AUTOIONIZZAZIONE DELL ACQUA
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- Luigina Tucci
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1 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 OH -
2 A1 B2 H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - B1 A1 K eq [ H O ][ OH 3 2 [ H O] 2 ] H 2 O è in eccesso rispetto alle specie ioniche presenti; la sua [] si considera costante K c [ H O] [ H 3 O 2 2 ][ OH ] costante 25 C Kw [ H O 3 Kw=1x10-14 ][ OH ] Prodotto ionico dell acqua
3 Il PRODOTTO IONICO DELL ACQUA (Kw) è una costante di equilibrio. dipende solo dalla temperatura (è costante a T costante) il valore del prodotto ionico aumenta con la temperatura in quanto la reazione di autoionizzazione dell acqua è una reazione endotermica non varia per aggiunta alla soluzione di qualsiasi altra specie chimica (acidi, basi, sali o altro).
4 acqua pura è neutra [H 3 O + ]=[OH - ]=1x10-7 Quando all acqua pura a 25 C si aggiunge un acido si avrà: [H 3 O + ] > 10-7 M e di conseguenza [OH-] < 10-7 M Soluzione acida Quando all acqua pura a 25 C si aggiunge una base si avrà: [OH-] > 10-7 M e [H 3 O + ] < 10-7 M Soluzione basica
5 Il carattere acido, basico o neutro di una soluzione può essere indicato mediante [H 3 O + ] Kw [ H O ][ OH ] Kw=1x acqua pura è neutra [H 3 O + ]=[OH - ]=1x10-7 quando [H 3 O + ]>[OH - ]>1x10-7 Soluzione acida [H 3 O + ]<[OH - ]<1x10-7 Soluzione basica
6 ph=-log [H 3 O + ] Logaritmo negativo in base 10 della concentrazione di H 3 O + Soluzione neutra [H 3 O + ]=1x10-7 ph = 7 Soluzione acida [H 3 O + ]>1x10-7 ph < 7 Soluzione basica [H 3 O + ]< 1x10-7 ph > 7
7 ph [H + ]
8 Soluzione di un acido forte Calcolo del ph HA + H 2 O A - + H 3 O + ph=-log c a Soluzione di una base forte B + H 2 O BH + + OH - poh=-log c B ph+poh=14 ph=14 - poh
9 Esercizio 1 Calcolare il ph di una soluzione preparata diluendo con H 2 O 5 ml di HCl (PM=36,5) al 20% (m/m) con densità 1,1 a 250 ml. V=5mL 20% d=1,1 g/ml massa soluzione d=m/v m=dv m=1,1(g/ml) x5(ml)=5,5g massa soluto 20:100=x:5,5 x=1,1g Molarità M moli soluto V(L) soluzione n=1,1/36,5=0,03 moli 0, 03 M 0, 25 0, 12mol /L ph=-log c a ph=-log 1,2x10-1 =-0,08+1=0,92
10 Esercizio 2 Calcolare il ph di una soluzione preparata mescolando 10 ml di NaOH 0.4 M con 150 ml di HBr M. moli NaOH moli HBr NaOH HBr NaBr H2O 0, moli HBr reagiscono con 0, moli di HBr moli NaOH in eccesso 0,004-0, = 0, poh Log0, 021 log 2, 1 Log10 0, 32 ph 14 poh 12, , 68
11 Calcolo del ph di una soluzione di un acido debole HA + H 2 O A - + H 3 O + K a [ H O ][ A ] 3 [ HA] HA A - H 3 O + Conc. iniziali Conc. eq C a 0 0 C a -x x x K a 2 x Ca x
12 Esercizio 3 Calcolare il ph di una soluzione di acido acetico 0,01 M (ka=1,8x10-5 ) CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO - + H 3 O + Conc. iniziali Conc. eq CH 3 COOH CH 3 COO - H 3 O + 0, ,01-x x x a) x trascurabile K a 2 x K a 2 x 0,01 x x 1,8 10 0,01 ph Log 4, , ,2410 4
13 K a b) x non trascurabile x x 2 K a Ka ph x 0,01 Ka 2 Ka 2 2 x 0,01 0 Log x 4Ka0,01 Solo la soluzione positiva ha significato fisico x = -1, ( 1, ) , , 01 x H 2 4, , x ax bx b c 0 b 2 4ac 2a
14 Esercizio 4 Calcolare il ph di una soluzione di un acido HA con concentrazione 0,001 M (Ka=10-3 ) HA + H 2 O A - + H 3 O + K a [ H O ][ A ] 3 [ HA] HA A - H 3 O + Conc. iniziali Conc. eq 0, ,001-x x x 3 [ x][ x] 10 3 [10 x]
15 a) x trascurabile rispetto a Ca 3 [ x][ x] 10 3 [10 x] controllare x ph Log b) x non è trascurabile rispetto a Ca x x-10-6 = 0 x = ± x 2 6 0,62x10-3 negativo ph Log0, ,2
16 Acido acetico, Ka = M ph con appros ph senza appros. errore % 0.1 2,87 2, ,37 3,38-0, ,87 3,90-0,7 Acido HA, Ka = M ph con appros ph senza appros. errore %
17 In generale se le soluzioni non sono molto diluite (ca >10-3 M) e gli acidi sono abbastanza deboli Ka<10-4 è possibile trascurare la frazione di acido che si dissocia rispetto alla concentrazione iniziale di acido ph Log H Log ca Ka
18 Calcolo del ph di una soluzione di una base debole Determinare il ph di una soluzione costituita da NH 3 con Kb = 1.8x10-5 di concentrazione 0.55 M. [OH ][NH NH 3 + H 2 O NH HO - K b [NH ] moli inizio Consumate/prodotte -x equilibrio Trascuro x 5 1, x 0, poh=-log3,19x10-3 =2,50 NH 3 NH 4 + OH - 0, x x 0,55-x x x X 1, , 55 3, ]
19 Calcolo del ph di una soluzione di acidi e basi poliprotici Ka1 Ka2 Ka3 Acido solforico (H 2 SO 4 ) forte 1,2x10-2 Acido solforoso (H 2 SO 3 ) 1,5x10-2 1,2x10-7 Acido fosforoso (H 3 PO 3 ) 1,0x10-2 2,6x10-7 Acido fosforico (H 3 PO 4 ) 7,6x10-3 6,2x10-8 2,1x10-13 Acido carbonico (H 2 CO 3 ) 4,3x10-7 5,6x10-11 K 4,310 a K 5,6 10 a H 2 CO 3 + H 2 O HCO H 3 O + 7 HCO H 2 O CO H 3 O + 11 Entrambe le dissociazioni sono deboli e per calcolare il ph si considera solo la prima dissociazione.
20 Idrolisi salina I sali, indipendentemente dalla loro origine, si dissociano totalmente in acqua: NaCl(s) Na + (aq) + Cl - (aq) NH 4 Cl (s) NH 4 + (aq) + Cl - (aq) CH 3 COONa(s) CH 3 COO - (aq) + Na + (aq) CH 3 COONH 4 (s) CH 3 COO - (aq) + NH 4 + (aq) Se uno ione reagisce con H 2 O può dare delle reazioni chimiche che influenzano il ph della soluzione. Gli ioni che non reagiscono con H 2 O e che quindi non modificano il ph della soluzione sono detti spettatori.
21 Sali formati da un acido forte e una base forte NaCl Na + + Cl - Cl - + H 2 O HCl +OH - Reazione completamente spostata a sinistra Lo ione Na + non ha alcune tendenza a reagire con H 2 O Un sale formato da un acido ed una base forti non danno reazione di idrolisi. Le soluzioni di questi Sali danno reazione neutra
22 Sali formati da un acido debole e una base forte CH 3 COONa CH 3 COO - + Na + CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COOH + OH - Ki [CH COO ][OH 3 ] [CH COOH] 3 Reazione basica Ki [CH 3COO ][OH ][H3O ] [CH COOH] [H3O ] 3 ka Kw Kw Ki Ka [OH ] Ki [CH COO 3 ] Kw Ka [CH COO 3 ]
23 Sali formati da un acido forte e una base debole NH 4 Cl NH Cl - NH H 2 O NH 3 + H Reazione acida Ki [H O 3 ][NH [NH ] 4 3 ] Kw Ki Kb [H O ] 3 Ki [NH 4 ] Kw Kb [NH 4 ]
24 Sali formati da un acido debole e una base debole In generale un sale di questo tipo si idrolizza e la soluzione sarà acida, basica o neutra a seconda della forza dell acido in confronto con quella della base [H 3 O + ] = Ka kw Kb Ka = Kb soluzione neutra Ka > Kb soluzione acida Ka < Kb soluzione basica
25 Esercizio 6 Calcolare il ph di una soluzione ottenuta sciogliendo 6,8 g di NH 4 Cl (PM=53,50) in acqua fino ad un volume di 260mL. La costante di dissociazione dell ammoniaca è K b =1,8x10-5 NH 4 Cl NH Cl - NH H 2 O NH 3 + H 3 O + [H O ] 3 Ki [NH 4 ] Kw Kb [NH 4 ] Concentrazione sale moli n=6,8/53,50=0,13 M=0,13/0,260=0,5 mol/l [H3O ] 0,5 1,64x10 5 1,8x10 5 ph Log1,64x10 5 4,78
26 Esercizio 7 Quale volume di NH 3 (PM=17,03) al 20,49%(m/m) con d=0,924g/ml occorre per salificare completamente 50mL di HCl (PM=36,46) al 10,17% (m/m) con d=1,05 g/ml. Calcolare inoltre il ph della soluzione sapendo che la costante di dissociazione dell ammoniaca è K b =1,8x10-5 HCl massa soluzione d=m/v m=dv m=1,05(g/ml) x 50(mL)=52,5g massa soluto 10,17:100=x:52,5 x=5,3g n 5,3 36,46 0,146mol moli NH 3 = moli HCl NH 3 massa soluto n=g/pm m=0,146 x 17,03=2,49g massa soluzione 20,49:100=2,49:x x=12,17 g volume soluzione d=m/v V=m/d V=12,17/0,924=13,17mL
27 NH 4 Cl NH Cl - NH H 2 O NH 3 + H Kw [ H O 3 ] Ki Cs Cs Kb Concentrazione sale n=0,146 V=50mL+13,17mL=63,17 ml 0, 146 M 2, 31mol /L 0, 063 [H 3 O + ] = ,31 = 0,35x ,8 10 ph Log0, 35x10 4 Log10 4 Log0, 35 4, 45
28 Soluzioni tampone Una soluzione tampone è una soluzione acquosa il cui ph non è apprezzabilmente modificato dall aggiunta di piccole quantità di acido o base. Una soluzione tampone è formata da un acido debole (o da una base debole) in presenza della propria base coniugata (o del proprio acido coniugato) sotto forma di sale in concentrazioni molto simili. I due componenti devono essere presenti in quantità non molto differenti (in rapporto compreso tra 1/10 e 10/1), se si vuole che la soluzione tampone si dimostri efficace.
29 Acido acetico CH 3 COOH/CH 3 COONa Acetato di sodio H 3 O + CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO - + H 3 O + CH 3 COONa CH 3 COO - + Na + CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COOH + OH - OH - Piccole aggiunte di H3O + o di OH - vengono tamponate rispettivamente dallo ione acetato e dall acido acetico.
30 ph soluzione tampone Acido debole/sale con base forte ph pka Log Cs Ca Cs= conc. iniziale del sale Ca= conc. iniziale dell acido Base debole/sale con acido forte poh pk b Log Cs Cb Cs= conc. iniziale del sale Cb= conc. iniziale della base Equazione di Henderson -Hasselbalch
31 Una soluzione tampone può svolgere la propria funzione quando i rapporti tra le concentrazioni delle due specie rimangono all interno di un intervallo compreso tra 10:1 e 1:10. Potere tamponante ph poh pka pkb 1 1 Una soluzione in cui l acido debole e il suo sale sono presenti in concentrazioni uguali, ha il massimo potere tampone: ph = pka dell acido debole.
32 Esercizio 9 Calcolare il ph di soluzione 0,15M CH 3 COOH e 0,25 M CH 3 COONa. Calcolare il ph dopo aver aggiunto a 50mL di tale soluzione 50 ml HClO4 0,1 M. (CH3COOH pka=4,74) Tampone acido debole/sale ph pka Log Cs Ca ph 4,74 0,25 Log 0,15 4,96 HClO 4 +H 2 O ClO H 3 O + CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO - + H 3 O + CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COOH + OH -
33 Moli nel tampone iniziale M n V Moli CH 3 COOH n= MxV = 0,15x0,05 = 0,0075 Moli CH 3 COO - n MxV 0,25x0,05 0, 0125 Moli HClO 4 n MxV 0,1x0,05 0,005 Moli nel tampone dopo l aggiunta di HClO 4 Moli CH 3 COOH n= 0,0075+0,005 = 0,0125 Moli CH 3 COO - n= 0,0125-0,005 = 0,0075 ph pka Log Cs Ca ph = 4,52 ph = 4, 74 + Log 0, 0075 V 0, 0125 V V=100mL
34 Esercizio 11 Quanti grammi di NH 4 Cl (PM=53,50) devono essere aggiunti a 200mL di soluzione di NH 3 0,5M per ottenere un tampone a ph=9? NH 3 Kb=1,8x10-5 poh pk b Log Cs Cb poh ph 14 poh log1,8x10 5 Log Cs 0,5 5 = 4, 74 + LogCs- Log0,5 LogCs= 5-4, 74-0,3 = -0, 04 moli NH 4 Cl grammi NH 4 Cl n M V g n PM Cs=0,91M n MxV n 0,91x0,2 0,182 g nxpm 0,182x53,50 9,73g
35 Esercizio 13 A 50 ml di una soluzione di NH 4 Cl 0,2 M vengono aggiunti in sequenza 20 e 80 di NaOH 0,1 M. Calcolare il ph iniziale e dopo ogni aggiunta. (Kb=1,8x 10-5 ) ph soluzione iniziale NH 4 Cl NH Cl - NH H 2 O NH 3 + H Kw [ H O 3 ] Ki Cs Cs Kb 10 1, 8x [ H3O ] 0, 2 1, 05x10 ph Log 1, 05x10 4, 95 5
36 ph soluzione dopo l aggiunta di 20 ml NaOH 0,1 M moli NH 4 Cl n M V n MxV n 0,2x0,05 0,01 moli NaOH n 0,1x0,02 0,002 NH H 2 O NH 3 + H L aggiunta di OH- sposta l equilibrio a destra NH 3 NH 4 + moli=0,002 moli=0,01-0,002=0,008 V=70mL [NH 3 ]=0,002/0,07=0,029 [NH 4 Cl]=0,008/0,07=0.114 poh pkb n Log n NH NH 4 3 / V / V poh log1, 8x10 5 0, 008 Log 0, 002 5, 34 ph 14 poh 8, 66
37 ph soluzione dopo l aggiunta di successivi 80 ml NaOH 0,1 M In totale sono stati aggiunti 100mL NaOH moli NaOH moli NH 4 Cl n 0,1x0,1 0,01 n=0,01 NH H 2 O NH 3 + H L aggiunta di OH- sposta l equilibrio a destra Si formano 0,01 moli NH 3 e vengono consumate tutte le moli di sale poh Kbxcb 0,01 Cb [NH3] 0,067mol /L 0,15 poh 1,8x10 5 x0,67 ph Log1,09x10 3 2,96 14 poh 11, 04
38 Tamponi con acidi poliprotici H 2 CO 3 + H 2 O H 3 O + + HCO 3 - pk a1 = 6,35 HCO H 2 O H 3 O + + CO 3 2- pk a2 = 10,25 1. H 2 CO 3 / HCO 3 - intervallo di efficienza: ph = pka 1 ± 1 = 6,35 ± 1 2. HCO 3- / CO 3 2- intervallo di efficienza : ph = 10,25 ± 1
39 acido fosforico H 3 PO 4 + H 2 O H 3 O + + H 2 PO 4 - H 2 PO H 2 O H 3 O + + HPO 4 2- HPO H 2 O H 3 O + + PO 4 3- pk a1 = 2,12 pk a2 = 7,21 pk a3 = 12,30 1. H 3 PO 4 / H 2 PO 4-2. H 2 PO 4 - / HPO HPO 4 2- / PO 4 3- intervallo di efficienza : ph = 2,12 ± 1 intervallo di efficienza : ph = 7,21 ± 1 intervallo di efficienza : ph = 12,30 ± 1
40 1. H 3 PO 4 - H 2 PO 4 - (H 2 PO 4 - comportamento basico) intervallo di efficienza : ph = 2,12 ± 1 2. H 2 PO HPO 4 2- (H 2 PO 4 - acido, HPO 4 2- base) intervallo di efficienza : ph = 7,21 ± 1 3. HPO PO 4 3- (HPO 4 2- acido, PO 4 3- base ) intervallo di efficienza : ph = 12,30 ± 1
41 TAMPONI FISIOLOGICI Molte delle reazioni biochimiche che avvengono "in vivo" si svolgono con lo sviluppo di H +, per cui, se non ci fossero adeguati sistemi tampone, il variare del ph porterebbe in un tempo più o meno breve all'arresto della reazioni stesse e quindi alla morte delle cellule. Il sangue ed i liquidi extracellulari devono avere la possibilità di mantenere il ph a valori pressochè costanti. Il ph del sangue deve essere il più possibile costante, circa 7.4, in modo da evitare lo stato di acidosi (ph < 7.0) o quello di alcalosi (ph > 7.8). Variazioni di ph anche piccole possono risultare incompatibili con la vita
42 Il ph del sangue viene mantenuto più o meno costante dal suo potere tampone dovuto ai tre sistemi acido-base coniugata: 1 ) emoglobina (Hb) proteina che trasporta ossigeno presente in grandi quantità nei globuli rossi. Esiste sia in forma protonata che non HHb + + H 2 O Hb + H 3 O + 2) diidrogenofosfato / idrogenofosfato H 2 PO 4- /HPO 4 2- presente in quantità minore ma utile soprattutto per tamponare basi ed evitare stati di alcolosi
43 3) acido carbonico / bicarbonato H 2 CO 3 /HCO 3 - sistema tampone principale in quanto la sua concentrazione nel sangue è alta CO 2 prodotta dal metabolismo nei tessuti entra nei globuli rossi dove avviene la seguente reazione catalizzata dall anidrasi carbonica CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 L acido carbonico si dissocia H 2 CO 3 + H2O H 3 O + + HCO 3
44 Come si misura il ph? INDICATORI: sono sostanze organiche (acidi o basi deboli) che cambiano colore a seconda che si trovino in ambiente acido o basico. HIn + H 2 O In - + H Es: blu di bromofenolo Giallo in forma acida e viola in forma basica Intervallo di viraggio: intervallo di ph specifico per ogni indicatore nel quale si verifica il cambiamento id colore
45 Variazioni di colore per alcuni indicatori: Metilarancio Blu di bromotimolo Fenolftaleina
46 phmetro: strumento semplice e di largo impiego in laboratorio che permette una misura rapida e molto accurata del ph succo di arancia succo di limone
47 Titolazione acido-base Permette di determinare la quantità di acido (o base) presente in una soluzione mediante reazione con un altra base (o acido) a titolo noto. Si aggiunge ad una soluzione di un acido a titolo incognito, una quantità di soluzione di una base a titolo noto fino a raggiungere il punto di equivalenza ossia il punto in cui acido e base sono uguali. Dal volume e dalla concentrazione della soluzione a titolo noto aggiunta si calcola la concentrazione della soluzione incognita. La titolazione acido base si misura la variazione del ph o mediante l aggiunta di indicatori opportuni o con strumenti adatti (es phametro)
48 Titolazioni acido forte - base forte Supponiamo di titolare 100 ml di una soluzione 0.1 M di HCl con una soluzione 0.1 M di NaOH Inizio della titolazion: HCl 0,1 M 100mL n=0,01 NaOH 0,1 M 0mL titolante: NaOH C NaOH = 0.1 M ph Log analita: 100 ml HCl. C HCl = 0.1 M 48
49 Aggiunte graduali di titolante 10mL NaOH 0,1 M n=0,001 HCl + H 2 O Cl - + H 3 O + NaOH OH - + Na + HCl n=0,01-0,001=0, ml NaOH [HCl]=0,009/0,11=0, ml HCl. V=110mL ph Log0, 081 1, 09
50 Aggiunte graduali di titolante 10mL NaOH 0,1 M n=0,001 HCl n=0,009-0,001=0,008 [HCl]=0,008/0,12=0, ml NaOH 10 ml soluzione V=120mL ph Log0, ,
51 Aggiunte graduali di titolante 50mL NaOH 0,1 M 90mL NaOH 0,1 M 99 ml di NaOH 100mL di NaOH ph=1,48 ph=2,28 ph=3,3 n=0,1 PUNTO DI EQUIVALENZA La moli di NaOH aggiunte sono uguali a quelle di HCl presenti.
52 L aggiunta di NaOH oltre al punto di equivalenza determina un aumento improvviso di ph. Tutto l acido è stato consumato e prevale la base forte aggiunta. Il salto di ph può essere visualizzato mediante un indicatore opportuno
53 CURVA DI TITOLAZIONE ACIDO FORTE BASE FORTE ph V NaOH punto equivalenza
54 Titolazioni acido forte - base forte il ph al punto di equivalenza è sempre pari a Se si titola la base con l acido (Titolazioni base forte - acido forte), la curva è opposta: parte da ph basico, arriva a ph acido, ma per il resto conserva le stesse caratteristiche grafiche. Se si cambia C i,a (concentrazione iniziale di analita, qui è l acido), cambiano i ph di inizio e di fine, ma le altre caratteristiche grafiche della curva restano immutate
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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
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
CALCOLO DEL ph. ph = - log [1,0x10-3 ] = 3,00
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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
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
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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
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:
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] -
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
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](/thumbs/71/65830231.jpg "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
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
mentre l'acetato di sodio si dissocia completamente:
Un sistema tampone è un sistema che impedisce (o attuisce) significative variazioni di ph per aggiunta di limitate quantità di acidi o basi. Per poter funzionare in entrambi le direzioni, cioè neutralizzare
1.2.5 Titolazioni acido-base
1.2.5 Titolazioni acidobase Queste titolazioni si basano su reazioni di neutralizzazione in cui un acido cede un protone ad una base capace di accettarlo. Nel caso più semplice di un acido forte (es. HCl)
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
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](/thumbs/57/40353116.jpg "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
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
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
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
La chimica degli acidi e delle basi 2
La chimica degli acidi e delle basi 2 ph - log 10 [H O poh - log 10 [OH - a 25 C W [H O x[oh - 1.0x10-14 M 2 ph poh 14 1 lcune immagini sono state prese e modificate da Chimica di otz, Treichel & Weaver,
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
Esperienza 4: Preparazione di soluzioni tampone e verifica del potere tamponante
Esperienza 4: Preparazione di soluzioni tampone e verifica del potere tamponante Soluzione tampone: soluzione il cui ph non varia in modo apprezzabile per piccole aggiunte di acidi o di basi. Inoltre,
Antilogaritmo (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
ESERCIZI SUL ph 3 0,002 0,2 13. 2. Completa la seguente tabella relativa a acidi o basi deboli.
ESERCIZI SUL ph Livello difficoltà 1 1. Completa la tabella relativa a soluzioni di acidi o basi forti. 1 11 ph poh [H + ] [OH - ] 3 0,002 0,2 13 2 2. Completa la seguente tabella relativa a acidi o basi
SOLUZIONI derivate da: Acido debole/ sale (CH 3 COOH/CH 3 COONa) Base debole/ suo sale (NH 4 OH/NH 4 Cl)
Soluzioni Tampone Si definiscono soluzioni tampone quelle soluzioni in grado di mantenere pressoché costante il proprio ph per aggiunta di una ragionevole quantità di acido o di base forte o per moderata
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
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
EQUILIBRI ACIDO-BASE
EQUILIBRI ACIDO-BASE Benchè dalla teoria di Brønsted-Lowry abbiamo visto che è possibile considerare reazioni acido-base in un solvente qualunque, qui soffermeremo la nostra attenzione sugli equilibri
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)
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
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 +
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
Ki = [AcH][OH ] [H3O + ] = Kw [Ac ] [H3O + ] Ka
![Ki = [AcH][OH ] [H3O + ] = Kw [Ac ] [H3O + ] Ka](/thumbs/63/49237579.jpg "Ki = [AcH][OH ] [H3O + ] = Kw [Ac ] [H3O + ] Ka")
Cap.11 Reazioni di idrolisi - Soluzioni saline I sali, che allo stato solido posseggono un reticolo ionico, sono composti ionici ottenibili dalla reazione di neutralizzazione di un acido + una base. Sono
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
Soluzioni. 12 a. La soluzione più acida è la soluzione A. b. La soluzione con il ph maggiore è la soluzione B.
Soluzioni capitolo 21 VERIFICA LE TUE CONOSCENZE IL PRODOTTO IONICO DELL ACQUA 1 Concentrazione degli ioni H 3 O + : a. [H 3 O + ] = 1 $ 10-1 mol/l b. [H 3 O + ] = 1 $ 10 0 mol/l 2 Concentrazione degli
A fine titolazione la concentrazione iniziale della soluzione da titolare risulta essere stata pari a:
Titolazione acido-base Nella pratica di laboratorio è frequente la determinazione del ph incognito di una soluzione. Pensiamo ad esempio di voler conoscere il ph di un campione acquoso derivante da uno
Marco Bonechi Allievo dell I.T.S. T. Buzzi - Prato. ESERCIZI SUL ph 3 0,002 0, Completa la seguente tabella relativa a acidi o basi deboli.
ESERCIZI SUL ph Livello difficoltà 1 (dalla concentrazione, calcolare il valore del ph) 1. Completa la tabella relativa a soluzioni di acidi o basi forti. 1 11 ph poh [H + ] [OH - ] 3 0,002 0,2 13 2 2.
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
Acidi e basi di Brønsted: richiami
Acidi e basi di Brønsted: richiami Un acido è una sostanza che può cedere protoni Una base è una sostanza che può accettare protoni. Un acido è forte se in soluzione tutte le molecole dell'acido cedono
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
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
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
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 + )
Le sostanze che dissociandosi i d i in acqua danno
EQUILIBRI ACIDO-BASE Secondo la teoria di Arrhenius Le sostanze che dissociandosi in acqua dando ioni idrogeno sono acide H 2 O HCl H + + Cl - Le sostanze che dissociandosi i d i in acqua danno ioni idrossido
Esperienza n 3: Determinazione del grado di acidità dell aceto commerciale
Esperienza n : Determinazione del grado di acidità dell aceto commerciale Obiettivo: determinare il grado di acidità di un aceto commerciale tramite titolazione con una soluzione di NaOH a titolo noto
[ ] [ ][ 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](/thumbs/70/62259175.jpg "[ ] [ ][ 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
EQUILIBRIO CHIMICO REAZIONI A TERMINE REAZIONI DI EQUILIBRIO 04/11/2015. Reazione: A B
REAZIONI A TERMINE Reazione: A B REAZIONI DI EQUILIBRIO EQUILIBRIO CHIMICO L'equilibrio chimico è la condizione dipendente dalla temperatura in cui le concentrazioni delle specie chimiche che partecipano
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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
M di acido formico (Ka =
14 gennaio 2002 1. Calcolare quanti microlitri di soluzione 0.001 M di Pb 2+ (PA 207) devono essere prelevati per preparare una soluzione di concentrazione pari a 10 ppm e volume 50 ml. 2. Calcolare la
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CHIMICA ANALITICA- PROVA SCRITTA 3 FEBBRAIO 2005-1a. Quanti microlitri di 1-nonene (densità 1-nonene = 0.73 g/ml) bisogna prelevare per preparare 50 ml di soluzione di concentrazione 1000 ppm in metanolo
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
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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
Per l esperienza 6 ricordarsi di portare il succo di due limoni!!!!
MATERIALE DA PORTARE IN LABORATORIO CAMICE GUANTI USA E GETTA OCCHIALI DI PROTEZIONE (FACOLTATIVI MA CONSIGLIATI) DETERSIVO SCOTTEX PENNARELLO PER IL VETRO CALCOLATRICE YAVOLA PERIODICA Per l esperienza
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
K [H 2 O] 2 = K w = [H 3 O + ][OH ]
![K [H 2 O] 2 = K w = [H 3 O + ][OH ]](/thumbs/27/10717050.jpg "K [H 2 O] 2 = K w = [H 3 O + ][OH ]")
Autoionizzazione dell acqua L acqua pura allo stato liquido è un debole elettrolita anfiprotico. L equilibrio di dissociazione è: 2H 2 O H 3 O + + OH - [H 3 O + ][OH ] K = [H 2 O] 2 Con K