Nomenclatura ossiacidi Kps e reazioni di neutralizzazione

Pressione osmotica e proprietà colligative

Le piante non alofite ci hanno la stessa pressione osmotica del sangue. Se pongo in una soluzione di 0,15 M di NaCl. Vogliamo trovare la pressione osmotica.

Π: 0,15 • 0,082 • 310 • 2 = 7,62 atm. Quindi le piante devono avere una pressione osmotica di 7,62 atm.

Ebullioscopia

Ebullioscopia: innalzamento del punto di ebollizione di una soluzione rispetto al solvente puro. Quindi una soluzione ha un punto di ebollizione maggiore rispetto al solvente puro. ΔTe = Ke • mol.p.

Crioscopia

Crioscopia: abbassamento del punto di congelamento di una soluzione rispetto al solvente puro. Una soluzione acquosa congela a temperature negative. ΔTc = Kc • mol.p.

Nomenclatura ossiacidi

I nomi sistematici degli ossiacidi sono formati aggiungendo il suffisso -ATO al nome dell’elemento centrale ed indicando con prefissi DI, TRI, TETRA, il numero di atomi dell’ossigeno e degli idrogeni presenti. Il numero di atomi di idrogeno si può omettere se viene indicato tra parentesi il numero d’ossidazione dell’elemento centrale.

Esempio

H₂SO₄ tetraosolfato di idrogeno o tetraosolfato (VI) di idrogeno.

H₂SO₃ triossolfato di idrogeno o triossolfato (IV) di idrogeno.

H₃PO₄ tetraossofosfato di idrogeno o tetraossofopato (V) di idrogeno.

HClO ossoclorato di idrogeno o ossoclorato (I) di idrogeno.

I nomi tradizionali degli ossiacidi sono così suddivisi: nell’uso la norma IUPAC suggerisce di continuare ad usarli. La radice del nome è formata dall’elemento centrale. Con gli acidi il suffisso è -ICO con n. di ossidazione massimo. Gli elementi formano molti acidi (alogeni), oltre al suffisso -ICO si aggiunge il prefisso PER-. Il suffisso è invece -OSO per il n° di ossidazione inferiore.

Pressione osmotica e proprietà colligative

Le p ale come soluzione de hanno la stessa pressione osmotica del sangue. Se sangue è una soluzione de h 0,15 M di NaCl. Vogliamo trovare la pressione esosmotica M 0,15 * 0,082 * 310,2 = 7,62 atm. Quindi le p ale devono avere una pressione osmotica di 7,62 atm.

Ebullioscopia

Ebullioscopia: innalzamento del punto di ebollizione di una soluzione rispetto al solvente puro. Quindi una soluzione ha un punto di ebollizione maggiore rispetto al solvente puro. Δ T eb = K eb C mol.

Crioscopia

Crioscopia: abbassamento del punto di congelamento di una _soluzione rispetto al solvente puro. Una soluzione acquosa congela a temperature negative. Δ T cr = K cr C mol.

Nomenclatura ossiacidi

I nomi sistematici degli ossiacidi sono formati aggiungendo il suffisso -ATO al nome dell’elemento centrale ed indicando con prefissi DI, TRI, TETRA, il numero di atomi dell'ossigeno e degli idrogeni presenti. Il numero di atomi di idrogeno si può omettere e viene indicato tra parentesi il numero di ossidazione dell’elemento centrale.

Esempio

H₂SO₄ tetrafosfato di idrogeno o tetrafosfato (VI) di idrogeno.

H₂SO₃ tri ossosolfato di idrogeno o triossosolfato (VI) di idrogeno.

H₃PO₄ tetra ossosolfato di idrogeno o tetraossosolfato (VI) di idrogeno.

HClO ossoclorato di idrogeno o ossoclorato (I) di idrogeno.

I nomi tradizionali degli ossiacidi sono coincidenti. Nell'uso de sistema IUPAC consiste di continuare ad usarli. La radice del nome è formata dall'elemento centrale. Per gli acidi il suffisso -ICO con il n° di ossidazione omonimo. Gli elementi formano molti acidi (alogeni); oltre il suffisso -ICO si aggiunge il suffisso PER-. Il suffisso si inverte -OSO per il n° di ossidazione superiore.

Se esiste un ossiacido con n⁰ di ossidazione ancora inferiore, il nome con suffisso -oso viene preceduto dal prefisso IPO.

Esempi

• HClO₄ → Acido perclorico
• HClO₃ → Acido clorico
• HClO₂ → Acido cloroso
• HClO → Acido ipocloroso
• H₂SO₃ → Acido solforoso
• H₂SO₄ → Acido solforico
• H₂PO₄ → Acido fosforico
• H₃PO₃ → Acido fosforoso è molto debole

Negli acidi esistono anche altri prefissi: META, DI O PIRO.

Gli anidridi si ottengono da un ossiacido, togliendo una molecola di acqua.

I biacidi o piroacidi si ottengono sottraendo due molecole di acqua.

H₃PO₄ − H₂O → HPO₃ ACIDO META-FOSFORICO.

2H₃PO₄ − H₂O → H₄P₂O₇ ACIDO PIRO-FOSFORICO.

Prodotto di solubilità Kps

In una soluzione acquosa di un elettrolita (sale) poco solubile, in equilibrio con i suoi ioni, il prodotto delle concentrazioni molari degli ioni, ciascun elevato ad una potenza uguale al coefficiente stechiometrico, è costante ad una data temperatura. Anche il Kps è una costante di equilibrio.

AgCl(s) ⇌ Ag⁺ + Cl⁻ il poco solubile BR un Kps sarà:

Kps = [Ag⁺][Cl⁻] = 2,8·10⁻¹⁰.

Più è piccola la KPS, meno è solubile il sale. Esistono alcuni composti che hanno un KPS di 10⁻⁵⁰ e quindi sono molto poco solubili.

Fe(OH)₃(s) ⇌ Fe³⁺ + 3OH⁻ KPS = [Fe³⁺][OH⁻]³ 4,10·10⁻³⁶.

Per togliere le macchie di ruggine devo utilizzare un acido.

Effetto dello ione comune

AgCl ⇌ Ag⁺ + Cl^-.

Se a questa soluzione aggiungo NaCl, la concentrazione degli ioni Cl^- aumenta. Ma la Kps non può variare. Quindi:

Kps = [Ag⁺] [Cl^-] = 2,8·10^-10. Ma siccome dei tre perciò la teiera e in questo la concentrazione di Ag⁺ deve diminuire. Questo è chiamato effetto dello ione comune.

La solubilità di una sostanza è espressa dalla concentrazione massima della sostanza in soluzione ad una data temperatura, ovvero della concentrazione della soluzione satura. Dipende dal solvente del soluto e dalla temperatura. Quando si parla di Kps il solvente è l'acqua, il soluto invece è una perdita solida.

Calcolo della solubilità

Adesso calcoliamo la solubilità di una sostanza.

AgCl ⇌ Ag⁺ + Cl^- „„`s„.. ..rx. .... questo caso in cui ci sarebbe il liquido, bisogna aspettare molto tempo prima che ci sia la reazione.

Calcoliamo la solubilità:

Kps = [Ag⁺][Cl^-] = 2,8·10^-10. L'equilibrante è Ag⁺ = X, anile Cl^- = X.

Quindi X² = 2,8·10^-10 X = 1/Kps.

La solubilità è trovata moltiplicandosi X per il peso molecolare dove in questo caso S rappresenta il disagio dell'incrottu in acqua/gram in un litro di H₂O. X invece è la concentrazione espressa in mol/l delle ione argento o di cloruro o PM è il peso molecolare del cloruro d'argento. Questo meccanismo vale per tutte le reazioni solubili con rapporto 1:1. Onde le `height o mercurio HgS ultisi eseni questo meccanismo. Le considerano Fe(OH)₃ inverso.

Fe(OH)₃ ⇌ Fe³⁺ + OH^-. Questo è un un'ole del tipo 1:3 se il ferro = x, 2'OH sono 3X.

Kps = [Fe³⁺] [OH^-]³ = X · (3X)³. Kps = 27X⁴. X = ⁴√Kps27. S = X · Ph_Fe(OH)3.

Reazioni di neutralizzazione

Le reazioni fra acidi e basi si chiamano reazioni di neutralizzazione. L'acido e la base, formando il sale, si neutralizzano:

ACIDO + BASE ⇌ SALE + H₂O. H₃O⁺ + OH^- ⇌ 2 H₂O + calore.

In acqua la quantità di H⁺ +OH^- è regolato da Kw e il p+^- dottto tra le concentrazioni è 10^-14.

HCl + NaOH ⇌ NaCl + H₂O.

Ogni reazione è accompagnata da una forte emissione di calore. Se ho utilizzato lo stesso punto di acido di base, dette quantità equivalenti ottengo solo e acqua. Questo l'acido e la forza dell'acido e della base è la stema, infatti ottengo un pH che non è neutro, ma è tipica di quel sole.

H₂SO₄ + 2 NaOH ⇌ Na₂SO₄ + 2 H₂O. Altra reazione di neutralizzazione.

Comportamento sali in H₂O e variazione di pH

Consideriamo alcuni vari e vediamo come essi si comportano in acqua: Na₂CO₃: se vogli la sua struttura. Basta dire che è formato dalla ion ealetura e dalle ionee sodium. Questi non e ido-termus.

Na⁺ è le ione che proviene da NaOH, ovvero da una base molto forte, quindi N⁺ è il suo acido composito debole. Spetti N⁺ non già reoggegnò in acqua ma è limitò ad idrotarrare. Questo è un comportamento tipico di tutti i metalli alcalini e alcalino terrosi.

Cl^- deriviro da HCl, un acido forte, quindi Cl^- della e la sua base com è poteo, è debole e in acqua non instaure nessin equilibrio acido-base, ni idrataro relaamente. Quindi NaCl, quando va in acqua, non reagisce così formmo regine acida base e il PH non è innastrato.

Na₂CO₃: è un sale formatò da Na⁺ e sali, in questo caso è un ilhasione debolè ed è formalò da CO₃^2- che in acqua, essendo moltodebole, reagisce in acqua:

CO₃^2- + H₂O ⟶ HCO₃^- + OH^-.

Quindi, sciolgo Na₂CO₃ in acqua il pH aumenta e la soluzione divente basica, perché in acqua si formano ioni OH^-.

NH₄Cl: sale formato da ioni NH₄⁺ e Cl^-.

Cl^- è una base debole e quindi non reagisce in acqua dal punto di vista acido base. NH₄⁺ invece può dare della base NH₃ debole, quindidi sono lo può trovare:

NH₄⁺ + H₂O ⟶ NH₃ + H₃O⁺. Quindi una soluzione in ui sciolgadeve un'ammonio diventa acida e il pH diminuisce.

CH₃COONa: questo è l'acetato di sodio: è formato da Na⁺ e CH₃COO^-.

Na⁺ è un catione alcalino quindi non reagisce.

CH₃COO^- invece deriva da un acido debole CH₃COOH, quindi questa basecongiugata non è debole. In soluzione acquosa farà:

CH₃COO^- + H₂O ⟶ CH₃COOH + OH^-. Quindi se sciolgo CH₃COONa in acqua, il pH è alto e avremo una soluzione basica.

CH₃COONH₄ l'acetato di ammonico, è formato da CH₃COO^- + NH₄⁺, ma qui sia il catione sia l'anione reagiscono, quindi la previsione del pH è più difficile, perché non sappiamo se è più forte l'acido o la base. Per questo bisogna conoscere le costanti. Se paragonolangte loro uguali, la soluzione risulterà neutro.

Li₂SO₃ è formato da Li⁺ e SO₃^2- (solfito di litio). 3 solfto sono tutti riducenti perché è zolfo ha n° di oxidazione +4, ma l'obtivo è di oxidazione è +6, quindi tenderà ad aumentare il suo n° di ossidzione, quando è quindi a un riduzione.

Li⁺ è un metallo alcalino quindi in acqua non reagisce.

SO₃^2- deriva da H₂SO₃ e è debole, quindi la sua base è forte, in acqua quindi farà:

SO₃^2- + H₂O ⟶ HSO₃^- + OH^-. Quindi in acqua il pH aumenta e la soluzione diventa basica.

AlCl₃: cloruro d'alluminio. È formato d'ioni Al³⁺ e Cl^-.