Appunti di Stechiometria per Chimica

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Maria Teresa Rossa
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1 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 in una reazione chimica Base è una sostanza che è capace di accettare uno ione idrogeno da un acido. Secondo questa definizione, in una reazione chimica del tipo Acido/Base si ha uno scambio di protoni tra un acido e una base. acidi: composti che hanno dei protoni che possono essere trasferiti ad altre molecole ad esempio: HCl, HNO 3, H 2 SO 4, H 2 O, NH 4 +, HS -, etc. basi: composti che possono acquisire protoni da altre molecole ad esempio: NaOH, Ca(OH) 2, NH 3, H 2 O, OH -, HS -, Cl -, O 2-, SO 4 2-, etc. Le sostanze che possono comportarsi come acidi e come basi, a seconda dell'ambiente in cui si trovano sono dette anfotere, ad esempio: H 2 O, HS -, HSO 4 -, etc. Acidi che hanno la capacità di cedere più di un protone per molecola vengono chiamati acidi poliprotici HCl acido monoprotico H 2 SO 4 acido diprotico H 3 PO 4 acido triprotico

2 Reazioni Acido/Base AH + B A - + BH + Un acido una volta che cede un protone si trasforma in un composto che ha la potenzialità di riacquistare un protone quindi si trasforma in una base (base coniugata dell acido) AH H + + A - Acido Base coniugata viceversa una base che acquista un protone si trasforma in un composto che ha la potenzialità di cedere un protone e quindi un acido (acido coniugato della base). B + H + BH + Base Acido coniugato Ad ogni acido si può quindi associare una base coniugata e viceversa ad ogni base si può associare un acido coniugato. Si parla in generale di coppia acido/base coniugata. Forza degli acidi (FILMATO) Acido cloridrico completamente dissociato in acqua HCl +H 2 O H 3 O + + Cl - Acido acetico parzialmente dissociato in acqua CH 3 COOH+H 2 O H 3 O + + CH 3 COO - In una reazione chimica quando si raggiunge l equilibrio le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti non cambiano.

3 Le reazioni d equilibrio possono essere quindi associate a delle costanti d equilibrio termodinamiche. K= [H 3 O + ][CH 3 COO - ]/[CH 3 COOH][H 2 O] Dato che in soluzione acquosa [H 2 O]=costante =55.5 M K a = [H 3 O + ][CH 3 COO - ]/[CH 3 COOH] Soluzioni acquose L H 2 O è una molecola anfotera che può comportarsi quindi sia da acido sia da base: H 2 O OH - + H + H 2 O+ H + H 3 O + La reazione somma è chiamata reazione d autoprotolisi dell acqua ed equivale a: 2H 2 O OH - + H 3 O + E una reazione d equilibrio molto spostata verso i reagenti. Questa reazione è associata ad una costante chiamata autoprotolisi dell acqua: K w =[H 3 O + ][OH - ]=10-14 In acqua pura

4 2H 2 O OH - + H 3 O + -2x +x +x K w =[H 3 O + ][OH - ]=x 2 =10-14 x=[h 3 O + ]=[OH - ]=10-7 M Il ph e la sua scala.

Acidi e basi deboli acidi e basi forti. (FILMATI ACIDI e BASI) La forza dell acido si misura dalla K a. Più grande è il valore della K a più forte è l acido La forza di una base si misura dalla K b.

5 Acidi e basi deboli acidi e basi forti. (FILMATI ACIDI e BASI) La forza dell acido si misura dalla K a. Più grande è il valore della K a più forte è l acido La forza di una base si misura dalla K b. Più grande è il valore della K b più forte è la base Per una coppia acido/base coniugata il prodotto K a *K b =K w AH + H 2 O H 3 O + + A - K a = [H 3 O + ][A - ]/[AH] A - + H 2 O OH - + AH K b = [OH - ][AH]/[A - ] K a K b = ([H 3 O + ][A - ]/[AH]) ([OH - ][AH]/[A - ])=[H 3 O + ][OH - ]=K w Tanto più forte è l acido tanto più debole è la base coniugata (e viceversa) ph di soluzioni di acidi forti e basi forti Concentrazione di HCl 0.1 M

6 HCl +H 2 O H 3 O + + Cl - [H 3 O + ]=0.1 M ph= 1 Concentrazione di H 2 SO M H 2 SO 4 +2H 2 O 2H 3 O SO 4 Considerando l acido come acido diprotico forte [H 3 O + ]=2x0.005 M=0.01 M ph= 2 Concentrazione di NaOH 0.1 M NaOH OH - + Na + [OH - ]=0.1 M Kw=[H 3 O + ][OH - ]=10-14 [H 3 O + ]=10-14 /[OH - ]=10-13 ph= 13 Concentrazione di HCl M HCl +H 2 O H 3 O + + Cl - 2H 2 O OH - + H 3 O +

7 [H 3 O + ]=10-7 M ph= 7 ph di soluzioni di acidi deboli e basi deboli Concentrazione di CH 3 COOH 0.1 M CH 3 COOH+H 2 O H 3 O + + CH 3 COO - C a -x +x +x K a =[H 3 O + ][CH 3 COO - ]/[CH 3 COOH] K a =x 2 /(C a -x) K a (C a -x)=x 2 x 2 +K a x-k a C a =0 x=(-k a + (K a 2 +4K a C a ))/2 K a =1.8x10-5 C a >> x K a =x 2 /(C a -x) K a =x 2 /C a x= (K a C a ) [H 3 O + ]= (1.8x10-5 x0.1)= 1.8x10-3 =1.3x10-3 ph=-log[h 3 O + ]=-log(1.3x10-3 )=3-log(1.3)=2.89 Concentrazione di NH M NH 3 +H 2 O OH - + NH 4 + C b

8 -x +x +x K b =[OH - ][NH + 4 ]/[NH 3 ] K b =x 2 /(C b -x) K b (C b -x)=x 2 x 2 +K b x-k b C b =0 x=(-k b + (K 2 b +4K b C b ))/2 K b =1.8x10-5 C b >> x K b =x 2 /(C b -x) K b =x 2 /C b x= (K b C b ) [OH - ]= (1.8x10-5 x0.1)= 1.8x10-3 =1.3x10-3 K w =[H 3 O + ][OH - ]=10-14 [H 3 O + ]=10-14 /[OH - ]=10-14 /(1.3x10-3 )=7.7x10-12 ph=-log[h 3 O + ]=-log(7.7x10-12 )=12-log(7.7)=11.11 ph di soluzioni da acidi deboli e basi deboli da Sali (idrolisi) Sali costituiti da una base coniugata di un acido debole e/o da un acido coniugato di una base debole quando sciolti in acqua possono modificare il ph della soluzione mediante il fenomeno chiamato idrolisi.

9 Concentrazione di NH 4 Cl 0.1 M NH 4 Cl NH 4 + +Cl - NH + 4 +H 2 O H 3 O + + NH 3 C a -x +x +x K a =[H 3 O + ][NH 3 ]/[NH 4 + ] NH 3 +H 2 O OH NH 4 K b =[OH - ][NH + 4 ]/[NH 3 ] K a =K w /K b =10-14 /1.8x10-5 K a =x 2 /(C a -x) K a (C a -x)=x 2 x 2 +K a x-k a C a =0 x=(-k a + (K 2 a +4K a C a ))/2 K a =10-14 /1.8x10-5 =0.56x10-9 C a >> x K a =x 2 /(C a -x) K a =x 2 /C a x= (K a C a ) [H 3 O + ]= (0.56x10-9 x0.1)= 0.56x10-5 =0.75x10-5 ph=-log[h 3 O + ]=-log(0.75x10-5 )=5-log(0.75)=5.12

10 Concentrazione di CH 3 COONa 0.1 M CH 3 COONa CH 3 COO - +Na + CH 3 COO - +H 2 O OH - + CH 3 COOH C b -x +x +x K b =[OH - ][CH 3 COOH]/[CH 3 COO - ] CH 3 COOH+H 2 O H 3 O + + CH 3 COO - K a =[H 3 O + ][CH 3 COO - ]/[CH 3 COOH] K b =K w /K a =10-14 /1.8x10-5 K b =x 2 /(C b -x) K b (C b -x)=x 2 x 2 +K b x-k b C b =0 x=(-k b + (K 2 b +4K b C b ))/2 K b =10-14 /1.8x10-5 =0.56x10-9 C b >> x K b =x 2 /(C b -x) K b =x 2 /C b x= (K b C b ) [OH - ]= (0.56x10-9 x0.1)= 0.56x10-5 =0.75x10-5 K w =[H 3 O + ][OH - ]=10-14

11 [H 3 O + ]=10-14 /[OH - ]=10-14 /(0.75x10-5 )=1.3x10-9 ph=-log[h 3 O + ]=-log(1.3x10-9 )=9-log(7.7)=8.88 ph di soluzioni con coppia coniugata acido/base debole (tampone) Se in una soluzione acquosa sono presenti in quantità comparabili un acido ed una base coniugati (CH 3 COOH/CH 3 COO - ; NH 4 + /NH 3, etc.) si ha un sistema che mantiene il ph invariato per diluizione e per piccole aggiunte di acido o base forte. Concentrazione di CH 3 COOH 0.1 M + CH 3 COONa 0.1 M Concentrazione di CH 3 COOH 0.2 M + NaOH 0.1 M CH 3 COONa CH 3 COO - +Na + CH 3 COOH+H 2 O H 3 O + + CH 3 COO - C a C b -x +x +x K a =[H 3 O + ][CH 3 COO - ]/[CH 3 COOH] K a =x(c b +x)/(c a -x) C a >> x C b >> x K a =x(c b +x)/(c a -x) K a =xc b /C a x=k a C a /C b

12 [H 3 O + ]=1.8x10-5 x0.1/0.1=1.8x10-5 ph=-log[h 3 O + ]=-log(1.8x10-5 )=5-log(1.8)=4.75 Concentrazione di NH M + NH 4 Cl 0.1 M Concentrazione di NH M + HCl 0.1 M NH 4 Cl NH 4 + +Cl - NH 3 +H 2 O OH - + NH 4 + C b C a -x +x +x K b =[OH - ][NH 4 + ]/[NH 3 ] K b =x(c a +x)/(c b -x) C a >> x C b >> x K b =x(c a +x)/(c b -x) K b =xc a /C b x=k b C b /C a [OH - ]=1.8x10-5 x0.1/0.1=1.8x10-5 K w =[H 3 O + ][OH - ]=10-14 [H 3 O + ]=10-14 /[OH - ]=10-14 /(1.8x10-5 )=5.6x10-10 ph=-log[h 3 O + ]=-log(5.6x10-10 )=10-log(5.6)=9.25

13 Composti di Coordinazione o Complessi. Reazione di formazione (o stabilità) Ag + + 2NH 3 [Ag(NH 3 ) 2 ] + Costante di formazione (o stabilità) K f = [[Ag(NH 3 ) 2 ] + ]/[Ag + ][NH 3 ] 2 Reazione di dissociazione (o instabilità) [Ag(NH 3 ) 2 ] + Ag + + 2NH 3 Costante di dissociazione (o instabilità) K d = [Ag + ][NH 3 ] 2 /[[Ag(NH 3 ) 2 ] + ] K d =1/K f Sali poco solubili Alcuni composti ionici sono poco solubili in acqua.

14 Si possono formare questi composti attraverso il mescolamento di soluzioni che contengono separatamente gli ioni di questi sali. FILMATO Ag 2 CrO 4(s) 2Ag + + CrO 4 2- All equilibrio la presenza nella soluzione di sale non disciolto (corpo di fondo) è indice che la soluzione è satura. Una soluzione satura rispetta la costante d equilibrio: K ps =[Ag + ] 2 [CrO 4 2- ]

15 Una soluzione non è satura quando il prodotto delle concentrazioni degli ioni elevate ai rispettivi coefficienti stechiometrici è inferiore alla K ps il sale in questo caso si scioglie completamente. [Ag + ] 2 [CrO 2-4 ]<K ps Una soluzione è sovrasatura quando il prodotto delle concentrazioni degli ioni elevate ai rispettivi coefficienti stechiometrici è superiore alla K ps in questo caso si formerà all equilibrio un corpo di fondo mediante precipitazione del sale in modo da rispettare la K ps [Ag + ] 2 [CrO 2-4 ]>K ps La solubilità è la quantità massima del sale che si può sciogliere in una soluzione. Ag 2 CrO 4(s) 2Ag CrO 4 -s +2s +s K ps =[Ag + ] 2 [CrO 2-4 ] K ps = s(2s) 2 s= 3 (K ps /4)

16 La presenza di uno ione a comune nella soluzione diminuisce la solubilità del sale Na 2 CrO 4(s) 2Na + + CrO 4 2- c 2c c Ag 2 CrO 4(s) 2Ag + + CrO s +2s c+s K ps =[Ag + ] 2 [CrO 4 2- ] K ps = (c+s)(2s) 2 se c>>s s= (K ps /4c) Reazioni chimiche che portano alla diminuzione della concentrazione degli ioni aumentano la solubilità del sale. Mg(OH) 2(s) Mg OH - OH - +H 3 O + 2H 2 O K ps =[Mg 2+ ][OH - ] 2 K ps =s[oh - ] 2 s=k ps /[OH - ] 2 FILMATO

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