Pensaci bene prima di proseguire Sei sicuro di avere fatto tutti gli sforzi necessari per risolvere i problemi.

Dimensione: px
Iniziare la visualizzazioe della pagina:

Download "Pensaci bene prima di proseguire Sei sicuro di avere fatto tutti gli sforzi necessari per risolvere i problemi."

Transcript

1 70

2 Allcunii riisullttattii degllii eserciizii proposttii Pensaci bene prima di proseguire Sei sicuro di avere fatto tutti gli sforzi necessari per risolvere i problemi. 71

3 Una delle classi più importanti di reazioni chimiche è quella tra acidi e basi. Nel passato, una sostanza era riconosciuta come un acido se era capace di fare assumere una colorazione rossa al tornasole, mentre era una base se gli faceva assumere una colorazione blu. Fu anche scoperto che gli acidi e le basi reagiscono tra loro per dare composti, chiamati sali: Acido + Base > Sale Con il passare del tempo si giunse alla convinzione che per essere un acido una sostanza doveva contenere atomi di idrogeno, mentre prevalse il comune convincimento che una sostanza per essere una base doveva contenere gruppi OH. La prima definizione razionale di acido e di base e la prima seria teoria sugli acidi e sulle basi fu formulata da Svante Arrhenius durante l elaborazione della sua teoria della dissociazione elettrolitica ( Egli notò che alcuni acidi allo stato puro non conducono la corrente elettrica, mentre le loro soluzioni acquose sono molto più conduttrici dell acqua pura. Egli dedusse che gli acidi in soluzione acquosa si dissociano in ioni (ione = portatore di carica elettrica), e giunse alla conclusione che un acido è una sostanza capace di fornire ioni idrogeno: HA > H + + A - Per quanto riguarda le sostanze basiche, egli giunse a ipotizzare che una base è una sostanza capace di fornire ioni idrossido: MOH > M + + OH - Infine, interpretò le reazioni tra un acido e una base, configurandole come reazioni tra ioni idrogeno e idrossido (forniti dall acido e, rispettivamente, dalla base) che portano alla formazione di acqua, che è una sostanza pochissimo dissociata, e del sale: HA + MOH MA + H O H+ A - + M + + OH - M + + A - + H O acido base sale L acqua ha una parte fondamentale nelle reazioni in cui intervengono acidi o basi, per cui è opportuno conoscere alcune delle sue proprietà. Allo stato puro è un debolissimo conduttore elettrico. Questa conducibilità è dovuta alla presenza nell acqua pura di una modestissima concentrazione di ioni che sono prodotti da quella che fu originariamente chiamata dissociazione dell acqua e formulata con la seguente scrittura: H O H + + OH - Tuttavia, lo ione H + in acqua non è immaginabile come semplice protone, ancorché solvatato. Infatti, esso, a causa delle sue ridottissime dimensioni e dell elevatissimo valore 7

4 del rapporto carica/raggio (+e/r p ), produce un forte campo coulombiano e attrae le nuvole elettroniche delle specie chimiche adiacenti (nel caso in questione la nuvola elettronica di una coppia di elettroni solitaria dell ossigeno dell acqua), fino a dare luogo a un legame covalente di tipo dativo, con formazione dello ione ossonio, H O +, nel quale i legami O-H sono tutti uguali: O O + + H + H H H H H In acqua questo ione è a sua volta solvatato (idratato) e forma strutture di forma più complessa: H 9 O + 4 o H 11 O + 5. Di solito lo ione ossonio idratato è chiamato semplicemente ione idrogeno ed è scritto nella forma H O +, omettendo le molecole di acqua di idratazione, o anche nella forma H +, soprattutto nella scrittura delle equazioni chimiche, che diventano più agevoli da maneggiare. Da quanto detto sopra dovrebbe apparire chiaro che il modo più appropriato per scrivere la "dissociazione" dell acqua. H O H O + + OH - Questa scrittura chiarisce che la "dissociazione dell acqua" è in realtà una reazione di trasferimento di un protone da una molecola di acqua all altra. Per questa ragione è detta reazione di autoprotolisi o di autodissociazione dell acqua. Essa è regolata dalla legge d azione di massa e la sua costante di equilibrio stechiometrica, K w, chiamata costante di autoprotolisi dell acqua, o prodotto ionico dell acqua: K w = [H O + ][OH - ] Nel caso di soluzioni molto diluite il suo valore a 5 C è 1,00x10-14 (moli dm - ). Nel resto del testo impiegheremo questo valore a 5 C indipendentemente dalla concentrazione delle soluzioni. K w = [H O + ][OH - ] = 1,0x10-14 (moli dm - ) = 1,0x10-14 M Il valore della costante di autoprotolisi è anche funzione della temperatura, ed aumenta all aumentare di questa in quanto la reazione di autoprotolisi è un processo endotermico (K w =,9x10-14 M a 40 C e 5, M a 50 C). Noto il valore di K w è possibile ricavare la concentrazione di ioni idrogeno e idrossido nell acqua pura. Infatti, gli ioni idrogeno e idrossido nell acqua pura devono essere presenti in concentrazioni equimolari dato che nella reazione di autoprotolisi sono prodotti in rapporto 1:1. Ne segue che a 5 C la loro concentrazione è 1,00x10-7 M: a) [H O + ] = [OH - ] b) [H O + ][OH - ] = [H O + ] = K w = 1,00x10-14 M c) [H O + ] = 14 1,0 x10 M = 1,0x10-7 M 7

5 Un modo di quantificare il contenuto di ioni idrogeno in soluzione è quello che fa uso del ph: il ph è uguale al logaritmo decimale, cambiato di segno, del valore numerico della molarità degli ioni idrogeno: ph = -log [H O + ] Pertanto, il ph dell acqua pura a 5 C è 7,00: ph = -log 1,00x10-7 = 7,00 [H O + ] = 10 -ph L acqua pura, che contiene la stessa concentrazione di ioni idrogeno e di ioni idrossido, viene detta neutra. Di conseguenza, una soluzione acquosa che a 5 C abbia un ph di 7,00 è detta neutra. Si noti peraltro che la condizione di neutralità è definita dalla relazione [H O + ] = [OH - ] ed è valida a qualsiasi temperatura. Se introduciamo in acqua un acido (che fornisce ioni idrogeno) provochiamo un aumento della concentrazione di ioni idrogeno per cui il ph della soluzione diventa minore di 7: [H O + ] > 1,00x10-7 M ph = -log [H O + ] < 7,00 Una soluzione il cui ph a 5 C è minore di 7,00 è detta acida. D altra parte, l introduzione in acqua di una base (che fornisce ioni idrossido) provoca un aumento della concentrazione di ioni idrossido e una diminuzione di ioni idrogeno, per cui il ph della soluzione risultante è necessariamente maggiore di 7: [OH - ] > 1,00x10-7 M [H O + ] = ph = -log [H O + ] > 7,00 1,00x10 OH Una soluzione il cui ph a 5 C è maggiore di 7,00 è detta basica. Riassumendo: 14 < 1,00x10-7 M [H O + ] > [OH - ] [H O + ] = [OH - ] [H O + ] < [OH - ] ph (a 5 C): < 7,00 7,00 > 7,00 soluzione: acida neutra basica Il ph delle soluzioni acquose può avere valori compresi nell intervallo Se a una soluzione contenente un acido (e perciò ricca di ioni idrogeno) aggiungiamo una base (che fornisce ioni idrossido) diamo origine a una reazione tra H O + e OH - che porta alla produzione di acqua: H O + + OH - H O Di conseguenza, in seguito a questa reazione sono progressivamente consumati ioni idrogeno della soluzione e il ph di questa (inizialmente minore di 7) cresce e tende verso la neutralità (ph = 7,00). D altra parte, diamo origine alla stessa reazione anche quando aggiungiamo un acido a una soluzione contenente una base. In questo caso il ph 74

6 della soluzione (inizialmente maggiore di 7,00) diminuisce e tende qualitativamente anche in questo caso verso la neutralità. Per questa ragione le reazioni tra acidi e basi sono dette reazioni di neutralizzazione. La costante di autoprotolisi stechiometrica, K w, coincide numericamente con quella termodinamica solo se le soluzioni sono tanto diluite da rendere unitario il valore dei coefficienti di attività. La teoria di Arrhenius ipotizza che una sostanza per essere una base debba contenere gruppi OH (OH - ) da poter essere ceduti. Tuttavia, vi sono sostanze che, seppur prive di questi gruppi, sono in grado di "neutralizzare" gli acidi e di produrre un ambiente basico quando sono poste in soluzione. Per esempio, il carbonato di sodio, Na CO, o l ammoniaca, NH, in acqua danno soluzioni basiche e sono in grado di neutralizzare gli acidi pur non contenendo gruppi OH -. Incongruenze di questo tipo furono superate da J. N. Brønsted e T. M. Lowry i quali, indipendentemente, formularono una più esauriente definizione di acido e di base, secondo la quale un acido è una specie chimica capace di cedere protoni e una base è una specie chimica capace di accettare protoni. Utilizzando questa definizione possiamo spiegare il comportamento basico di Na CO o di NH assegnando a CO - e a NH la capacità di accettare protoni, per esempio dall acqua, la quale a sua volta agisce da acido perché cede un protone: CO - + H O HCO - + OH - NH + H O NH OH - In generale una specie chimica, B, è una base, anche se non contiene gruppi OH -, a condizione che sia in grado di accettare un protone, per esempio dall acqua, ma anche da un qualsiasi acido: B + H O HB + + OH - D altra parte, l aumento della concentrazione di ioni idrogeno provocato dalla presenza di un acido in acqua è spiegato con la capacità di quest ultimo di cedere un suo protone a questa, la quale a sua volta agisce da base perché lo accetta: HA + H O H O + + A - Negli esempi appena citati è stato supposto che l acido ceda un solo protone e che la base ne accetti uno solo. In realtà, come vedremo nei prossimi paragrafi, esistono acidi e basi che possono cedere o, rispettivamente, accettare più protoni: sono chiamati acidi o basi monoprotici, diprotici o in genere poliprotici a seconda che possano cedere o accettare uno, due o più protoni. 75

7 Se si osserva la reazione di autoprotolisi dell acqua è possibile rendersi conto che non si tratta altro che di una reazione reversibile tra un acido e una base di Brønsted, i quali in questo caso sono due molecole della stessa sostanza: H O + H O H O + + OH - base 1 acido acido 1 base Ciò significa che l acqua è una sostanza capace sia di cedere sia di accettare protoni. Vi sono molte altre sostanze o specie ioniche che hanno questo comportamento. Sostanze capaci sia di cedere sia di accettare protoni sono chiamate anfoliti o sostanze anfotere. Affinché una sostanza abbia proprietà anfotere deve possedere sia doppietti di elettroni liberi facilmente utilizzabili per un legame dativo con un protone e agire così da basi, sia protoni facilmente cedibili in modo da agire anche da acidi. L acqua presenta queste caratteristiche. Il protone "libero" non esiste in condizioni che abbiano qualche significo chimico, ma è sempre legato a qualche altro atomo. Di conseguenza, un acido, HA, per manifestare la sua capacità di donare protoni deve trovarsi alla presenza di una base che li accetti. D altra parte, una base per manifestare la sua capacità di accettare protoni deve trovarsi alla presenza di un acido che li ceda. Pertanto, tutte le reazioni nelle quali vi siano specie chimiche che si comportano da acidi includono necessariamente anche specie chimiche che si comportano da basi. Una reazione tra un acido HA e una base B è un processo reversibile che può essere schematizzato con la seguente equazione: HA + B A - + HB + acido 1 + base base + acido 1 Se consideriamo questa equazione nella direzione che va da destra a sinistra notiamo che A - è una base perché può accettare protoni e ripristinare HA. D altra parte HB + è un acido perché può cedere protoni e ripristinare B: A - è la base coniugata dell acido HA e HB + è l acido coniugato della base B. Un acido è in correlazione con la sua base coniugata tramite la propria reazione di ionizzazione o reazione di dissociazione, così come una base è in correlazione con il suo acido coniugato tramite la propria reazione di ionizzazione o di dissociazione. HA + H O A - + H O + acido 1 + base base 1 + acido B + H O HB + + OH - base 1 + acido acido + base 1 In realtà queste cosiddette "reazioni di dissociazione" sono normali reazioni acido-base, nelle quali uno dei reagenti è l acqua. Queste reazioni sono regolate dalle rispettive 76

8 costanti di ionizzazione acida, K a, e basica, K b, che per ragioni storiche conservano il nome di costanti di dissociazione acida o basica. K a = [HO ][A [HA] ] [HB ][OH ] K b = [B] Peraltro, è consuetudine omettere le unità di misura delle costanti di equilibrio delle reazioni che avvengono in soluzione. Di conseguenza non compaiono le unità di misura delle concentrazioni molari nell espressione di queste costanti e dopo la soluzione di un problema devono essere definite caso per caso. Molto spesso, invece delle costanti di dissociazione si usa il logaritmo decimale, cambiato di segno, del loro valore numerico e indicato con il simbolo pk. pk a = -log K a K a = 10 -pka pk b = -log K b K b = 10 -pkb L esposizione fatta finora può essere estesa agli acidi e alle basi poliprotici. In questi casi ogni funzione acida o basica dà luogo a una reazione di dissociazione. Per esempio, l acido fosforico, H PO 4, che è un acido triprotico, dà luogo alle seguenti reazioni di dissociazione successive: H PO 4 + H O H PO H O + K a1 = H PO H O HPO H O + K a = [ HO ][ HPO [ H PO ] 4 [ HO ][ HPO [ H PO ] ] ] HPO H O PO H O + K a = [ HO ][ PO4 [ HPO ] Gli acidi e le basi non hanno tutti la stessa attitudine a cedere o ad accettare protoni. Per indicare questa diversa tendenza sono classificati secondo la loro forza. Quando si ha a che fare con soluzioni acquose la forza di un acido è stabilita dalla sua capacità di cedere protoni all acqua, mentre quella di una base è stabilita dalla sua capacità di accettare protoni dall acqua. Come misura di queste attitudini si usano le costanti di dissociazione degli acidi e delle basi: un acido è tanto più forte, quanto più grande è la sua costante di dissociazione, K a ; una base è tanto più forte quanto più grande è la sua costante di dissociazione, K b. In termini pratici, ancorché poco rigorosi, sono definiti forti gli acidi e le basi che hanno costanti di dissociazione maggiori di 1; moderatamente deboli quelli che hanno costanti di dissociazione comprese tra circa 10 - e 10-4 e molto deboli quelli che hanno costanti di dissociazione minori di ] 77

9 Gli acidi e le basi molto forti sono totalmente dissociati anche in soluzioni moderatamente concentrate, mentre quelli deboli lo sono solo parzialmente, anche se possono essere totalmente dissociati quando sono in soluzioni molto diluite. Un acido o una base posti in soluzione sono sempre in equilibrio con la base e l acido coniugati. La forza di un acido e quella della sua base coniugata sono quantitativamente legate tra loro nel senso che il prodotto della costante di dissociazione di un acido per quella della sua base coniugata è uguale alla costante di autoprotolisi dell acqua. K a K b = K w = 1,00x10-14 pk a + pk b = 14,00 Tanto più forte è un acido (più grande è il valore di K a ) e tanto più debole è la sua base coniugata (più piccolo è il valore di K b ). Per contro, un acido molto debole come l acido cianidrico, HCN (K a(hcn) = 6,17x0-10 ) è coniugato alla base CN -, che ha una forza confrontabile con quella dell ammoniaca ( K b CN = K w/k a = 1,6x10-5 ). D altra parte, una base molto forte come NaOH è coniugata a un acido molto debole (il catione Na + ). Invece, una base debole come NH ( K = 1,78x10-5 ) è coniugata a un acido, costituito dal b NH catione NH 4 +, che ha una forza simile a quella dell acido cianidrico ( = 5,6x10-10 ). K a NH 4 I composti contenenti idrogeno possono comportarsi da acidi di Brønsted solo quando contengono protoni legati a un atomo molto elettronegativo. Consideriamo una soluzione acquosa di un acido monoprotico forte HA di concentrazione molare C a. La concentrazione di ioni idrogeno in una soluzione acquosa di un acido monoprotico forte in soluzioni non molto 1 diluite è uguale alla molarità dell acido stesso. In tal caso il ph è dato dal logaritmo decimale, cambiato di segno, del valore numerico della concentrazione molare dell acido. ph = -log [H O + ] = -log C a Nel caso di una base forte monoprotica, con concentrazione c b, la concentrazione di H O + e il ph della soluzione possono essere ricavati utilizzando la costante di autoprotolisi dell acqua: 1,00x10 [H O + ][OH - ] = K w [H O + w ] = OH cb K 14 ph = -log [H O + 1,00x10 ] = -log c b 14 = 14,00 + log c b 1 In questo caso, nel calcolo della concentrazione degli ioni H O +, è possibile trascurare il contributo degli ioni H O + derivanti dalla dissociazione dell acqua. 78

10 Un acido debole, a differenza di un acido forte, non è completamente dissociato in soluzione cosicché l equilibrio di dissociazione non è quantitativamente spostato a favore dei prodotti di dissociazione. Se, come al solito, con c a si indica la concentrazione dell acido debole si ottiene: K a = [H O ][A [HA] ] = C [H O a + ] [H O Questa equazione mette in relazione la costante di dissociazione con la concentrazione di ioni idrogeno. Se il grado di dissociazione è molto basso si ottiene: [H O + ] = K aca Se esaminiamo il caso di una base debole con concentrazione molare c b e facciamo le medesime considerazioni di quelle fatte per un acido debole si ottiene: [OH - ] = K bcb Il grado di dissociazione degli acidi e delle basi forti in soluzione è uno, a causa dell alto valore delle costanti di dissociazione di questi, e rimane essenzialmente invariato anche se alla soluzione si aggiunge una significativa quantità di uno ione comune ad essi. Invece, nel caso di acidi o di basi deboli l aggiunta di uno ione comune fa diminuire il grado di dissociazione (principio di Le Châtelier). Consideriamo un acido monoprotico debole in una soluzione acquosa di concentrazione molare c a. Il suo grado di dissociazione può essere calcolato nel seguente modo. K a = [HO ][A [HA] ] = C a 1 Se alla soluzione si aggiungono ioni H O +, per esempio introducendo un acido forte, la reazione di dissociazione dell acido debole retrocede. Un acido debole in soluzione acquosa è di solito poco dissociato, ma se la soluzione contiene già ioni idrogeno, o se vi sono stati aggiunti, lo è ancora meno (principio di Le Châtelier). Il grado di dissociazione di un acido debole diminuisce all aumentare della concentrazione di acido forte presente nella soluzione. Lo stesso trattamento può essere applicato per analizzare l effetto prodotto dall aggiunta di una base forte sul grado di dissociazione di una base debole. Il principio di Le Châtelier fa prevedere che il grado di dissociazione di un acido debole, HA, diminuisca anche quando è aggiunto alla soluzione l anione A -, che è la sua base coniugata. La stessa cosa accade quando a una soluzione di una base debole B + ] 79

11 aggiungiamo la specie HB +, che è il suo acido coniugato. Le soluzioni contenenti miscele di acidi deboli e loro basi coniugate (soluzioni tampone) richiedono una trattazione a parte. Una soluzione acquosa che contenga un acido debole insieme alla sua base coniugata è una soluzione tampone. Queste soluzioni sono preparate mescolando un acido debole e un suo sale, {per esempio acido acetico e acetato di sodio: CH COOH + CH COONa (Na + + CH COO - )}, oppure una base debole e un suo sale, {per esempio ammoniaca e cloruro di ammonio: NH + NH 4 Cl (NH Cl - )}. In questo modo le soluzioni che si ottengono contengono sia un acido debole (nei due esempi: CH COOH o NH + 4 ) sia una base debole (nei due esempi: CH COO - o NH ) tra loro coniugati. Sono chiamate soluzioni tampone perché hanno la proprietà di mantenere pressoché invariato il valore del ph anche se vi si aggiunge una moderata quantità di un acido o di una base forti. La proprietà tamponante di queste soluzioni è qualitativamente comprensibile quando si pensi che queste contengono sia un acido in grado di reagire con la base forte che venga introdotta, neutralizzandola, sia una base in grado di reagire con l acido forte che venga introdotto, neutralizzandolo. Esaminiamo più a fondo queste soluzioni. Indichiamo con c a e c b rispettivamente le concentrazioni molari dell acido debole HA e della sua base coniugata. Le concentrazioni di queste due specie chimiche e quella degli ioni idrogeno dovranno obbedire alla legge d azione di massa. [HA] = c a = [Acido] [A - ] = c b = [Base] K a = [HO ][A [HA] ] [H O + [HA] [Acido] C ] = K a = K a = Ka [A ] [Base] C Azione tamponante e suoi limiti La capacità tamponante di una soluzione tampone non è illimitata. Infatti, l aggiunta di quantità crescenti di acido forte o base forte provoca il consumo di quantità crescenti della base o dell acido debole presenti nella soluzione tampone, fino al loro totale esaurimento e conseguente annullamento dell effetto tampone. La capacità tamponante di una soluzione tampone rimane soddisfacente fintantoché la quantità di acido forte o di base forte che è introdotta nella soluzione è inferiore a circa il 10% della concentrazione dell acido o della base deboli che nel sistema tampone è presente con la più bassa concentrazione. Infine, le migliori soluzioni tampone sono quelle nelle quali le concentrazioni c a e c b sono uguali. a b 80

12 Le reazioni di idrolisi sono le reazioni tra un sale e l acqua che producono l acido e la base dai quali si può immaginare che il sale sia stato ottenuto. Un esempio di idrolisi è il seguente: NaF + H O NaOH + HF Per capire il motivo per cui avvengono le reazioni di idrolisi ricordiamo che i sali sono costituiti da cationi e anioni che sono gli acidi e le basi coniugati della base e dell acido con i quali sono stati eventualmente preparati. Inoltre, come acidi o basi i cationi e gli anioni sono tanto più forti quanto più debole è la base o l acido a essi coniugato. Consideriamo dapprima un sale prodotto dalla reazione di un acido forte con una base forte, come NaCl. Esso contiene il catione Na + e l anione Cl - che sono rispettivamente un acido e una base estremamente deboli in quanto sono coniugati, rispettivamente, a una base (NaOH) e un acido (HCl) forti. La dissoluzione in acqua di un siffatto sale equivale a quella di un acido (Na + ) e di una base (Cl - ) così deboli da non dare una reazione acido-base con l acqua. Di conseguenza, la concentrazione di ioni idrogeno in acqua non varia in seguito alla dissoluzione di sali di questo tipo e il ph della soluzione risultante rimane 7,00. Invece, la dissoluzione di un sale, come NaCN, prodotto dalla reazione di una base estremamente forte (NaOH) con un acido debole (HCN), equivale alla messa in soluzione di un acido (Na + ) così debole da non avere alcun effetto sul ph della soluzione, ma anche di una base (CN - ) che, sebbene debole, è sufficientemente forte da accettare protoni dall acqua. Di conseguenza in soluzione avviene la reazione di idrolisi che di fatto è la reazione tra la base debole CN - e l acqua. La soluzione risultante è basica perché in seguito all idrolisi si sono prodotti ioni OH -. Na + + CN - + H O CN - + H O Na + + OH - + HCN OH - + HCN La costante di equilibrio delle reazioni di idrolisi è detta costante di idrolisi, K idr. Se richiamiamo le relazioni [OH - ] = K w /[H O + ] e K a = [H O + ][A - ]/[HA], possiamo dimostrare che nel caso in esame la costante di idrolisi è legata direttamente alla costante di dissociazione dell acido debole: K idr = K K w a = Kb Se indichiamo con x l aliquota di concentrazione di sale che è idrolizzato e trascuriamo quella di OH - proveniente dalla reazione di autoprotolisi dell acqua possiamo ottenere la seguente relazione: 81

13 K idr = C [ OH ] [ OH sale Inoltre, se accettiamo l ipotesi che l aliquota x di concentrazione di sale idrolizzato sia molto piccola rispetto alla concentrazione di sale iniziale (x << C sale ), possiamo ricavare la concentrazione di ioni idrogeno e il ph semplificando la precedente: ] K idr = K K w a [OH - ] = K K w Csale a Le equazioni sono valide per soluzioni di qualsiasi sale prodotto dalla reazione di una base forte con un acido debole. Esse coincidono a quelle che regolano il ph di una soluzione acquosa di una base debole. Possiamo anche definire un grado di idrolisi,, come il rapporto tra le moli di sale idrolizzato e quelle iniziali. Il grado di idrolisi è legato alle concentrazioni delle specie in soluzione. Se mettiamo in soluzione un sale prodotto dalla reazione di un acido forte con una base debole, come può essere il cloruro di ammonio, NH 4 Cl, che è preparato per reazione di HCl con NH, di fatto otteniamo una soluzione che contiene la base debolissima Cl -, che non influisce sul ph della soluzione, e l acido NH + 4 che, seppure debole, è in grado di cedere protoni all acqua. La reazione di idrolisi è in realtà la reazione tra l acido NH + 4 e l acqua, ossia la reazione di dissociazione di un acido debole. NH 4 Cl + H O NH + HCl NH Cl - + H O NH + H O + + Cl - NH H O H O + + NH In questo caso la costante di idrolisi, K idr, è uguale alla costante di dissociazione dell acido NH + 4 : [HO ][NH ] K idr = = K a [NH ] La soluzione risultante è acida dato che nell idrolisi sono prodotti ioni idrogeno. Se indichiamo con x l aliquota di concentrazione di sale che è idrolizzato e accettiamo l ipotesi che questa sia minore della concentrazione di sale iniziale (x << c sale ) possiamo ricavare la concentrazione di ioni idrogeno da questa il ph. [NH ][HO K idr = [NH ] 4 ] ] [H O = C sale 4 = K a [H O + ] = K idrcsale = K acsale Queste equazioni coincidono con quelle che regolano il ph di una soluzione acquosa di un acido debole. 8

14 A conclusione di questo paragrafo aggiungiamo che molti cationi metallici in soluzione acquosa si comportano come acidi di Brønsted. Ciò accade, in particolare, quando il catione ha un alta carica positiva e un piccolo raggio ionico, come Al +, Bi +, Cr +, Fe +, Sn + ecc. In soluzione questi cationi sono presenti come acquaioni, per esempio [Al(H O) 6 ] + e [Cr(H O) 6 ] +, e danno luogo a reazioni di dissociazione acida, per cui i loro sali idrolizzano come gli altri sali contenenti un catione acido (per esempio NH 4 + ). [M(H O) 6 ] + + H O [M(H O) 5 OH] + + H O + Supponiamo di sciogliere quantità progressivamente crescenti di una sostanza solida in una quantità fissa di un dato solvente, in ipotesi l acqua: in questo modo effettuiamo una reazione di dissoluzione. Di solito un aliquota per quanto modesta di sostanza si discioglie. Il più delle volte se si continua ad aggiungere altra sostanza nella soluzione si raggiunge una condizione di equilibrio in cui la dissoluzione non procede ulteriormente e la sostanza rimane indisciolta a costituire quello che è definito, talora impropriamente, il corpo di fondo. In queste condizioni si è realizzato un equilibrio eterogeneo ed è stata ottenuta una soluzione satura, mentre la soluzione è insatura fintanto che la concentrazione di soluto è più bassa di quella di saturazione. La concentrazione di soluto in una soluzione satura ne esprime la solubilità, S, e di solito è espressa in moli dm - = moli L -1 = M. L inverso di una reazione di dissoluzione è una reazione di precipitazione. Essa può essere provocata concentrando una soluzione insatura, per esempio evaporando il solvente, o variando la temperatura. Un caso molto importante dal punto di vista chimico è quello in cui si provoca la precipitazione di una sostanza ionica mediante aggiunta alla soluzione di uno degli ioni che la compongono (principio di Le Châtelier). Consideriamo la soluzione acquosa satura di un composto M a X b, per esempio un sale, che in soluzione sia totalmente dissociato nei suoi ioni, M b+ e X a-. La reazione reversibile che coinvolge gli ioni in soluzione e la rispettiva sostanza allo stato solido è descritta dall equazione sotto riportata ed è regolata dalla relativa costante di equilibrio, K sp, che in questo caso prende il nome di prodotto di solubilità: M a X b(s) dissoluzione precipitazione a M b+ + b X a- K sp = [M b+ ] a [X a- ] b = K sp (moli dm - (a + b) ) La solubilità, S, di un composto ionico in acqua pura è legata al prodotto di solubilità. Infatti, dato che ogni mole di sostanza che si scioglie equivale alla messa in soluzione di a moli di M b+ e b moli di X a-, e dato che nel caso specifico la presenza di questi ioni in soluzione proviene esclusivamente dal composto che si è sciolto, in condizioni di 8

15 saturazione dovranno valere le concentrazioni, che introdotte nella costante consentono di ricavare la relazione che lega la solubilità in acqua della sostanza ionica al suo K sp. a) [M b+ ] = as b) [X a- ] = bs a) K sp = [M b+ ] a [X a- ] b = (as) a (bs) b = a a b b S a+b b) S a+b = Come si può constatare dall equazione il prodotto di solubilità di per se stesso non è sufficiente a stabilire direttamente la solubilità relativa di composti ionici. Infatti, l espressione che lega la solubilità di un sale al suo K sp contiene i coefficienti stechiometrici della reazione per cui è funzione della stechiometria di questa. Si osservi che la legge d azione di massa che regola l equilibrio di solubilità lega tra loro le concentrazioni di equilibrio di M b+ e X a-, indipendentemente dalla provenienza di questi ioni. Ne segue che la è valida anche quando gli ioni M b+ e X a- presenti in una soluzione satura non provengono dalla dissoluzione del sale M a X b, ma vi sono stati introdotti in altro modo, per esempio come cationi o anioni di loro sali solubili. In questi casi, se le concentrazioni di M b+ e X a- che sono realizzate sono tali da dare valori del prodotto [M b+ ] a [X a- ] b inferiori a K sp non si forma alcun precipitato in quanto nella soluzione risultante si può sciogliere dell altro M a X b e aumentare le concentrazioni di M b+ e X a- fino a ottenere un valore di [M b+ ] a [X a- ] b uguale a K sp. Per contro, se le concentrazioni di M b+ e X a- sono tali da dare valori di [M b+ ] a [X a- ] b maggiori di K sp la soluzione è soprassatura e parte degli ioni M b+ e X a- si separa dalla soluzione sotto forma del composto M a X b, in modo da diminuire le loro concentrazioni fino a ottenere un valore del termine [M b+ ] a [X a- ] b uguale a K sp. Si osservi che il prodotto [M b+ ] a [X a- ] b rappresenta il quoziente di reazione quando le concentrazioni non sono quelle di equilibrio. a) Q = [M b+ ] a [X a- ] b < K sp b) Q = [M b+ ] a [X a- ] b > K sp Il sale M a X b non precipita Il sale M a X b precipita K sp a b ab Esercizio 1 14 K w 1,00x10 M =,64x10-11 M,75x10 [OH - ] =,75x10-5 M [H O + ] = -4 OH M ph = -log[h O + ] = -log,64x10-11 = 10,44 Soluzione basica: ph > 7,00 84

16 n O [H O + 10 H 8,4x10 moli ] = V 5,0 x10 dm ph = -log[h O + ] = -log,4x10-8 = 7,48 soluzione basica: ph > 7,00 Domanda (c) n OH [OH - 5,85x10 moli ] = V 10 dm [H O + ] = 8 OH,85x M =,4x10-8 moli dm - (M) =,85x10-8 moli dm - (M) 14 K w 1,00x10 M =,60x10-7 M 10 ph = -log [H O + ] = -log,60x10-7 = 6,59 soluzione acida: ph < 7,00 [H O + ] = 10 -ph = 10-9,4 =,7x10-10 M Esercizio n (H O + ) =,7x10-10 (moli dm - )x5,0x10 - (dm ) = 9,9x10-1 moli K w [OH - ] = H O 1,00x10 =,7x M =,69x10-5 M M n (OH - ) =,69x10-5 (moli dm - )x5,0x10 - (dm ) = 6,7x10-7 moli Soluzione è basica (ph > 7,00). [H O + ] = 10 -,88 = 1,18x10 - M [OH - ] = H O K w 1,00x10 = 1,18x10 n (OH - ) = 7,59x10-1 (moli dm - )x5,0x10 - (dm ) = 1,90x10-1 moli Soluzione è acida (ph < 7,00) M = 7, M M pk = -log K CH NH : K = 10 -,7 = 4,7x10-4 bch NH Esercizio K = 10 -pk CH COOH: pk = -log 1,75x10-5 ach COOH = 4,76 Esercizio 4 85

17 K 1,00x10-14 K w bhcoo - K 1,77x10 4 a = 5,65x10-11 K b PO 4 K K w a Domanda (c) 1,00x10 4,8x10-14 = -1 =,08x10 - K K K 1,00x10-14 w b = IO -11 a,x10 =,1x10-4 Domanda (d) Forza degli acidi: HPO - 4 < HIO < HCOOH Forza delle basi: HCOO - < IO - - < PO 4 ph = -log C (HClO 4 ) = -log 1,8x10 - = 1,74 Esercizio 5 [H O + ] = C (HClO 4 ) = 1,8x10 - M [OH - ] = H O K w = 1,00x10 1,8x M M = 5,46x10-1 M Innanzitutto calcoliamo la molarità della soluzione e poi, da questa, il ph. La massa di H SO 4 contenuta in 1,00 cm di acido solforico al 40,0% è: dxvx40 1,0 (g cm m (H SO 4 ) = = 100 Di conseguenza: nh m SO4 HSO4 C (H SO 4 ) = = V PM xv HSO4 ph = -log xc (H SO 4 ) = -log x5,1x10 - = 0,97 [H O + ] = xc (H SO 4 ) = x5,1x10 - M = 0,106 M K w [OH ,00x10 M ] = = = 9,4 10 H O -14 M 0,106 M Domanda (c) Calcoliamo la molarità della soluzione e poi il ph. nbaoh m.8ho BaOH.8HO C (Ba(OH).8H O) = V PM )x1,00 (cm )x40 = 0,51 g 100-0,51 g = 5,1x10 - mol dm - (M) ,08 (g mol )x0,100 (dm ) Ba OH.8H OxV C (Ba(OH).8H O) = - 1,450x10 g -1 15,5(gmol )x5,0x10 - = 1, mol dm - (M) (dm ) 86

18 [OH - ] = xc (Ba(OH).8H O) = 1, (M) =,68x10-4 M [H O + ] = OH -14 K w 1,00x10 M = =,7x10-11 M -4,68x10 M ph = -log [H O + ] = -log,7x10-11 = 10,57 Domanda (d) Calcoliamo la molarità della soluzione ricordando che in seguito a diluizione il numero totale di moli non cambia: C 1 V 1 = C V C = 0,100 (M)x1,00 (cm ) C (NaOH) = =, M 50,0 cm C1V V 1 [OH - ] = C (NaOH) =,00x10 - M [H O + ] = OH ph = -log [H O + ] = -log 5,00x10-1 = 11,0-14 K w 1,00x10 M = -,00x10 M = 5, M Esercizio 6 Calcoliamo il numero di moli di ioni idrogeno richiesto per preparare 1,00 dm di soluzione. [H O + ] = 10 -ph = 10 -,50 =,16x10 - M n (H O + ) = [H O + ]xv =,16x10 - (mol dm - )x1,00 (dm ) =,16x10 - moli Calcoliamo ora la molarità della soluzione di HCl al 7,% e quale volume di questa contiene,16x10 - moli di HCl, e pertanto,16x10 - moli di ioni H O +. C (HCl) = n V HCl m PM HCl HCl - dxvx7, 1186 (g dm )x7, = 1,10 mol dm - -1 xv PM xvx100 6,46 (g mol )x100 HCl C (HCl) = n O H V V = n H O C HCl -,16x10 moli - 1,10 moli dm,61x10-4 dm = 0,51 cm Esercizio 7 [H O + ] = 10 -ph = 10-1,5 = 5,6x10 - moli dm - 1,0x10-4 moli = 5,6x10 - moli dm - xv dm V = -4 1,00x10 moli - 5,6x10 moli dm - 1,78x10 - dm = 1,78 cm [H O + ] = 10 -ph = 10-10,78 = 1,66x10-11 moli dm - 87

19 1,0x10-4 moli = 1,66x10-11 moli dm - xv dm V = -4 1,00x10 moli -11 1,66x10 moli dm - 6,0x10 6 dm = 6,0x10 m Esercizio 8 Calcoliamo la concentrazione di ioni idrossido nella soluzione e da questa la concentrazione della soluzione di Ba(OH).8H O. Infine risaliamo alla massa che deve essere contenuta in 50 cm di soluzione. [H O + ] = 10 -ph = 10-1,00 = 1,00x10-1 moli dm - K w [OH - 1,00x10 ] = = [H O ] 1,00x M M = 1,00x10 - moli dm - 1,00x10 - moli dm - = C (Ba(OH).8H O) C(Ba(OH).8H O) = 5,00x10 - moli dm - C(Ba(OH).8H O) = n Ba m OH.8H O BaOH V PM.8H O Ba(OH) 8H OxV m (Ba(OH).8H O) = C (Ba(OH).8H O)xPM (Ba(OH).8H O)xV m (Ba(OH).8H O) = 5,00x10 - (moli dm - )x15,5 (g mole -1 )x0,50 (dm ) = 0,94 g La concentrazione di ioni idrogeno che si vuole realizzare è: [H O + ] = 10 -ph = 10-1,50 =,16x10-1 moli dm - Calcoliamo la molarità della soluzione ricordando che il numero totale di moli non cambia con la diluizione: C 1 V 1 = C V V = -1-1,00x10 (moli dm )x10,0 (cm ) V = = 1,6 cm -1 -,16x10 moli dm C1V C 1 Esercizio 9 Prima di rispondere ai quesiti conviene ricavare le molarità delle due soluzioni. nch 0,785 COOH mchcoo g Per CH COOH: C (CH COOH) = 1 V PM xv 60,05 g mole x0,500 dm C (CH COOH) =,61x10 - moli dm - (M) CH COOH 88

20 C1V Per NH : C 1 V 1 = C V C = V C (NH ) = 1,50 (M)x10 (ml) = 6,00x10 - M 50 ml Ricordiamo ora che abbiamo a che fare con elettroliti deboli: CH COOH + H O H O + + CH COO - C a (1 ) C a C a K a = H O CHCOO C a CH COOH 1 NH + H O NH OH - C b (1 ) C b C b K b = NH OH C 4 b NH 1 a) Per CH COOH: 1,75x10-5 = - 61x10 1 E un equazione di secondo grado in che risolta dà: =,55x10 -. Se si trascura come sottraendo al denominatore si ottiene un valore di di,59x10 -. Per NH : 1,78x10-5 = 6,00x10 1 = 1,69x10 - Se si trascura come sottraendo si ottiene un valore di a di 1,7x10 -. b) Per CH COOH: [H O + ] = C a =,61x10 - (M)x,55x10 - = 6,66x10-4 M ph =,18 Per NH : [OH - ] = C b = 6,00x10 - (M)x1,69x10 - = 1,014x10 - M [H O + ] = OH -14 K w 1,00x10 M = = 9,86x10-1 M ph = 11,01-1,014x10 M Per CH COOH: [H O + ] = 6,66x10-4 M (già ricavato) [CH COO - ] = [H O + ] = 6,66x10-4 M 1 K w [OH - ] = H O = 1,00x10 6,66x M M = 1,50x10-11 M [CH COOH] = C a (1 ) =,61x10 - (M)x(1,55x10 - ) =,54x10 - M Per NH : [OH - ] = 1,014x10 - M (già ricavato) [H O + ] = OH -14 K w 1,00x10 M = = 9,86x10-1 M - 1,014x10 M [NH ] = C b (1 ) = 6,00x10 - (M)x(1 1,69x10 - ) = 5,90x10 - M [NH 4 + ] = [OH - ] = 1,014x10 - M 89

21 Esercizio 10 C 6 H 5 COOH + H O H O + + C 6 H 5 COO - C a (1 ) C a C a K a = H O C6H5COO C a C H COOH H NOH + H O H NOH + + OH - C b (1 ) C b C b K b = H NOH OH C b H NOH 1 nc 1,78 6H5COOH mc6h 5COOH g C a = = 7,5x10 - moli dm - (M) 1 V PM xv 1,1 g mole x1,5 dm C6H5COOH [H O + ] = C a = 10 C a -ph -, ,5x10 - = 8,79x10 - C a 1 7,5x10 x K a 8,79x10 = 1 8,79x10 = 6,4x Kw K 1,00x10 =,95x10-5 M ph HO b) C b = 0,100 M [OH- w ] = C b = 9, 47 5 OH,95x10 M = =,95x ,100x K b,95x10 = 4 C M b 0,100 C b 1 1,95x10 = 8,7x10-9 Esercizio 11 Calcoliamo innanzitutto quante moli di ammoniaca sono contenute nella soluzione che si vuole preparare, e poi deduciamo in quale volume di NH al 18,0% sono contenute. NH + H O NH OH - C b x x x C b [OH - ] [OH - ] [OH - ] NH4 x OH K b = NH C b OH OH La concentrazione di ammoniaca che fornisce un ph di 11,17 può essere ricavata calcolando dapprima la concentrazione di ioni OH - presenti in soluzione e utilizzando poi la costante di equilibrio: K [OH - w K ] = w ph 10 H O 1,00x10 10 = -11,17-14 = 1,48x10 - M 90

22 [OH ] K b = = C [OH ] b - (1,48x10 ) C 1,48x10 b - 1,78x10 Ma la molarità dell ammoniaca al 18,0% è: C b(1) = n NH V m NH 99,4g dm = 1 PM NH dxvx18,0 xv PM xvx100 NH -5 x18,0 17,0g mole x100 C b = 0,145 M = 9,8 moli dm - (M) Poiché diluiamo la soluzione concentrata con acqua avremo (V 1 = volume occorrente della soluzione più concentrata; V = volume della soluzione da preparare): C b(1) V 1 = C b V V 1 = CbxV C b 1 V 1 = 0,145 (M)x1,00 (dm ) 9,8 M = 1,67x10 - dm = 1,67 cm Esercizio 1 Per rispondere al quesito occorre calcolare la costante di dissociazione dell acido HA e dedurre poi la concentrazione, C a, che la soluzione dovrà avere perché il grado di dissociazione dell acido sia 1,6x10 -. HA + H O H O + + A - C a (1- ) C a C a HO A 0,100x K a 6,8x10 = = HA C a 1 1 6,8x10 = 4,70x10-6 Per = 1,6x10 - la concentrazione della soluzione deve soddisfare le seguenti condizioni: K a = Ca Cax 1,6x ,6x10 = 4,70x10-6 C a =,9x10 - M Poiché diluiamo la soluzione concentrata con acqua avremo: C 1 V 1 = C V V = C1V C 1 M x10,0 cm 0,100 = 4, cm,9x10 M Esercizio 1 C H 5 NH + H O C H 5 NH + + OH - C b = 0,100 M C b (1 ) C b C b 91

23 [CH5NH ]x[oh K b = [C H NH ] 5 ] Cb 0,100x = 5,00x10-4 = 6,8x Si può assumere che a causa dell aggiunta di OH - il contributo portato dalla base debole alla concentrazione di OH - sia trascurabile. Possiamo allora scrivere le seguenti relazioni: n NaOH [OH - 0,0100 mol ] = = 0,100 mol dm - (M) V 0,100 dm [C H 5 NH ] = C b [C H 5 NH + ] = C b [C H5NH ]x[oh ] Cb' x0,100 K b = '0, 100 [C H NH ] 5 C b = 5,00x10-4 = 5,00x10 - Possiamo anche verificare che la concentrazione di OH - proveniente dalla dissociazione dell etilammina {[OH - ] = C b = 0,100 (M)x5,00x10 - = 5,00x10-4 M} è effettivamente trascurabile rispetto a quella (0,100 M) derivante dalla presenza di NaOH. Domanda (c) [C H 5 NH + ] = C b = 0,100 (M)x5,00x10 - = 5,00x10-4 M Domanda (d) Quando il ph è tale da imporre alla soluzione iniziale un grado di dissociazione 0,100 dovranno essere verificate le seguenti condizioni: [C H 5 NH ] = C b (1 ) = C b (1 0,100) [C H 5 NH + ] = C b = C b x0,100 [CH5NH ]x[oh ] K b = [C H NH ] 5 C x b 0,100x[OH ] 0,100x[OH ] = 5,00x10-4 C (1 0,100) 1 0,100 b [OH - ] = 4,50x10 - M ph = 14,00 + log [OH - ] ph = 14,00 + log 4,50x10 - = 11,65. Esercizio 14 La soluzione contiene due acidi deboli, ma uno (HCOOH) è molto più forte dell altro, come mostrano i valori delle costanti di dissociazione. Pertanto, ai fini del calcolo del ph possiamo assumere che la concentrazione di ioni idrogeno in soluzione derivi solo dalla dissociazione dell acido formico. HCOOH + H O H O + + HCOO - C HCOOH (1 ) C HCOOH C HCOOH C HCOOH [H O + ] [H O + ] [H O + ] 9

24 HO HCOO K a(hcooh) = C HCOOH = n HCOOH V HCOOH HO HCOO K a(hcooh) = - 4,50x10 mol 9,00x10 0,500 dm HCOOH C - mol dm HO HO HCOOH HO 9,00x10 CHCOOH H [H O + ] =,90x10 - M ph =,41 - O = 1,77x10-4 Per controllare se l ipotesi di non considerare gli ioni H + che derivano dalla dissociazione dell acido cianidrico sia corretta, calcoliamo la concentrazione di H + che derivano da questo acido. Se il valore ottenuto è trascurabile rispetto a quello dell acido acetico sarà evidente che l ipotesi fatta è corretta. E necessario ricordare che l ipotesi risultasse corretta lo sarà ancora di più quando i due acidi saranno presenti in soluzione contemporaneamente: la dissociazione di HCN sarà ulteriormente ridotta a causa della presenza degli ioni H + proveniente dalla dissociazione di CH COOH (principio di Le Chatelier). HCN (aq) + H O (l) H O + (aq) + CN - (aq) [HCN] = 4,5 x10 0,500 = 9,0x10 - Per questa soluzione è possibile adoperare la relazione: [H + ] = K axca [H + ] = 6, 10 9, x x x = 7,47x10-6 Il valore ottenuto è circa 1000 volte più piccolo di quello dell acido formico: quindi l ipotesi fatta è corretta. Per HCOOH: [H O + - [HO ],90x10 ] = C (HCOOH) = = 4, C 9,00x10 HCOOH Per HCN: C (HCN) = n - 4,50x10 mol HCN = 9,0x10 - V 0,500 dm moli dm - K a(hcn) = [HO ][CN [HCN] ],90x10 C HCN xc HCN x',90x10 1 ' 1- ' = 1, Domanda (c) [HCOO - ] = [H O + ] =,90x10 - M [CN - ] = C HCN = 9,00x10 - (M)x1,58x10-7 = 1,4x10-8 M - x' = 6,17x

25 Esercizio 15 Le reazioni di dissociazione che interessano sono le seguenti: H AsO 4 + H O H O H AsO 4 K a1 = [HO ][HAsO4 ] = 5,50x10 - [HAsO4 ] C a x x x H AsO H O H O + + HAsO 4 - K a = [H O [H ][HAsO AsO - 4 ] - 4 ] = 1,74x10-7 HAsO H O H O AsO 4 K a = [HO ][AsO - [HAsO ] 4-4 ] = 5,1 x0-1 L acido H AsO 4 è molto più forte degli anioni acidi H AsO - 4 e HAsO - 4 per cui possiamo assumere che sia il solo ad avere un effetto significativo sul ph della soluzione, e possiamo trattare la soluzione come quelle che contengono un acido monoprotico debole. [H O + ] = [H AsO - 4 ] [H AsO 4 ] = C a [H O + ] K [H a1 O ][HAsO = [H AsO ] 4 4 ] [HO ] = C - [H O a [HO ] = 5,50x ] 5,00x10 [H O ] [H O + ] = 1,41x10 - M ph = 1,85 [H AsO 4 ] = C a [H O + ] = (5,00x10-1,41x10 - ) M =,6x10 - M [H AsO - 4 ] = 1,41x10 - M [HAsO 4 - ] = Ka 4 [HAsO ] 1,74x10 [H O ] -7 1,41x10 1,41x10 [AsO HAsO 1 ] = 4 1,7 x10 5,1x10 x H O 1,41x ,7x10-7 M K a = 6,x10-17 M Esercizio 16 La reazione che avviene in soluzione è: HCOOH + H O H O + + HCOO - L acido formico è un acido debole (K a = 1,77x10-4 ). Poiché la soluzione contiene quantità significative della sua base coniugata, possiamo assumere che la concentrazione di acido dissociato sia trascurabile rispetto a quella totale (principio di Le Châtelier). Con buona approssimazione le concentrazioni all equilibrio sono pertanto: [HCOOH] = C a = m PM HCCOH HCOOH 1,48 g = 0,19 moli dm - xv 46,0 1 g mole x0,50 dm 94

26 C a = C a +,00x10 - moli dm - = (0,8 +,00x10 - ) moli dm - = 0,0 moli dm - 95 [HCOONa] = [HCOO - m ] = C b = PM C b = 0,16 moli dm - HCOO ph = pka + log HCOOH HCOONa HCOONa =,75 + log [H O + ] = 10 -ph = 10 -,74 = 1,8x10-4 M xv 68,01 0,16 0,19 =,74,15 g 1 g mole x0,50 dm Notiamo che l ambiente è acido per cui una piccola parte di acido deve essersi dissociata. Ogni mole che si è dissociata ha prodotto una mole di ioni idrogeno, per cui: [H O + ] = 1,8x10-4 M = Ca = 0,19 (M) = 1,4x10 -. La reazione che avviene in soluzione è: NH H O NH + H O + K a = Esercizio 17 K K w b 14 1, 0 x10 = 5,6x , 78 x10 pk a = -lgk a = -lg5,6x10-10 = 9,5 cnh La concentrazione di ammoniaca totale nella soluzione è: C b = PM NH 5,18 17,0 gdm g mole C b = 0,04 moli dm - L aggiunta di cloruro di ammonio realizza una soluzione tampone che è regolata dall equazione di Henderson Hasselbalch: C ph = pk a + log C 0,04 0,0 = log C a b a 0,04 moli dm 9,8 = 9,5 + log C a C a = C NH4+ = C NH4Cl = 0,8 M Pertanto per realizzare il ph richiesto occorre la presenza in soluzione di 0,8 moli dm - di NH 4 Cl, ossia di 0,14 mol in 500 cm di soluzione. In termini di massa: m NH4Cl = n NH4C lxpm NH4Cl = 0,14 (moli)x5,5 (g mole -1 ) = 7,5 g In seguito all aggiunta di 1,00x10 - moli di HCl a 500 cm della soluzione data si consumano 1,00x10 - moli di NH (,00x10 - moli per dm ) e si producono 1,00x10 - moli di NH + 4 (,00x10 - moli per dm ). Le nuove concentrazioni che si realizzano all equilibrio sono: 1

27 C b = C b,00x10 - moli dm - = (0,04,00x10 - ) moli dm - = 0,84 moli dm - C 0,84 Il valore del ph risultante è: ph = 9,5 + log = 9,5 + log = 9, C 0, 0 Pertanto si è verificata una variazione (diminuzione) di ph di (9, 9,8) = -0,05 unità. Domanda (c) In seguito all aggiunta di 1,00x10 - moli di idrossido di sodio, NaOH, a 500 cm della soluzione data si consumano 1,00x10 - moli di NH + 4 (,00x10 - moli per dm ) e si producono 1,00x10 - moli di NH (,00x10 - moli per dm ). Le nuove concentrazioni che si realizzano all equilibrio sono: C a = C a,00x10 - moli dm - = (0,8,00x10 - ) moli dm - = 0,6 moli dm - C b = C b +,00x10 - moli dm - = (0,04 +,00x10 - ) moli dm - = 0,4 moli dm - " C b 0,4 Il valore del ph risultante è: ph = 9,5 + log " = 9,5 + log = 9,5 C 0, 6 Pertanto si è verificata una variazione (aumento) di ph di (9,5 9,8) = 0,07 unità. ' b ' a a Esercizio 18 La reazione di idrolisi, scritta in forma ionica è: HCOO - + H O HCOOH + OH - HCOOH OH K idr = HCOO C = m PM HCOONa HCOONa 14 HCOOHOH HO K 1,0 x10 4 HCOO H O K 1,77x10 1 g mole x0,50 dm w = 5,65x ,8 g = 0,5 mol dm - (M) xv 68,01 Condizioni all equilibrio: [HCOOH] = [OH - ] [HCOO - ] = C [OH - ] = 0,5 M [OH - ] K idr OH = 0,5 OH = 5,65x10-11 [OH - ] =,77x10-6 M ph = 14,00 + log [OH - ] = 14,00 + log,77x10-6 = 8,58 Il grado di idrolisi può essere ricavato direttamente dalla relazione x = C: a,77x10 [OH - ] = C = C 0, 5 OH 6 = 1,50x10-5 Domanda (c) [HCOOH] = [OH - ] =,77x10-6 M (valore già ricavato) 96

28 [HCOO - ] = C [OH - ] = (0,5,77x10-6 ) M = 0,5 M [H O + ] = 10 -ph = 10-8,58 =,6x10-9 M Esercizio 19 La reazione di idrolisi, scritta in forma ionica è: - N (aq) + H O (l) HN (aq) + OH - (aq) All equilibrio sono verificate le seguenti condizioni: [OH - ] = C = 0,15 (M)x5,66x10-5 = 7,08x10-6 M ph = 14,00 + log [OH - ] = 14,00 + log 7,08x10-6 = 8,85 Le concentrazioni delle varie specie chimiche all equilibrio sono le seguenti: [HN ] = [OH - ] = 7,08x10-6 M HN OH K idr = N Domanda (c) K K idr = K w a 7,08x10 0,15 6 [N - ] = (0,15 7,08x10-6 ) M = 0,15 M = 4,0x Kw 1,0 x10 K a = =, K 4,0 x10 idr Esercizio 0 Lo ione PO - 4 è una base triprotica, ma ai fini del contributo portato al ph della soluzione può essere trattata come una base monoprotica perché come base è molto più forte degli anioni HPO - 4 e H PO - 4. Ciò significa che la reazione prevalente di idrolisi è la seguente: - - PO 4 (aq) + H O (l) HPO 4 (aq) + OH - (aq) All equilibrio valgono le seguenti relazioni: [HPO 4 - ] = [OH - ] = C [PO 4 - ] = C(1 ) OH K idr = 4 PO 4 14 HPO4 OH HO K 1,0 x10 1 PO H O K 4,8 x10 HPO w =,08x10-4 C 0,100 K idr = 1 1 =,08x10 - = 0,64 [OH - ] = C = 0,100 (M)x0,64 =,64x10 - M ph = 14,00 + log [OH - ] = 14,00 + log,64x10 - = 1,56 97

29 Domanda (c) [PO - 4 ] = C(1 ) = 0,100 (M) (1 0,64) = 6,6x10 - M [HPO - 4 ] = [OH - ] =,64x10 - M Per ricavare la concentrazione di H PO - 4 utilizziamo la K a e i dati già ottenuti: [H O + ] = 10 -ph = 10-1,56 =,75x10-1 M 1 H O HPO4,75x10 x K a = H PO H PO,64x [H PO 4 - ] = 1,61x10-7 M - Si osservi che gli anioni fosfato che prevalgono nella soluzione sono effettivamente PO 4 e HPO - 4. Esercizio 1 HPO - 4 è un anione anfotero per cui la sua idrolisi è descrivibile dalle reazioni (1) e (), ma la reazione prevalente in soluzione è la (): Idrolisi come acido: HPO H O PO H O + (1) Idrolisi come base: HPO H O H PO OH - () - Reazione prevalente: HPO 4 H PO PO 4 () Condizioni all equilibrio: [H PO 4 - ] = [PO 4 - ] HO PO4 K idr1 = = K HPO4 HPO4 OH Kw a K idr = HPO4 Ka Kidr H O PO HPO H O H O x K HPO H PO OH OH K idr 4 4 w Ma K idr Ka xk a H K 1 a xk O a per cui: K idr K w Kw Kw [H O + ] = K a xk a ph = ½ pk a + ½ pk a = ½ (7,1 + 1,) = 9,77 Esercizio La reazione di idrolisi, scritta in forma ionica è: Zn + + H O ZnOH + + H O + All equilibrio sono verificate le seguenti condizioni: [ZnOH + ] = [H O + ] = 10 -ph = 10-4,85 = 1,41x10-5 M [Zn + ] = C [H O + ] = (0,00 1,41x10-5 ) M = 0,00 M 98

30 HO ZnOH la costante di idrolisi è: K idr = Zn Domanda (c) Le condizioni richieste sono: [ZnOH + ] = 0,00 (M)x10-4 =,00x10-5 M [Zn + ] = (0,00 x10-5 ) M = 0,00 M K idr = 1,0x10-9 HO ZnOH = Zn H O ph = -log [H O + ] = -log 1,0x10-5 = 5,00 1,41x10 0,00 x,00x10 0, = 1,0x10-9 [H O + ] = 1,0x10-5 M Esercizio Per tutti i sistemi, occorre definire le condizioni che si instaurano dopo che l acido ha reagito con la base. Moli iniziali: n (CH COOH) = C(CH COOH)xV n (CH COOH) = 0,100x(moli dm - )x 5,0x10 - (dm ) =,50x10 - moli n (NaOH) = C (NaOH)xV = 0,100 (moli dm - )x10,0x10 - (dm ) = 1,00x10 - moli Calcolo delle moli a reazione avvenuta: CH COOH + NaOH > CH COONa + H O I,50x10-1,00x ecc -1,00x ,00x10-1,00x10-1,00x10 - F 1,50x ,00x10 - ecc Tutto l idrossido di sodio reagisce per dare acetato di sodio e in soluzione rimane ancora dell acido acetico. A reazione avvenuta la soluzione contiene un acido e la sua base coniugata (soluzione tampone): ph = pk a (CH CHCOO COOH) + log CH COONa 1,5 x10 1,00x10,76 log 4 = 4,58 Nella relazione che permette di calcolare il ph di una soluzione tampone sono state introdotte le moli di acido e di sale e non le concentrazioni dei medesimi perché il rapporto fra le concentrazioni coincide numericamente col rapporto delle moli. 99

31 Moli iniziali: n (NaOH) = C (NaOH)xV = 0,150 (moli dm - )x10,0x10 - (dm ) = 1,50x10 - moli n (HCN) = C (HCN)xV = 0,100 (moli dm - )x10,0x10 - (dm ) = 1,00x10 - moli NaOH + HCN > NaCN + H O I 1,50x10-1,00x ecc -1,00x ,00x10-1,00x10-1,00x10 - F 0,5x ,00x10 - ecc Tutto l acido cianidrico reagisce con l idrossido di sodio e in soluzione rimane ancora NaOH che essendo una base forte condiziona il valore del ph (CN- è una base debole e il suo contributo può essere trascurato). A reazione avvenuta avremo: [OH - - 0,50x10 mol ] = - 0,0x10 dm =,50x10 - M ph = 14,00 + log [OH - ] = 14,00 + log,50x10 - = 1,40 Domanda (c) Moli iniziali: n (NaOH) = C (NaOH)xV = 5,00x10 - (moli dm - )x10,0x10 - (dm ) = 5,00x10-4 moli n (HCl) = C (HCl)xV = 5,00x10 - (moli dm - )x10,0x10 - (dm ) = 5,00x10-4 moli NaOH + HCl > NaCl + H O I 5,00x10-4 5,00x ecc -5,00x ,00x ,00x10-4 5,00x10-4 F ,00x10-4 ecc Tutto l idrossido di sodio reagisce con tutto l acido cloridrico per formare NaCl. Questo sale non idrolizza o non ha caratteristiche acido-base per cui avremo: ph = 7,00 Domanda (d) Moli iniziali: n (NaOH) = C (NaOH)xV = 5,00x10 - (moli dm - )x10,0x10 - (dm ) = 5,00x10-4 moli n (H SO 4 ) = C (H SO 4 )xv = 5,00x10 - (moli dm - )x10,0x10 - (dm ) = 5,00x10-4 moli Reazione: NaOH + H SO 4 > Na SO 4 + H O I 5,00x10-4 5,00x ecc -5,00x10-4 -,5x10-4,50x10-4 5,00x

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

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

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

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 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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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 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

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

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

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

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 TAMPONE SOLUZIONI TAMPONE

SOLUZIONI TAMPONE SOLUZIONI TAMPONE SOLUZIONI TAMPONE Le soluzioni tampone (o tamponi) sono costituite da: un acido debole e un suo sale (tampone acido) oppure una base debole e un suo sale (tampone basico) Una soluzione di un acido debole

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

Soluzioni tampone. Se ad un litro di acqua pura (ph=7) vengono aggiunte 0,01 moli di HCl il ph varia da 7 a 2 (ph=-log(0,01) =2,0), ovvero di 5 unità.

Soluzioni tampone. Se ad un litro di acqua pura (ph=7) vengono aggiunte 0,01 moli di HCl il ph varia da 7 a 2 (ph=-log(0,01) =2,0), ovvero di 5 unità. Soluzioni tampone Se ad un litro di acqua pura (ph=7) vengono aggiunte 0,01 moli di HCl il ph varia da 7 a 2 (ph=-log(0,01) =2,0), ovvero di 5 unità. Un tampone è una soluzione che varia in maniera trascurabile

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

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

Una soluzione tampone contiene quindi una coppia acidobase

Una 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

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

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

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

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

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

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

Corso di Laboratorio Integrato di Chimica Generale BIOTEC-2011 Esercizi Svolti su Equilibri acido-base

Corso 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

Dettagli

Sommario della lezione 22. Idrolisi Indicatori di ph Soluzioni tampone - Titolazioni

Sommario 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.

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

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

Acidi e basi di Lewis

Acidi e basi di Lewis 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

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

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

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

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

-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

SOLUZIONE 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 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

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

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

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

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

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

[ ] [ ][ H 3 [ A " -SOLUZIONI TAMPONE- [ ] OH " O + K A = A" K i = HA K W = [ H 3

[ ] [ ][ H 3 [ A  -SOLUZIONI TAMPONE- [ ] OH  O + K A = A K i = HA K W = [ H 3 -SOLUZIONI TAMPONE- Quando abbiamo in soluzione un acido debole ed il suo sale con una base forte ci sono da considerare 3 equilibri in soluzione: 1. HA + H 2 O A - + H 3 2. A - + H 2 O HA + OH - 3. 2H

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

Corso di Chimica e Propedeutica Biochimica Reazioni in soluzione acquosa

Corso di Chimica e Propedeutica Biochimica Reazioni in soluzione acquosa Corso di Chimica e Propedeutica Biochimica Reazioni in soluzione acquosa Alcune immagini sono state prese e modificate da Chimica di Kotz, Treichel & Weaver, Edises 2007, III edizione 1 Ioni in soluzione

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

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

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

AUTOIONIZZAZIONE DELL ACQUA

AUTOIONIZZAZIONE DELL ACQUA AUTOIONIZZAZIONE DELL ACQUA H 2 O si comporta da acido e da base anfiprotica CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO - + H 3 O + NH 3 +H 2 O NH 4 + + OH - A1 B2 H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - B1 A1 K eq [ H O ][ OH 3

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

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

LEZIONE 4 IDROLISI DEI SALI

LEZIONE 4 IDROLISI DEI SALI http://www. LEZIONE 4 IDROLISI DEI SALI IDROLISI DEI SALI Nelle lezioni precedenti abbiamo considerato gli acidi e le basi sia forti che deboli ed abbiamo calcolato il PH delle loro soluzioni. Ma, cosa

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

L'EQUILIBRIO IONICO IN SOLUZIONE

L'EQUILIBRIO IONICO IN SOLUZIONE CORSO DI CHIMICA E PROPEDEUTICA BIOCHIMICA CORSO DI LAUREA IN TECNICHE DI LABORATORIO BIOMEDICO SAPIENZA UNIVERSITA' DI ROMA L'EQUILIBRIO IONICO IN SOLUZIONE LO IONE IDROGENO IN SOLUZIONE Lo ione idrogeno,

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

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

Acidi e basi deboli, tamponi e titolazioni

Acidi e basi deboli, tamponi e titolazioni Lezione cidi e basi deboli, tamponi e titolazioni cidi e basi di Lewis La teoria enunciata da Lewis è ancora più generale di quella di Brønsted che non riusciva a spiegare alcune reazioni innegabilmente

Dettagli

-IDROLISI SALINA- composti ionici = elettroliti forti sono completamente dissociati in cationi e anioni

-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,

Dettagli

ph e indicatori acido-base

ph 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

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

EQUILIBRI ACIDO-BASE: ESERCIZI RISOLTI. Dott. Francesco Musiani

EQUILIBRI 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

Dettagli

H 2 SO 4 + H 2 O H 3 O + + HSO 4 HSO 4 + H 2 O H 3 O + + SO 4 2 H 2 O H 3 O + + OH - 2) 4) c.e.n. [H 3 O + ]= [HSO 4- ] + 2 [SO

H 2 SO 4 + H 2 O H 3 O + + HSO 4 HSO 4 + H 2 O H 3 O + + SO 4 2 H 2 O H 3 O + + OH - 2) 4) c.e.n. [H 3 O + ]= [HSO 4- ] + 2 [SO Acidi diprotici forti Con questo termine si indicano gli acidi diprotici che sono dissociati totalmente in prima dissociazione e solo parzialmente in seconda dissociazione come l' H 2 SO 4. H 2 SO 4 +

Dettagli

EQUILIBRI DEI SISTEMI TAMPONE ACIDO-BASE

EQUILIBRI DEI SISTEMI TAMPONE ACIDO-BASE EQUILIBRI DEI SISTEMI TAMPONE ACIDO-BASE E importante per poter controllare l andamento di una reazione mantenere costante il ph di una soluzione. Ad esempio il ph del plasma può variare, senza influenzare

Dettagli

BASI B + H 2 O BH+ + OH. Basi Forti

BASI B + H 2 O BH+ + OH. Basi Forti BASI Basi Forti B + H 2 O BH+ + OH Consideriamo un idrossido metallico MOH (a concentrazione C b ) che in H 2 O dia: MOH + H 2 O M+ + OH + H 2 O 2 H 2 O OH + H 3 O+ Incognite : [M+], [OH ], [H 3 O+] Equazioni:

Dettagli

Equilibrio Chimico. Molte reazioni chimiche sono REVERSIBILI ovvero possono avvenire in entrambi i sensi

Equilibrio Chimico. Molte reazioni chimiche sono REVERSIBILI ovvero possono avvenire in entrambi i sensi Equilibrio Chimico Molte reazioni chimiche sono REVERSIBILI ovvero possono avvenire in entrambi i sensi Tali reazioni vengono rappresentate con una doppia freccia A + B Diretta Inversa C + D Le 2 reazioni

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

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

; ph = 7. Tale ph è detto "di neutralità" ed è valido a 25 C. Le soluzioni a ph minore di 7 sono definite acide, quelle a ph maggiori di 7 basiche.

; ph = 7. Tale ph è detto di neutralità ed è valido a 25 C. Le soluzioni a ph minore di 7 sono definite acide, quelle a ph maggiori di 7 basiche. EQUILIBRI ACIDO-BASE Trattamento algebrico Acidi e basi Nelle trattazioni elementari delle reazioni acido-base in ambiente acquoso il processo a seguito del quale un dato acido dà luogo alla formazione

Dettagli

LEZIONE 4. Le soluzioni

LEZIONE 4. Le soluzioni LEZIONE 4 Le soluzioni Le soluzioni sono miscugli omogenei i cui costituenti conservano le loro proprietà. Nelle soluzioni il solvente è il componente in maggiore quantità. Il soluto è il componente delle

Dettagli