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Dispense prodotte nel corso POF

“Giochi della Chimica 2012”III Lezione

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Le soluzioniUna soluzione è una miscela omogenea tra 2 componenti: il solvente, componente più abbondante; e il soluto, componente meno presente.L'acqua è un buon solvente per la maggior parte dei composti ionici.

Soluzione satura: una soluzione che contiene la massima quantità di un dato soluto che il solvente è in grado di sciogliere ad una determinata temperatura.

La solubilità è influenzata da: la natura del solvente e del soluto (simile scioglie simile), la temperatura (se il processo di solubilizzazione è endotermico, esso aumenta con la temperatura, se è esotermico diminuisce all'aumentare della temperatura), la pressione nella solubilità tra gas e liquidi.

Vi sono poi anche fattori che aumentano la velocità di dissoluzione come l'agitazione, la temperatura e il grado di suddivisione del soluto.

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Le proprietà colligative sono proprietà delle coluzioni che dipendono dalla concentrazione e non dalla natura chimica del soluto;

Nelle soluzioni viene variata la temperatura di ebollizione (punto ebullioscopico) e di gelo (punto crioscopico), infatti una soluzione gela al di sotto dei 0° e bolle al di sopra dei 100°. Anche la tensione di vapore di una soluzione contenente un soluto non volatile è sempre inferiore a quella del solvente puro. 

Proprietà colligative delle soluzioni

Keb è la costante ebullioscopica e varia da solvente a solvente e per l'acqua vale 0,52 (°C · Kg) / mol. Se la sostanza disciolta è dissociata in ioni, bisogna anche introdurre il coefficiente  i di Van't Hoff. Esso vale 2, 3, 4, .... a seconda del numero di ioni in cui l'elettrolita è dissociato.

Kc è la costante crioscopica e varia da solvente a solvente e per l'acqua vale 1,86 (°C · Kg) / mol. Se la sostanza disciolta è dissociata in ioni, bisogna anche introdurre il coefficiente i di Van't Hoff. Esso vale 2, 3, 4, .... a seconda del numero di ioni in cui l'elettrolita è dissociato.

L’abbassamento della tensione di vapore in una soluzione è regolato dalla legge di Raoult: la tensione di vapore di una soluzione è direttamente proporzionale alla frazione molare del solvente.

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Altra importante proprietà colligativa è l'osmosi, un fenomeno per cui si ha la migrazione spontanea delle molecole del solvente da una soluzione più diluita verso una più concentrata, quando le due soluzioni sono separate da una membrana semimpermeabile. La pressione osmotica è la pressione che bisogna applicare alla soluzione più concentrata perchè questa non venga diluita. Due soluzioni con pressione osmotica uguale sono dette isotoniche.

Equazione di van’t Hoff , per specie non ioniche π * V = n*R*T, dove π = pressione osmotica, n = numero di moli ed R = costante universale dei gasEquazione di van’t Hoff , per specie ioniche π * V = i *n*R*T, Dove i = numero di ioni in cui l’elettrolita è dissociato

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DISSOCIAZIONE ELETTROLITICA

Sostanze ioniche e covalenti polari si dissociano in acqua, originando ioni. Nel secondo caso si può anche parlare, più propriamente di ionizzazione)

Cl−

Cl− Na+ Cl− Na+ Cl−

Cl− Na+ Cl− Na+Na+

Cl− Na+ Cl− Na+

Cl− Na+

Il fenomeno è dovuto al legame ione – dipolo tra le molecole di acqua e gli ioni (fenomeno della solvatazione)

δ– δ+ Cl− H+

NaCl ⇋ Na+ + Cl-

HCl ⇋ H+ + Cl-

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Le sostanze (sia ioniche che covalenti polari) che sciogliendosi in acqua originano ioni si dicono elettroliti

Le soluzioni che così si formano sono dette soluzioni elettrolitiche

Anche per queste reazioni è possibile scrivere una costante di equilibrio; se questa è alta l’equilibrio è spostato a destra, quasi tutte le molecole sono dissociate e la sostanza si dice un elettrolita forte

Se invece la costante è piccola, l’equilibrio è spostato a sinistra, la sostanza è poca dissociata e si dice un elettrolita debole

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ACIDI E BASI(una semplice ma esauriente trattazione sugli acidi e sulle basi è consultabile qui )

Gli acidi sono conosciuti ed utilizzati da molti secoli

Il più antico, ed il primo per cui è stato utilizzato il termine di origine latina “acidus” (aspro), è forse l’acido acetico contenuto nell’aceto.

Acido nitrico ed acido solforico sono conosciuti fino dal tardo medioevo ed impiegati in talmente tanti processi che, ancora oggi, il grado di sviluppo industriale di un paese si misura anche dalla sua produzione di H2SO4

Gli acidi hanno sapore aspro, reagiscono coi metalli, producendo idrogeno, e col calcare, producendo CO2

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Anche le basi, un tempo dette alcali, sono conosciute fin dall’antichità

Le basi hanno sapore amaro, sono untuose al tatto (sono dette pertanto liscivie) e reagiscono con gli acidi neutralizzandoli

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Nel ‘700 Lavoisier riteneva che gli acidi si caratterizzassero per la presenza dell’ossigeno, che lui stesso chiamò in questo modo dal greco oxsus ghennao (generatore di acidi)

Successivamente si constatò che tutti gli acidi contenevano idrogeno, e non ossigeno, ma non tutti i composti dell’idrogeno sono acidi

La prima vera teoria sulla natura degli acidi e delle basi appartiene a Svante Arrhenius, chimico svedese di fine ‘800 premio Nobel

La teoria di Arrhenius

S. Arrhenius (1859 – 1927)

Tutti gli acidi liberano in acqua ioni H+, tutte le basi liberano in acqua ioni OH-

HX → H++ X−

MOH→ M+ + OH−

Tuttavia fino alla seconda metà dell’800 non si era compreso la relazione tra la formula di un composto e le sue proprietà acide o basiche

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Carattere acido o basico di un composto

X—O —H

L’ossigeno è molto elettronegativo ed attira su di se sia gli elettroni di X, sia quelli di H.

Se anche X è molto elettronegativo, l’ossigeno ha difficoltà ad attirare su di se gli elettroni del legame XO ed attirerà solo gli elettroni del legame O−H.

Il legame con l’idrogeno è debole, perché fortemente polarizzato, e facilmente si rompe a contatto con H2O o una base secondo la reazione:

Cl—O —H

X−O−H → X−O– + H+ HClO → ClO– + H+

Il composto è un acido. Tanto più il legame OH è polarizzato e debole, tanto maggiore è la tendenza a cedere ioni H+, tanto più forte è l’acido. Ad esempio HClO, HNO3, H2SO4 e tutti gli altri acidi ternari.

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Se X ha elettronegatività inferiore a quello dell’idrogeno, l’ossigeno attira gli elettroni del legame X−O più fortemente di quelli del legame O−H.

Il legame X−O sarà quindi più debole del legame O−H ed in acqua si romperà secondo la reazione:

Il composto è una base. Si comportano in questo modo tutti gli altri idrossidi.

X−O−H ⇌ X+ + O−H–

Se infine X è un elemento di elettronegatività intermedia, il composto XOH è un elettrolita anfotero, come, ad esempio l’acqua, nella quale l’elemento X è appunto l’idrogeno.

NaOH → Na+ + OH– CuOH → Cu+ + OH–

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La teoria di Arrhenius aveva però dei limiti:• gli acidi e le basi esistevano solo in acqua• le uniche basi erano gli idrossidi

La teoria di Brønsted e Lowry

Nel 1920 il danese Brønsted e l’inglese Lowry proposero una nuova teoria acido base

L’acido è una sostanza capace di donare uno ione H+ ad un’altra sostanza; la base è una sostanza capace di accettare uno ione H+ da un acido.

Acidi e basi non sono più vincolati al mezzo acquosoUn acido può esistere solo in presenza di una base e viceversa

Lo ione H+ non può esistere isolato (si trova ad avere la carica elettrica positiva concentrata su di una superficie piccolissima e quindi possiede un forte campo elettrico), perché troppo reattivo, ma può solo passare da un acido ad una base durante una reazione chimica

Brønsted Lowry

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Gli acidi sono sostanze nella cui molecola vi sia almeno un atomo di idrogeno legato ad un altro atomo molto elettronegativo

Le basi sono sostanze con almeno una coppia di elettroni non impegnata in legami: con tale coppia la sostanza formerà un legame covalente dativo con lo ione H+.

HA + B BH+ + A-.BH+ è l’acido coniugato della base B

A- è la base coniugata dell’acido HA

HCl + H2O H3O+ + Cl-acido base acido base

NH3 + H2O NH4+ + OH-

base acido acido base

Due sostanze che differiscono solo per uno ione H+ costituiscono una coppia coniugata acido – base

Si definisce anfotera una sostanza che si comporta da base in presenza di un acido e da acido in presenza di una base.

La teoria di Bronsted Lowry ingloba quella di Arrhenius, ampliandola

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Un generico composto X−O−H assume un comportamento acido, basico o anfotero, a seconda che l’elemento X abbia un valore d’elettronegatività alto, basso o intermedio (più precisamente maggiore, minore o uguale a quello dell’elettronegatività dell’idrogeno).

Negli acidi binari non c’è ossigeno, ma l’idrogeno è direttamente legato ad un elemento molto elettronegativo con un legame covalente polare. In presenza di una base tale legame si rompe e l’acido cede lo ione H+ alla base.

X−H → X– + H+ HCl → Cl– + H+

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La forza degli acidi e delle basi

La teoria di Arrhenius è superata, tuttavia per semplicità continueremo ad usarla nella nostra trattazione

Gli acidi e le basi sono elettroliti, misurando la forza con cui si dissociano ne misuriamo anche la forza come acidi o basi.

•Un acido, o una base, è forte se in acqua dissocia un’alta percentuale delle sue molecole → l’equilibrio della sua reazione di dissociazione è spostato a destra → il valore della costante di equilibrio è alto.

•Un acido, o una base, è debole se in acqua dissocia poche molecole → l’equilibrio della sua reazione di dissociazione è spostato a sinistra → il valore della costante di equilibrio è basso.

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Acidi ternari di formula simile, appartenenti ad elementi diversi

HClO, HBrO, HIO

La loro forza è proporzionale all’elettronegatività del non metallo

X—O —H

Più il non metallo attira gli elettroni di legame con l’ossigeno, più l’ossigeno scarica la sua attrazione sul legame H−O indebolendolo e rendendo la sostanza facilmente dissociabile.

Acidi ternari di formula diversa, appartenenti allo stesso elemento

H O Cl

Acido ipocloroso

HClO

Acidocloroso

HClO2

H O Cl O

Acidoclorico

HClO3

OO

H O Cl

Acidoperclorico

HClO4

O

OOH O Cl

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H O Cl

Acido ipocloroso

HClO

Acidocloroso

HClO2

Acidoclorico

HClO3

Acidoperclorico

HClO4

Gli ossigeni privi di protone (ossia quelli legati al cloro con legame dativo) negli acidi cloroso, clorico e perclorico attirano gli elettroni del legame col cloro, abbassando la densità di carica intorno ad esso

In questi composti il cloro attira con maggior forza gli elettroni del legame con l’ossigeno protonato. Questa forza aumenta con il numero di atomi di ossigeno legati al cloro (effetto induttivo).

L’ossigeno scarica la sua forza attrattiva sull’idrogeno, rendendo il legame con esso più polarizzato ed instabile

Il legame OH si rompe più facilmente L’acido è più forte

H O Cl O O

O

H O Cl O

O

H O ClO

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La forza degli acidi ternari aumenta all’aumentare dell’elettronegatività del non metallo e del numero di atomi di ossigeno non protonati che si legano ad esso

HClO HBrO HIO> >

HClO4 HClO3 HClO2> > > HClO

Acidi binari

La forza degli acidi binari aumenta spostandosi da sinistra verso destra in un periodo e scendendo lungo un gruppo

HI HBr HCl> > > HFPer gli elementi in alto nel gruppo il legame a ponte di idrogeno stabilizza la molecola, rendendo l’acido più debole. Inoltre per gli stessi elementi, l’anione che si forma dalla dissociazione è meno stabile, in quanto avendo un volume più piccola ha più difficoltà a distribuire la carica negativa rispetto ad un atomo più grande (si pensi alla differenza in volume tra F- ed I-

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Idrossidi

Negli idrossidi al diminuire dell’elettronegatività del metallo aumenta la debolezza del legame M–OH

L’idrossido si dissocerà quindi più facilmente e sarà dunque una base più forte

La forza degli idrossidi come basi aumenta scendendo lungo un gruppo, mentre diminuisce spostandosi da sinistra verso destra in un periodo.

KOH NaOH LiOH> >

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La forza assoluta di un acido o di una base può invece essere misurata attraverso la tendenza del composto a cedere o ad acquistare un protone da una medesima sostanza di riferimento: l’acqua

3

-3

HNO

NOH

Ka

HNO3 H+ + NO–3

NaOH

OHNa -

Kb

NaOH Na+ + OH–

Forza degli acidi e delle basi

Anche per le reazioni acido – base si può scrivere una costante di equilibrio che misuri quanto una reazione è avvenuta

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Ka prende il nome di costante acida;

•Per Ka o Kb 1 acidi o basi forti o fortissimi

•Per 1 Ka o Kb 10-4 acidi o basi di media forza

•Per Ka o Kb 10-4 acidi o basi deboli o debolissimi.

Forza Acido Ka

HClO4 10?

HBr 10?

H2SO4 10?

HCl 10?Aci

di f

orti

HNO3 24

H3PO3 1.6 10-2

H2SO3 1.2 10-2

HClO2 1.1 10-2

HF 6.7 10-4

Med

ia f

orza

HNO2 4.4 10-4

CH3COOH 1.8 10-5

H2CO3 4.510-7

H2S 1.110-7

HClO 3.210-8

H3BO3 6.310-10Aci

di d

ebol

i

HIO 4.810-13

Kb prende il nome di costante basica

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La dissociazione dell’acqua

L’acqua è un composto anfotero, in quanto presenta sia le caratteristiche degli acidi, che quelle delle basi

Essa infatti spontaneamente da luogo alla seguente reazione:

H2O H+ + OH–

OH

OHH

2

–

KPer la quale è possibile scrivere la seguente costante di equilibrio:

L’equilibrio è completamente spostato a sinistra, solo una molecola ogni 107 si dissocia

Poiché la concentrazione molare dell’acqua [H2O] può essere considerata costante rispetto alle concentrazioni di [H+] e di [OH-], anche il seguente prodotto può essere considerato costante

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2 10-- wKOHHOHK

23

14-- 10 OHHKw

Questa espressione è detta prodotto ionico dell’acqua e vale per qualsiasi soluzione acquosa

Dalla dissociazione di ogni molecola d’acqua otteniamo uno ione H+ e uno ione OH–

714 1010 --- OHHNell’acqua pura abbiamo allora che:

Indipendentemente dal valore assunto da [H+] o da [OH¯] nota una delle due concentrazioni si può ricavare l’altra dalle relazioni:

--

OHH

1410

HOH

14-- 10

H2O H+ + OH–

L’acqua è quindi anfotera perchè presenta sempre al suo interno quantità sia pur piccolissime di ioni H+ e OH–

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Soluzioni acide, neutre e basiche. Il pH

Soluzione acida [H+][ OH–] e [H+]10-7

Soluzione neutra [H+]=[ OH–] e [H+]=10-7

Soluzione basica [H+][ OH–] e [H+]10-7

Le concentrazioni di H+ e OH– sono legate matematicamente dal prodotto ionico dell’acqua; per caratterizzare le proprietà acido – base di una soluzione è sufficiente quindi indicare una sola delle due concentrazioni

Per convenzione si è scelto la concentrazione di H+

Per evitare l’uso delle potenze negative di 10, nella misura della [H+] di una soluzione si usa una scala logaritmica

Si definisce logaritmo in base 10 di un numero X la potenza da dare a 10 per avere X

Se Log10 X = a allora 10a = X

Ovvero Log10 10-7 = -7 Log10 10-14 = -14 e Log10 1 = 0

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I logaritmi si usano per evitare di utilizzare numeri esponenziali quando si hanno grandezze con un’ampia variazione.

Si definisce pH di una soluzione il logaritmo cambiato di segno della sua concentrazione idrogenionica

HpH 10log

pH [H+] [ OH-] soluzione

0 100 10-14 Acida

1 10-1 10-13 Acida

2 10-2 10-12 Acida

3 10-3 10-11 Acida

4 10-4 10-10 Acida

5 10-5 10-9 Acida

6 10-6 10-8 Acida

7 10-7 10-7 Neutra

8 10-8 10-6 Basica

9 10-9 10-5 Basica

10 10-10 10-4 Basica

11 10-11 10-3 Basica

12 10-12 10-2 Basica

13 10-13 10-1 Basica

14 10-14 100 Basica

Soluzione acida pH<7

Soluzione neutra pH=7

Soluzione basica pH>7

Soluzione pH

Soluzione 1M di HCl 0

Succo gastrico 1.4

Succo di limone 2.3

Aceto 3

Piogge acide 3.4

Coca Cola 3.8

Succo di pomodoro 4.2

Caffè 4.5

Urina 6.2

Latte 6.5

Acqua minerale gassata 6.6

Acqua distillata 7

Sangue 7.4

Acqua di mare 8.5

Sapone neutro 10

Ammoniaca commerciale

11.8

Soluzione 1M di NaOH 14

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Il pH si misura attraverso sostanze dette indicatori, che cambiano di colore a seconda dell’acidità o basicità della soluzione con cui entrano in contatto

Esistono vari indicatori ognuno dei quali è utilizzato per misurare uno specifico valore di pH, detto punto di viraggio, a cui avviene il cambiamento di colore

Indicatore universale

tornasole

Esistono inoltre apparecchi elettronici con sonda ad immersione detti pHmetri

pHmetro

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Calcolo del pH di una soluzione

Il pH di una soluzione dipende dalla concentrazione degli ioni H+

I vari acidi possono liberare un numero variabile di ioni H+ a seconda del numero di atomi di idrogeno presenti nella loro formula

HCl → H++ Cl-

HClO4 → H++ ClO4-

Acidi monoprotici liberano uno ione H+ per molecola (HCl; HClO4; HBr; HNO3 ecc.)

Acidi bioprotici liberano due ioni H+ per molecola (H2SO4; H2CO3; H2SO3 ecc.)

H2SO4 → 2H++ SO42-

H2SO3 → 2H++ SO32-

H3BO3 → 3H++ BO33-

H3PO3 → 3H++ PO33-

Acidi triprotici liberano tre ioni H+ per molecola (H3PO4; H3PO3; H3BO3 ecc.)

Per gli acidi poliprotici si scrivono tanti equilibri diversi quanti sono gli ioni H+ ceduti; per ogni equilibrio si definisce una Ka, il cui valore diviene progressivamente più basso, via via che si sono già ceduti ioni H+.

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Considerazioni analoghe si possono fare per gli idrossidi, le uniche basi che considereremo

Basi monoacide liberano uno ione OH¯ per unità di formula (NaOH, AgOH, CuOH ecc.)

Basi biacide liberano due ioni OH¯ per unità di formula [Ca(OH)2; Cu(OH)2; ecc.]

Basi triacide liberano tre ioni OH¯ per unità di formula [Al(OH)3;Fe(OH)3ecc.]

NaOH→ Na++ OH-

Ca(OH)2→ Ca2++ 2OH-

Pb(OH)4→ Pb4++ 4OH-

Al(OH)3→ Al3++ 3OH-

Basi tetracide liberano quattro ioni OH¯ per unità di formula [Pb(OH)4;Sn(OH)4ecc.]

Anche per le basi poliacide si scrivono tanti equilibri diversi quanti sono gli ioni OH¯ ceduti; per ogni equilibrio si definisce una Kb, il cui valore diviene progressivamente più basso, via via che si sono già ceduti ioni OH¯.

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Gli acidi e le basi, possono essere forti o deboli, a seconda del valore assunto dalla loro Ka o Kb.

Acidi e basi forti o fortissimi si ritiene che siano completamente dissociati nella soluzione; ovvero per ogni molecola di acido si ottiene uno ione H+, mentre per ogni unità di formula dell'idrossido si ottiene uno ione OH¯.

Per acidi e basi deboli o di media forza la trattazione è invece più complessa

Per semplicità, nella nostra trattazione considereremo solo acidi monoprotici forti o fortissimi e basi monoacide forti o fortissime.

Calcoliamo adesso il pH di una soluzione, ricordando che esso è una grandezza intensiva della soluzione, che dipende solo dalla concentrazione molare di H+ e non dal quantitativo di soluzione preso in esame

Acidi forti monoprotici: la concentrazione molare di H+ è pari a quella dell’acido

Basi forti monoacide: la concentrazione molare di OH¯ è pari a quella della base. In questo caso la concentrazione molare di H+ si ottiene dalla relazione:

-

14-10

OHH

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Neutralizzazioni e titolazioni

Un acido reagisce con una base neutralizzandola e viceversa

Se la reazione avviene in soluzione acquosa si ottiene un sale e dell’acqua

NaOH + HCl → NaCl + H2O

NaOH → Na+ + OH–

HCl → H+ + Cl–

Utilizziamo solo acidi forti monoprotici e basi forti monoacide

Se in soluzione abbiamo ugual numero di molecole di acido e di unità di formula di base queste si neutralizzano e la soluzione è neutra (pH=7)

Se le molecole di acido superano quelle della base la soluzione è acida, con pH tanto minore quanto più l’acido supera la base.

Se invece le molecole della base superano quelle dell’acido la soluzione è basica, con pH tanto maggiore quanto più la base supera l’acido.

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Reazioni di neutralizzazione: aggiungiamo un acido ad una soluzione basica (o viceversa) per spostare il pH verso 7

Titolazioni: le reazioni di neutralizzazione sono impiegate per calcolare il titolo (concentrazione) incognito di una soluzione acida o basica

Determiniamo ora il titolo incognito di una soluzione di un acido forte monoprotico, (la concentrazione dello ione H+ è pari a quella dell’acido)

Prendiamo un volume noto della soluzione da titolare ed aggiungiamo alcune gocce di un indicatore che vira a pH 7

Con una buretta aggiungiamo (piccoli) volumi noti di una soluzione a titolo noto (soluzione titolante), fino a raggiungere pH 7, (viraggio dell’indicatore)

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Ricordiamo che moli = volume ● concentrazione

A pH 7 dunque

volumeacido● concentrazioneacido= volumebase● concentrazionebase

moli H+ = moli OH¯

acido

basebaseacido volume

ioneconcentrazxvolumeioneconcentraz

Nella titolazione di una soluzione basica l’espressione diventa:

base

acidoacidobase volume

ioneconcentrazxvolumeioneconcentraz

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Negli esercizi le incognite possono essere anche i volumi

base

acidoacidobase ioneconcentraz

ioneconcentrazxvolumevolume

acido

basebaseacido ioneconcentraz

ioneconcentrazxvolumevolume

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IDROLISI DEI SALIIDROLISI DEI SALI

Molti sali contengono un anione o un catione che possono reagire con acqua rendendo

le loro soluzioni ACIDE o BASICHE

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Molti sali reagiscono con l’acqua alterando il Molti sali reagiscono con l’acqua alterando il

suo rapporto molare tra [H]suo rapporto molare tra [H]++ e [OH] e [OH]--

La soluzione assume un pH > o < di 7La soluzione assume un pH > o < di 7(generalmente è un effetto causato da uno degli ioni del sale)

Come prevedere?Come prevedere?

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Sali provenienti da acidi forti e basi fortiSali provenienti da acidi forti e basi forti

NaClNaCl NaOH + HCl NaCl + HNaCl + H22OO

Gli ioni Na+ e Cl- presenti in soluzione sono in grado di reagire con l’acqua?

Cl- è una base coniugata tanto debole da non presentare alcuna tendenza a catturare protoni dalle molecole d’acqua, quindi l’anione Cl- non ha ALCUNA tendenza a reagire con l’acqua, cioè ad idrolizzare

Cl+ + H2O Non influenza il pH della soluzione(Br-, I-, ClO4

-, NO3-)

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Na+ : ione del gruppo IA; nessuno di questi reagisce con l’acqua. In modo analogo non reagiscono gli ioni del gruppo IIA tranne il Be2+ (ione di dimensione molto piccola e carica molto alta) (ione di dimensione molto piccola e carica molto alta)

In generale, gli ioni metallici non reagiscono con In generale, gli ioni metallici non reagiscono con l’acqua (Lil’acqua (Li++, Na, Na++, K, K++, Mg, Mg2+2+, Ca, Ca2+2+, Ba, Ba2+2+))

Na+ + H2O non influenza il pH

I sali formati da un acido forte e da una base forte non danno idrolisi in soluzione

Il pH sarà uguale a 7, SOLUZIONE Il pH sarà uguale a 7, SOLUZIONE NEUTRANEUTRA

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Sali di acidi deboli e basi fortiSali di acidi deboli e basi forti

NaC2H3O2 (acetato di sodio) CC22HH33OO22- - + Na+ Na++

(NaOH e HC2H3O2)

NaNa+ + : non dà idrolisi, non influenza il pH della soluzione: non dà idrolisi, non influenza il pH della soluzione

CC22HH33OO22- - : base coniugata di un acido debole: base coniugata di un acido debole

CC22HH33OO22- - + H+ H22O O HHCC22HH33OO2 2 + OH+ OH- - REAGISCE CON L’ACQUA REAGISCE CON L’ACQUA

Lo ione acetato influenza il pH della soluzione Lo ione acetato influenza il pH della soluzione (OH(OH--),quindi pH > 7 (SOLUZIONE BASICA)),quindi pH > 7 (SOLUZIONE BASICA)

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CC22HH33OO22- - + H+ H22O O HC HC22HH33OO2 2 + OH+ OH--

KKeq eq = [CH= [CH33COOH][OHCOOH][OH--] / [CH] / [CH33COOCOO--][H][H22O]O]

KKeqeq [H [H22O] = KO] = KH H = [CH= [CH33COOH][OHCOOH][OH--] / [CH] / [CH33COOCOO--]]

COSTANTE DI IDROLISICOSTANTE DI IDROLISI

KKH H = [CH= [CH33COOH][OHCOOH][OH--] / [CH] / [CH33COOCOO--]][H+] [H+]

KKH H = K= Kww / K / Kaa

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Sali di acidi forti e basi deboli Sali di acidi forti e basi deboli

NH4Cl NHNH44++ + Cl+ Cl--

(NH3 e HCl)

ClCl- - : non dà idrolisi, non influenza il pH della soluzione: non dà idrolisi, non influenza il pH della soluzione

NHNH44+ + : acido coniugata della base debole NH: acido coniugata della base debole NH33

NHNH44+ + + H+ H22O O NH NH3 3 + + HH33OO+ + REAGISCE CON L’ACQUA REAGISCE CON L’ACQUA

Lo ione ammonio influenza il pH della soluzione Lo ione ammonio influenza il pH della soluzione (H(H33OO++),quindi pH < 7 (SOLUZIONE ACIDA)),quindi pH < 7 (SOLUZIONE ACIDA)

41

KKH H = [NH= [NH33][H][H33OO++] ] [OH[OH--]] / [NH / [NH44++] ] [OH[OH--] ]

NHNH44+ + + H+ H22O O NH NH3 3 + H+ H33OO++

KKH H = K= Kw w / K/ Kbb

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Sali di acidi deboli e basi deboli Sali di acidi deboli e basi deboli

NH4CN NHNH44++ + CN+ CN--

(NH3 e HCN)

Sia il catione che l’anione hanno la tendenza ad idrolizzare, ma l’effetto che il sale ha sul pH dipende dalla capacità del catione di generare H+ rispetto a quella dell’anione di generare OH-

Considerare caso per casoConsiderare caso per caso

43

In termini generali:

Sali di ACIDI FORTI E BASI FORTI soluzioni soluzioni neutreneutre(NaCl, KCl, KNO3, BaI2)

Sali di ACIDI DEBOLI E BASI FORTI soluzioni soluzioni basichebasiche(Na2CO3, NaHCO3, CH3COONa)

Sali di ACIDI FORTI E BASI DEBOLI soluzioni soluzioni acideacide(NH4Cl, NH4NO3, NH4Br)

Sali di ACIDI DEBOLI E BASI DEBOLI il pH dipende dalla forza relativa dell’acido e della baseil pH dipende dalla forza relativa dell’acido e della base(NH4CN, NH4NO2, CH3COONH4)