Equilibri ionici in soluzione acquosa
|
|
- Giovanna Angeli
- 7 anni fa
- Visualizzazioni
Transcript
1 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 in ioni: H 2 O H 2 O H + (aq) + OH - (aq) Questa equazione rappresenta la ionizzazione spontanea dell acqua che è detta autoionizzazione o autoprotolisi dell acqua. L equilibrio è molto spostato a sinistra perché la dissociazione ionica riguarda un numero molto ridotto di molecole. La costante di equilibrio della reazione di autoprotolisi dell acqua è: K = + [ H ] [ OH ] [ H O] 2 = 1,8 10 dove [X] indica la concentrazione espressa in moli litro -1. Le molecole di acqua non dissociate sono presenti in larghissimo eccesso e la concentrazione di acqua è praticamente costante, pari a: (g l ) 18,08 (g mol -1 1 [ H O] = = 55,5 mol l 2-1 ) 1
2 A temperatura costante risulta costante anche il prodotto K [H 2 O] che viene indicato come K W ed è definito prodotto ionico dell acqua. K W = [H + ][OH - ] Il prodotto ionico dell acqua varia con la temperatura e cresce all aumentare della temperatura perché il processo di ionizzazione è endotermico; a 25 C è: K W = 1, Nell acqua pura gli ioni H 3 O + ed OH - sono sempre presenti in numero uguale. A 25 C risulta: [H + ] = [OH - ] = 1, mol l -1 In una qualunque soluzione acquosa gli ioni H 3 O + sono i portatori del carattere acido e gli ioni OH - del carattere basico. L acqua pura è chimicamente neutra perché le due specie hanno la stessa concentrazione. [H + ] = [OH - ] ossia [H + ] = 10-7 mol l -1 la soluzione è NEUTRA Se: [H + ] > [OH - ] ossia se [H + ] > 10-7 mol l -1 la soluzione è ACIDA [H + ] < [OH - ] ossia se [H + ] < 10-7 mol l -1 la soluzione è BASICA 2
3 Il carattere acido, basico o neutro di una soluzione può essere precisato mediante il valore di [H + ]. Per comodità le concentrazioni vengono espresse in scala logaritmica introducendo una funzione della concentrazione degli ioni H 3 O + chiamata ph, definita dalla relazione: ph = - Log 10 [H + ] Soluzione acida: [H + ] > 10-7 mol l -1 e ph < 7 Soluzione basica: [H + ] < 10-7 mol l -1 e ph > 7 Soluzione neutra: [H + ] = 10-7 mol l -1 e ph = 7 Lo stesso tipo di funzione può essere usato anche per la concentrazione degli ioni OH - : Per il prodotto ionico dell acqua si ha: pk W = - Log 10 K W = - (Log 10 [H + ] + Log 10 [OH - ]) ossia pk W = ph + poh poh = - Log 10 [OH - ] Per una qualunque soluzione acquosa a 25 C risulta: ph + poh = 14 3
4 1. Teoria di Arrhenius 2. Teoria di Brönsted-Lowry 3. Teoria di Lewis Teorie acido-base 1. Teoria di Arrhenius (1887) Una qualunque specie chimica che dissociandosi in soluzione acquosa fornisce ioni idrogeno è un acido, mentre una qualunque specie chimica che dissociandosi in una soluzione acquosa fornisce ioni idrossido è una base. Questa definizione comprende moltissimi acidi e basi comuni, come HCl, H 2 SO 4, NaOH, Ca(OH) 2, ecc. Tuttavia essa non riesce a spiegare le proprietà acide di sostanze come CO 2, SO 2 e le proprietà basiche di sostanze come NH 3. ESTENSIONE DELLA TEORIA: un acido è una qualsiasi sostanza che in soluzione acquosa porta ad un aumento degli ioni idrogeno, una base è una qualsiasi sostanza che in soluzione acquosa porta ad un aumento della concentrazione degli ioni idrossido: CO 2 + H 2 O HCO H + NH 3 + H 2 O NH OH - LIMITAZIONI DELLA TEORIA: essa vale solo per soluzioni acquose e non consente una classificazione generale. 4
5 2. Teoria di Brönsted-Lowry (1923) Una qualunque specie chimica che si comporta come donatore di protoni è un acido, mentre una qualunque specie chimica che si comporta come accettore di protoni è una base. Questa definizione non è condizionata dalla natura del solvente. Un generico acido A 1 cedendo un protone secondo l equilibrio: A 1 B 1 + H + si trasforma in B 1, che prende il nome di base coniugata. Perché possa avvenire questo processo è necessaria la presenza di un altra base B 2 che sia in grado di accettare il protone. Accettando il protone, la base B 2 si trasforma in A 2, che prende il nome di acido coniugato, secondo lo schema: B 2 + H + A 2 I due processi sono concomitanti: A 1 + B 2 B 1 + A 2 Questo processo, che avviene attraverso un trasferimento di protoni, è chiamato reazione acidobase o protolisi. ESEMPIO: HCN + H 2 O CN - + H 3 O + (A 1 ) (B 2 ) (B 1 ) (A 2 ) NH 3 + H 2 O NH OH - (B 1 ) (A 2 ) (A 1 ) (B 2 ) 5
6 Quando il trasferimento di protoni avviene tra molecole della stessa specie la reazione è detta di autoprotolisi. Per esempio, la reazione di autoprotolisi dell acqua può essere considerata una reazione acidobase, in cui una molecola di acqua si comporta da acido ed una molecola da base: H 2 O + H 2 O OH - + H 3 O + (A 1 ) (B 2 ) (B 1 ) (A 2 ) Infatti la molecola di acqua può sia acquistare sia cedere un protone: - H + + H + comportamento acido OH - H 2 O H 3 O + comportamento basico In generale, questo comportamento è tipico delle specie chimiche in cui un atomo di idrogeno è legato ad un atomo molto elettronegativo recante una coppia di elettroni non condivisa. Questi composti, che possono comportarsi sia da acidi sia da basi, vengono detti anfoliti o elettroliti anfoteri. ESEMPI: -H + +H + comportamento acido NH - 2 NH 3 NH + 4 comportamento basico comportamento acido -H + S 2- HS - +H + H 2 S comportamento basico I liquidi che non partecipano a processi di trasferimento di protoni (benzene, n-esano) sono definiti 6 aprotici.
7 Forza degli acidi e delle basi Si definisce forza di un acido la sua tendenza a cedere protoni e forza di una base la sua tendenza ad acquistare protoni. Non si può parlare di forza di un acido o di una base in senso assoluto, ma solo in riferimento ad un altro acido o ad un altra base assunti come termini di confronto. Considerando soluzioni acquose i termini di riferimento sono lo ione H 3 O + per gli acidi e lo ione OH - per le basi. ACIDI e BASI FORTI Sono acidi più forti dell acido H 3 O + gli acidi che cedono all acqua il loro protone ionizzandosi in modo completo: HCl + H 2 O Cl - + H 3 O + (A 1 ) (B 2 ) (B 1 ) (A 2 ) HCl ha maggiore tendenza di H 3 O + a cedere protoni e, viceversa, H 2 O ha maggiore tendenza di Cl ad acquistare protoni: l equilibrio è completamente spostato verso destra. H 3 O + e Cl sono acido e base più deboli di HCl e H 2 O rispettivamente. REGOLA GENERALE: le reazioni di trasferimento di protoni tendono ad avvenire nel senso che porta alla formazione dell acido e della base più deboli. ESEMPI: HClO 4 + H 2 O ClO H 3 O + HNO 3 + H 2 O NO H 3 O + H 3 O + e ClO 4 sono più deboli di HClO 4 e H 2 O H 7 3 O + e NO 3 sono più deboli di HNO 3 e H 2 O
8 Gli acidi più forti di H 3 O + in acqua appaiono tutti della stessa forza, a causa dell effetto livellante dell acqua. Per stabilire una scala di forza per essi è necessario considerare solventi che siano basi più deboli dell acqua. La scala di acidità degli acidi forti più comuni è stata stabilita in CH 3 COOH al 100% e risulta: HClO 4 > HI > HBr > H 2 SO 4 > HCl > HNO 3 Analoghe considerazioni valgono per le basi più forti della base OH - (NH 2 -, C 2 H 5 O -, ecc. ). Esse acquistano un protone dall acqua e la reazione avviene in modo completo: NH H 2 O NH 3 + OH - (B 1 ) (A 2 ) (A 1 ) (B 2 ) 8
9 ACIDI e BASI DEBOLI Gli acidi più deboli di H 3 O + si ionizzano solo parzialmente in soluzione acquosa e danno origine ad un equilibrio la cui posizione è determinata dalla forza dell acido rispetto a H 3 O +. CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO - + H 3 O + Questo equilibrio è molto spostato verso sinistra. La costante di equilibrio, chiamata costante di ionizzazione o di dissociazione acida, presenta valori molto piccoli: K 3 + [ H O ] [ CH COO ] a (CH COOH) = = 1,76 10 [ CH3COOH] a 25 C Analogamente, le basi più deboli di OH - danno luogo a reazioni di equilibrio: NH 3 + H 2 O NH OH - La costante di equilibrio è detta costante di ionizzazione o di dissociazione basica: + [ NH ] [ OH ] 4 5 b (NH ) = = 1,79 10 [ NH3] a 25 C K 3 9
10 Per una coppia acido-base coniugata si ha: K a K b = K W Esempio: HCN-CN - coppia acido-base coniugata HCN + H 2 O CN - + H 3 O + CN - + H 2 O HCN + OH - K a K b = [H 3 O + ][OH - ] = K W 3 Ka = K b = [ H O ] [ CN ] + [ HCN] - [ HCN] [ OH ] - [ CN ] ACIDI e BASI POLIPROTICI Un acido è detto monoprotico se può liberare un solo protone e poliprotico se può liberare più di un protone (diprotico, triprotico, ecc.). Una base è detta monoprotica se può fissare un solo protone e poliprotica se può fissare più di un protone (diprotica, triprotica, ecc.). ESEMPI: H 2 S + H 2 O HS - + H 3 O + K a,i ~ 10-7 HS - + H 2 O S 2- + H 3 O + K a,ii ~ SO H 2 O HSO OH - K b,i ~ HSO H 2 O H 2 SO 4 + OH - K b,ii ~ REGOLA GENERALE: gli stadi successivi sono caratterizzati da costanti d equilibrio via via decrescenti. 10
11 3. Teoria di Lewis E una generalizzazione della teoria di Brönsted-Lowry e comprende anche processi in cui non avvengono trasferimenti di protoni. Un acido è una specie chimica contenente atomi con orbitali di valenza incompleti. Un acido è un accettore di elettroni. Una base è una specie chimica avente una o più coppie elettroniche non condivise. Una base è un donatore di elettroni. Viene definito complesso di coordinazione o addotto il composto che si forma tra una base ed un acido con condivisione di una coppia di elettroni in un legame: in questo caso si realizza la neutralizzazione della base con l acido. Sono reazioni di neutralizzazione la reazione fra gli ioni OH - e H + :.... H + + : O :H H: O :.... H e la reazione fra BF 3 e NH 3 :.. F. Ḥ.. F. Ḥ F :B + : N: H F : B :N: H F H F H Acido Base complesso di coordinazione 11
12 Le basi di Brönsted sono anche basi di Lewis, ma gli acidi di Brönsted sono, negli schemi di Lewis, dei complessi di un acido con una base: l acido è il protone e la base è la base coniugata di Brönsted. Le reazioni acido-base di Brönsted sono, secondo gli schemi di Lewis, reazioni nelle quali due basi diverse (H 2 O e Cl - nell esempio seguente) si contendono lo stesso acido (H + ), per formare il complesso acido-base più stabile (H 3 O + ): H-Cl + H 2 O H 3 O + + Cl - complesso base acido-base meno stabile complesso base acido-base più stabile Sono tipici acidi di Lewis: le sostanze che possono accettare un doppietto di elettroni avendo orbitali vuoti (BF 3, AlCl 3 ); i cationi dei metalli di transizione che hanno orbitali vuoti a bassa energia (Ag +, Cu 2+ ); le molecole con legami multipli tra atomi di diversa elettronegatività (CO 2, SO 2, SO 3 ). Sono tipiche basi di Lewis: gli ioni monoatomici negativi (F -, S 2- ); le molecole o gli ioni poliatomici che hanno coppie di elettroni non condivise (OH -, H 2 O, NH 3, 12 CN - ).
13 ACIDI e BASI FORTI Calcolo del ph di soluzioni di acidi e basi monoprotici Un litro di soluzione acquosa contiene 1, moli di HClO 4. Calcolare il ph della soluzione e le concentrazioni di tutte le specie presenti. 1. Individuare le reazioni presenti: HClO 4 + H 2 O H 3 O + + ClO 4 2 H 2 O H 3 O + + OH 2. Individuare le concentrazioni note e quelle incognite: La concentrazione iniziale di HClO 4 è: [HClO 4 ] 0 = (1, mol / 1 l) = 1, mol/l Dal momento che HClO 4 è un acido forte, completamente dissociato in soluzione, risulta: [ClO 4 ] = [HClO 4 ] 0 = c 0 = 1, mol/l Le concentrazioni incognite sono: [H 3 O + ] e [OH ] 3. Scrivere un numero di equazioni pari al numero delle incognite: a) K W = [H 3 O + ] [OH ] = 1, prodotto ionico dell acqua b) [H 3 O + ] = [OH ] + [ClO 4 ] = [OH ] + c 0 condizione di elettroneutralità della soluzione 13
14 4. Risoluzione del sistema a 2 equazioni e 2 incognite: dalla b): [OH ] = [H 3 O + ] c 0 sostituendo nella a): K W = [H 3 O + ] ([H 3 O + ] - c 0 )= 1, si ricava: K W = [H 3 O + ] 2 - c 0 [H 3 O + ] [H 3 O + ] 2 - c 0 [H 3 O + ] K W = 0 [H 3 O + ] = c 2 ( c 4K ) 0 ± W 5. Si può scegliere una risoluzione approssimata: ipotesi semplificative: la soluzione avrà un carattere acido. Se [H 3 O + ]>> [OH ] è possibile trascurare [OH ] nella equazione b): quindi, [H 3 O + ] = [ClO 4 ]. Questa approssimazione significa trascurare gli ioni H 3 O + derivanti dall autoprotolisi dell acqua. [H 3 O + ] = [ClO 4 ] = c 0 = 1, M ph = -Log 10 [H 3 O + ] = 3,00 (ph acido) Dalla a): [OH ] = K W / [H 3 O + ] = 1, / 1, =1, mol/l da cui: [OH ] << [H 3 O + ] (ipotesi verificata) 14
15 Questa risoluzione approssimata è lecita per valori di c 0 > 1, mol/l. Infatti nell equazione di secondo grado [H 3 O + ] = per c 0 > 1, mol/l il secondo termine sotto radice (4K W ) è trascurabile rispetto al primo (c 0 2 ), per cui: [H 3 O + ] = c 0 Quindi per acidi e basi forti, se la concentrazione iniziale della acido [Acido] 0 o della base [Base] 0 è > 10-6 M, si possono trascurare gli ioni H 3 O + o OH - derivanti dall autoprotolisi dell H 2 O. Allora: c 2 ( c 4K ) 0 ± per soluzioni acide: [H 3 O + ] = [Acido] 0 W ph = -Log 10 [Acido] 0 per soluzioni basiche: [OH - ] = [Base] 0 poh = -Log 10 [Base] 0 Se la concentrazione iniziale è < 10-6 M, non si può trascurare l autoprotolisi dell H 2 O e quindi non si possono fare approssimazioni e si risolve l equazione di 2 grado. 15
16 Calcolare il ph di una soluzione di HCl 1, M. Il ph non può essere calcolato applicando direttamente la relazione: ph = -Log 10 [Acido] 0 = - Log 10 1, = 8,00 perché la soluzione risulterebbe basica. In questo esempio, data la bassa concentrazione dell acido, non si può trascurare l autoprotolisi dell acqua. 1. Individuare le reazioni presenti: HCl + H 2 O H 3 O + + Cl 2 H 2 O H 3 O + + OH 2. Individuare le concentrazioni note e quelle incognite : Dal momento che HCl è un acido forte, completamente dissociato in soluzione, risulta: [Cl ] = [HCl] 0 = c 0 = 1, mol/l Le concentrazioni incognite sono: [H 3 O + ] e [OH ] 3. Scrivere un numero di equazioni pari al numero delle incognite: a) K W = [H 3 O + ] [OH ] = 1, prodotto ionico dell acqua b) [H 3 O + ] = [OH ] + [Cl ] = [OH ] + c 0 condizione di elettroneutralità della soluzione 16
17 4. Risoluzione del sistema a 2 equazioni e 2 incognite: dalla b): [OH ] = [H 3 O + ] c 0 sostituendo nella a): K W = [H 3 O + ] ([H 3 O + ] c 0 )= 1, si ricava: K W = [H 3 O + ] 2 - c 0 [H 3 O + ] [H 3 O + ] 2 - c 0 [H 3 O + ] K W = 0 [H 3 O + ] = 1, mol/l ph = - Log 10 [H 3 O + ] = 6,98 (ph leggermente acido) [OH ] = K W / [H 3 O + ] = (1, / 1, ) = 9, mol/l 17
18 BASE FORTE Calcolare il ph di una soluzione di NaOH 8, M. 1. Individuare le reazioni presenti: NaOH Na + + OH 2 H 2 O H 3 O + + OH 2. Individuare le concentrazioni note e quelle incognite : Dal momento che NaOH è una base forte, completamente dissociata in soluzione, risulta: [Na + ] = [NaOH] 0 = c 0 = 8, mol/l Le concentrazioni incognite sono: [H 3 O + ] e [OH ] 3. Scrivere un numero di equazioni pari al numero delle incognite: a) K W = [H 3 O + ] [OH ] = 1, prodotto ionico dell acqua b) [H 3 O + ] + [Na + ] = [OH ] condizione di elettroneutralità della soluzione 4. Si possono fare delle ipotesi semplificative: la soluzione avrà un carattere basico. Se [OH ]>> [H 3 O + ] posso trascurare [H 3 O + ] nella equazione b): quindi, [Na + ] = [OH ]. Questa approssimazione significa trascurare gli ioni OH derivanti dall autoprotolisi dell acqua. [Na + ] = [OH ] = 8, M poh = 1,08 ph = 14- poh = 12,9 (ph basico) [H 3 O + ] = 1, M << [OH ] (ipotesi verificata) 18
19 ACIDI e BASI DEBOLI Calcolare il ph e le concentrazioni delle specie presenti all equilibrio di una soluzione 1,00 M di CH 3 COOH, sapendo che la sua costante di dissociazione è K a = 1, Individuare le reazioni presenti: CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO + H 3 O + 2 H 2 O H 3 O + + OH 2. Individuare le concentrazioni incognite: [CH 3 COOH], [CH 3 COO ], [H 3 O + ] e [OH ] 3. Scrivere un numero di equazioni pari al numero delle incognite: a) K W = [H 3 O + ] [OH ] = 1, prodotto ionico dell acqua [ ] [ ] + H3O CH3COO 5 b) Ka (CH COOH) = = 1, CH COOH costante di dissoc. acida [ ] 3 c) [H 3 O + ] = [CH 3 COO ] + [OH ] elettroneutralità della soluzione d) [CH 3 COOH] 0 = [CH 3 COO ] + [CH 3 COOH]= 1,00 M bilancio di materia 19
20 4. Si possono fare delle ipotesi semplificative: la soluzione avrà un carattere acido, cioè [H 3 O + ]>> [OH ]. Quindi è possibile trascurare [OH ] nella equazione c). Inoltre K a >>K W, quindi è possibile trascurare gli ioni H 3 O + derivanti dall autoprotolisi dell acqua. Ottengo un sistema semplificato: a) K b) [H 3 O + ] = [CH 3 COO ] c) [CH 3 COOH] 0 = [CH 3 COO ] + [CH 3 COOH]= 1,00 M 5. Risoluzione del sistema: dalla c): [CH 3 COOH]= [CH 3 COOH] 0 - [CH 3 COO ] = [CH 3 COOH] 0 - [H 3 O + ] sostituendo nella a): + [ H O ] [ CH COO ] a (CH COOH) = = 1, [ CH3COOH ] risolvendo l equazione di 2 si ricava: [H 3 O + ] = 4, M K + 2 [ H3O ] + [ CH COOH ] [ H O ] 5 a (CH COOH) = = 1, ph = 2,38 (ph acido) 20
21 6. Calcolo delle concentrazioni di tutte le specie presenti. [OH ] = (K W / [H 3 O + ]) = (1, / 4, ) = 2, mol/l E verificata l ipotesi [H 3 O + ]>> [OH ]. [CH 3 COO ] = [H 3 O + ] = 4, mol/l H O + CH COO K [CH 3 COOH]= [ ] [ ] 3 3 = 0,998 mol/l a 21
22 Calcolare il ph e le concentrazioni delle specie presenti in una soluzione ottenuta sciogliendo 0,5 g di NH 3 in 3 litri di soluzione, sapendo che K b = 1, Individuare le reazioni presenti: NH 3 + H 2 O NH OH 2 H 2 O H 3 O + + OH 2. Individuare le concentrazioni note e quelle incognite : [NH 3 ] 0 = [0,5 g / (17 g/mol 3l)] = 0,01 mol/l concentrazioni incognite: [NH 3 ], [NH 4 + ], [H 3 O + ] e [OH ] 3. Scrivere un numero di equazioni pari al numero delle incognite: a) K W = [H 3 O + ] [OH ] = 1, prodotto ionico dell acqua + [ ] [ ] NH4 HO 5 b) Kb = = 1,79 10 costante di dissoc. basica NH [ ] 3 c) [H 3 O + ] + [NH 4 + ] = [OH ] elettroneutralità della soluzione d) [NH 3 ] 0 = [NH 3 ] + [NH 4 + ] bilancio di materia 22
23 4. Si possono fare delle ipotesi semplificative: la soluzione avrà un carattere basico, cioè [OH ] >>[H 3 O + ]. Quindi è possibile trascurare [H 3 O + ] nella equazione c). Inoltre K b >>K W, quindi è possibile trascurare gli ioni OH derivanti dall autoprotolisi dell acqua. Ottengo un sistema semplificato: a) K b) [NH + 4 ] = [OH ] c) [NH 3 ] 0 = [NH 3 ] + [NH + 4 ] 5. Risoluzione del sistema: dalla c): [NH 3 ]= [NH 3 ] 0 - [NH + 4 ] = [NH 3 ] 0 - [OH ] sostituendo nella a): + [ OH ] [ NH ] 4 5 b = = 1,79 10 [ NH3 ] risolvendo l equazione di 2 si ricava: [OH ] = 4, M poh = 3,38 2 [ OH ] [ NH ] [ OH ] Kb = = 1, ph = 14 - poh = 10,62 (ph basico) 23
24 6. Calcolo delle concentrazioni di tutte le specie presenti. [H 3 O + ] = (K W / [OH ]) = (1, / 4, ) = 2, mol/l E verificata l ipotesi [OH ] >> [H 3 O + ]. [NH + 4 ] = [OH ] = 4, mol/l OH NH K [ ] [ ] [NH 3 ]= 4 = 0,0096 mol/l b + 24
25 Calcolo di ph in sistemi in cui avvengono reazioni di neutralizzazione Viene chiamata reazione di neutralizzazione la reazione stechiometrica di un acido con una base. Calcolare il ph e le concentrazioni delle specie presenti in una soluzione ottenuta miscelando 7, l di una soluzione acquosa 0,400 M in HCl con 8, l di una soluzione acquosa 0,420 M in NaOH. 1. Individuare le reazioni presenti: HCl + H 2 O H 3 O + + Cl NaOH Na + + OH 2 H 2 O H 3 O + + OH 2. Individuare le concentrazioni note e quelle incognite : Il numero di moli di HCl introdotte (soluzione 1) sono: n 0, HCl = M 1 V 1 = (0,400 mol/l 7, l) = 2, mol Il numero di moli di NaOH introdotte (soluzione 2) sono: n 0, NaOH = M 2 V 2 = (0,420 mol/l 8, l) = 3, mol Le concentrazioni iniziali di HCl e NaOH (nella soluzione complessiva) risultano: [HCl] 0 = [n 0, HCl / (V 1 +V 2 )] = [ 2, mol / 1, l ] = 1, mol/l [NaOH] 0 = [n 0, NaOH / (V 1 +V 2 )] = [ 3, mol / 1, l ] = 2, mol/l 25
26 Dal momento che HCl e NaOH sono entrambi forti, cioè completamente dissociati in acqua, risulta: [Cl - ] = [HCl] 0 = 1, mol/l [Na + ] = [NaOH] 0 = 2, mol/l Le concentrazioni incognite sono: [H 3 O + ] e [OH ] 3. Scrivere un numero di equazioni pari al numero delle incognite: a) K W = [H 3 O + ] [OH ] = 1, prodotto ionico dell acqua b) [H 3 O + ] + [Na + ] = [OH ] + [Cl ] condizione di elettroneutralità della soluzione 4. E possibile fare un ipotesi semplificativa, considerando il fatto che [NaOH] 0 > [HCl] 0. Si può considerare basica la soluzione finale ([H 3 O + ] < 10-7 << [Na + ]), per cui è possibile trascurare [H 3 O + ] nella equazione b). Ciò equivale a trascurare gli ioni H 3 O + provenienti dall autoprotolisi dell acqua. Il sistema si riduce ad una sola equazione: [Na + ] = [OH ] + [Cl ] 26
27 Risulta: [OH ] = [Na + ] - [Cl ] = (2, mol/l - 1, mol/l ) = 3, mol/l poh = - Log 10 [OH ] = 1,51 ph = 14 - poh = 12,49 (ph basico) [H 3 O + ] = (K W / [OH ]) = (1, / 3, ) = 3, mol/l E verificata l ipotesi [H 3 O + ]<< [Na + ] ed è quindi giustificata l approssimazione. 27
28 IDROLISI L idrolisi è una reazione di scambio protonico (reazione acido-base) che può avvenire quando un sale viene disciolto in acqua. L acqua può reagire con gli anioni o i cationi che costituiscono il sale, nel caso in cui la reazione porti alla formazione di acidi deboli o basi deboli. Il ph finale varia in funzione delle caratteristiche del sale. Esempi: soluzione sale ph a) NaCl = 7 soluzione neutra b) NaCN >7 soluzione basica c) NH 4 Cl <7 soluzione acida In soluzione i sali si dissociano completamente: a) NaCl Na + + Cl - b) NaCN Na + + CN - c) NH 4 Cl NH 4+ + Cl - 28
29 Soluzione a): le reazioni fra Na + e Cl e l acqua porterebbero in teoria a: Na + + H 2 O NaOH + H + Cl + H 2 O HCl + OH ma sia NaOH sia HCl, essendo base e acido forti, sono completamente dissociati in acqua, per cui le due reazioni indicate non possono verificarsi. Per questo motivo il ph risulta neutro. Soluzione b): Na + non reagisce con H 2 O; CN reagisce con H 2 O fornendo l acido debole HCN. Si forma il seguente equilibrio: CN + H 2 O HCN + OH idrolisi basica L eccesso di ioni OH rende la soluzione basica: ph > 7. Soluzione c): Cl non reagisce con H 2 O; NH 4 + reagisce con H 2 O fornendo la base debole NH 3. Si forma il seguente equilibrio: NH H 2 O NH 3 + H 3 O + idrolisi acida L eccesso di ioni H 3 O + rende la soluzione acida: ph < 7. 29
30 I valori delle costanti di equilibrio relative agli equilibri di idrolisi si calcolano immediatamente noti i valori dei corrispondenti K a e K b : CN - + H 2 O HCN + OH idrolisi basica K i, CN - = K W / K a, HCN NH H 2 O NH 3 + H 3 O + idrolisi acida K i, NH4 + = K W / K b, NH3 Infatti: con Ki = [ ] [ - HCN OH ] [ ] [ - ] [ + HCN OH H ] 3O Kw [ - CN ] = [ ] [ ] = - + CN H3O Ka [ - CN ] [ + H O ] = 3 Ka (HCN) [ HCN] 30
31 Soluzioni tampone Sono soluzioni contenenti un acido debole ed un suo sale (CH 3 COOH e CH 3 COONa) oppure una base debole ed un suo sale (NH 3 e NH 4 Cl) in concentrazioni simili ed abbastanza elevate. Hanno la caratteristica di mantenere il ph pressoché costante quando ad esse si aggiungono piccole quantità di un acido o di una base forti. Tali soluzioni sono chiamate tampone e l azione tamponante è dovuta ad equilibri acido-base. Esempio: soluzione acquosa di CH 3 COOH e CH 3 COOK CH 3 COOK CH 3 COO + K + Equilibri presenti in soluzione: 1) CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO + H 3 O + K a, CH3 COOH 2) CH 3 COO + H 2 O CH 3 COOH + OH K b, CH3 COO- 3) 2 H 2 O H 3 O + + OH K W Azione tampone: aggiunta ioni H 3 O + gli ioni vengono sottratti alla soluzione poiché reagiscono con CH 3 COO : CH 3 COO + H 3 O + CH 3 COOH + H 2 O aggiunta ioni OH gli ioni vengono sottratti alla soluzione poiché reagiscono con CH 3 COOH: CH 3 COOH + OH CH 3 COO + H 2 O 31 Ne consegue che il ph rimane praticamente costante.
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
DettagliEquilibri ionici in soluzione acquosa. Acidi, basi, scala del ph
Equilibri ionici in soluzione acquosa Acidi, basi, scala del ph 1 L equilibrio chimico LA LEGGE DELL EQUILIBRIO CHIMICO (legge dell azione di massa) Ad equilibrio raggiunto il rapporto tra il prodotto
DettagliIonizzazione spontanea dell acqua: autoprotolisi o autoionizzazione dell acqua. [ H ] 2
Equilibri ionici in soluzione acquosa L acqua, anche se purissima, rivela una conducibilità elettrica piccola ma misurabile che indica la presenza di ioni. Una ridotta frazione di molecole di acqua è dissociata
DettagliEquilibri ionici in soluzione 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
DettagliCalcolo del ph di soluzioni di acidi e basi monoprotici
ESERCITAZIONE 6 1 Calcolo del ph di soluzioni di acidi e basi monoprotici ACIDI e BASI FORTI Un litro di soluzione acquosa contiene 1.00 10-3 moli di HClO 4. Calcolare il ph della soluzione e le concentrazioni
DettagliCALCOLO DEL ph. ph = - log [1,0x10-3 ] = 3,00
CALCOLO DEL ph Calcolare il ph di una soluzione di HCl 1,0x10-3 M HCl acido forte che si dissocia completamente HCl H + + Cl - 1 mol di HCl produce 1 mol di H + ph = - log [1,0x10-3 ] = 3,00 Tipici acidi
DettagliAcidi e basi di Lewis
Gli acidi e le basi Acidi e basi di Lewis Acidi di Lewis= specie che possono accettare in compartecipazione una coppia di elettroni da un altra specie. Base di Lewis = specie che può cedere in compartecipazione
DettagliAcidi e basi sono sostanze note da molto tempo e diverse classificazioni sono state fatte nel corso del tempo in base alle loro proprietà.
TEORIE ACIDO-BASE Acidi e basi sono sostanze note da molto tempo e diverse classificazioni sono state fatte nel corso del tempo in base alle loro proprietà. Teoria di Arrhenius Arrhenius fu il primo a
DettagliESERCIZI ESERCIZI. 3) Una soluzione acquosa è sicuramente acida se: O + ] > 10-7 M O + ] > [OH - ] O + ] < [OH - ] d. [OH - ] < 10-7 M Soluzione
ESERCIZI 1) Il prodotto ionico dell acqua (K w ) vale 10-14 : a. a qualunque temperatura b. solo per una soluzione acida c. solo per una soluzione basica d. solo a T = 25 C 2) Per l acqua pura risulta
DettagliArrhenius. HCl H + + Cl - NaOH Na + + OH -
Arrhenius Un acido è una sostanza che contiene H ed è in grado di cedere ioni H + e base è una sostanza che ha tendenza a cedere ioni OH - in acqua H 2 O HCl H + + Cl - H 2 O NaOH Na + + OH - Reazione
DettagliACIDI e BASI. Definizione di Brønsted-Lowry (non solo limitata alle soluzioni acquose)
ACIDI e BASI Definizione di Brønsted-Lowry (non solo limitata alle soluzioni acquose) ACIDO = Sostanza in grado di donare ioni H + (protoni o ioni idrogeno) BASE = Sostanza in grado di accettare ioni H
DettagliMolti sali contengono un anione o un catione che possono reagire con acqua rendendo le loro soluzioni ACIDE o BASICHE
Molti sali contengono un anione o un catione che possono reagire con acqua rendendo le loro soluzioni ACIDE o BASICHE Molti sali reagiscono con l acqua alterando il suo rapporto molare tra [H] e [OH] -
DettagliAcidi e Basi. Acido H + (aq) +... Base OH - (aq) +... Tipici acidi di Arrhenius: HCl, HNO 3, HCN,... Tipiche basi di Arrhenius: NaOH, KOH, Ba(OH) 2,
Lezione 16 1. Definizioni di acido e base (Arrhenius) 2. Coppie coniugate acido-base (Bronsted-Lowry) 3. Acidi e basi di Lewis 4. Forza di acidi e basi. Le costanti di dissociazione acida e basica 5. La
DettagliEquilibri ionici in soluzione. M. Pasquali
Equilibri ionici in soluzione Misura sperimentale del K W Conducibilità dell acqua a T=18 C χ = 3.84*10-8 Ω -1 cm -1 Sono noti λ o (H 3 O ) = 315 Ω -1 cm 2 ; λ o - (OH - ) = 174 Ω -1 cm 2 quindi Λ = 489
DettagliEquilibrio Acido base
Equilibrio Acido base Acido e base secondo ARRHENIUS Un acido è una sostanza che in soluzione acquosa libera ioni idrogeno HA à H A - HCl à H Cl - Un base è una sostanza che in soluzione acquosa libera
DettagliEquilibri 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
DettagliLezione 6. Acidi e Basi Equilibri Acido Base ph delle Soluzioni Saline
2018 Lezione 6. Acidi e Basi Equilibri Acido Base ph delle Soluzioni Saline 1 Definizioni di Acido e Base Arrhenius - Brønsted - Lewis Acido di Arrhenius è una sostanza che libera in acqua ioni H + (H
DettagliLA MOLE. Si definisce MOLE una quantita di sostanza di un sistema che contiene tante entita elementari quanti sono gli atomi (NA) in 12g di C 12
LA MOLE Si definisce MOLE una quantita di sostanza di un sistema che contiene tante entita elementari quanti sono gli atomi (NA) in 12g di C 12 NA = 6,022 x 10 23 particelle /mol numero di Avogadro 1 mole
DettagliSoluzioni 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 + )
DettagliTeoria di Lewis. Un acido di Lewis è una specie chimica che può formare un legame covalente accettando una coppia di elettroni da un altra specie.
Teoria di Lewis Spiega perché alcune reazioni hanno proprietà acidobase pur non avendo idrogeni. Nella teoria di Lewis le reazioni acido-base hanno come protagonista la messa in condivisione di una coppia
DettagliAcidi e Basi. Capitolo 15
Acidi e Basi Capitolo 15 Acidi Hanno un sapore agro. L aceto deve il suo sapore all acido acetico Gli agrumi contengono acido citrico. Provocano il cambio di colore nei coloranti vegetali. Reagiscono con
DettagliEQUILIBRI IN SOLUZIONE
EQUILIBRI IN SOLUZIONE Tra tutti i solventi l acqua è quello che maggiormente favorisce la dissociazione elettrolitica. Gli equilibri in soluzione costituiscono quindi una classe di reazioni molto importanti.
DettagliEQUILIBRI 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
DettagliEQUILIBRI IN SOLUZIONE ACQUOSA
EQUILIBRI IN SOLUZIONE ACQUOSA Costante di equilibrio Si consideri la seguente reazione di equilibrio: aa + bb cc + dd La costante di equilibrio della reazione ad una data temperatura è definita come il
DettagliFORZA DI ACIDI E BASI HA + :B HB + + A
FORZA DI ACIDI E BASI n La forza di un acido è la misura della tendenza di una sostanza a cedere un protone. n La forza di una base è una misura dell'affinità di un composto ad accettare un protone. n
DettagliValitutti, Falasca, Tifi, Gentile. Chimica. concetti e modelli.blu
Valitutti, Falasca, Tifi, Gentile Chimica concetti e modelli.blu 2 Capitolo 22 Acidi e basi si scambiano protoni 3 Sommario 1. Le teorie sugli acidi e sulle basi 2. La ionizzazione dell acqua 3. La forza
DettagliEquilibri ionici in soluzione. M. Pasquali
Equilibri ionici in soluzione Misura sperimentale del W Conducibilità dell acqua a T18 C χ.84*10 8 Ω 1 cm 1 Sono noti λ o 15 Ω 1 cm 2 ; λ o 174 Ω 1 cm 2 ; Λ 489 Ω 1 cm 2 Si consideri l elettrolita H 2
DettagliFOCUS SU EQUILIBRI ACIDO-BASE
1 Ci sono varie definizioni di acidi e basi, tra le quali meritano di essere ricordate quella di Bronsted e quella di Lewis. Per i nostri fini pratici, ovvero gli esercizi, ci basta però ricordare le definizioni
DettagliAppunti di Stechiometria per Chimica
Appunti di Stechiometria per Chimica Equilibri in soluzione acquosa Teoria degli acidi/basi secondo Brönsted-Lowry Acido una qualunque sostanza che è capace di donare uno ione idrogeno ad un altra sostanza
DettagliHCl è un acido NaOH è una base. HCl H + + Clˉ NaOH Na + + OHˉ. Una reazione acido-base di Arrhenius forma acqua e un sale. HCl + NaOH H 2 O + NaCl
Secondo Arrhenius un acido è una sostanza che dissociandosi in acqua libera protoni (H + ). Una base è una sostanza che dissociandosi in acqua libera ioni ossidrile (OHˉ). H 2 O HCl H + + Clˉ H 2 O NaOH
DettagliGilbert Keith Chesterton
Un'avventura è soltanto un fastidio considerato nel modo giusto. Un fastidio è soltanto un'avventura considerata nel modo sbagliato. Gilbert Keith Chesterton LA MOLE Si definisce MOLE una quantita di sostanza
DettagliEsploriamo la chimica
1 Valitutti, Tifi, Gentile Esploriamo la chimica Seconda edizione di Chimica: molecole in movimento Capitolo 17 Acidi e basi si scambiano protoni 1. Le teorie sugli acidi e sulle basi 2. La ionizzazione
DettagliReazioni in soluzione acquosa
Reazioni in soluzione acquosa Equazioni ioniche e molecolari Consideriamo le seguente reazione: Ca(OH) 2 (aq) + Na 2 CO 3 (aq) CaCO 3 (s) + 2 NaOH (aq) Essa è scritta come equazione molecolare anche se
DettagliTeoria di Arrhenius: sono acide (basiche) tutte quelle sostanze che, poste in acqua, sono capaci di dissociarsi formando ioni H + (OH - ).
ACIDI, BASI e ph Teoria di Arrhenius: sono acide (basiche) tutte quelle sostanze che, poste in acqua, sono capaci di dissociarsi formando ioni H + (OH - ). Teoria di Brönsted-Lowry: un acido (base) è una
DettagliIdrolisi salina. HCl + NaOH NaCl + H 2 O. In acqua i sali si dissociano nei loro ioni i quali si circondano di molecole
Idrolisi salina I sali sono solidi ionici che si comportano in soluzione come elettroliti forti. Sappiamo anche che i sali possono venire considerati come sostanze neutre che si ottengono dalla reazione
Dettagli1. Le teorie sugli acidi e sulle basi 2. La ionizzazione dell acqua 3. Il ph 4. La forza degli acidi e delle basi 5. Come calcolare il ph di
Unità 19 Acidi e basi si scambiano protoni 1. Le teorie sugli acidi e sulle basi 2. La ionizzazione dell acqua 3. Il ph 4. La forza degli acidi e delle basi 5. Come calcolare il ph di soluzioni acide e
DettagliLEGGE di AZIONE di MASSA
LEGGE di AZIONE di MASSA Lo stato di equilibrio di una reazione chimica è rappresentata dalla concentrazione di reagenti e prodotti tali da soddisfare una opportuna relazione matematica: a A + b B + c
DettagliSoluti in acqua. Elettroliti. Non elettroliti
Soluti in acqua Elettroliti Forti Dissociazione Elettrolitica COMPLETA Soluto Deboli Dissociazione Elettrolitica NON COMPLETA Non elettroliti Dissociazione Elettrolitica NaCl (s) + acqua Na + (aq) + Cl
Dettagli2NH3(g) Pa(Ag)=108 Pa(I)=127 pf(agi)=235 -> S(g/l) =S(m/l) pf = 9.2 10-9 235 =2162 10-9 = 2.16 10-6 (g/l) Effetto del ph Anche il ph può influenzare la solubilità di un sale poco solubile. E ciò
DettagliBagatti, 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
DettagliL idrolisi salina. Vi sono sali che sciolti in acqua, impartiscono alla soluzione una reazione acida o basica.
L idrolisi salina Abbiamo imparato che i sali sono solidi ionici che si comportano in soluzione come elettroliti forti. Sappiamo anche che i sali possono venire considerati come sostanze neutre che si
DettagliAcidi e basi ph, costanti di acidità e basicità Idrolisi, soluzioni tampone
Acidi e basi ph, costanti di acidità e basicità Idrolisi, soluzioni tampone Dr. Gabriella Giulia Pulcini Ph.D. Student, Development of new approaches to teaching and learning Natural and Environmental
DettagliReazioni in soluzione acquosa
Reazioni in soluzione acquosa Equazioni ioniche e molecolari Consideriamo le seguente reazione: Ca(OH) 2 (aq) + Na 2 CO 3 (aq) CaCO 3 (s) + 2 NaOH (aq) Essa è scritta come equazione molecolare anche se
DettagliREAZIONI 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
DettagliGLI ACIDI E LE BASI nel quotidiano L acido acetico: è presente nell aceto; L acido formico: a questo composto si deve il bruciore che si avverte dopo
GLI ACIDI E LE BASI nel quotidiano L acido acetico: è presente nell aceto; L acido formico: a questo composto si deve il bruciore che si avverte dopo il morso di una formica; L acido citrico: è contenuto
DettagliBase. Acido. Acido. Base
ACIDI E BASI Un acido è un donatore di protoni, una base è un accettore di protoni. La base coniugata di un acido è quella che si forma quando l acido si è privato del protone. L acido coniugato di una
DettagliREAZIONI IN SOLUZIONE
REAZIONI IN SOLUZIONE - ACIDO-BASE [ SCAMBIO DI PROTONI HA + B D A - + BH + - REDOX [ SCAMBIO DI ELETTRONI A OX + B RED D A RED + B OX - REAZIONI DI SOLUBILIZZAZIONE AgCl (s) D Ag + (aq) + Cl- (aq) - REAZIONI
DettagliL EQUILIBRIO CHIMICO: EQUILIBRI IN FASE GASSOSA
L EQUILIBRIO CHIMICO: EQUILIBRI IN FASE GASSOSA L equilibrio chimico può essere descritto in analogia all equilibrio fisico. Ad esempio l equilibrio liquido-vapore è descritto come la condizione particolare
DettagliEquilibrio Acido base
Equilibrio Acido base Acido e base secondo ARRHENIUS Un acido è una sostanza che in soluzione acquosa libera ioni idrogeno HA H + +A - HCl H + + Cl - Un base è una sostanza che in soluzione acquosa libera
DettagliParte terza b: Elementi di termodinamica, equilibrio chimico, stati della materia, soluzioni. Prof. Stefano Piotto Università di Salerno
Parte terza b: Elementi di termodinamica, equilibrio chimico, stati della materia, soluzioni Prof. Stefano Piotto Università di Salerno 1. Definizioni di acido e base (Arrhenius) 2. Coppie coniugate acido-base
DettagliForza relativa di acidi e basi
Forza relativa di acidi e basi Un acido forte è una sostanza che in acqua è completamente ionizzata: HCl(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) acido base acido base La reazione è spostata completamente
DettagliArgomento 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
DettagliAcidi e Basi. Definizione di Arrhenius
Acidi e Basi Storicamente diverse teorie: Arrhenius Brønsted e Lowry Lewis Definizione di Arrhenius acido: sostanza (elettrolita) che in H 2 O libera ioni H + es. HA H + + A - base: sostanza (elettrolita)
DettagliIonizzazione dell acqua, ph, poh
Ionizzazione dell acqua, ph, poh L acqua è una sostanza la cui ionizzazione può essere rappresentata dall equazione SEMPLIFICATA H 2 O H + + OH - in realtà gli ioni H+ allo stato libero non esistono in
DettagliEQUILIBRI 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.
DettagliV V n K NH NH 3 + H 2 O NH. Gli OH - sono solo quelli provenienti dalla base, perché quelli dell acqua sono molto pochi.
D71 La costante di dissociazione ionica dell ammoniaca in acqua è uguale a 1.8 10 5. Determinare (a) il grado di dissociazione e (b) la concentrazione in ioni OH d una soluzione di NH 0.08 M. NH OH 4 NH
DettagliAntilogaritmo (logaritmo inverso) Log N = N =antilogaritmo =
RICHIAMO SUI LOGARITMI Log N= logaritmo di N= esponente x al quale elevare la base 10, tale che: 10 x =N, ovvero: log N = x N=10 x Log 1 = log 10 0 =0 Log 10 = log 10 1 =0 Log 10-2 = -2 Antilogaritmo (logaritmo
DettagliEQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE
EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE 12.A PRE-REQUISITI 12.B PRE-TEST 12.C OBIETTIVI 12.1 INTRODUZIONE: SOLUZIONI DI ELETTROLITI 12.2 ACIDI E BASI 12.2.1 DEFINIZIONI DI ACIDO E BASE 12.2.2 FORZA DEGLI ACIDI E
DettagliNH 3 + H 2 O NH. Gli OH - sono solo quelli provenienti dalla base, perché quelli dell acqua sono molto pochi.
D71 La costante di dissociazione ionica dell ammoniaca in acqua è uguale a 1.8 10 5. Determinare (a) il grado di dissociazione e (b) la concentrazione in ioni OH d una soluzione di NH 3 0.08 M. NH 3 +
DettagliTeorie 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
DettagliTEORIE 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; 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
DettagliHX X + H + MOH M + + OH -
ACIDI E BASI LA TEORIA DI ARRHENIUS La prima vera teoria sulla natura degli acidi e delle basi appartiene a Svante Arrhenius, chimico svedese di fine 800 premio Nobel ACIDO Specie chimica che, in soluzione
DettagliGLI ACIDI E LE BASI nel quotidiano L acido acetico: è presente nell aceto; L acido formico: a questo composto si deve il bruciore che si avverte dopo
GLI ACIDI E LE BASI nel quotidiano L acido acetico: è presente nell aceto; L acido formico: a questo composto si deve il bruciore che si avverte dopo il morso di una formica; L acido citrico: è contenuto
DettagliCorso di Laboratorio Integrato di Chimica Generale BIOTEC-2011 Esercizi Svolti su Equilibri acido-base
Corso di Laboratorio Integrato di Chimica Generale BIOTEC2011 Esercizi Svolti su Equilibri acidobase 1. Quanto vale il ph di una soluzione 0.1 M di CO 2 se si ritiene che essa non esiste più come tale
DettagliAnalizziamo i casi più frequenti. Acido forte Base forte Acido debole Base debole Idrolisi Tampone
Lezione 17 1. Acidi e basi deboli 2. Relazione tra a e b 3. ph di acidi e basi deboli (esempi) 4. Idrolisi salina acida e basica 5. Soluzioni tampone 6. Equilibrio eterogeneo 7. Idrolisi salina acida e
DettagliMisure di ph e titolazione acidobase con metodo potenziometrico
- Laboratorio di Chimica 1 Misure di ph e titolazione acidobase con metodo potenziometrico PAS A.A. 2013-14 Obiettivi 2 Uso di un ph-metro per la misura del ph Titolazione acido-base: costruzione della
Dettagli21/03/2017 EQUILIBRI IN SOLUZIONE ACQUOSA EQUILIBRI IN SOLUZIONE ACQUOSA EQUILIBRI IN SOLUZIONE ACQUOSA
EQUILIBRI IN SOLUZIONE ACQUOSA EQUILIBRI IN SOLUZIONE ACQUOSA EQUILIBRI IN SOLUZIONE ACQUOSA 1 Concentrazione Molarità : numero di moli di soluto per litro di soluzione. Molalità : numero di moli di soluto
Dettagli-IDROLISI SALINA- composti ionici = elettroliti forti sono completamente dissociati in cationi e anioni
SALI: composti ionici = elettroliti forti sono completamente dissociati in cationi e anioni Alcuni sali alterano il ph quando vengono sciolti in acqua. Ciò è dovuto al verificarsi dell idrolisi salina,
DettagliAcidi e basi 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-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
DettagliEquilibrio 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
DettagliUna soluzione tampone contiene quindi una coppia acidobase
Soluzioni tampone Un tampone è una soluzione che varia in maniera trascurabile il proprio ph in seguito all aggiunta di quantità moderate di un acido o di una base forte. Se ad un litro di acqua pura vengono
Dettagliph e indicatori acido-base
ph e indicatori acido-base La dissociazione ionica dell acqua H 2 O + H 2 O OH - + H 3 O + acido base base acido coniugata coniugato 2 H 2 O (l) OH - (aq) + H 3 O + (aq) Il numero di molecole di acqua
Dettagli+ OH In realtà mentre NH 3 si converte in NH 4
La definizione di acido e base ha subito diverse modifiche nel tempo. Arrhenius nel 1886 definì acidi le sostanze che in soluzione si dissociano liberando ioni H +. Ossia le sostanze che in soluzione hanno
DettagliACIDI 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
DettagliACIDI 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
DettagliEQUILIBRI ACIDO-BASE: ESERCIZI RISOLTI. Dott. Francesco Musiani
EQUILIBRI ACIDO-BASE: ESERCIZI RISOLTI Dott. Francesco Musiani Versione aggiornata al 23.1.2017 1 - Calcolare il poh di soluzioni aventi le seguenti concentrazioni di H 3 O + : 1) 3,1 10-2 M; 2) 1,0 10-4
DettagliSOLUZIONI TAMPONE SOLUZIONI TAMPONE
SOLUZIONI TAMPONE Le soluzioni tampone (o tamponi) sono costituite da: un acido debole e un suo sale (tampone acido) oppure una base debole e un suo sale (tampone basico) Una soluzione di un acido debole
DettagliTEORIE 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
DettagliACIDI 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
DettagliLe definizioni di acido e di base Un percorso storico
Le definizioni di acido e di base Un percorso storico Corpaci Ivana Teoria degli acidi e delle basi w Cos è un acido?! Una sostanza corrosiva, chimicamente molto attiva, che colora di rosso la cartina
DettagliSommario della lezione 22. Idrolisi Indicatori di ph Soluzioni tampone - Titolazioni
Sommario della lezione 22 Idrolisi Indicatori di ph Soluzioni tampone - Titolazioni Determinazione del ph Il ph di una soluzione può essere determinato in modo approssimato mediante l uso di un indicatore.
DettagliEs: consideriamo una soluzione contenente acido K = 1, [CH 3 COOH]
SOLUZIONI TAMPONE Una soluzione tampone è una soluzione che contiene quantità paragonabili (dello stesso ordine di grandezza) di un acido debole e della sua base coniugata o di una base debole e del suo
Dettagli2NH3(g) Pa(Ag)=108 Pa(I)=127 pf(agi)=235 -> S(g/l) =S(m/l) pf = 9.2 10-9 235 =2162 10-9 = 2.16 10-6 (g/l) Effetto del ph Anche il ph può influenzare la solubilità di un sale poco solubile. E ciò
DettagliBrady Senese Pignocchino Chimica.blu Zanichelli 2014 Soluzione degli esercizi Capitolo 21
Brady Senese Pignocchino Chimica.blu Zanichelli 2014 Soluzione degli esercizi Capitolo 21 Esercizio Risposta PAG 487 ES 1 Un acido è un donatore di protoni, una base è un accettore di protoni. PAG 487
Dettagli-DISSOCIAZIONE DI ELETTROLITI DEBOLI-
-DISSOCIAZIONE DI ELETTROLITI DEBOLI- AB A B - K C = n" 2 1#" ( )V n( 1"# ) V C = n V $ K C = " 2 C 1#" n" V n" V Legge di Otswald: diminuendo la concentrazione aumenta il grado di dissociazione α per
DettagliCorso 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)
Dettagli10. 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,
DettagliOlimpiadi di Chimica
Olimpiadi di Chimica Acqua Oro Zucchero Acidi e basi Una soluzione è una miscela omogenea di 2 o più sostanze Il soluto è(sono) la(le) sostanza(e) presente(i) in minore quantità Il solvente è la sostanza
DettagliLe reazioni acido base
Le reazioni acido base Le reazioni acido-base sono fra le più comuni reazioni che avvengono in soluzione acquosa. La definizione di questi due concetti, acido e base, è diversa a seconda della teoria utilizzata,
DettagliACIDI e BASI: evoluzione del concetto
ACIDI E BASI ACIDI e BASI: evoluzione del concetto Acidi e basi di Arrhenius Gli acidi sono composti che, in soluzione acquosa, si dissociano liberando ioni H +. Esempi: HCl, H 2 SO 4, HI, H 3 PO 4 Le
DettagliSoluzioni degli esercizi del testo
Klein, Il racconto della chimica degli esercizi del testo Lavorare con le mappe 1. 2. Risposta aperta. 3. Risposta aperta. 4. Il prodotto ionico dell acqua è il prodotto tra la concentrazione molare di
Dettagli2 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
DettagliH 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 +
DettagliPRINCIPALI CLASSI DI COMPOSTI INORGANICI
PRINCIPALI CLASSI DI COMPOSTI INORGANICI Idruri Idracidi Ossidi Perossidi Idrossidi Ossoacidi Sali Idruri Sono composti binari dell idrogeno con gli elementi più elettropositivi (metalli) IDRURI Metalli
DettagliEQUILIBRI ACIDO-BASE
EQUILIBRI ACIDO-BASE ACIDI e BASI Definizione di acido e base secondo Arrhenius (1887) Acido è una specie chimica che in soluzione acquosa si dissocia dando uno o più ioni idrogeno H + Base è una specie
DettagliAcidi Basi e Sali. ChimicaGenerale_lezione19 1
Acidi Basi e Sali Le soluzioni della maggior parte dei sali sono acide o basiche piuttosto che neutre. Infatti, cationi e anioni possono agire da basi o acidi E possibile prevedere il ph di una soluzione
Dettagli