Chimica generale ed inorganica - parte 2

La relazione tra Kp (pressione) e Kc (concentrazione)

La direzione preferenziale di reazione è da Qc a Keq quando la reazione non è ancora all'equilibrio.

PRINCIPIO DI LE CHÂTELIER

Quando un sistema chimico all'equilibrio viene perturbato, esso ritorna all'equilibrio subendo una reazione netta che riduce l'effetto della perturbazione.

Perturbazione: qualunque variazione che fa sì che nello stato di equilibrio Q ≠ Keq.

- Perturbazione legata alla concentrazione di una o più specie chimiche.

- Perturbazione legata alla variazione di pressione/volume/temperatura.

Abbiamo applicazioni di questo principio anche in ambito industriale, ad esempio nell'ammoniaca NH3.

Effetto della variazione della concentrazione:

- Aggiunta di reagente → spostamento verso i prodotti.

- Rimozione di reagente → spostamento verso i reagenti.

da una diminuzione di temperatura; - reazioni esotermiche con ∆H<0 sono favorite da una diminuzione di temperatura e sfavorite da un aumento di temperatura. Inoltre, la temperatura influisce anche sulla velocità di reazione. Aumentando la temperatura, le particelle si muovono più velocemente e quindi aumenta la probabilità di collisioni efficaci tra le molecole reagenti, favorendo la formazione del prodotto. Al contrario, diminuendo la temperatura, la velocità di reazione diminuisce. In conclusione, la pressione, il volume e la temperatura sono fattori che influenzano l'equilibrio chimico e la velocità di reazione. La comprensione di questi concetti è fondamentale per comprendere e controllare le reazioni chimiche.dauna sua diminuzioneA q B!+- reazioni esotermiche con ∆H<0 sono favorite da una diminuzione di temperatura e sfavorite daun suo aumentoA B q! +energia libera ∆Gla variazione di energia libera di una reazione ci indica la sua spontaneità. Il valore di ∆G varia noa quando la reazione arriva all’equilibrio, dove essa non tende più spontaneamente verso unadirezione in quanto ∆G=0. G RTlnK0D = -all’equilibrio l’energia vale: eqLe reazioni che avvengono spontaneamente hanno valori negativi di ∆G e positivi di KeqACIDI E BASII modelli proposti per descrivere gli acidi e le basi sono stati principalmente tre:- Arrhenius: gli acidi sono una specie chimica in grado di liberare ioni H+ mentre una base è unaspecie chimica in grado di liberare ioni OH-. In acqua, un acido tende a rilasciare ioni H+, ciòda origine a ioni H3O+ (idronio o idrossonio), mentre una base tende a rilasciare ioni OH-(ossidrile). La teoria di Arrhenius, tuttavia,

può essere applicata solamente alle soluzioni acquose. L'acidità e la basicità sono proprietà anche in solventi diversi dall'acqua.

HCl (acido forte), tende a rilasciare un protone, l'acqua si comporta da accettore di protoni (comportamento basico), lasciando così un doppietto di elettroni libero sul cloro, ione Cl-.

NaOH (base forte), tende ad acquistare un protone dall'acqua, H2O diventa quindi ione OH- poiché in questo caso H2O ha un comportamento acido, con un doppietto elettronico libero, mentre l'idrossido di sodio diventa Na+.

Brønsted-Lowry: cercarono di dare una definizione più generale non vincolata dalla presenza dell'acqua; gli acidi sono una specie chimica in grado di donare un protone mentre una base è una sostanza in grado di accettare protoni.

donatore di protoni; base: accettore di protoni

Un acido ed una base hanno bisogno dell'uno e dell'altro per comportarsi come tali. Infatti ad un acido che perde protoni deve sempre corrispondere una base coniugata e viceversa —> coppie coniugate acido-base, ovvero coppie composte da specie chimiche che differiscono solo per un protone H+.

Tutte le basi di Arrhenius sono basi di Brønsted-Lowry ma non tutte quelle di Brønsted-Lowry sono per Arrhenius. 24ff fi ff ff fi- Lewis: definizione ancora più generale, per sostanze che non contengono atomi di idrogeno; è definito acido, o elettronico, una specie chimica in grado di accettare un doppietto di elettroni; è definita base, o nucleofilo, una specie chimica in grado di cedere un doppietto di elettroni.

Forza di un acido o di una base

La forza di una base e di un acido prende la medesima espressione della K di equilibrio di una reazione. - Kacida o Kbasica alta —> indica che l'equilibrio

èspostato maggiormente verso la produzione di ioni e diconseguenza il grado di dissociazione dell’acido/base èmolto elevato —> acido o base forte.- Kacida o Kbasica bassa —> l’equilibrio è spostatoverso i reagenti, grado di dissociazione dell’acido/base èmolto bassa —> acido o base debole<— acidi forti una acquabasi forti—>tutti gli altri acidi/basi sono considerati deboli, in quanto in acqua non si dissocianocompletamente. Più è alta la Ka/Kb e maggiore è la sua dissociazione e quindi la produzione diioni H3O+/OH-.Auto ionizzazione dell’acqua 2H O H O OH! + −+Anche in acqua pura abbiamo la presenza di un equilibrio 2 (l) 3 (aq) (aq)determinato dalla presenza di ioni H3O+ e OH-, l’acqua K [H O ][OH ] 1 10 14+ - -= = ´reagisce con se stessa. L’equilibrio è dettato dalla Kw w 3(water), la quale ha un valore molto basso.Le concentrazioni di

Le ioni H₃O⁺ e OH^- in acqua pura sono in parità, in questo caso il pH è neutro. Nel caso in cui ci sia un eccesso di ioni H₃O⁺ rispetto agli ioni OH^- siamo in presenza di una sostanza acida, al contrario avremmo una sostanza basica. L'acqua è considerata una specie anfotera, ovvero una sostanza che può comportarsi sia da acido che da base, a seconda della situazione in cui si trova.

Per determinare il valore del pH, riferito all'acidità di una sostanza, consideriamo una scala logaritmica, in quanto avremmo valori molto piccoli. Se otteniamo un pH basso, abbiamo una concentrazione maggiore di ioni H₃O⁺, e quindi la sostanza è acida. Il pH è calcolato come pH = -log[H₃O⁺].

Deriviamo il pOH, riferito alla basicità di una soluzione. I due valori sono inversamente proporzionali, all'aumentare dell'uno diminuisce l'altro. Il pOH è calcolato come pOH = -log[OH^-].

Di fronte ad un equilibrio acido-base avremo sempre coppie acido-base coniugate.

Nei prodotti una base coniugata (nel caso in cui si sia dissociato un acido) o un'acido coniugato (nel caso in cui si sia dissociata una base). Un acido coniugato nei prodotti ha caratteristiche acide in quanto deriva da una base, e viceversa. Tanto più è forte l'acido/base di partenza, e tanto minore sarà la forza delle loro basi/acido coniugato.

L'equilibrio della reazione si sposta verso la produzione di acidi e basi coniugate, poiché la reazione è spinta dalla presenza di HA/B o dalla presenza di una base forte.

Le costanti Ka e Kb viste in precedenza sono riferite ad acidi o basi in soluzione acquose dove l'acqua si comporta anch'essa da acido o da base.

Se consideriamo però una soluzione acquosa dove vi sono due sostanze, una acida ed una basica senza che l'acqua si comporti da sostanza acida o basica, la costante di equilibrio Krea vale: " $

" $ " $ " $ " $ " $A BH A BH H O OH K K− + − + + − K K KHAHA B HA××# % # % # % # % # % # %3K a Wa b a= = = = =reaz K K K KBH+ BH+" $ " $ " $ " $ " $ " $HA B HA B H O OH+ − ×W a W a# % # % # % # % # % # %3notiamo che la Kreaz vale come il rapporto tra la Ka/Kb e la K della acido o della base coniugatacorrispondente.- se Kreaz>1, la reazione è spostata verso i prodotti- se Kreaz<1, la reazione è spostata verso i reagentiVi è una relazione tra la K dell’acido/della base dei reagenti e la K dell’acido coniugato/della baseconiugata corrispondente: K K K 1 10 14-= = ´a wb(esercizi quaderno: con acido/base forte —> dissociazione completa; acido/base debole —> vi èuna x di concentrazione che si dissocia, non completa di tutta la concentrazione della sostanza)bilanciamento di cariche in soluzione:bisogna mettere a sistema questa

condizione con la reazione iniziale. Non dobbiamo avere un squilibrio di carica, può capitare infatti di arrivare a situazioni non logicamente corrette. Da un acido forte molto diluito possiamo ottenere in alcuni casi un pH basico. In questi casi dobbiamo bilanciare queste cariche che incidono sul pH finale. Otteniamo un valore di pH finale più coerente.

Acidi o basi poliprotiche sono acidi o basi in grado di scambiare più protoni. La cessione o l'acquisizione dei vari protoni avviene attraverso tanti equilibri quanti sono i protoni ceduti/acquistati. La forza acida/basica delle diverse specie può variare notevolmente.

La forza di un acido dipende dalla sua capacità di donare un protone, che a sua volta dipende dalla forza del legame tra il protone e l'atomo dell'elemento legato.

Negli idruri non metallici la facilità con cui un protone viene ceduto dipende da:

• elettro negatività del non metallo
• forza di legame

26fi fiall'interno di un periodo, visto che l'elettro negatività aumenta, avremmo un acido più forte perché aumenta la polarità del legame con il protone acido. Lungo il gruppo la forza acida aumenta dall'alto verso il basso poiché aumenta la lunghezza del legame tra il non metallo ed il protone acido. Ossiacidi: negli- tutti gli ossiacidi presentano il protone acido legato ad un atomo di ossigeno, di conseguenza la forza acida dipende dall'elettronegatività dell'atomo di ossigeno.