CORSO DI CHIMICA PER L AMBIENTE. Lezione del 5 Maggio 2016

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Vittorio Molinari
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1 CORSO DI CHIMICA PER L AMBIENTE Lezione del 5 Maggio 2016

2 Sali Acidi o Basici La neutralità acido-base dell acqua può essere alterata anche dal discioglimento di alcuni sali. Prendiamo ad esempio NH 4 Cl (Cloruro d Ammonio) e NaCl (Cloruro di Sodio). Entrambi sono solubili in acqua e si sciolgono dissociandosi in ioni: NH 4 Cl NH 4+ + Cl - NaCl Na + + Cl -

3 Sali Acidi o Basici Immaginiamo due soluzioni diverse contenenti ciascuna uno dei due Sali. Il problema deriva dal fatto che, come abbiamo visto, la molecola dell acqua è capace di cedere o prendere ioni H + e questa tendenza la esercita nei confronti di qualunque specie presente in soluzione. Si tratta, pertanto, di valutare le varie possibili reazioni delle specie ioniche con l acqua.

4 Sali Acidi o Basici Sono possibili varie reazioni tenendo conto che con pochissime eccezioni (Fe 3+, Al 3+ ) gli ioni metallici non reagiscono con l acqua. NH 4+ + H 2 O NH 3 + H 3 O + Cl - + H 2 O HCl + OH -

5 Sali Acidi o Basici Il criterio per stabilire se queste reazioni hanno influenza sul ph sulla conoscenza della costante di equilibrio dei due processi. NH 4+ + H 2 O NH 3 + H 3 O + K eq = [NH 3 ][H 3 O + ] / [NH 4+ ] Cl - + H 2 O HCl + OH - K eq = [HCl][OH - ] / [Cl - ]

6 Sali Acidi o Basici NH 4+ + H 2 O NH 3 + H 3 O + K eq = K w / K(NH 3 ) = / 1,8x10-5 = 5,5x10-10 Cl - + H 2 O HCl + OH - K eq = K w / K(HCl) = / grande = molto piccola

7 Sali Acidi o Basici In pratica si può dire che lo ione ammonio (NH 4+ ) influenza il ph rendendo acida la soluzione mentre lo ione cloruro (Cl - ) non ha influenza sul ph stesso. In generale si può affermare che le specie ioniche che derivano da acidi o basi forti non influenzano il ph di una soluzione.

8 Sali Acidi o Basici Le specie ioniche che derivano da acidi o basi deboli influenzano il ph di una soluzione. Se provengono da un acido debole daranno luogo a soluzioni basiche (CO 3 2-, PO 4 3- ). Se provengono da un base debole daranno luogo a soluzioni acide (NH 4+ ).

9 Misura del ph Il ph di una soluzione acquosa si può misurare con due sistemi diversi: uno fisico ed uno chimico. Il primo si usa principalmente in laboratorio mentre l altro si usa sul campo.

10 Misura del ph Il metodo fisico utilizza degli strumenti chiamati piaccametri che sono in sostanza dei voltammetri con una sonda specifica:

11 Misura del ph Il metodo chimico utilizza la proprietà di alcune sostanze di cambiare colore in funzione dell acidità della soluzione. Fenolftaleina Rosso di Metile

12 Misura del ph Nella pratica si tratta con acqua la sostanza di cui si vuol conoscere le caratteristiche acido/base (terreno, cenere) e poi si misura il ph della soluzione ottenuta.nel caso degli indicatori su usano cartine con più indicatori.

13 Reazioni di spostamento Consideriamo una reazione che produce tra gli scarti Acido Solfidrico (H 2 S, acido debole), sostanza molto tossica e puzzolente, che deve essere eliminata. Si può abbattere con un filtro alcalino: 2 NaOH + H 2 S Na 2 S + 2 H 2 O Se si usa successivamente lo stesso filtro per abbattere Acido Cloridrico (HCl, acido forte), si osserva la reazione: Na 2 S + 2 HCl 2 NaCl + H 2 S

14 ph e Solubilità In acqua un sale poco solubile come CaCO 3 si scioglie seguendo la reazione: CaCO 3 Ca 2+ + CO 3 2- La costante di equilibrio è: Kps = [Ca 2+ ][CO 3 2- ] Conoscendo il Kps è facile calcolare le concentrazioni degli ioni in acqua.

15 ph e Solubilità In presenza di CO 2 si ha la reazione: CaCO 3 + CO 2 + H 2 O Ca HCO 3 - Questa reazione è la responsabile principale per la presenza di ioni HCO 3- in acqua. Tenendo conto del valore del Kps si può calcolare che in acqua a ph 7 il CaCO 3 si scioglie in un quantità pari a circa 7 mg ogni L di soluzione acquosa.

16 ph e Solubilità Ma poiché: HCO 3- + H 2 O CO 2 + OH - + H 2 O Una soluzione acida introduce ioni H 3 O + che reagiscono con gli ioni OH - spostando questo equilibrio a destra per il principio di Le Chatelier. Sempre per lo stesso principio anche l equilibrio si solubilizzazione si sposta verso destra sciogliendo una maggiore quantità di CaCO 3 A ph 2 si sciolgono circa 10 g di CaCO 3 ogni L di soluzione.

17 Effetto tampone Una specie chimica come CO 2 può dare luogo ad una serie di equilibri acido/base complessi che danno luogo ad altre specie con proprietà acido/ base come HCO - 3 e CO 2-3. Sistemi così complessi hanno un particolare comportamento in presenza di un aggiunta alla soluzione di altre specie chimiche con proprietà acido/base. Questo comportamento prende il nome di effetto tampone.

18 Effetto tampone Prendiamo ad esempio un sistema in cui si siano formate quantità equivalenti in termini di concentrazione di HCO 3 - e di CO Gli equilibri dominanti la soluzione sono: HCO H 2 O CO H 3 O + CO H 2 O OH - + HCO 3 - Il primo è sostanzialmente un equilibrio acido mentre il secondo è un equilibrio basico.

19 Effetto tampone Immaginiamo di aggiungere a questa soluzione una soluzione di un acido che genera in acqua ioni H 3 O +. Questi andranno ad interagire con l equilibrio: CO H 2 O OH - + H 3 O + + HCO 3 - Dalla reazione si forma acqua ma il principio di Le Chatelier garantisce che gli ioni idrossido consumati siano rimpiazzati.

20 Effetto tampone Immaginiamo di aggiungere alla soluzione di partenza una soluzione di una base che genera in acqua ioni OH -. Questi andranno ad interagire con l equilibrio: HCO H 2 O H 3 O + + OH - + CO 3 2- Dalla reazione si forma acqua ma il principio di Le Chatelier garantisce che gli ioni H 3 O + consumati siano rimpiazzati.

21 Effetto tampone In sostanza una soluzione che contenga due specie acido/base tra loro collegate è capace di reagire sia all aggiunta di un acido che di una base senza che il ph sia sostanzialmente alterato. L effetto tampone indica proprio questa capacità di stabilizzare il ph di una soluzione attorno ad un valore ben preciso.

22 Effetto tampone In natura esistono molti tamponi naturali (ad esempio i vari ioni fosfato od il sistema ammoniaca/ione ammonio) di cui si deve tener conto per la capacità di bloccare il ph di un sistema attorno ad dato valore. A livello industriale si preparano soluzioni tampone ad hoc proprio per la loro capacità di generare soluzioni ad un preciso valore di ph con la garanzia di mantenerlo nel tempo.

23 Effetto tampone Si può dimostrare che una soluzione tampone genera un ph ben preciso in base alla relazione: [H 3 O + ] = K a [Specie Acida] / [Specie Basica] Nel caso specifico della CO 2 : [H 3 O + ] = 4,45x10-7 [HCO 3 - ] / [CO 3 2- ]

24 Effetto tampone Nel caso di un rapporto [HCO 3 - ] / [CO 3 2- ] = 1 si calcola un ph pari a 6,35. Una variazione del rapporto a 10:1 o 1:10 tra le due specie produce una variazione di ±1 rispetto al valore di ph indicato. Si può facilmente dimostrare che se le stesse aggiunte avvenissero in acqua pura le variazioni di ph sarebbero molto più consistenti.

25 Neutralizzazione Il sistema più semplice per riportare il ph a 7 è quello di aggiungere un acido ad una soluzione basica o viceversa: HCl + NaOH In soluzione acquosa: H 3 O + + OH - + Na + + Cl - H 2 O + Na + + Cl - Il ph torna a 7 ma l acqua risulta salata.

26 Gli Indicatori Per definire lo stato di un sistema acquoso sono stati introdotti dei parametri che permettono di definire la qualità dell acqua: ph: -log[h 3 O + ] definisce le proprietà acido/base BOD: Biological Oxygen Demand COD: Chemical Oxygen Demand TOC: Total Organic Carbon TIN: Total Inorganic Nitrogen [ioni dei metalli pesanti]

27 Valori di Riferimento ph 6,5 8,5 O 2 5 mg/l BOD COD Metalli Tossici Tensioattivi Anionici N NH 3 N NO - 2 Solfuri Fosfati (PO 4 ) 6 mg/l 10 mg/l Non Rilevabili 0,2 mg/l Assente Assente Assenti 0,1 mg/l

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