Dispense prodotte nel corso POF Giochi della Chimica

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Dispense prodotte nel corso POF “Giochi della Chimica 2012” III Lezione 1

Dispense prodotte nel corso POF “Giochi della Chimica 2012” III Lezione 1

Le soluzioni Una soluzione è una miscela omogenea tra 2 componenti: il solvente, componente

Le soluzioni Una 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. 2

Proprietà colligative delle soluzioni Le proprietà colligative sono proprietà delle coluzioni che dipendono dalla

Proprietà colligative delle soluzioni 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. Keb è la costante ebullioscopica e varia da 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 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 3 di vapore di una soluzione è direttamente proporzionale alla frazione molare del solvente.

Altra importante proprietà colligativa è l'osmosi, un fenomeno per cui si ha la migrazione

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 gas Equazione di van’t Hoff , per specie ioniche π * V = i *n*R*T, Dove i = numero di ioni in cui l’elettrolita è dissociato 4

DISSOCIAZIONE ELETTROLITICA Sostanze ioniche e covalenti polari si dissociano in acqua, originando ioni. Nel

DISSOCIAZIONE ELETTROLITICA Sostanze ioniche e covalenti polari si dissociano in acqua, originando ioni. Nel secondo caso si può anche parlare, più propriamente di ionizzazione) Il fenomeno è dovuto al legame ione – dipolo tra le molecole di acqua e gli ioni (fenomeno della solvatazione) Na. Cl ⇋ Na+ + Cl- Na+ Cl− δ– δ+ Cl− H+ Cl− Na+ Cl− Na+ Cl− HCl ⇋ H+ + Cl- 5

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

Le sostanze (sia ioniche 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 6

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

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 H 2 SO 4 Gli acidi hanno sapore aspro, reagiscono coi metalli, producendo idrogeno, e col calcare, producendo CO 2 7

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

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 8

Tuttavia fino alla seconda metà dell’ 800 non si era compreso la relazione tra

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 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 teoria di Arrhenius La prima vera teoria sulla natura degli acidi e delle basi appartiene a Svante Arrhenius, chimico svedese di fine ‘ 800 premio Nobel Tutti gli acidi liberano in acqua ioni H+, tutte le basi liberano in acqua ioni OH- HX → H++ X− MOH→ M+ + OH− S. Arrhenius (1859 – 1927) 9

Carattere acido o basico di un composto X—O —H Cl—O —H L’ossigeno è molto

Carattere acido o basico di un composto X—O —H Cl—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 X O 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 H 2 O o una base secondo la reazione: X−O−H → X−O– + H+ HCl. O → Cl. O– + H+ Il composto è un acido. Tanto più il legame O H è polarizzato e debole, tanto maggiore è la tendenza a cedere ioni H+, tanto più forte è l’acido. Ad esempio HCl. O, HNO 3, H 2 SO 4 e tutti gli altri acidi ternari. 10

 Se X ha elettronegatività inferiore a quello dell’idrogeno, l’ossigeno attira gli elettroni del

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: X−O−H ⇌ X+ + O−H– Il composto è una base. Si comportano in questo modo tutti gli altri idrossidi. Na. OH → Na+ + OH– Cu. OH → Cu+ + OH– 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. 11

La teoria di Brønsted e Lowry La teoria di Arrhenius aveva però dei limiti:

La teoria di Brønsted e Lowry La teoria di Arrhenius aveva però dei limiti: • gli acidi e le basi esistevano solo in acqua • le uniche basi erano gli idrossidi Lowry Brønsted 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 acquoso Un 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 12

Gli acidi sono sostanze nella cui molecola vi sia almeno un atomo di idrogeno

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+. HCl + H 2 O acido HA + B base H 3 O+ + Clacido BH+ + A-. base NH + Hacido 2 O base 3 + + OHNH base acido 4 BH+ è l’acido coniugato della base B A- è la base coniugata dell’acido HA 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 13

 Un generico composto X−O−H assume un comportamento acido, basico o anfotero, a seconda

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+ 14

La forza degli acidi e delle basi La teoria di Arrhenius è superata, tuttavia

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. 15

Acidi ternari di formula simile, appartenenti ad elementi diversi HCl. O, HBr. O, HIO

Acidi ternari di formula simile, appartenenti ad elementi diversi HCl. O, HBr. O, HIO La loro forza è proporzionale all’elettronegatività del non metallo 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. X—O —H Acidi ternari di formula diversa, appartenenti allo stesso elemento H O Cl Acido ipocloroso HCl. O H O Cl O Acido cloroso Acido clorico HCl. O 2 HCl. O 3 O H O Cl O O Acido perclorico HCl. O 4 16

O O H O Cl Acido ipocloroso Acido clorico HCl. O Acido perclorico HCl.

O O H O Cl Acido ipocloroso Acido clorico HCl. O Acido perclorico HCl. O 2 HCl. O 3 HCl. O 4 O H O Cl O O 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 17

La forza degli acidi ternari aumenta all’aumentare dell’elettronegatività del non metallo e del numero

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 HCl. O > HBr. O > HIO HCl. O 4 > HCl. O 3 > HCl. O 2 > HCl. O Acidi binari La forza degli acidi binari aumenta spostandosi da sinistra verso destra in un periodo e scendendo lungo un gruppo HI > HBr > HCl > HF Per 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 18 grande (si pensi alla differenza in volume tra F- ed I-

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

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 > Na. OH > Li. OH 19

Forza degli acidi e delle basi Anche per le reazioni acido – base si

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 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 HNO 3 H+ + NO– 3 Na. OH Na+ + OH– 20

Ka prende il nome di costante acida; Kb prende il nome di costante basica

Ka prende il nome di costante acida; Kb prende il nome di costante basica • 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. 21

La dissociazione dell’acqua L’acqua è un composto anfotero, in quanto presenta sia le caratteristiche

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: H 2 O H+ + OH– Per 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 [H 2 O] può essere considerata costante rispetto alle concentrazioni di [H+] e di [OH-], anche il seguente prodotto può essere considerato costante 22

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

Questa espressione è detta prodotto ionico dell’acqua e vale per qualsiasi soluzione acquosa Indipendentemente dal valore assunto da [H+] o da [OH¯] nota una delle due concentrazioni si può ricavare l’altra dalle relazioni: L’acqua è quindi anfotera perchè presenta sempre al suo interno quantità sia pur piccolissime di ioni H+ e OH– Dalla dissociazione di ogni molecola d’acqua otteniamo uno ione H+ e uno ione OH– H 2 O H+ + OH– Nell’acqua pura abbiamo allora che: 23

Soluzioni acide, neutre e basiche. Il p. H Le concentrazioni di H+ e OH–

Soluzioni acide, neutre e basiche. Il p. H 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 quindicare una sola delle due concentrazioni Per convenzione si è scelto la concentrazione di H+ Soluzione acida [H+] [ OH–] e [H+] 10 -7 Soluzione neutra [H+]=[ OH–] e [H+]=10 -7 Soluzione basica [H+] [ OH–] e [H+] 10 -7 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 Log 10 X = a allora 10 a = X Ovvero Log 10 10 -7 = -7 Log 10 10 -14 = -14 e Log 10 1 = 0 24

I logaritmi si usano per evitare di utilizzare numeri esponenziali quando si hanno grandezze

I logaritmi si usano per evitare di utilizzare numeri esponenziali quando si hanno grandezze con un’ampia variazione. Si definisce p. H di una soluzione il logaritmo cambiato di segno della sua concentrazione idrogenionica Soluzione acida p. H<7 Soluzione neutra p. H=7 Soluzione basica p. H>7 Soluzione p. H Soluzione 1 M 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 p. H [H+] [ OH-] soluzione 0 10 -14 Acida 1 10 -13 Acida 2 10 -12 Acida 3 10 -11 Acida 4 10 -10 Acida 5 10 -9 Acida 6 10 -8 Acida 7 10 -7 Neutra 8 10 -6 Basica 9 10 -5 Basica 10 10 -4 Basica 11 10 -3 Basica 12 10 -2 Basica 13 10 -1 Basica Ammoniaca commerciale 11. 8 14 10 -14 100 Basica Soluzione 1 M di Na. OH 14 25

Il p. H si misura attraverso sostanze dette indicatori, che cambiano di colore a

Il p. H 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 p. H, detto punto di viraggio, a cui avviene il cambiamento di colore p. Hmetro Indicatore universale tornasole Esistono inoltre apparecchi elettronici con sonda ad immersione detti p. Hmetri 26

Calcolo del p. H di una soluzione Il p. H di una soluzione dipende

Calcolo del p. H di una soluzione Il p. H 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 Acidi monoprotici liberano uno ione H+ per molecola (HCl; HCl. O 4; HBr; HNO 3 ecc. ) HCl → H++ Cl. HCl. O 4 → H++ Cl. O 4 - Acidi bioprotici liberano due ioni H+ per molecola (H 2 SO 4; H 2 CO 3; H 2 SO 3 ecc. ) H 2 SO 4 → 2 H++ SO 42 H 2 SO 3 → 2 H++ SO 32 - Acidi triprotici liberano tre ioni H+ per molecola (H 3 PO 4; H 3 PO 3; H 3 BO 3 ecc. ) H 3 BO 3 → 3 H++ BO 33 H 3 PO 3 → 3 H++ PO 33 - 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 che si sono già ceduti ioni H+. 27

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

Considerazioni analoghe si possono fare per gli idrossidi, le uniche basi che considereremo Basi monoacide liberano uno ione OH¯ per unità di formula (Na. OH, Ag. OH, Cu. OH 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)3 ecc. ] Basi tetracide liberano quattro ioni OH¯ per unità di formula [Pb(OH)4; Sn(OH)4 ecc. ] Na. OH→ Na++ OHCa(OH)2→ Ca 2++ 2 OHAl(OH)3→ Al 3++ 3 OHPb(OH)4→ Pb 4++ 4 OH- 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 che si sono già ceduti ioni OH¯. 28

Gli acidi e le basi, possono essere forti o deboli, a seconda del valore

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 p. H 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: 29

Neutralizzazioni e titolazioni Un acido reagisce con una base neutralizzandola e viceversa Se la

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 Na. OH + HCl → Na. Cl + H 2 O Na. OH → 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 (p. H=7) Se le molecole di acido superano quelle della base la soluzione è acida, con p. H tanto minore quanto più l’acido supera la base. Se invece le molecole della base superano quelle dell’acido la soluzione è basica, con p. H tanto maggiore quanto più la base supera l’acido. 30

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

Reazioni di neutralizzazione: aggiungiamo un acido ad una soluzione basica (o viceversa) per spostare il p. H 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 p. H 7 Con una buretta aggiungiamo (piccoli) volumi noti di una soluzione a titolo noto (soluzione titolante), fino a raggiungere p. H 7, (viraggio dell’indicatore) 31

A p. H 7 dunque Ricordiamo che moli H+ = moli OH¯ moli =

A p. H 7 dunque Ricordiamo che moli H+ = moli OH¯ moli = volume ● concentrazione volumeacido● concentrazioneacido= volumebase● concentrazionebase Nella titolazione di una soluzione basica l’espressione diventa: 32

Negli esercizi le incognite possono essere anche i volumi 33

Negli esercizi le incognite possono essere anche i volumi 33

IDROLISI DEI SALI Molti sali contengono un anione o un catione che possono reagire

IDROLISI DEI SALI Molti sali contengono un anione o un catione che possono reagire con acqua rendendo le loro soluzioni ACIDE o BASICHE 34

Molti sali reagiscono con l’acqua alterando il suo rapporto molare tra [H]+ e [OH]-

Molti sali reagiscono con l’acqua alterando il suo rapporto molare tra [H]+ e [OH]- La soluzione assume un p. H > o < di 7 (generalmente è un effetto causato da uno degli ioni del sale) Come prevedere? 35

Sali provenienti da acidi forti e basi forti Na. Cl Na. OH + HCl

Sali provenienti da acidi forti e basi forti Na. Cl Na. OH + HCl Na. Cl + H 2 O 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+ + H 2 O Non influenza il p. H della soluzione (Br-, I-, Cl. O 4 -, NO 3 -) 36

Na+ : ione del gruppo IA; nessuno di questi reagisce con l’acqua. In modo

Na+ : ione del gruppo IA; nessuno di questi reagisce con l’acqua. In modo analogo non reagiscono gli ioni del gruppo IIA tranne il Be 2+ (ione di dimensione molto piccola e carica molto alta) In generale, gli ioni metallici non reagiscono con l’acqua (Li+, Na+, K+, Mg 2+, Ca 2+, Ba 2+) Na+ + H 2 O non influenza il p. H I sali formati da un acido forte e da una base forte non danno idrolisi in soluzione Il p. H sarà uguale a 7, SOLUZIONE NEUTRA 37

Sali di acidi deboli e basi forti Na. C 2 H 3 O 2

Sali di acidi deboli e basi forti Na. C 2 H 3 O 2 (acetato di sodio) C 2 H 3 O 2 - + Na+ (Na. OH e HC 2 H 3 O 2) Na+ : non dà idrolisi, non influenza il p. H della soluzione C 2 H 3 O 2 - : base coniugata di un acido debole C 2 H 3 O 2 - + H 2 O HC 2 H 3 O 2 + OH- REAGISCE CON L’ACQUA Lo ione acetato influenza il p. H della soluzione (OH-), quindi p. H > 7 (SOLUZIONE BASICA) 38

C 2 H 3 O 2 - + H 2 O HC 2 H

C 2 H 3 O 2 - + H 2 O HC 2 H 3 O 2 + OH- Keq = [CH 3 COOH][OH-] / [CH 3 COO-][H 2 O] Keq [H 2 O] = KH = [CH 3 COOH][OH-] / [CH 3 COO-] COSTANTE DI IDROLISI KH = [CH 3 COOH][OH-] [H+] / [CH 3 COO-][H+] KH = Kw / Ka 39

Sali di acidi forti e basi deboli NH 4 Cl NH 4+ + Cl(NH

Sali di acidi forti e basi deboli NH 4 Cl NH 4+ + Cl(NH 3 e HCl) Cl- : non dà idrolisi, non influenza il p. H della soluzione NH 4+ : acido coniugata della base debole NH 3 NH 4+ + H 2 O NH 3 + H 3 O+ REAGISCE CON L’ACQUA Lo ione ammonio influenza il p. H della soluzione (H 3 O+), quindi p. H < 7 (SOLUZIONE ACIDA) 40

NH 4+ + H 2 O NH 3 + H 3 O+ KH =

NH 4+ + H 2 O NH 3 + H 3 O+ KH = [NH 3][H 3 O+] [OH-] / [NH 4+] [OH-] KH = Kw / Kb 41

Sali di acidi deboli e basi deboli NH 4 CN NH 4+ + CN(NH

Sali di acidi deboli e basi deboli NH 4 CN NH 4+ + CN(NH 3 e HCN) Sia il catione che l’anione hanno la tendenza ad idrolizzare, ma l’effetto che il sale ha sul p. H dipende dalla capacità del catione di generare H+ rispetto a quella dell’anione di generare OH- Considerare caso per caso 42

In termini generali: ü Sali di ACIDI FORTI E BASI FORTI (Na. Cl, KNO

In termini generali: ü Sali di ACIDI FORTI E BASI FORTI (Na. Cl, KNO 3, Ba. I 2) ü Sali di ACIDI DEBOLI E BASI FORTI (Na 2 CO 3, Na. HCO 3, CH 3 COONa) ü Sali di ACIDI FORTI E BASI DEBOLI (NH 4 Cl, NH 4 NO 3, NH 4 Br) soluzioni neutre soluzioni basiche soluzioni acide üSali di ACIDI DEBOLI E BASI DEBOLI il p. H dipende dalla forza relativa dell’acido e della base (NH 4 CN, NH 4 NO 2, CH 3 COONH 4) 43