2017 1 Le Soluzioni tampone Sali poco solubili

Soluzioni Tampone Aggiunta di HCl all’acqua pura. Aggiunta di HCl ad una soluzione contenente una soluzione tampone –acido acetico + acetato di sodio- 2

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Soluzioni Tampone L’aggiunta di un acido forte ad una soluzione porta ad una diminuzione del p. H. La diminuzione è piccola se la soluzione contiene una base debole (quale CH 3 COO-) perchè una parte di H 3 O+ aggiunto è consumato dalla reazione OAc- + H 3 O+ HOAc + H 2 O La BASE CONIUGATA sottrae gli ioni H+ dalla soluzione 4

Le soluzioni Tampone 5 Equazione di Henderson-Hasselbalch • Sono soluzioni di composizione tale da mantenere il p. H quasi costante per piccole aggiunte di acidi o basi. • Sono composte da un acido debole e dalla sua base coniugata, oppure da una base debole e dal suo acido coniugato. • La loro azione si basa sull’equilibrio acido-base. Cs = concentrazione base coniugata Ca = concentrazione acido debole Es. acido acetico + acetato di sodio

Soluzioni Tampone Quale è il p. H di una soluzione tampone che ha [HOAc] = 0. 7 M e [OAc-] = 0. 6 M? HOAc + H 2 O OAc- + H 3 O+ Ka = 1. 8 x 10 -5 Scriviamo l’equazione di Henderson-Hasselbalch esempio 6

Soluzioni Tampone [H 3 O+] = 2. 1 x 10 -5 p. H = 4. 68 7

esempio 8 Quali dei seguenti sistemi sono soluzioni tampone? (a) KF / HF (b) KBr / HBr (c) Na 2 CO 3 / Na. HCO 3 (a) KF è un acido debole e F- è la sua base coniugata Soluzione tampone (b) HBr è un acido forte Non è una solzione tampone (c) CO 32 - è una base debole e HCO 3 - è il suo acido coniugato Soluzione tampone

Solubilità dei Sali REAZIONI di PRECIPITAZIONE 9

10 + Cl– Questi sali sono classificati come poco solubili e si formano quando si miscelano soluzioni di ioni metallici con quelle di ioni cloruro. I sali poco solubili si sciolgono in MINIMA quantità. Ag. Cl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) Quando si è raggiunto l’equilibrio, la soluzione è SATURA.

Sali poco solubili Ag. Cl (s) Kps = [Ag+][Cl-] Mg. F 2 (s) Ag 2 CO 3 (s) Ca 3(PO 4)2 (s) 11 Ag+ (aq) + Cl- (aq) Kps costante del prodotto di solubilità Mg 2+ (aq) + 2 F- (aq) Kps = [Mg 2+][F-]2 Kps = [Ag+]2[CO 32 -] 2 Ag+ (aq) + CO 32 - (aq) 3 Ca 2+ (aq) + 2 PO 43 - (aq) Kps = [Ca 2+]3[PO 43 -]2 Dissoluzione di un composto ionico in acqua: Q < Kps Soluzione non-satura Nessun precipitato Q = Kps Soluzione satura Nessun precipitato Q > Kps Soluzione sovrassatura Formazione di un precipitato

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Solubilità molare (mol/L) è il numero di moli di soluto disciolti in un litro di soluzione satura. Solubilità (g/L) è il numero di grammi di soluto disciolti in un litro di soluzione satura. 13

14 Determinare la solubilità di Ag. Cl in g/L Ag. Cl (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq) Kps = 1. 6 x 10 -10 Prepariamo uno schema IVE delle concentrazioni: Iniziale (M) 0. 00 Variazione (M) +s +s Equilibrio (M) s s [Ag+] = 1. 3 x 10 -5 M [Cl-] = 1. 3 x 10 -5 M Solubilità di Ag. Cl = esempio Kps = [Ag+][Cl-] Kps = s 2 s = Kps s = 1. 3 x 10 -5 mol Ag. Cl 143. 35 g Ag. Cl x = 1. 9 x 10 -3 g/L 1 L soln 1 mol Ag. Cl

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Se 2. 00 m. L di Na. OH 0. 2 M sono aggiunti ad 1. 0 L di Ca. Cl 2, 16 0. 1 M si avrà la formazione di un precipitato? Gli ioni presenti in soluzione sono: Na+, OH-, Ca 2+, Cl-. L’unico sale poco solubile che si possa formare è Ca(OH)2. Verifichiamo se Q > Kps per Ca(OH)2? [Ca 2+]0 = 0. 100 M [OH-]0 = 4. 0 x 10 -4 M Q = [Ca 2+]0[OH-]20 = 0. 10 x (4. 0 x 10 -4)2 = 1. 6 x 10 -8 Kps = [Ca 2+][OH-]2 = 8. 0 x 10 -6 Q < Kps Non si forma un precipitato

Determinare quale concentrazione di ioni Ag è necessaria 17 per precipitare solo Ag. Br in una soluzione che contenga sia ioni Br- e Cl- ad una concentrazione 0. 02 M. Ag. Br (s) Ag+ (aq) + Br- (aq) Kps = 7. 7 x 10 -13 Kps = [Ag+][Br-] -13 K 7. 7 x 10 ps -11 M = = 3. 9 x 10 [Ag+] = 0. 020 [Br-] Ag. Cl (s) [Ag+] Ag+ (aq) + Cl- (aq) Kps = 1. 6 x Kps = [Ag+][Cl-] Ag. Br 10 -10 Ag. Cl Ksp 1. 6 x 10 -10 -9 M = = 8. 0 x 10 = 0. 020 [Cl-] 3. 9 x 10 -11 M < [Ag+] < 8. 0 x 10 -9 M Inizio precipitazione Ag. Br Inizio precipitazione Ag. Cl

Effetto dello Ione Comune e Solubilità 18 La presenza di uno ione comune diminisce la solubilità del sale. Determinare la solubilità molare di Ag. Br in (a) acqua pura e (b) Na. Br 0. 0010 M. (a) (b) Na. Br (s) Na+ (aq) + Br- (aq) Ag. Br (s) Ag+ (aq) + Br- (aq) [Br-] = 0. 0010 M Kps = 7. 7 x 10 -13 Ag. Br (s) Ag+ (aq) + Br- (aq) s 2 = Kps [Ag+] = s s = 8. 8 x 10 -7 [Br-] = 0. 0010 + s 0. 0010 Kps = 0. 0010 x s s = 7. 7 x 10 -10 Fine