussiste una relazione inversa tra la forza dell acido e la forza della base coniugata. Quando la forza dell acido diminuisce, la capacità di accettare protoni da parte della base coniugata aumenta. In generale, più l acido è debole, più la base coniugata è forte. Tutti i tre sali di potassio si ionizzano completamente per formare la base coniugata del rispettivo acido. Maggiore è il ph, più forte è la base coniugata e, di conseguenza, più debole è l acido. L ordine crescente di forza dell acido è HZ < HY < HX Il sale acetato di sodio si dissocia completamente per dissoluzione, producendo 0.36 M ioni [Na + ] e 0.36 M ioni [CH 3 COO ]. Gli ioni [CH 3 COO ] subiranno idrolisi perché sono una base debole. CH 3 COO (aq) + H O(l) m CH 3 COOH(aq) + OH (aq) Iniziale (M):

18 Variazione (M): x +x +x Equilibrio (M): (0.36 x) +x +x K b [CH3COOH][OH ] [CH3COO ] x (0.36 x) Assumendo che (0.36 x) sia 0.36, allora x [OH ] poh log( ) 4.85 ph Il sale cloruro di ammonio si ionizza completamente per dissoluzione, producendo 0.4 M ioni [NH 4 + ] e 0.4 M ioni [Cl ]. NH 4 + subirà idrolisi perché è un acido debole (NH4 + è l acido coniugato della base debole, NH3 ). Fase 1: Esprimi le concentrazioni all equilibrio di tutte le specie in termini di concentrazioni iniziali e di una singola x incognita, che rappresenta la variazione di concentrazione. Considera (x) come la riduzione di concentrazione (mol/l) di NH 4 +. Dalla stechiometria della reazione deriva che l incremento di concentrazione sia per H 3 O + che per NH 3 debba corrispondere a x. Compila una tabella che elenchi le concentrazioni iniziali, la variazione delle concentrazioni e le concentrazioni all equilibrio. + NH 4 (aq) + H O(l) m NH 3 (aq) + H 3 O + (aq) Iniziale (M): Variazione (M): x +x +x Equilibrio (M): (0.4 x) x x Fase : Puoi calcolare il valore di per NH 4 + a partire dal valore di Kb di NH 3. La relazione è oppure K b K w 14 Kw Ka K 5 b Fase 3: Trascrivi l espressione per la costante di ionizzazione in termini di concentrazioni all equilibrio. Conoscendo il valore della costante di equilibrio ( ), identifica x. + [NH 3][H3O ] + [NH 4 ] 10 x x x 0.4 x [H 3 O + ] M ph log( ) 4.8

19 Dato che NH 4 Cl è il sale di una base debole (ammoniaca in soluzione acquosa) e di un acido forte (HCl), possiamo prevedere che la soluzione sarà lievemente acida, come i calcoli confermano Le reazioni dell acido e della base sono: acido: base: HPO 4 (aq) m H + (aq) + PO4 3 (aq) HPO 4 (aq) + H O(l) m H PO 4 (aq) + OH (aq) Il valore di per HPO 4 è di Nota che HPO4 è la base coniugata di H PO 4, pertanto Kb equivale a Confrontando i valori delle due costanti, concludiamo che lo ione monoidrogeno fosfato sia un accettore di protoni (base) più forte di un donatore di protoni (acido). La soluzione sarà basica HCO 3 m H + CO HCO 3 + H O m H CO 3 + OH 14 Kw Kb.4 10 K 7 a HCO 3 ha una maggiore tendenza all idrolisi anziché alla ionizzazione (Kb > ). La soluzione sarà basica (ph > 7) Una base di Lewis è una sostanza in grado di donare un paio di elettroni, mentre un acido di Lewis è una sostanza in grado di accettare un paio di elettroni. La teoria di Lewis ha un applicazione molto più generale rispetto ad altre definizioni, perché include come reazioni acido-base molte reazioni che non coinvolgono gli acidi di Brønsted Gli acidi di Lewis sono dotati di un orbitale libero in grado di accettare elettroni: l orbitale 1s in H + e un orbitale p z libero e non ibridizzato in BF 3. Una base di Lewis possiede un doppietto elettronico non condiviso, che può essere donato per formare un legame covalente coordinato. Sia OH che NH 3 sono provvisti di un doppietto elettronico non condiviso, che può essere ceduto a un acido di Lewis (a) Acido di Lewis; vedi la reazione con acqua illustrata nel paragrafo del testo. (b) Base di Lewis; l acqua si combina con H + per formare H 3 O +. (c) (d) (e) (f) (g) Base di Lewis. Acido di Lewis; SO reagisce con acqua per formare H SO 3. Confrontalo con CO in alto. In realtà, in alcune circostanze, SO può agire anche da base di Lewis. Base di Lewis; vedi la reazione con H + per formare lo ione ammonio. Base di Lewis; vedi la reazione con H + per formare acqua. Acido di Lewis; H + possiede coppie di elettroni da donare? (h) Acido di Lewis; confrontalo con l esempio di NH 3 che reagisce con BF AlCl 3 è un acido di Lewis con un ottetto incompleto di elettroni e Cl è la base di Lewis che dona un paio di elettroni.

20 Cl Cl - Cl Al Cl - + Cl Cl Al Cl Cl (a) Entrambe le molecole possiedono lo stesso atomo accettore (boro) e sono dotate entrambe della medesima struttura (trigonale planare). Il fluoro è più elettronegativo del cloro, per cui possiamo prevedere, in base ad argomentazioni legate all elettronegatività, che il trifluoruro di boro sia dotato di una maggiore affinità per coppie di elettroni non condivise rispetto al tricloruro di boro. (b) Possedendo una maggiore carica positiva, il ferro(iii) deve essere un acido di Lewis più forte del ferro(ii) Per definizione, gli acidi di Brønsted sono donatori di protoni, pertanto tali composti devono contenere almeno un atomo di idrogeno. Nel problema 15.79, gli acidi di Lewis che non contengono idrogeno, e che non sono quindi acidi di Brønsted, sono CO, SO e BCl 3. Puoi citarne altri? (a) acido, (b) basico, (c) basico, (d) acido, (e) neutro, (f) neutro, (g) anfotero, (h) acido, (i) anfotero, (j) basico Cerchiamo dapprima il numero di moli di CO prodotte nella reazione: 1 mol NaHCO3 1 mol CO g NaHCO mol CO g NaHCO3 1 mol NaHCO3 V CO n RT 3 CO ( mol)(0.081 l L atm/k mol)( )K P (1.00 atm) Ll Opzione (c), perché 0.70 M di KOH sono dotate di un ph maggiore rispetto a 0.60 M di NaOH. L addizione di un volume equivalente di 0.60 M di NaOH riduce la concentrazione di [OH ] a 0.65 M, abbassando di conseguenza il ph Se assumiamo che l acido monoprotico sconosciuto sia un acido forte e, come tale, con una percentuale di ionizzazione del 100%, allora [H + ] sarà di M. ph log (0.064) 1.19 Poiché l effettivo ph della soluzione è maggiore, l acido deve essere un acido debole (a) + NH 4 e NH3 sono una coppia di acido e base coniugati. NH 3 e NH sono una coppia di acido e base coniugati. (b) H corrisponde a NH 4 ; OH corrisponde a NH. Per la soluzione neutra, [NH4 ] [NH ] La reazione di un acido debole con una base forte è condotta al completamento grazie alla formazione di acqua. Indipendentemente dal fatto che la base forte stia reagendo con un acido monoprotico forte o debole, lo stesso numero di moli di acido è richiesto per la reazione con un numero costante di moli di base. Pertanto,

21 il volume di base necessario per reagire con la stessa concentrazione di soluzioni acide (siano esse deboli, forti o una forte e una debole) sarà lo stesso L equazione bilanciata è: Mg + HCl MgCl + H 1 mol Mg moli of di Mg 1.87 g Mg mol 4.31 g Mg Dall equazione bilanciata: moli di HCl richieste per la reazione mol Mg mol mol HCl La concentrazione di HCl prima della reazione è: ph 0.544, quindi [H + ] 3.50 M mol HCl M Vol (l) 3.50 M l 0.80 mol HCl Moli di HCl residue dopo la reazione: moli totali di HCl moli di HCl reagite 0.80 mol mol 0.16 mol di HCl Molarità di HCl residua dopo la reazione: M mol/l 0.16 mol/0.080 l 1.58 M ph L elevato stato di ossidazione genera composti covalenti, mentre un basso stato di ossidazione porta a composti ionici. Pertanto, CrO è ionico e basico e CrO 3 è covalente e acido (a) H + H O OH + H base acido base acido acido/base. (b) H e H formano una coppia coniugata acido/base; H O e OH costituscono una coppia coniugata H è l agente riducente, mentre H O è l agente ossidante Nel problema possiamo riportare due equilibri che si aggiungono all equilibrio. CH 3 COOH(aq) m H + (aq) + CH 3 COO (aq) H + (aq) + NO (aq) m HNO (aq) CH 3 COOH(aq) + NO (aq) m CH3 COO (aq) + HNO (aq) + [H ][CH3COO ] [CH3COOH] ' Ka a (HNO ) K ' [HNO ] + [H ][NO ] [CH3COO ][HNO ] ' K Ka K a [CH3COOH][NO ] La costante di equilibrio per questa somma è il prodotto delle costanti di equilibrio delle reazioni componenti. K ' ( )( )

22 15.93 In questo caso specifico, il valore dello ione ammonio è lo stesso di K b dello ione acetato. I due ioni sono caratterizzati da una forza esattamente eguale (per due valori significativi). La soluzione avrà un ph di Quale sarebbe il valore del ph se la concentrazione nell acetato di ammonio fosse 0.1 M? E 0.4 M? Sia Nov la molecola di novocaina, che rappresenta una base debole in acqua. Nov + H O m NovH + + OH K b + [NovH ][OH ] [Nov] Calcola [OH ] dal ph. ph 7.40 e poh 6.60 [OH ] 10 poh M Sostituisci [OH ] nell espressione per K b [NovH ](.5 10 M ) [Nov] + [NovH ] [Nov] 36 Questo è il rapporto della concentrazione dell acido con quella della sua base. Il rapporto della concentrazione della base con quella del suo acido è: [ Nov] [ NovH + ] (a) Aggiungiamo un valore significativo in tutto questo calcolo per ridurre al minimo gli errori di arrotondamento. Numero di moli NaOH M vol (l) M l mol Se l acido fosse un dimero completo, allora: 4 mol NaOH mol 4 Mole mol di dimero of dimer mol Se l acido acetico fosse un dimero completo, la pressione esercitata sarebbe: nrt P V 4 ( mol)( 0.08 l atm K mol) l 34 K atm Comunque, l effettiva pressione è di atm. Se α mol di dimero si dissocia in monomeri, allora si forma un α monomero. (CH 3 COOH) m CH 3 COOH 1 α α

23 Le moli totali di acido acetico sono: moli di dimero + monomero (1 α) + α 1 + α Utilizzando pressioni parziali: P osservata P(1 + α) atm ( atm)(1 + α) α (b) La costante di equilibrio è: KP P CH3COOH P( CH COOH) 3 ( CH3COOH )( observed ) Χ Posservata ( Χ (CH3COOH) )( P observed ) osservata Χ CH3COOH mol CH3COOH α (0.181) moli totaltotali mol 1 + α Χ (CH COOH) K P [(0.3065)(0.034)] (0.6935)(0.034) M Na CO M Na M CO 3 Primo stadio: CO 3 (aq) + H O(l ) m HCO 3 (aq) + OH (aq) Iniziale (M): Variazione (M): x +x +x Equilibrio (M): x x x [HCO 3 ][OH ] K 1 [CO 3 ] 4 x x x x M [HCO 3 ] [OH ] Secondo stadio: HCO 3 (aq) + H O(l) m H CO 3 (aq) + OH (aq) Iniziale (M): Variazione (M): y +y +y Equilibrio (M): ( ) y y ( ) + y K [HCO 3][OH ] [HCO 3 ]

24 3 3 8 y[( ) + y] ( y)( ) ( ) y ( ) y M All equilibrio: [Na + ] 0.00 M [HCO 3 ] ( ) M (.4 10 ) M M [H CO 3 ] M [OH ] ( ) M + (.4 10 ] M M [H ]. 10 M [CO ] kp ( mol/l atm)(3.0 atm) M CO (aq) + H O(l) m H + (aq) + HCO 3 (aq) ( x) M x M x M + [H ][HCO 3 ] [CO ] 7 x x ( ) x x M [H + ] ph Quando NaCN è trattato con HCl, ha luogo la seguente reazione. NaCN + HCl NaCl + HCN HCN è un acido molto debole e subisce solo una ionizzazione parziale in soluzione. HCN(aq) m H + (aq) + CN (aq) La principale specie in soluzione è HCN, che ha la tendenza a disperdersi in fase gassosa. HCN(aq) m HCN(g) Poiché l HCN(g) prodotto è un composto altamente tossico, sarebbe pericoloso trattare NaCN con acidi senza un adeguata ventilazione ph.53 log[h + ] [H + ] M

25 Essendo la concentrazione di H + all equilibrio equivalente a M, questo significa che M di HCOOH hanno subito ionizzazione. Rappresentiamo la concentrazione iniziale di HCOOH come I. L equazione che rappresenta la ionizzazione dell acido formico è la seguente: HCOOH(aq) m H + (aq) + HCOO (aq) Iniziale (M): I 0 0 Variazione (M): Equilibrio (M): I ( ) [H ][HCOO ] [HCOOH] ( ) 3 I ( ) I M In 1000 ml di soluzione vi sono moli di acido formico. La massa di acido formico in 100 ml equivale a: moldi formic acido formico acid g di formic acido formico acid 100 ml ml 0.5 g formic di acido acid formico 1000 ml ml soln 1 mol formic di acido formico acid Viene instaurato l equilibrio: CH 3 COOH(aq) CH 3 COO (aq) + H + (aq) Iniziale (M): Variazione (M): x +x +x Equilibrio (M): (0.150 x) x ( x) + [CH3COO ][H ] [CH3COOH] 5 x( x) x x x M M è la concentrazione di H + alla quale CH 3 COOH ha contribuito. HCl è un acido forte, che subisce ionizzazione completa. Fornisce alla soluzione un contributo di [H + ] corrispondente a M. [H + ] totale [ ( )] M M ph Il ph è determinato totalmente da HCl ed è indipendente da CH 3 COOH (a) Il ph della soluzione di HA sarebbe inferiore. (Perché?) (b) (c) La conduttanza elettrica della soluzione di HA sarebbe maggiore. (Perché?) La velocità di evoluzione dell idrogeno dalla soluzione di HA sarebbe maggiore. Presumibilmente, la velocità della reazione tra il metallo e lo ione idrogeno dipenderebbe dalla concentrazione dello ione

26 idrogeno (questo sarebbe, cioè, parte della legge di velocità). La concentrazione di ioni idrogeno sarà maggiore nella soluzione di HA L equazione importante è l idrolisi di NO : NO + H O HNO + OH (a) (b) (c) (d) L addizione di HCl darà luogo alla reazione degli ioni H + provenienti da HCl con gli ioni OH presenti nella soluzione. Gli ioni OH saranno efficacemente rimossi e l equilibrio si sposterà a destra per compensazione (maggiore idrolisi). L addizione di NaOH è un addizione efficace di una maggiore quantità di ioni OH, che forzano la reazione sul lato destro dell equilibrio. L equilibrio si sposterà a sinistra (minore idrolisi) per compensare l addizione di OH. L addizione di NaCl non avrà alcun effetto. Ricorda che la percentuale di ionizzazione di un acido debole aumenta con la diluizione (vedi la figura 15.4 del testo). Lo stesso vale per le basi deboli. La diluizione, quindi, determinerà maggiore idrolisi, spostando l equilibrio verso destra Nel capitolo 11, abbiamo osservato che i sali, con le attrazioni intermolecolari elettrostatiche formali di cui sono dotati, possiedono basse tensioni di vapore e, di conseguenza, elevati punti di ebollizione. L ammoniaca e i suoi derivati (le ammine) sono molecole caratterizzate da attrazioni dipolo-dipolo; finché l azoto è coinvolto in un legame diretto NH, la molecola avrà un legame idrogeno. Anche in tal caso, queste molecole saranno dotate di tensioni di vapore più elevate rispetto alle specie ioniche. Pertanto, se convertissimo le molecole neutre simili all ammoniaca in sali, le loro tensioni di vapore e, di conseguenza gli odori associati, diminuirebbero. Il succo di limone contiene acidi che possono reagire con molecole neutre simili all ammoniaca (ammina) per formare sali di ammonio. NH 3 + H + NH HCOOH m H + + HCOO Iniziale (M): Variazione (M): x +x +x Equilibrio (M): x x x RNH + H + RNH 3 + Concentrazione totale di particelle in soluzione: (0.400 x) + x + x x Assumendo che la molarità della soluzione sia equivalente alla molalità, possiamo scrivere: T f K f m (1.86)( x) x (a) NH + H O NH 3 + OH x [H + ] [HCOO ] + [H ][HCOO ] ( )( ) [HCOOH]

27 N 3 + 3H O NH 3 + 3OH NH e N 3 sono basi di Brønsted e l acqua è un acido di Brønsted. (b) N 3 è la base più forte perché ciascuno ione produce 3 ioni OH SO (g) + H O(l) m H + (aq) + HSO 3 (aq) Ricorda che 0.1 ppm di SO rappresenterebbero 0.1 parti di SO per 1 milione (10 6 ) di parti d aria per volume. Il numero di particelle di SO per volume sarà correlato direttamente alla pressione. 0.1 parts parti SO di SO 7 SO atm P atm 6 10 parts parti air d aria Possiamo ora calcolare [H + ] a partire dall espressione per la costante d equilibrio. K + [H ][HSO 3 ] PSO x x ( )( ) x M [H + ] ph log( ) Nell inalazione del sale odoroso, parte della polvere si dissolve nella soluzione basica. Gli ioni di ammonio reagiscono con la base come segue: NH 4 + (aq) + OH (aq) NH3 (aq) + H O È l odore pungente dell ammoniaca ad evitare lo svenimento di una persona Il fatto che il fluoro attragga gli elettroni in una molecola più intensamente dell idrogeno dovrebbe rendere NF 3 uno scarso donatore di coppie di elettroni e una scarsa base. NH 3 è la base più forte Poiché il legame PH è più debole, maggiore è la tendenza alla ionizzazione di PH 4 +. Pertanto, PH3 è una base più debole di NH Dai valori di ph dati possiamo calcolare [H + ] in ciascuna soluzione. Soluzione (1): [H + ] 10 ph M Soluzione (): [H + ] M Soluzione (3): [H + ] M Stiamo addizionando le soluzioni (1) e () per produrre la soluzione (3). Il volume della soluzione () equivale a 0.58 l. Stiamo per addizionare un dato volume di soluzione (1) alla soluzione (). Chiamiamo x questo volume. Le moli of H + nelle soluzioni (1) e () equivarranno alle moli di H + nella soluzione (3).

28 mol H + soln (1) + mol H + soln () mol H + soln (3) Ricorda che mol M l. Abbiamo: ( mol/l)(x l) + ( mol/l)(0.58 l) ( mol/l)( x)l ( )x + ( ) ( ) + ( )x ( )x x 0.01 l 1 ml Le equazioni sono: Cl (g) + H O(l) m HCl(aq) + HClO(aq) HCl(aq) + AgNO 3 (aq) m AgCl(s) + HNO 3 (aq) In presenza di ioni OH, la prima equazione viene spostata verso destra: H + (da HCl) + OH H O Pertanto, la concentrazione di HClO aumenta. (L azione di sbiancamento è dovuta agli ioni ClO.) La soluzione per la prima fase è standard: H 3 PO 4 (aq) m H + (aq) + H PO 4 (aq) Iniziale (M): Variazione (M): x +x +x Equil. (M): (0.100 x) x x K a1 + [H ][HPO 4 ] [H3PO 4 ] x (0.100 x) In questo caso, probabilmente non possiamo affermare che (0.100 x) sia in virtù della grandezza di. Otteniamo l equazione di secondo grado: x + ( )x ( ) 0 La radice positiva è x M. Abbiamo: Per la seconda ionizzazione: [H + ] [H PO 4 ] M [H 3 PO 4 ] ( ) M M + H PO 4 (aq) m H (aq) + HPO4 (aq) Iniziale (M): Variazione (M): y +y +y Equil (M): (0.039 y) ( y) y

29 K a + [H ][HPO 4 ] [HPO 4 ] 8 ( y)( y) (0.039)( y) (0.039 y) (0.039) Quindi, y M. [H + ] [H PO 4 ] M 8 [HPO 4 ] y M Impostiamo il problema per la terza ionizzazione alla stessa maniera. HPO 4 (aq) m H + (aq) + PO4 3 (aq) Iniziale (M): Variazione (M): z +z +z Equil. (M): ( ) z z z K a 3 [HPO 4 ] [H ][PO ] 13 ( z)( z) (0.039)( z) (6. 10 ) z (6. 10 ) z M Le concentrazioni all equilibrio sono: [H + ] [H PO 4 ] M [H 3 PO 4 ] M 8 [HPO 4 ] M 3 18 [PO 4 ] M ph [H + ] M [OH ] M + CH 3 NH (aq) + H O(l) m CH 3 NH 3 (aq) + OH (aq) (I ) M M M K b + [CH3NH 3 ][OH ] [CH3NH ]

30 ( )( I ( ) x I M La massa molare di CH 3 NH è di g/mol. La massa di CH 3 NH in ml è di: ) mol CH3NH g CH3NH ml ml 1000 ml 1 mol CH3NH 1000 ml g CH3NH (a) L equazione totale è Fe O 3 (s) + 6HCl(aq) FeCl 3 (aq) + 3H O(l) e l equazione ionica netta è Fe O 3 (s) + 6H + (aq) Fe 3+ (aq) + 3H O(l) Poché HCl dona lo ione H +, è l acido di Brønsted. Ciascuna unità di Fe O 3 accetta sei ioni H + ; di conseguenza, è la base di Brønsted. (b) Il primo stadio è e il secondo stadio è L equazione totale è CaCO 3 (s) + HCl(aq) Ca + (aq) + HCO 3 (aq) + Cl (aq) HCl(aq) + HCO 3 (aq) CO (g) + Cl (aq) + H O(l) CaCO 3 (s) + HCl(aq) CaCl (aq) + H O(l) + CO (g) CaCl formato è solubile in acqua. (c) Dobbiamo trovare la concentrazione della soluzione di HCl per determinarne il ph. Assumiamo che un volume di l 1000 ml. La massa di 1000 ml di soluzione è: g 1000 ml ml 1073 g 1 ml ml Il numero di moli di HCl in una soluzione al 15% è: 15% HCl 1 mol HCl 1073 g soln ( g HCl) 4.4 mol HCl 100% soln g HCl Quindi, in un litro di soluzione vi sono 4.4 moli di HCl e la concentrazione è di 4.4 M. Il ph della soluzione è

31 ph log(4.4) 0.64 Questa è una soluzione altamente acida (nota che il ph è negativo), che è necessaria per dissolvere grandi quantità di roccia nel processo di recupero del petrolio Data l equazione: HbH + + O m HbO + H + (a) (b) (c) Dall equazione di equilibrio, l elevata concentrazione di ossigeno forza la reazione sul lato sinistro dell equilibro e sposta, di conseguenza, le concentrazioni verso destra per compensazione. HbO è favorito. L elevata concentrazione di acido H + spinge la reazione sul lato destro dell equazione, forzando le concentrazioni ad aumentare sul lato sinistro, liberando, di conseguenza, ossigeno e aumentando la concentrazione di HbH +. La rimozione di CO riduce H + (nella forma di acido carbonico), spostando quindi la reazione verso destra. Si formerà più HbO. Respirare all interno di un sacchetto di carta aumenta la concentrazione di CO (reinspirando la CO emessa), determinando, quindi, una maggiore liberazione di O, come spiegato in precedenza Le equazioni bilanciate per le due reazioni sono: MCO 3 (s) + HCl(aq) MCl (aq) + CO (g) + H O(l) HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H O(l) Innanzitutto, troviamo il numero di moli di acido in eccesso derivanti dalla reazione con NaOH mol NaOH 1 mol HCl l L mol HCl 1 l Lsoln soln 1 mol NaOH Il numero iniziale di moli di acido erano: mol HCl l L mol HCl 1 Ll soln La quantità di acido cloridrico che ha reagito con il carbonato del metallo è: ( mol HCl) ( mol HCl) mol HCl Il rapporto molare derivante dall equazione bilanciata è di 1 mole di MCO 3 : moli di HCl. Le moli di MCO 3 che hanno reagito sono: 1 mol MCO mol HCl mol MCO3 mol HCl Ora possiamo determinare la massa molare di MCO 3, che ci consentirà di identificare il metallo. massa molar molare mass MCO g MCO mol MCO g/mol Sottraiamo la massa di CO 3 per identificare il metallo. massa molare

Acidi e basi sono sostanze note da molto tempo e diverse classificazioni sono state fatte nel corso del tempo in base alle loro proprietà.

Acidi 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

Dettagli

Lezione 6. Acidi e Basi Equilibri Acido Base ph delle Soluzioni Saline

Lezione 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

Dettagli

Acidi e Basi. Capitolo 15

Acidi 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

Dettagli

Reazioni in soluzione acquosa

Reazioni 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

Dettagli

CALCOLO DEL ph. ph = - log [1,0x10-3 ] = 3,00

CALCOLO 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

Dettagli

ACIDI e BASI. Teoria di Arrhenius. Un acido è una sostanza che, sciolta in acqua, provoca un aumento della concentrazione degli ioni H +.

ACIDI e BASI. Teoria di Arrhenius. Un acido è una sostanza che, sciolta in acqua, provoca un aumento della concentrazione degli ioni H +. ACIDI e BASI Teoria di Arrhenius Arrhenius fu il primo a proporre una teoria acido-base a partire dal comportamento di queste sostanze in acqua. Un acido è una sostanza che, sciolta in acqua, provoca un

Dettagli

Equilibri ionici in soluzione acquosa

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

Dettagli

ACIDI 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) 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

Dettagli

Reazioni in soluzione acquosa

Reazioni 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

Dettagli

Molti 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 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] -

Dettagli

Arrhenius. HCl H + + Cl - NaOH Na + + OH -

Arrhenius. 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

Dettagli

Equilibri ionici in soluzione. Acidi, basi, scala del ph

Equilibri 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

Dettagli

Forza relativa di acidi e basi

Forza 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

Dettagli

Equilibri ionici in soluzione acquosa. Acidi, basi, scala del ph

Equilibri 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

Dettagli

Parte 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 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

Dettagli

2NH3(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

Dettagli

Acidi e basi di Lewis

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

Dettagli

Analizziamo i casi più frequenti. Acido forte Base forte Acido debole Base debole Idrolisi Tampone

Analizziamo 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

Dettagli

Ionizzazione spontanea dell acqua: autoprotolisi o autoionizzazione dell acqua. [ H ] 2

Ionizzazione 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

Dettagli

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

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 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

Dettagli

EQUILIBRI IN SOLUZIONE ACQUOSA

EQUILIBRI 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

Dettagli

Soluzioni Acido Base Definizione di Brønsted

Soluzioni Acido Base Definizione di Brønsted acido + base sale + acqua 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 + )

Dettagli

EQUILIBRI IN SOLUZIONE: SOSTANZE ACIDE E BASICHE

EQUILIBRI IN SOLUZIONE: SOSTANZE ACIDE E BASICHE EQUILIBRI IN SOLUZIONE: SOSTANZE ACIDE E BASICHE TEORIE ACIDO-BASE 1) Teoria di Arrhenius Arrhenius fu il primo a proporre una teoria acido-base a partire dal comportamento di queste sostanze in acqua.

Dettagli

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. 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

Dettagli

Equilibrio Acido base

Equilibrio 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

Dettagli

Equilibri acido-base

Equilibri 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

Dettagli

EQUILIBRI IN SOLUZIONE

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.

Dettagli

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

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 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

Dettagli

Equilibri ionici in soluzione acquosa. Acidi, basi, scala del ph

Equilibri 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

Dettagli

Equilibri acido-base

Equilibri 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

Dettagli

Acidi 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,

Acidi 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

Dettagli

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

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 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

Dettagli

V 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.

V 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

Dettagli

TEORIE ACIDO-BASE. 1) Teoria di Arrhenius

TEORIE ACIDO-BASE. 1) Teoria di Arrhenius TEORIE ACIDO-BASE 1) Teoria di Arrhenius Arrhenius fu il primo a proporre una teoria acido-base a partire dal comportamento di queste sostanze in acqua. Un acido è una sostanza che, sciolta in acqua, provoca

Dettagli

Base. Acido. Acido. Base

Base. 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

Dettagli

Brady Senese Pignocchino Chimica.blu Zanichelli 2014 Soluzione degli esercizi Capitolo 22

Brady 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

Dettagli

REAZIONI IN SOLUZIONE

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

Dettagli

HCl 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

HCl 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

Dettagli

NH 3 + H 2 O NH. Gli OH - sono solo quelli provenienti dalla base, perché quelli dell acqua sono molto pochi.

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 3 0.08 M. NH 3 +

Dettagli

Corso di Chimica e Propedeutica Biochimica La chimica degli acidi e delle basi

Corso di Chimica e Propedeutica Biochimica La chimica degli acidi e delle basi Corso di Chimica e Propedeutica Biochimica La chimica degli acidi e delle basi Svante Arrhenius (1859 1927) Johannes Nicolaus Brønsted (1879 1947) Thomas Martin Lowry (1874-1936) Gilbert Newton Lewis (1875-1946)

Dettagli

REAZIONI IN SOLUZIONE

REAZIONI 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

Dettagli

Valitutti, Falasca, Tifi, Gentile. Chimica. concetti e modelli.blu

Valitutti, 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

Dettagli

Acidi Basi e Sali. ChimicaGenerale_lezione19 1

Acidi 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

Dettagli

ESERCIZI ESERCIZI. 3) Una soluzione acquosa è sicuramente acida se: O + ] > 10-7 M O + ] > [OH - ] O + ] < [OH - ] d. [OH - ] < 10-7 M Soluzione

ESERCIZI 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

Dettagli

Gilbert Keith Chesterton

Gilbert 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

ESERCIZI SUL ph 3 0,002 0,2 13. 2. Completa la seguente tabella relativa a acidi o basi deboli.

ESERCIZI SUL ph 3 0,002 0,2 13. 2. Completa la seguente tabella relativa a acidi o basi deboli. ESERCIZI SUL ph Livello difficoltà 1 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. Completa la seguente tabella relativa a acidi o basi

Dettagli

Acidi e basi ph, costanti di acidità e basicità Idrolisi, soluzioni tampone

Acidi 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

Dettagli

TEORIE ACIDO-BASE. 1) Teoria di Arrhenius

TEORIE ACIDO-BASE. 1) Teoria di Arrhenius TEORIE ACIDO-BASE 1) Teoria di Arrhenius Arrhenius fu il primo a proporre una teoria acido-base a partire dal comportamento di queste sostanze in acqua. Un acido è una sostanza che, sciolta in acqua, provoca

Dettagli

Teoria di Arrhenius: sono acide (basiche) tutte quelle sostanze che, poste in acqua, sono capaci di dissociarsi formando ioni H + (OH - ).

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

Dettagli

Argomento 6 Equilibri in soluzione 1. Acidi e basi

Argomento 6 Equilibri in soluzione 1. Acidi e basi Argomento 6 quilibri in soluzione 1. Acidi e basi lettroliti in soluzione Un elettrolita è un composto che ionizza in solventi polari (H O) dissociandosi nei suoi costituenti NON elettroliti (molecole

Dettagli

FORZA DI ACIDI E BASI HA + :B HB + + A

FORZA 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

Dettagli

Teorie Acido-Base. Gli acidi in acqua si dissociano e rilasciano H + Le basi in acqua si dissociano e rilasciano OH -

Teorie Acido-Base. Gli acidi in acqua si dissociano e rilasciano H + Le basi in acqua si dissociano e rilasciano OH - Teorie Acido-Base Arrhenius: Gli acidi in acqua si dissociano e rilasciano H + Le basi in acqua si dissociano e rilasciano OH - Broensted-Lowry: Gli acidi rilasciano H + Le basi accettano H + Lewis gli

Dettagli

H 2 O 2 (aq) 2e - + O 2 (g) H + (aq) MnO 2 (s) +2e H + (aq Mn 2+ (aq) +2 H 2 O (l).

H 2 O 2 (aq) 2e - + O 2 (g) H + (aq) MnO 2 (s) +2e H + (aq Mn 2+ (aq) +2 H 2 O (l). Problema n.1 Bilanciare la seguente reazione redox utilizzando il metodo ionico-elettronico: H 2 2 (aq) + Mn 2 (s) + H + (aq) Mn 2+ (aq) + 2 (g) + H 2 (l). Calcolare la massa di Mn 2 (s) necessaria per

Dettagli

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

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 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

Dettagli

21/03/2017 EQUILIBRI IN SOLUZIONE ACQUOSA EQUILIBRI IN SOLUZIONE ACQUOSA EQUILIBRI IN SOLUZIONE ACQUOSA

21/03/2017 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

Dettagli

Ionizzazione dell acqua, ph, poh

Ionizzazione 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

Idrolisi salina. HCl + NaOH NaCl + H 2 O. In acqua i sali si dissociano nei loro ioni i quali si circondano di molecole

Idrolisi 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

Dettagli

Esercizi capitolo 18 Acidi e basi

Esercizi capitolo 18 Acidi e basi Esercizi capitolo 18 Acidi e basi 1) Considerando il seguente equilibrio: PO4 3- (aq) + H2O(l) HPO4 2- (aq) + OH-(aq) La teoria di Br nsted-lowry afferma che: A) PO4 3- e H2O sono le basi B) PO4 3- è anfiprotico

Dettagli

Bagatti, Corradi, Desco, Ropa. Chimica. seconda edizione

Bagatti, Corradi, Desco, Ropa. Chimica. seconda edizione Bagatti, Corradi, Desco, Ropa Chimica seconda edizione Bagatti, Corradi, Desco, Ropa, Chimica seconda edizione Capitolo 13. SEGUI LA MAPPA neutralizzazione Acidi forti acidi deboli Basi forti basi deboli

Dettagli

legge dell azione di massa: all equilibrio K c = [C] c [D] d / [A] a [B] b = k 1 /k -1

legge 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

Dettagli

LEGGE di AZIONE di MASSA

LEGGE 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

Dettagli

Equilibrio Acido base

Equilibrio 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

Dettagli

Idrolisi 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 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)

Dettagli

EQUILIBRI ACIDO-BASE. acido: sostanza che si dissocia in acqua producendo H +

EQUILIBRI 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

Dettagli

FOCUS SU EQUILIBRI ACIDO-BASE

FOCUS 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

Dettagli

Lezione 4. Le soluzioni Acidi e Basi Reazioni Chimiche La Concentrazione delle Soluzioni

Lezione 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

Dettagli

Soluti in acqua. Elettroliti. Non elettroliti

Soluti 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

Dettagli

ACIDI e BASI. La definizione di acido e base si è evoluta nel corso degli anni, sviluppando modelli sempre più generali.

ACIDI e BASI. La definizione di acido e base si è evoluta nel corso degli anni, sviluppando modelli sempre più generali. ACIDI e BASI La definizione di acido e base si è evoluta nel corso degli anni, sviluppando modelli sempre più generali. Il modello di Arrhenius è stato ampliato dal modello di Brønsted-Lowry. Ancora più

Dettagli

Acidi e Basi. Definizione di Arrhenius

Acidi 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)

Dettagli

ACIDI E BASI LA TEORIA DI ARRHENIUS

ACIDI E BASI LA TEORIA DI ARRHENIUS ACIDI E BASI LA TEORIA DI ARRHENIUS Il chimico svedese Arrhenius nel 1887 diede la prima definizione di acido e base, basata sulla capacità di queste sostanze di condurre la corrente elettrica. Secondo

Dettagli

2 ph di elettroliti forti

2 ph di elettroliti forti 1 Il principio dell equilibrio mobile di Le Chatelier Il ph e il poh sono complementari al numero 14, cioè la loro somma è sempre 14. Ad esempio, a un ph = 3 corrisponde un poh = 11 (3 11 = 14). Ciò è

Dettagli

Brady Senese Pignocchino Chimica.blu Zanichelli 2014 Soluzione degli esercizi Capitolo 21

Brady Senese Pignocchino Chimica.blu Zanichelli 2014 Soluzione degli esercizi Capitolo 21 Brady Senese Pignocchino Chimica.blu Zanichelli 2014 Soluzione degli esercizi Capitolo 21 Esercizio Risposta PAG 487 ES 1 Un acido è un donatore di protoni, una base è un accettore di protoni. PAG 487

Dettagli

10. Acidi e basi deboli, tamponi e titolazioni

10. Acidi e basi deboli, tamponi e titolazioni Lezione. cidi e basi deboli, tamponi e titolazioni cidi e basi deboli Generalmente possiamo parlare di elettrolita, cioè una sostanza che in acqua si dissocia. Possono essere distinti elettroliti forti,

Dettagli

L EQUILIBRIO CHIMICO: EQUILIBRI IN FASE GASSOSA

L 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

Dettagli

Scienziati in Erba Chimica

Scienziati in Erba Chimica Scienziati in Erba Chimica Acqua Oro Zucchero Le soluzioni La diluizione è il procedimento per preparare una soluzione meno concentrata da una soluzione più concentrata. Diluizione Aggiungi Solvente Moli

Dettagli

Olimpiadi di Chimica

Olimpiadi 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

Dettagli

Esploriamo la chimica

Esploriamo 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

Dettagli

Equilibri Acido Base e ph

Equilibri 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

Equilibri ionici in soluzione. M. Pasquali

Equilibri 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

Dettagli

Es: consideriamo una soluzione contenente acido K = 1, [CH 3 COOH]

Es: 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

Dettagli

CH 3 COOH (aq) + OH - (aq) CH 3 COO - (aq) + H 2 O (l)

CH 3 COOH (aq) + OH - (aq) CH 3 COO - (aq) + H 2 O (l) 2. Titolazione di un acido debole con una base forte : CH 3 COOH (aq) + NaOH (aq) (a cura di Giuliano Moretti) La titolazione è descritta dalla seguente reazione CH 3 COOH (aq) + OH - (aq) CH 3 COO - (aq)

Dettagli

Le reazioni acido base

Le reazioni acido base Le reazioni acido base Le reazioni acido-base sono fra le più comuni reazioni che avvengono in soluzione acquosa. La definizione di questi due concetti, acido e base, è diversa a seconda della teoria utilizzata,

Dettagli

-DEFINIZIONE DI ACIDI E BASI-

-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

Dettagli

EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE

EQUILIBRI 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

Dettagli

Equilibri ionici in soluzione. M. Pasquali

Equilibri 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

Dettagli

Soluzioni degli esercizi del testo

Soluzioni degli esercizi del testo Klein, Il racconto della chimica degli esercizi del testo Lavorare con le mappe 1. 2. Risposta aperta. 3. Risposta aperta. 4. Il prodotto ionico dell acqua è il prodotto tra la concentrazione molare di

Dettagli

ESERCIZI SVOLTI: EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE ACQUOSA

ESERCIZI SVOLTI: EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE ACQUOSA ESERCIZI SVOLTI: EQUILIBRI IONICI IN ACQUOSA 1) Calcolare il ph di una soluzione ottenuta per mescolamento di 150 ml di una soluzione di acido ipocloroso 0.3 M e 100 ml di una soluzione di idrossido di

Dettagli

TEORIE ACIDO-BASE. 1) Teoria di Arrhenius

TEORIE ACIDO-BASE. 1) Teoria di Arrhenius TEORIE ACIDO-BASE 1) Teoria di Arrhenius Arrhenius fu il primo a proporre una teoria acido-base a partire dal comportamento di queste sostanze in acqua. Un acido è una sostanza che, sciolta in acqua, provoca

Dettagli

Determinare il ph di una soluzione costituita da 100 ml di HCl 0.01 M.

Determinare il ph di una soluzione costituita da 100 ml di HCl 0.01 M. Come prima cosa bisogna chiarire che cosa succeda in soluzione e quali siano le specie presenti all equilibrio. È inoltre necessario considerare sempre il risultato ottenuto in maniera critica e non accettarlo

Dettagli

Introduzione alla Chimica Organica V Ed.

Introduzione alla Chimica Organica V Ed. William H. Brown - Thomas Poon Introduzione alla Chimica Organica V Ed. Capitolo 2 2.1 Cosa sono gli acidi e le basi secondo Arrhenius? Un Acido di Arrhenius è una sostanze che sciolta in acqua produce

Dettagli

2NH3(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

Dettagli

Elettrolita forte = specie chimica che in soluzione si dissocia completamente (l equilibrio di dissociazione è completamente spostato verso destra)

Elettrolita forte = specie chimica che in soluzione si dissocia completamente (l equilibrio di dissociazione è completamente spostato verso destra) A.A. 2005/2006 Laurea triennale in Chimica Esercitazioni di stechiometria - Corso di Chimica Generale ed inorganica C ARGOMENTO 6: Equilibri in soluzione: equilibri acido/base, idrolisi e tamponi (6 h)

Dettagli

Marco 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.

Marco 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.

Dettagli

L idrolisi salina. Vi sono sali che sciolti in acqua, impartiscono alla soluzione una reazione acida o basica.

L 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

Dettagli

Soluzioni. 12 a. La soluzione più acida è la soluzione A. b. La soluzione con il ph maggiore è la soluzione B.

Soluzioni. 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

Dettagli

Appunti di Stechiometria per Chimica

Appunti 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

Dettagli

HX X + H + MOH M + + OH -

HX 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

Dettagli

Calcolare la resa teorica di AgCl: 0.640g x 100/98.3 = 0.651g. Calcolare le moli di AgCl: massa molare AgCl: g/mol

Calcolare la resa teorica di AgCl: 0.640g x 100/98.3 = 0.651g. Calcolare le moli di AgCl: massa molare AgCl: g/mol Esercizio 1 Quanti millilitri di una soluzione 2.73x10-1 M di AgNO3 bisogna far reagire con una soluzione di HCl per ottenere 640 mg di AgCl sapendo che la resa della reazione è del 98.3%. Scrivere la

Dettagli