Acidi Basi e Sali. ChimicaGenerale_lezione19 1

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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 di un sale in acqua esaminando la costituzione ionica del sale e, quindi, la capacità del catione e dell anione di comportarsi come acido o come base nella reazione con l acqua. ChimicaGenerale_lezione19 1

2 Vi sono anioni che accettano un protone, in quanto basi coniugate di acidi deboli (per esempio lo ione acetato o lo ione cianuro) CH 3 COO - + H 2 O CN - + H 2 O CH ChimicaGenerale_lezione COOH + OH- HCN + OH Quindi una soluzione di acetato di o cianuro di bario, ad esempio, avranno un ph alcalino. -

3 Vi sono cationi, come lo ione ammonio, che cedono un protone, in quanto acidi coniugati di basi deboli. NH 4+ + H 2 O NH + H 3 3 O+ Quindi una soluzione di acetato di sodio,carbonato di magnesio o cianuro di bario, ad esempio, avranno un ph acido. ChimicaGenerale_lezione19 3

4 Vi sono anioni derivanti da acidi poliprotici che possono comportarsi sia da acidi che da basi. Ad esempio, lo ione carbonato: HCO H 2 O CO 2- + H 3 3 O + HCO H 2 O Oppure H 2 CO 3 + H 2 O ChimicaGenerale_lezione19 4

5 Esaminiamo i vari casi: Sale costituito da anione di acido forte e catione di acido forte dà una soluzione neutra perché gli ioni che lo costituiscono NON reagiscono con l acqua. NaCl in acqua si dissocia in Na + e Cl - Na + + H 2 O nessuna reazione Cl - + H 2 O nessuna reazione Il ph rimane neutro ChimicaGenerale_lezione19 5

6 Sale di un acido forte e di una base debole dà una soluzione basica NaCN in acqua si dissocia in Na + e CN - Na + + H 2 O nessuna reazione CN - + H 2 O HCN + OH - Aumenta la concentrazione di ioni ossidrile, quindi il ph diventa basico. ChimicaGenerale_lezione19 6

7 Sale di un acido debole e di una base forte dà una soluzione acida. NH 4 Cl in acqua si dissocia in NH 4+ e Cl - NH H 2 O NH + H 3 3 O+ Cl - + H 2 O nessuna reazione Aumenta la concentrazione di H 3 O + quindi il ph diventa acido. ChimicaGenerale_lezione19 7

8 Sali di cationi debolmente acidi o di anioni debolmente basici. In questi casi, che sono pochi, entrambi gli ioni reagiscono con l acqua, quindi il ph della soluzione dipende dalla forza relativa come acido o come basi dei singoli ioni, che si può determinare confrontando le loro costanti di equilibrio. Un esempio è l idrogenosolfato di ammonio. ChimicaGenerale_lezione19 8

9 In acqua entrambi gli ioni reagiranno: NH H 2 O HS - + H 2 O NH + H 3 3 O+ H 2 S + OH - La reazione che più è spostata a destra avrà maggiore influenza sul ph, quindi dobbiamo confrontare la Ka dello ione ammonio (10-10 ) con la Kb (10-7 ) dello ione idrogenosolfato. Poiché Kb > Ka la soluzione sarà basica. ChimicaGenerale_lezione19 9

10 Esercizio 1 50ml di HCl 0,1M sono aggiunti a 800ml di NaOH a ph 12. Calcolate il ph finale. 1.Scrivere la reazione tra HCl e NaOH, 2.calcolare le moli di acido e le moli di base, 3.dalle moli del reagente in eccesso (il rapporto di reazione è di 1:1) sottrarre le moli del reagente in difetto. 4.Si trovano 3 millimoli di idrossido di sodio in eccesso (non neutralizzate) in un volume di 850 ml. 5.Da questi valori ricalcoliamo il ph finale ChimicaGenerale_lezione19 10

11 Esercizio 2 Calcolare il ph di una soluzione M di acido benzoico (C 6 H 5 CO 2 H) se Ka = 6.3 x C 6 H 5 CO 2 H (aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + C 6 H 5 CO 2- (aq) ChimicaGenerale_lezione19 11

12 Tabella ICE C 6 H 5 CO 2 H (aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + C 6 H 5 CO 2- (aq) Iniziale (M) Variazione (M) -x +x +x Equilibrio (M) (0.020-x) x x ChimicaGenerale_lezione19 12

13 [H 3 O + ] = [ C 6 H 5 CO 2- ] = x all'equilibrio [C 6 H 5 CO 2 H] = conc. iniz acido - ac. che si ionizza [C 6 H 5 CO 2 H] = [C 6 H 5 CO 2 H] 0 -x= x Ka= [H 3 O + ] [ C 6 H 5 CO 2- ] / [C 6 H 5 CO 2 H] 6.3 X10-5 = (x)(x)/(0.020-x)= x 2 /0.020 x=0.0011m = [H 3 O + ] = [ C 6 H 5 CO 2- ] ph= 2.96 ChimicaGenerale_lezione19 13

14 Esercizio 3 L o ione carbonato CO 3 2- ha k b1 =2.1x10-4 e k b2 =2.4x10-8. Quale è il ph di una soluzione 0.10 M di Na 2 CO 3? ChimicaGenerale_lezione19 14

15 2- CO 3 + H 2 O HC 3 O - + HO - Iniziale (M) Variazione (M) -x +x +x Equilibrio (M) (0.10-x) x x ChimicaGenerale_lezione19 15

16 K b1 = [HCO 3- ] [ OH - ] / [CO 3 2- ] 2.1 X10-4 = (x)(x)/(0.10-x)=x 2 /0.10 X= 4.6 x 10-3 poh= 2.34 ph= = Verifichiamo se la conc di acido carbonico è tale da influire sul ph ChimicaGenerale_lezione19 16

17 - HCO 3 + H 2 O H 2 C 3 O + HO - Iniziale (M) 4.60 x x10-3 Variazione (M) -y +y +y Equilibrio (M) (4.60 x10-3 -y) y 4.60 x10-3 +y ChimicaGenerale_lezione19 17

18 K b2 = [H 2 CO 3 ] [ OH - ] / [HCO 3- ] 2.4 X10-8 = (y)(4.6x10-3 )/(4.6x10-3 ) [ OH - ] = [HCO 3 - ] [H 2 CO 3 ] = K b2 = 2.4 X10-8 Quindi tutto lo ione ossidrile proviene dal primo equilibro ChimicaGenerale_lezione19 18

19 Acidi e basi secondo Lewis L ultimo concetto di acido e base che considereremo è dovuto al chimico e fisico statunitense Gilbert Newton Lewis che definì: "una base qualsiasi sostanza che dona una coppia di elettroni"... "un acido qualsiasi sostanza che acquista una coppia di elettroni". ChimicaGenerale_lezione19 19

20 Una definizione del genere espande molto la classe di acidi, infatti molte molecole si possono comportare come acidi di Lewis. Sono acidi di Lewis molecole il cui atomo centrale è carente di elettroni, essendo circondato da meno di otto elettroni di valenza, ad esempio composti covalenti del boro e dell alluminio come il trifloruro di boro o il tricloruro di alluminio. ChimicaGenerale_lezione19 20

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22 L effetto dello ione in comune E l effetto provocato su un equilibrio per aggiunta di uno ione in comune ad uno già presente nell equilibrio. Un esempio per chiarire il concetto. Consideriamo la reazione acido-base dell acido acetico in acqua: CH 3 CO 2 H(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + CH 3 CO 2- (aq) ChimicaGenerale_lezione19 22

23 Se ad una soluzione di acido acetico in acqua aggiungiamo dell acetato di sodio, lo ione acetato sarà il cosiddetto "ione in comune". Esso costituisce un perturbazione dell equilibrio e quindi l equilibrio reagisce opponendosi alla perturbazione (Le Chatelier), ossia spostandosi verso i reagenti. ChimicaGenerale_lezione19 23

24 In altre parole, la dissociazione dell acido acetico è limitata dalla presenza dello ione in comune (sua base coniugata). CH 3 CO 2 H(aq)+H 2 O(l) H 3 O + (aq)+ch 3 CO 2- (aq) ChimicaGenerale_lezione19 24

25 Consideriamo una soluzione di acido acetico in acqua 0,25 M. Il ph di questa soluzione è 2.67 (calcolo il ph di una soluzione di un acido debole). ChimicaGenerale_lezione19 25

26 Vediamo cosa succede se aggiungiamo 0.10 moli di acetato di sodio. L acetato di sodio in acqua è dissociato nei suoi ioni, ione sodio e ione acetato. Quest ultimo è lo ione in comune alla reazione di dissociazione dell acido acetico che provoca lo spostamento dell equilibrio verso sinistra. ChimicaGenerale_lezione19 26

27 Quindi, rispetto alle concentrazioni iniziali, diminuisce la concentrazione dell acido acetico ed aumenta quelle dello ione acetato. ChimicaGenerale_lezione19 27

28 Anche in questo caso, possiamo calcolare la concentrazione dello ione idronio dall espressione della costante di equilibrio Possiamo considerare che il valore di x è trascurabile, e quindi risolviamo in funzione della concentrazione dello ione idronio che sarà uguale a 4,5 x 10-5, quindi il ph sarà 4,35. L aggiunta dello ione in comune provoca una minore dissociazione dell acido acetico. ChimicaGenerale_lezione19 28

29 Soluzioni tampone Una soluzione tampone è una soluzione che mantiene costante il ph di una soluzione. Il sangue è un esempio di soluzione tamponata. Il ph del sangue umano è 7,4. L aggiunta di 0,010 moli per litro di acido o base forte, porta ad una variazione di solo 0,1 unità. In confronto, se la stessa quantità di acido viene aggiunta ad acqua pura, il ph, da 7,00, diventa 2,00. ChimicaGenerale_lezione19 29

30 Per realizzare una soluzione tampone è necessaria: * la presenza simultanea di un acido debole e della sua base coniugata; * oppure di una base debole e del suo acido coniugato in quantità approssimativamente uguali. ChimicaGenerale_lezione19 30

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32 Come funziona un sistema tampone? Soluzione tampone: contemporanea presenza di CH 3 COOH e CH 3 COONa Se aggiungiamo una base forte: CH 3 COOH + OH - Ka = 1,8 x 10-9 CH 3 COO- + H 2 O L acido acetico reagisce con ogni ione idrossido aggiunto. La reazione è completamente spostata a destra; ciò significa che ogni ione idrossido aggiunto viene completamente neutralizzato. ChimicaGenerale_lezione19 32

33 Soluzione tampone: Contemporanea presenza di CH 3 COOH e CH 3 COONa Se aggiungiamo un acido forte: CH 3 COO - + H 3 O + CH COOH + H O 3 2 ogni ione idronio aggiunto reagisce con lo ione acetato presente nel tampone e viene completamente neutralizzato. ChimicaGenerale_lezione19 33

34 Capacità di un tampone Nessun tampone ha capacità illimitata. La capacità di un tampone è riferita alla quantità di acido o di base che può sopportare prima che il ph della soluzione cambi di un unità. La capacità di un tampone dipende dalle reali concentrazioni del suo acido e della sua base coniugata. ChimicaGenerale_lezione19 34

35 Preparazione di una soluzione tampone Per preparare una soluzione tampone ad un dato ph, l acido scelto dovrà avere il suo pka compreso tra +/- 1 unità ph rispetto al ph desiderato. ChimicaGenerale_lezione19 35

36 Calcolare il ph di una soluzione tampone acido acetico/acetato di sodio in cui la concentrazione di acido è 0,700 M e quella del sale è 0,600 M. Conoscendo l concentrazioni di acido, sale e Ka è possibile calcolare la concentrazione di ione idronio. 1. Scrivere l equazione bilanciata della reazione di dissociazione dell acido acetico. 2. Creare una tabella ChimicaGenerale_lezione19 36

37 3. Scrivere l espressione della costante di equilibrio. Il valore di x è molto piccolo rispetto alle concentrazioni di acido e di sale, quindi trascurabile. Quindi: Ka =1,8x10-5 = [H 3 O + ][CH 3 COO - ]/ [CH 3 COOH]= x(0,600)/(0,700) x =2,1x10-5 M ph = -log (2,1x10-5 ) = 4,68 ChimicaGenerale_lezione19 37

38 Reazioni in soluzione acquosa: reazione di precipitazione Le reazioni di precipitazione sono reazioni di scambio che producono composti insolubili in acqua, chiamati precipitati. I reagenti di tali reazioni sono composti ionici solubili in acqua Ogni volta che in una soluzione acquosa sono presenti ioni che, insieme, possono formare un solido insolubile, il composto insolubile si forma velocemente sotto forma di polvere finissima (precipitato). ChimicaGenerale_lezione19 38

39 Tipicamente, una reazione di precipitazione si forma quando si mescolano due soluzioni di elettroliti forti solubili, una delle quali contiene l'anione, e l'altra il catione del sale insolubile che si viene a formare (naturalmente questo non è l'unico modo possibile per avere precipitazione). NaCl (aq) + AgNO 3 (aq) AgCl (s) + NaNO 3 (aq) ChimicaGenerale_lezione19 39

40 Solubilità di Sali Abbiamo definito la solubilità come la quantità massima di sostanza che si scioglie in un dato volume di solvente ad una certa temperatura. Non tutti i composti ionici sono completamente solubili, molti si sciolgono solo in piccola parte, alcuni sono insolubili. Come visto precedentemente, esistono delle linee guida per capire se un composto è completamente solubile in acqua o no. ChimicaGenerale_lezione19 40

41 ChimicaGenerale_lezione19 41

42 Immaginiamo cosa avviene a livello molecolare quando un solido ionico si scioglie. Gli ioni vengono circondati da molecole di acqua e passano in soluzione. Alcuni di essi subiscono collisioni casuali con il soluto non disciolto e ricristallizzano. ChimicaGenerale_lezione19 42

43 Finché la velocità di dissoluzione è maggiore della velocità di ricristallizzazione, la concentrazione di ioni aumenta. Alla fine, le due velocità si eguagliano e si instaura un equilibrio tra il soluto solido e quello disciolto (ioni idrati). ChimicaGenerale_lezione19 43

44 Soluto (indisciolto) soluto (in soluzione) Questa soluzione è detta satura: contiene la quantità massima di soluto disciolto ad una data temperatura in presenza di soluto indisciolto. ChimicaGenerale_lezione19 44

45 Una soluzione contenente meno di questa quantità è detta insatura. Una soluzione contenente una quantità maggiore è detta sovrassatura. Come per tutti gli altri equilibri potremo, quindi, scrivere la legge di azione di massa con un quoziente di reazione Q che, all equilibrio, diventa costante K. ChimicaGenerale_lezione19 45

46 Facciamo un esempio. Consideriamo una soluzione satura di solfato di piombo (II) in acqua: PbSO 4 (s) Pb 2+ (aq) + SO 2-4 (aq) Quindi, applicando la legge di azione di massa, potremo scrivere Q = [Pb 2+ ] x [SO 4 2- ]/[PbSO 4 ] ChimicaGenerale_lezione19 46

47 Quando si raggiunge l equilibrio Q diventa costante, = K. Poiché la concentrazione di PbSO 4 è anch essa costante, perché concentrazione di un solido, il suo valore viene inglobato nella K che diventa Kps o costante prodotto di solubilità Kps = [Pb 2+ ]x[so 4 2- ] Per il solfato di piombo a 25 C = 1,6 X 10-8 ChimicaGenerale_lezione19 47

48 Il valore di Kps è una misura di quanto procede verso destra il processo di dissoluzione all equilibrio. Possiamo usare questo valore per calcolare, quindi, la solubilità molare (indicata con s) di un sale poco solubile. Consideriamo una soluzione satura di solfato di piombo (II) in acqua: PbSO 4 (s) Pb (aq) + SO 4 (aq) Kps = [Pb 2+ ]x[so 4 2- ] ChimicaGenerale_lezione19 48

49 Calcolare la solubilità in acqua del solfato di piombo sapendo che la Kps =1,6 X 10-8 Costruiamo una tabella di reazione con s = solubilità molare ChimicaGenerale_lezione19 49

50 Sostituiamo nell espressione del prodotto ionico e risolviamo in funzione di s. Kps = s x s, quindi s = 1,6 X 10-8 Problema di verifica: calcolare la solubilità molare di una soluzione di idrossido di calcio sapendo che il Kps = 6,5 x 10-6 ChimicaGenerale_lezione19 50

51 L effetto dello ione in comune sulla solubilità La presenza di uno ione in comune diminuisce la solubilità di un sale poco solubile, come è possibile prevedere il base al principio di Le Chatelier. Esaminiamo il caso di una soluzione satura di cromato di piombo (II). PbCrO 4 (s) Pb 2+ (aq) + CrO 2-4 (aq) Kps = [Pb 2+ ]x[cro 4 2- ]= 2,3 x ChimicaGenerale_lezione19 51

52 Supponiamo di aggiungere cromato di sodio, un sale solubile, alla soluzione satura di cromato di piombo. Stiamo aggiungendo quindi uno ione in comune all equilibrio, che, quindi, si sposterà verso i reagenti. La solubilità del cromato di piombo diminuisce. Calcoliamo la solubilità molare del cromato di piombo in acqua Calcoliamo la solubilità molare dopo l aggiunta di 0,1 M di cromato di sodio. ChimicaGenerale_lezione19 52

53 Costruiamo una tabella di reazione con s = solubilità molare dopo aggiunta di ione in comune e sostituiamo nell espressione del prodotto ionico e risolviamo in funzione di s. ChimicaGenerale_lezione19 53

54 Esercizi 1. Il ph di una soluzione acquosa di HNO 3 è 0,30. Calcolare la concentrazione molare dello ione H 3 O + nella soluzione. [R: 0,5 M] 2. 1,31 grammi di HClO 4 sono sciolti in 250 cm 3 di acqua. Si calcoli la concentrazione molare dello ione H 3 O + e dello ione idrossido in soluzione. [R: 5, M; 1, ] ChimicaGenerale_lezione19 54

55 4. 0,5 litri di soluzione acquosa contengono disciolti 0,800 grammi di Ba(OH) 2. Calcolare il ph della soluzione e le concentrazioni di tutte le specie presenti. [R: ph=12,27; [OH-]=1, mol/l; [Ba2+]=9, mol/l ] 5. Calcolare il ph e le concentrazioni delle specie presenti in una soluzione ottenuta miscelando 28,3 ml di una soluzione 2, M in HNO 3 con 17,4 ml di una soluzione acquosa 3, M in HNO 3. [R: ph=1,59; [NO3 -]=[H3O+]=2, mol/l; [OH-]=3, mol/l] ChimicaGenerale_lezione19 55

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