Appunti completi del corso di Chimica

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B(OH) B OH

Situazione Iniziale: 0 0

C b Completamento: 0 C nCb b58

Equilibri

Il pH della soluzione è quindi dato da -pH = 14 + pOH = 14 + log(nC)

Di seguito, un elenco di basi forti a titolo d'esempio

Base Dissociazione secondo Arrhenius

- NaOH NaOH Na + OH(aq) (aq) (aq)

- LiOH LiOH Li + OH(aq) (aq) (aq)

- KOH KOH K + OH(aq) (aq) (aq)

- Ba(OH) Ba(OH) Ba + 2OH2 2(aq) (aq) (aq)

- Ca(OH) Ca(OH) Ca + 2OH2 2(aq) (aq) (aq)

- Sr(OH) Sr(OH) Sr + 2OH2 2(aq) (aq) (aq)

Si calcoli il pH di una soluzione 0.01 molare di idrossido di calcio.

Esempio 38.

L'idrossido di calcio, essendo una base forte, si dissocia completamente in acqua, secondo la reazione - Ca(OH) Ca + 2OH2(aq) (aq) (aq)

Quindi si ha - Ca(OH) Ca OH

Situazione 2

Iniziale: 0.01 M 0 0

Completamento: 0 0.01 M 0.02 M

Il pOH della soluzione è quindi dato da -pOH = log[OH-] = log(0.02) = 1.70

Il pH è -pH = 14 - pOH

= 14 1.70 = 12.30

Gli acidi deboli monofunzionali sono sostanze che non riescono a dissociarsi completamente una volta inseriti in una soluzione acquosa, ma arrivano all'equilibrio con la loro forma dissociata come segue:

HA ↔ H⁺ + A^-

la cui costante di equilibrio è:

[H⁺][A^-] = K_a[HA]

La concentrazione degli ioni H⁺ è determinabile andando ad analizzare il grado di avanzamento della reazione all'equilibrio, tenendo in considerazione che per ogni mole di HA che si consuma, se ne forma una di H⁺.

Equilibri

Con le concentrazioni trovate all'equilibrio si può riscrivere il valore della costante:

2[H⁺][A^-] = x²K_a

Risolvendo l'equazione precedente, considerando solo la soluzione tale per cui 0 < x < C, si può calcolare il pH:

pH = log(x)

Di seguito, un elenco di acidi deboli.

monofunzionali a titolo d’esempio

Acido Dissociazione secondo Arrhenius K a−+ −5·CH COOH CH COOH H + CH COO 1.75 10⇆3 3 3(aq) (aq) (aq)

−+ −4·HF HF H + F 6.60 10⇆(aq) (aq) (aq)

−+ −10·HCN HCN H + CN 6.17 10⇆(aq) (aq) (aq)

−+ −4·HCOOH HCOOH H + COOH 1.77 10⇆(aq) (aq) (aq)

−+ −4·HNO HNO H + NO 4.60 10⇆2 2(aq) (aq) 2(aq)

−+ −2·HClO HClO H + ClO 1.10 10⇆2 2(aq) 2(aq)(aq)

Si calcoli il pH di una soluzione 0.1 molare di acido acetico, avente come co-Esempio 39. −5·stante di equilibrio = 1.75 10 .K a

L’acido acetico, essendo un acido debole, realizza il seguente equilibrio in soluzione acquosa

−+CH COOH H + CH COO⇆3 3(aq) (aq) (aq)

Quindi si ha

−+Situazione CH COOH H CH COO3 3

Iniziale 0.1 M 0 0−

Equilibrio 0.1 M M Mx x x

All’equilibrio si possono usare le concentrazioni per scrivere la costante

−+ 2[H ][CH COO ] x3 −5

−62 2⇒ ⇒= = +K = 0 +1.75·10 = 0K x x−0.1K x x−1.75·10a a a−[CH COOH] 0.1 x3

Risolvendo l’equazione risulta −3 −3· −1.33 ·= 1.31 10 M = 10 Mx x1 2L

L’unico risultato accettabile è , quindi il pH della soluzione è dato dax 1 −3+− − − ·pH = log[H ] = log(x ) = log(1.31 10 ) = 2.88160

Equilibri

In questo paragrafo verrà descritto un processo iterativo perAcidi deboli polifunzionaliil calcolo del pH di una soluzione acquosa di un acido polifunzionale, prendendo come esem-pio un acido difunzionale.

Gli acidi deboli difunzionali sono sostanze che non riescono a dissociarsi completamente unavolta inseriti in una soluzione acquosa, ma arrivano all’equilibrio con le loro forme dissociatecome segue −+H A H + HA (34)⇆2 (aq) (aq) (aq)− −2+HA H + A (35)⇆(aq) (aq) (aq)le cui costanti di equilibrio sono − −2+ +[H ][HA ] [H ][A ]= =K Ka1 a2

−[H^A] [HA]²⁺La concentrazione degli ioni H⁺ di tutta la soluzione è determinabile andando ad analizzare i gradi di avanzamento delle singole reazioni all’equilibrio e poi sommando i risultati, tenendo− +in considerazione che per ogni mole di H^A o di HA che si consuma, se ne forma una di H⁺.2Per il primo equilibrio si ha −+H^A → H⁺ + A⁻Situazione 2Iniziale 0 0C a−Equilibrio C x x xaCon le concentrazioni trovate all’equilibrio si può riscrivere il valore della prima costante di dissociazione −+ 2[H⁺][A⁻] x 2⇒ −= + = 0= x K x K CK a1 a1 aa1 −[HA] C xaRisolvendo l’equazione precedente, considerando solo la soluzione tale per cui 0 ,< x < Casi può passare a considerare il secondo equilibrio, le cui condizioni iniziali sono le condizioni finali del precedente equilibrio − −2+Situazione HA → H^AIniziale 0x x−Equilibrio +x y x y yCon le concentrazioni trovate all’equilibrio si può riscrivere il

valore della seconda costante di dissociazione −2+[H ][A ] +y(x y) 2⇒ −= = + (x + )y = 0K y K K xa2 a2 a2− −[HA ] x y

Risolvendo l’equazione precedente, considerando solo la soluzione tale per cui 0 ,< y < x < Casi può calcolare il pH +− −pH = log[H ] = log(x + y)

Di seguito, un elenco di acidi deboli polifunzionali a titolo d’esempio61

Equilibri Acido Dissociazioni secondo Arrhenius K a−+ −8·H S H S H + HS 9.10 10⇆2 2 (aq) (aq) (aq)− −2+ −19·HS H + S 1.00 10⇆(aq) (aq) (aq) −+ −3·H PO H PO H + H PO 7.52 10⇆3 4 3 24(aq) (aq) 4(aq)− −2+ −8·H PO H + HPO 6.23 10⇆2 4(aq) (aq) 4(aq)−2 −3+ −13·HPO H + PO 2.20 10⇆4(aq) (aq) 4(aq)−+ −7·H CO H CO H + HCO 4.30 10⇆2 3 2 3(aq) (aq) 3(aq)− −2+ −11·HCO H + CO 5.60 10⇆3(aq) (aq) 3(aq)

Si calcoli il pH di una soluzione 0.1

HS H SIniziale M 0x x1 1−Equilibrio M + M Mx y x y y1 1All’equilibrio si possono usare le concentrazioni per scrivere la costante−2+[H ][S ] +y(x y)1 −5 −242 2⇒ ⇒= = +(x +K )y−K = 0 +9.535·10 = 0K y x y y−9.535·10a2 1 a2 a2 1− −[HS ] x y1Risolvendo l’equazione risulta −19 −3· −9.535 ·= 1.000 10 M = 10 My y1 2L’unico risultato accettabile è , quindi il pH della soluzione è dato day 1 −3 −19+− − − · ·pH = log[H ] = log(x + ) = log(9.535 10 + 1.000 10 ) = 4.02y1 1 62 EquilibriLe basi deboli monofunzionali sono sostanze che non rie-Basi deboli monofunzionaliscono a dissociarsi completamente una volta inseriti in una soluzione acquosa, ma arrivanoall’equilibrio con la loro forma dissociata come segue −+B + H O BH + OH⇆2(aq) (l) (aq) (aq)la cui costante di equilibrio è −+[BH ][OH ]=K b [B]−La

La concentrazione degli ioni OH- è determinabile andando ad analizzare il grado di avanzamento della reazione all'equilibrio, tenendo in considerazione che per ogni mole di B che si consuma, se ne forma una di OH-.

Situazione:

Con le concentrazioni trovate all'equilibrio si può riscrivere il valore della costante:

2[BH-][OH-] = K

Risolvendo l'equazione precedente, considerando solo la soluzione tale per cui 0 < x < C, si può calcolare il pH:

pH = 14 - pOH = 14 + log(x)

Di seguito, un elenco di basi deboli monofunzionali a titolo d'esempio: