CALCOLO DEL ph. ph = - log [1,0x10-3 ] = 3,00

Dimensione: px
Iniziare la visualizzazioe della pagina:

Download "CALCOLO DEL ph. ph = - log [1,0x10-3 ] = 3,00"

Transcript

1 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

2 Tipici acidi forti sono: HCl acido cloridrico H 2 SO 4 acido solforico HBr acido bromidrico HNO 3 acido nitrico HI acido iodidrico HClO 4 acido perclorico Tipiche basi forti sono gli idrossidi del gruppo IA e IIA: LiOH idrossido di litio Ca(OH) 2 idrossido di calcio NaOH idrossido di sodio Sr(OH) 2 idrossido di stronzio KOH idrossido di potassio Ba(OH) 2 idrossido di bario

3 CALCOLO DELLA CONCENTRAZIONI DI H 3 O + Calcolare la [H 3 O + ] di una soluzione di HCl il cui ph è uguale a 4,00 HCl acido forte che si dissocia completamente 4,00 = - log [H 3 O + ] [H 3 O + ] = 1,0x10-4 M

4 CALCOLO DEL ph DALLA CONCENTRAZIONE DI OH - Calcolare il ph di una soluzione di NaOH 1,0x10-5 M NaOH base forte che si dissocia completamente NaOH Na + + OH - 1 mol di NaOH produce 1 mol di OH - [OH - ] = 1,0x10-5 M [H 3 O + ][OH - ] = 1,0x10-14 [H 3 O + ] = 1,0x10-14 / [OH - ]= 1,0x10-14 /1,0x10-5 = 1,0x10-9 M ph = - log [1,0x10-9 ] = 9,00

5 ACIDI DEBOLI E COSTANTE DI IONIZZAZIONE ACIDA Consideriamo un acido debole monoprotico HA HA (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + A - (aq) la costante di equilibrio per la ionizzazione acida è data da K a = [H 3 O + ][A - ]/[HA] definita anche COSTANTE DI IONIZZAZIONE ACIDA Maggiore è la K a più forte è l acido

6 Si definisce il pk a come: Ad ogni acido debole è associato un valore caratteristico di K a e quindi di pk a. Alcuni tipici acidi deboli sono: CH 3 COOH HCN H 2 CO 3 H 2 SO 3 H 2 S HF pk a = -log(k a ) acido acetico acido cianidrico acido carbonico acido solforoso acido solfidrico acido fluoridrico In pratica si considerano acidi forti tutti quelli che hanno Ka>>1, mentre gli acidi deboli hanno Ka<1 NB: Ka(H 3 O + )=1

7 ESEMPIO Calcolo del ph di una soluzione 0,50 M di HF (k a = 7,1x10-4 ) HF (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + F - (aq) HF (aq) H 3 O + (aq) F - (aq) Inizio 0,50 0,00 0,00 Variazione - x +x +x Equilibrio (0,50-x) x x K a = [H 3 O + ][F - ]/[HF] = (x)(x)/(0,50-x) = 7,1x10-4 Da cui: x = 0,019 M

8 In realtà possiamo trarre una formula che è data da: [H + ] = k a xc a Dove k a costante di dissociazione acida e C a è la concentrazione iniziale dell acido

9 ESEMPIO Abbiamo quindi: [HF] = 0,50-0,019 = 0,48 M [H 3 O + ] = 0,019 M [F - ] = 0,019 M ph = -log [0,019] = 1,72

10 ACIDI DIPROTICI E POLIPROTICI Sono acidi che forniscono più di uno ione idrogeno per molecola Questi acidi si ionizzano a stadi perdendo uno ione idrogeno per volta Per questo motivo presentano più di una costante di ionizzazione acida

11 Ka H 2 CO 3 + H 2 O 1 HCO H 3 O + Ka 1 = [HCO 3 - ] [H 3 O + ] [H 2 CO 3 ] Ka HCO 3- + H 2 O 2 CO H 3 O + Ka 2 = [CO 3 2- ] [H 3 O + ] [HCO 3- ]

12 Calcolare la concentrazione di tutte le specie in una soluzione 0,1 M K a1 = 4,2X10-7 quindi [H 3 O + ] = (4,2x10-7 x 0,1) = 2,0x10-4 M sono uguali nei due equilibri Primo stadio di ionizzazione: H 2 CO 3(aq) H 3 O + (aq) HCO - 3 (aq) Inizio 0,10 0,00 0,00 Variazione - x +x +x Equilibrio (0,10-x) x x

13 Quindi [H 2 CO 3 ]= (0,10 0,0002) M = 0,1 M [H 3 O + ] = 2,0 x 10-4 M [HCO 3- ] = = 2,0 x 10-4 M

14 Secondo stadio di ionizzazione: le specie più rilevanti sono HCO 3-, H + e CO 3 2- HCO - 3 (aq) H 3 O + (aq) CO 2-3 (aq) Inizio 0,0002 0,0002 0,00 Variazione - y +y +y Equilibrio 0,0002-y 0,0002+y y K a2 = 4,8x10-11 K a2 = [H 3 O + ][CO 3 2- ]/ [HCO 3- ] 4,8x10-11 = (0,0002+y)(y)/(0,0002-y) Da cui: y = 4,8x10-11 [CO 3 2- ] = 4,8x10-11 M

15 BASI DEBOLI E COSTANTE DI IONIZZAZIONE BASICA Come per acidi deboli, anche le basi deboli hanno una costante di ionizzazione basica. Ad esempio se si considera la reazione dell'ammoniaca in acqua: NH3 + H2O NH4+ + OHe si ripete il ragionamento fatto per l'acido, si ottiene: Kb = Keq [H2O] = [OH-] [NH4+] costante ionizzazione basica [NH3]

16 Come per gli acidi la formula per il calcolo degli OH - : [OH - ] = k b x c b

17 Analogamente agli acidi, si definisce il pk b come: Ad ogni base debole è associato un valore caratteristico di K b e quindi di pk b. Tipiche basi deboli sono l ammoniaca e le ammine organiche quali: NH 3 NH 2 CH 3 C 5 H 5 N pk b = -log(k b ) ammoniaca metilammina piridina In pratica si considerano basi forti tutti quelle che hanno Kb>>1, mentre le basi deboli hanno Kb<1. NB: Kb(OH - )=1

18 RELAZIONE TRA LE COSTANTI DI IONIZZAZIONE DI ACIDI E BASI CONIUGATI CH 3 COOH (aq) H + (aq) + CH 3 COO - (aq) K a = [H + ][CH 3 COO - ]/[CH 3 COOH] La base coniugata CH 3 COO - reagisce con l acqua: CH 3 COO - (aq) + H 2 O (l) CH 3 COOH (aq) + OH - (aq) K b = [CH 3 COOH] [OH - ]/[CH 3 COO - ]

19 Facendo Il prodotto delle due costanti: K a x K b = ([H + ][CH 3 COO - ]/[CH 3 COOH])x ([CH 3 COOH] [OH - ]/[CH 3 COO - ]) = [H + ]x[oh - ] = K w Chiaramente talvolta posso usare questa relazione per il calcolo della K a sapendo la K b della base coniugata

20 In tutti i casi, per una coppia acido-base coniugati si ha: K a K b = K w Per esempio, per la coppia NH 4+ /NH 3 : K b [NH4 ][OH [NH ] 3 ] K a [NH3][H3O [NH ] 4 ] K a K b [NH 4 ][OH [NH ] 3 ] [NH 3 ][H [NH 3 4 ] O ] 3 O ][OH ] [ H K w

21 Esiste dunque una semplice relazione tra K b per CN - e la K a per l acido coniugato HCN; si ha infatti: CN - (aq) + H 2 O (l) HCN (aq) + OH - (aq) K b HCN(aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + CN - (aq) K a H 2 O (l) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + OH - (aq) K w Dalla regola di combinazione delle costanti di equilibrio si ha: Da cui K b K K w a K a K b K w A esempio, sapendo che l HCN ha K a =4,9x10-10 si ricava la K b dello ione CN - K K 1, w 5 b 2, Ka 4,910

22 La stessa relazione vale ovviamente per gli acidi coniugati di basi deboli. A esempio, sapendo che NH 3 ha K b =1.8x10-5 si ricava la K a dello ione NH 4 + b 14 K w Ka K A questo punto il calcolo del ph di una soluzione salina in cui uno dei due ioni idrolizza è del tutto analogo a quello visto per calcolare il ph di una soluzione di un acido o una base debole. Esempio: calcolare il ph di una soluzione 0,050M di NH 4 Cl sapendo che per NH 3 K b =1, Il cloruro d ammonio si dissocia nei due ioni costituenti H NH 4 Cl (s) 2 O NH + 4 (aq) + Cl - (aq) La concentrazione dello ione ammonio sarà quindi uguale a quella di NH 4 Cl, cioè 0,05M

23 Lo ione ammonio si comporta come un acido debole e il ph di una sua soluzione 0,05 M si calcola esattamente come visto per un qualsiasi acido debole. L unica differenza è che il problema non dà il K a dell ammonio, ma solo della sua base coniugata, l ammoniaca, ma questo può essere calcolato immediatamente dalla relazione: b 14 K w Ka K NH 4 + (aq) + H 2 O (l) NH 3 (aq) + H 3 O + (aq) conc. iniziale ~0 variazioni -x +x +x conc. equilibrio x x x K a [NH 3 ][H [NH 3 4 O ] ] x x

24 x x ) 10 (5.6 x ] [ ] [ ] [ x NH x NH x H O 5,3 ) 10 log(5,3 ph 6 ph <7 acida

25 REAZIONI ACIDI-BASE: FORMAZIONE DEI SALI Un sale è un composto che deriva dalla reazione tra un acido ed una base I Sali sono elettroliti che si dissociano completamente in acqua e talvolta reagiscono con l acqua IDROLISI SALINA: reazione di un anione o di un catione di un sale (o di entrambi) con l acqua

26 Dato che un sale è il prodotto della reazione tra un acido e una base e dato che acidi e basi possono essere sia forti che deboli, si hanno diversi casi possibili

27 1) Sali provenienti da acidi deboli e basi forti: idrolisi basica (acetato di sodio; CH3COONa) CH3COONa CH3COO- + Na+ Lo ione Na+ non ha nessuna tendenza a reagire con l'acqua in quanto deriva da una base forte (NaOH) Lo ione CH3COO-, in quanto base coniugata dell'acido debole CH3COOH, reagirà con l'acqua secondo il seguente equilibrio: CH3COO - + H2O CH3COOH + OH- La soluzione diventa basica (ph >7) per eccesso di ioni OH-

28 2) Sali provenienti da acidi forti e basi deboli: idrolisi acida (cloruro di ammonio; NH4Cl) NH4Cl NH4+ + ClLo ione Cl- non ha nessuna tendenza a reagire con l'acqua in quanto deriva da un acido forte (HCl) Lo ione NH4+, in quanto acido coniugato della base debole NH3, reagirà con l'acqua secondo il seguente equilibrio: NH4+ + H2O NH3 + H3O+ La soluzione diventa acida (ph<7) per eccesso di ioni H3O+

29 3) Sali provenienti da acidi forti e basi forti: nessuna idrolisi (cloruro di sodio; NaCl) NaCl Na+ + ClLo ione Na+ non ha nessuna tendenza a reagire con l'acqua in quanto deriva da una base forte (NaOH); lo ione Cl- non ha nessuna tendenza a reagire con l'acqua in quanto deriva da un acido forte (HCl): nessuno dei due ioni reagisce con l'acqua e quindi non si ha idrolisi. La soluzione rimane a ph=7

30 Esempio Calcolare il ph di una soluzione 0,15 M di acetato di sodio CH 3 COONa (aq) + H 2 O (l) CH 3 COO - (aq) + Na + (aq)

31 Esempio Di questi ioni, CH 3 COO - reagirà con l acqua CH 3 COO - (aq) + H 2 O (l) CH 3 COOH (aq) + OH - (aq) Idrolisi basica K b = K w /K a = 1x10-14 /1,8x10-5 = 0,5x10-9 [OH - ] = K b x c b = (0,5x10-9 )x(0,15) = 9,2x10-6 M poh = - log (9,2x10-6 ) = 5,04 ph = 14 5,04 =8,96

32 NEUTRALIZZAZIONE La reazione di un acido con una base per ottenere un sale ed acqua viene talvolta chiamata NEUTRALIZZAZIONE La neutralizzazione in realtà richiede lo stesso numero di moli di H 3 O + ed OH - HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (aq) + H 2 O (l) Sappiamo che HCl, NaOH e NaCl sono dissociati in soluzione acquosa

33 Per cui possiamo scrivere: H + (aq) + Cl - (aq) + Na + (aq) + OH - (aq) Na + (aq) + Cl - (aq) + H 2 O (l) Poiché Na + e Cl - risultano invariati prima e dopo la reazione (chiamati per questo IONI SPETTATORI) possiamo scrivere: H + (aq) + OH - (aq) H 2 O (l) Questa è l equazione netta della reazione di neutralizzazione di qualsiasi coppia acido fortebase forte

FORZA DI ACIDI E BASI HA + :B HB + + A

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

Dettagli

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 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] -

Dettagli

Ionizzazione dell acqua, ph, poh

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

Dettagli

EQUILIBRI IN SOLUZIONE: SOSTANZE ACIDE E BASICHE

EQUILIBRI 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.

Dettagli

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

Dettagli

Equilibrio Acido base

Equilibrio 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

Dettagli

TEORIE ACIDO-BASE. 1) Teoria di Arrhenius

TEORIE 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

Acidi e basi ph, costanti di acidità e basicità Idrolisi, soluzioni tampone

Acidi 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

Dettagli

EQUILIBRI ACIDO-BASE

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

Dettagli

EQUILIBRI IN SOLUZIONE ACQUOSA

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

Dettagli

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. 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

Dettagli

L idrolisi salina. Vi sono sali che sciolti in acqua, impartiscono alla soluzione una reazione acida o basica.

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

Dettagli

LEZIONE 4 IDROLISI DEI SALI

LEZIONE 4 IDROLISI DEI SALI http://www. LEZIONE 4 IDROLISI DEI SALI IDROLISI DEI SALI Nelle lezioni precedenti abbiamo considerato gli acidi e le basi sia forti che deboli ed abbiamo calcolato il PH delle loro soluzioni. Ma, cosa

Dettagli

Acidi e basi di Lewis

Acidi 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

Dettagli

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.

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.

Dettagli

Arrhenius. HCl H + + Cl - NaOH Na + + OH -

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

Dettagli

-DISSOCIAZIONE DI ELETTROLITI DEBOLI-

-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

Dettagli

V 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.

V 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

Dettagli

-IDROLISI SALINA- composti ionici = elettroliti forti sono completamente dissociati in cationi e anioni

-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,

Dettagli

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 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

Dettagli

ACIDI 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) 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

Dettagli

REAZIONI IN SOLUZIONE

REAZIONI 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

Dettagli

NH 3 + H 2 O NH. Gli OH - sono solo quelli provenienti dalla base, perché quelli dell acqua sono molto pochi.

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 +

Dettagli

Equilibri ionici in soluzione acquosa

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

Dettagli

REAZIONI IN SOLUZIONE

REAZIONI 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

Dettagli

ESERCIZI SUL ph 3 0,002 0,2 13. 2. Completa la seguente tabella relativa a acidi o basi deboli.

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

Dettagli

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

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

Dettagli

EQUILIBRI IN SOLUZIONE

EQUILIBRI 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.

Dettagli

TEORIE ACIDO-BASE. 1) Teoria di Arrhenius

TEORIE 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

Le sostanze che dissociandosi i d i in acqua danno

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

Dettagli

Equilibri ionici in soluzione. M. Pasquali

Equilibri 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

Dettagli

Analizziamo i casi più frequenti. Acido forte Base forte Acido debole Base debole Idrolisi Tampone

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

Dettagli

Equilibri ionici in soluzione. M. Pasquali

Equilibri 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

Dettagli

Esercizi capitolo 18 Acidi e basi

Esercizi capitolo 18 Acidi e basi Esercizi capitolo 18 Acidi e basi 1) Considerando il seguente equilibrio: PO4 3- (aq) + H2O(l) HPO4 2- (aq) + OH-(aq) La teoria di Br nsted-lowry afferma che: A) PO4 3- e H2O sono le basi B) PO4 3- è anfiprotico

Dettagli

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

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 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

Dettagli

ESERCIZI SVOLTI: EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE ACQUOSA

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

Dettagli

10. Acidi e basi deboli, tamponi e titolazioni

10. 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,

Dettagli

Ionizzazione spontanea dell acqua: autoprotolisi o autoionizzazione dell acqua. [ H ] 2

Ionizzazione 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

Dettagli

Equilibrio Acido base

Equilibrio 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

Dettagli

Soluti in acqua. Elettroliti. Non elettroliti

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

Dettagli

H + Pertanto, [H + ] è espressa in termini di. ph = -log [H + ]

H + Pertanto, [H + ] è espressa in termini di. ph = -log [H + ] ph La concentrazione molare di H + in una soluzione acquosa è di solito molto bassa. Pertanto, [H + ] è espressa in termini di ph = -log [H + ] 31 ph di soluzioni di acidi forti Abbiamo detto che gli acidi

Dettagli

Equilibri acido-base

Equilibri acido-base Equilibri acido-base Ione idronio, acidi forti ed acidi deboli in acqua, costante di dissociazione dell acido (Ka) Acido forte: completamente dissociato HA(aq) H + (aq) + A - (aq) HA(aq) + H 2 O(l) H 3

Dettagli

Lezione 6. Acidi e Basi Equilibri Acido Base ph delle Soluzioni Saline

Lezione 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

Dettagli

Equilibri acido-base

Equilibri acido-base Equilibri acido-base Ione idronio, acidi forti ed acidi deboli in acqua, costante di dissociazione dell acido (Ka) Acido forte: completamente dissociato HA(aq) H + (aq) + A - (aq) HA(aq) + H 2 O(l) H 3

Dettagli

Le reazioni acido base

Le 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,

Dettagli

Es: consideriamo una soluzione contenente acido K = 1, [CH 3 COOH]

Es: 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

Dettagli

Equilibri in soluzione acquosa unità 1, modulo G del libro

Equilibri in soluzione acquosa unità 1, modulo G del libro Equilibri in soluzione acquosa unità 1, modulo G del libro Si parla di equilibri in soluzione acquosa quando un soluto, solido, viene sciolto in acqua. Cosa accade? La specie solida si dissocia in ioni,

Dettagli

Parte 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 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

Dettagli

Acidi e Basi: Teoria di Arrhenius (fine 1800)

Acidi e Basi: Teoria di Arrhenius (fine 1800) Acidi e Basi: Teoria di Arrhenius (fine 1800) Definisce acido una sostanza HA, contenente idrogeno, che in soluzione acquosa è in grado di dissociare ioni H + Definisce base una sostanza MOH, contenente

Dettagli

Idrolisi salina. acido e base reagendo insieme formano un sale e acqua AH BOH AB H2O

Idrolisi salina. acido e base reagendo insieme formano un sale e acqua AH BOH AB H2O Idrolisi salina acido e base reagendo insieme formano un sale e acqua AH BOH AB HO metallo + non metallo sale K + F KF (fluoruro di potassio) ossido + anidride sale MgO + SO 3 MgSO 4 (solfato di magnesio)

Dettagli

mentre l'acetato di sodio si dissocia completamente:

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

Dettagli

Equilibri ionici in soluzione acquosa. Acidi, basi, scala del ph

Equilibri 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

Dettagli

Acidi e Basi. Capitolo 15

Acidi 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

Dettagli

TEORIE ACIDO-BASE. 1) Teoria di Arrhenius

TEORIE 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

Gilbert Keith Chesterton

Gilbert 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

Dettagli

2 ph di elettroliti forti

2 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

Dettagli

FOCUS SU EQUILIBRI ACIDO-BASE

FOCUS 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

Dettagli

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,

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

Dettagli

Acidi e Basi. Definizione di Arrhenius

Acidi 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)

Dettagli

Equilibri ionici in soluzione. Acidi, basi, scala del ph

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

Dettagli

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

Dettagli

EQUILIBRI DEI SISTEMI TAMPONE ACIDO-BASE

EQUILIBRI DEI SISTEMI TAMPONE ACIDO-BASE 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

Dettagli

SOLUZIONI TAMPONE SOLUZIONI TAMPONE

SOLUZIONI 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

Dettagli

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. 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

Dettagli

[ ] [ ][ 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 -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

Dettagli

La chimica degli acidi e delle basi 2

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,

Dettagli

Acidi e basi sono sostanze note da molto tempo e diverse classificazioni sono state fatte nel corso del tempo in base alle loro proprietà.

Acidi 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

Dettagli

Teoria di Arrhenius: sono acide (basiche) tutte quelle sostanze che, poste in acqua, sono capaci di dissociarsi formando ioni H + (OH - ).

Teoria 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

Dettagli

Una soluzione tampone contiene quindi una coppia acidobase

Una 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

Dettagli

LEGGE di AZIONE di MASSA

LEGGE 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

Dettagli

Soluzioni Acido Base Definizione di Brønsted

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 + )

Dettagli

Corso di Laboratorio Integrato di Chimica Generale BIOTEC-2011 Esercizi Svolti su Equilibri acido-base

Corso 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

Dettagli

EQUILIBRI ACIDO-BASE: ESERCIZI RISOLTI. Dott. Francesco Musiani

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

Dettagli

Argomento 6 Equilibri in soluzione 1. Acidi e basi

Argomento 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

Dettagli

EQUILIBRI ACIDO-BASE

EQUILIBRI 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

Dettagli

L EQUILIBRIO CHIMICO: EQUILIBRI IN FASE GASSOSA

L 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

Dettagli

La chimica degli acidi e delle basi 2

La chimica degli acidi e delle basi 2 La chimica degli acidi e delle basi 2 ph - log [H O poh - log [OH - a 25 C [H O x[oh - 1.0x -14 M 2 ph poh 14 1 lcune immagini sono state prese e modificate da Chimica di otz, Treichel & eaver, Edises

Dettagli

Equilibri ionici in soluzione acquosa. Acidi, basi, scala del ph

Equilibri 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

Dettagli

21/03/2017 EQUILIBRI IN SOLUZIONE ACQUOSA EQUILIBRI IN SOLUZIONE ACQUOSA EQUILIBRI IN SOLUZIONE ACQUOSA

21/03/2017 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

Ki = [AcH][OH ] [H3O + ] = Kw [Ac ] [H3O + ] Ka

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

Dettagli

Teorie Acido-Base. Gli acidi in acqua si dissociano e rilasciano H + Le basi in acqua si dissociano e rilasciano OH -

Teorie 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

Dettagli

AUTOIONIZZAZIONE DELL ACQUA

AUTOIONIZZAZIONE DELL ACQUA 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 4 + + OH - A1 B2 H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - B1 A1 K eq [ H O ][ OH 3

Dettagli

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 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

Dettagli

Acidi e basi di Brønsted: richiami

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

Dettagli

-DEFINIZIONE DI ACIDI E BASI-

-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

Dettagli

PON C4 "LE SCIENZE IN GARA!"

PON C4 LE SCIENZE IN GARA! PON C4 "LE SCIENZE IN GARA!" Approfondimenti di Chimica e Biologia: ph, poh, soluzioni tampone, acidi monoprotici e poliprotici, acido acetico, acetati, ammine, ammidi. prof. Ciro Formica Calcolo della

Dettagli

Acidi e basi deboli, tamponi e titolazioni

Acidi e basi deboli, tamponi e titolazioni Lezione cidi e basi deboli, tamponi e titolazioni cidi e basi di Lewis La teoria enunciata da Lewis è ancora più generale di quella di Brønsted che non riusciva a spiegare alcune reazioni innegabilmente

Dettagli

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 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

Dettagli

CH 3 COOH (aq) + OH - (aq) CH 3 COO - (aq) + H 2 O (l)

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)

Dettagli

Corso 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 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)

Dettagli

Acidi Basi e Sali. ChimicaGenerale_lezione19 1

Acidi 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

EQUILIBRI ACIDO-BASE. acido: sostanza che si dissocia in acqua producendo H +

EQUILIBRI 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

Dettagli

Antilogaritmo (logaritmo inverso) Log N = N =antilogaritmo =

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

Dettagli

Sommario della lezione 22. Idrolisi Indicatori di ph Soluzioni tampone - Titolazioni

Sommario 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.

Dettagli

H 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

H 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 +

Dettagli

1.2.5 Titolazioni acido-base

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)

Dettagli

Reazioni in soluzione acquosa

Reazioni 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

Dettagli

SOLUZIONE del COMPITO N 2

SOLUZIONE del COMPITO N 2 SOLUZIONE del COMPITO N 2 Es.1) Bilanciare le seguenti equazioni ed assegnare il nome a ciascun reagente e prodotto: 3Fe(s) + 4H 2 O(g) FeO(s) + Fe 2 O 3 (S) + 4 H 2 (g) [N.B. FeO + Fe 2 O 3 = Fe 3 O 4

Dettagli