Domande orale Chimica

H₂SO₄

La struttura del mostra che lo zolfo è al centro di una molecola a forma di tetraedro, con due

legami singoli con i gruppi OH e due legami doppio legame con gli ossigeni.

3. Ibridazione degli Atomi nella Molecola di Acido Solforico

• Zolfo (S): Lo zolfo è ibridato sp³ perché forma quattro legami sigma con altri atomi: due

con gli ossigeni tramite legami singoli e due con gli ossigeni attraverso legami doppi.

• Ossigeno (O): Gli ossigeni sono ibridati sp² (nel caso dei legami doppi con lo zolfo) e sp³

(nel caso dei legami singoli con lo zolfo). Gli ossigeni con legami doppi con lo zolfo sono in

una geometria trigonale planare.

4. Dissociazione dell'Acido Solforico in Acqua

L'acido solforico (H₂SO₄) è un acido forte, quindi si dissocia in due passi quando dissolto in acqua:

1. Prima dissociazione (completa):

H₂SO₄ → H⁺ HSO₄⁻

(aq) (aq) + (aq)

2. Seconda dissociazione (parziale):

HSO₄⁻ → H⁺ SO₄²⁻

(aq) (aq) + (aq)

La prima dissociazione è praticamente completa, mentre la seconda è parziale, e dipende dal pH

H⁺

della soluzione. La concentrazione di nella soluzione sarà quindi doppia rispetto alla

H₂SO₄ inizialmente disciolto, poiché ogni molecola di H₂SO₄ rilascia due ioni H⁺.

concentrazione di

5. Calcolo delle Moli di NaOH per Creare una Soluzione Tampone con Acido

Solforico

Una soluzione tampone è una soluzione che può resistere ai cambiamenti di pH quando vengono

aggiunti acidi o basi. La base utilizzata per preparare una soluzione tampone con un acido come

l’acido solforico è tipicamente una base debole o una base forte che può neutralizzare parzialmente

l’acido, stabilizzando così il pH. In questo caso, useremo NaOH (idrossido di sodio), una base

forte.

Procedimento:

1. Neutralizzazione dell'acido solforico con NaOH: La neutralizzazione dell'acido solforico

con NaOH avviene secondo la seguente reazione chimica:

H₂SO₄ → Na₂SO₄ 2H₂O

(aq) + 2NaOH (aq) (aq) + (l)

Poiché l'acido solforico è diprotico (può donare due protoni), due moli di NaOH sono

necessari per neutralizzare una mole di H₂SO₄.

2. Creazione della soluzione tampone: Se vogliamo creare una soluzione tampone, dobbiamo

far sì che una parte dell'acido solforico non sia completamente neutralizzata, affinché

H₂SO₄ HSO₄⁻

rimanga un equilibrio tra (acido) e (anione di acido). La concentrazione di

NaOH dipenderà dalla quantità di acido solforico che desideriamo neutralizzare.

3. Calcolo delle moli di NaOH necessarie: Se assumiamo che vogliamo neutralizzare

H₂SO₄,

completamente il la relazione molare dalla reazione di neutralizzazione è:

1 mole di H₂SO₄ neutralizza 2 moli di NaOH.

o

Quindi, per ogni mole di H₂SO₄ in soluzione, serviranno 2 moli di NaOH per neutralizzare

l’acido.

Esempio: 0,1 M H₂SO₄ (0,1 moli di H₂SO₄ per litro di soluzione) e desideri

Se hai una soluzione di

neutralizzare completamente 1 litro di questa soluzione, avrai bisogno di:

0,1 mol/L 1 L 0,2 mol

× × 2 = NaOH

Quindi, 0,2 moli di NaOH sono necessari per neutralizzare completamente 1 litro di soluzione 0,1

M di H₂SO₄.

Conclusione: H₂SO₄

1. Formula molecolare dell'acido solforico:

2. Struttura molecolare: Lo zolfo è legato a quattro atomi di ossigeno, due attraverso legami

–OH.

doppi e due attraverso legami singoli con gruppi

3. Ibridazione:

o Lo zolfo ha ibridazione sp³.

o Gli ossigeni con legami doppi hanno ibridazione sp², mentre quelli con legami

singoli sp³. H₂SO₄ si dissocia in due passaggi: H₂SO₄ → H⁺ + HSO₄⁻ e HSO₄⁻

4. Dissociazione in acqua:

→ H⁺ + SO₄²⁻.

5. Moli di NaOH necessarie per una soluzione tampone: Per neutralizzare completamente

una soluzione di H₂SO₄, servono 2 moli di NaOH per ogni mole di H₂SO₄.

Equilibri ionici in soluzione acquosa (Q e K ) –

pag. 151 152

ps ps

Elettrochimica da pag. 154 a pag. 163

Derivazione termodinamica dell’equazione di Nernst (dimostrazione

formula di Nernst)

La derivazione termodinamica dell'equazione di Nernst riguarda la relazione tra il potenziale

elettrico di una cella galvanica e la concentrazione degli ioni in soluzione. L'equazione di Nernst

esprime il potenziale di un elettrodo in equilibrio chimico in funzione della concentrazione dei

reagenti e dei prodotti coinvolti nella reazione redox.

Reazione di Ossidazione e Riduzione

Consideriamo una generica reazione di ossidoriduzione:

e− e−

⇌ ⇌

Ox1 + Red1 e Ox2 + Red2

In una cella galvanica, abbiamo due elettrodi immersi in soluzioni contenenti ioni riducibili e

ossidabili. Il potenziale della cella (Ecella) è la differenza tra il potenziale di riduzione dell'elettrodo

di riduzione (ERed) e quello dell'elettrodo di ossidazione (EOx).

1. Entalpia e Potenziale Elettrico (ΔG) e il

Per derivare l'equazione di Nernst, possiamo partire dalla relazione tra il lavoro di Gibbs

potenziale elettrico. Per una reazione chimica, il lavoro di Gibbs è legato all'energia libera di Gibbs

della reazione:

ΔG −

= nFE

dove: ΔG è la variazione dell'energia libera di

• Gibbs,

• n è il numero di moli di elettroni trasferiti nella reazione redox,

• F è la costante di Faraday (96.485 C/mol),

• E è il potenziale di cella (o elettrodo).

2. Relazione con l'Equilibrio

Nel caso di una reazione redox che avviene a equilibrio, la variazione dell'energia libera di Gibbs

(ΔG) è uguale a zero:

ΔG −

⇒

= 0 n F E = 0

cella

Tuttavia, se consideriamo l’equilibrio chimico per la reazione redox, abbiamo la seguente relazione

tra il potenziale standard E° e il potenziale della cella E :

cella

–

E = E° (RT / nF) lnQ

cella

cella

dove:

• E^∘cella è il potenziale standard della cella (ossia il potenziale della cella quando tutte le

concentrazioni dei reagenti e dei prodotti sono 1 mol/L),

• R è la costante universale dei gas (8.314 J/mol·K),

• T è la temperatura in kelvin,

• Q è il quoziente di reazione, che dipende dalle concentrazioni dei reagenti e dei prodotti.

3. Quoziente di Reazione

Il quoziente di reazione Q è dato dalla seguente espressione:

Q = [prodotti] / [reagenti]

Nel caso di una reazione redox, ad esempio:

e− e−

⇌ ⇌

Ox1 + Red1 e Ox2 + Red2

il quoziente di reazione Q sarà espresso come:

Q = [Red1][Red2] / [Ox1][Ox2]

4. Equazione di Nernst

Combiniamo ora tutte le espressioni:

–

E = E° (RT /nF) ln ([Red1][Red2] / [Ox1][Ox2])

cella

cella

Questa è l’equazione di Nernst generale per una reazione redox. Per una temperatura di 25°C

(298 K), questa equazione può essere scritta come:

–

E = E° (0.0592 / n) log ([Red1][Red2] / [Ox1][Ox2])

cella cella

dove la costante 0.0592 è ottenuta dalla relazione:

≈ 298 K

RT / F 0.0257 V / mol a T =

5. Interpretazione

L'equazione di Nernst ci dice che il potenziale di una reazione redox dipende dalle concentrazioni

(o pressioni) dei reagenti e dei prodotti. Quando tutte le concentrazioni sono uguali, la reazione è

all’equilibrio, e il potenziale della cella è uguale al potenziale standard E° . Se le concentrazioni

cella

dei prodotti aumentano o quelle dei reagenti diminuiscono, il potenziale cambia, spostando

l'equilibrio nella direzione dei prodotti o dei reagenti.

Riassunto della derivazione:

ΔG −

1. Equilibrio chimico: = n F E

cella

Relazione tra ΔG e il quoziente di reazione: ΔG ΔG°

2. = + RTlnQ

Sostituire ΔG

3. = 0 all'equilibrio e risolvere per E .

cella

–

4. Espressione finale: E = E° (RT / nF) lnQ

cella cella

Questa è la derivazione termodinamica dell'equazione di Nernst, che lega il potenziale di una

reazione redox alle concentrazioni (o pressioni) dei reagenti e dei prodotti all'equilibrio.

Cella galvanica e voltaica

Le celle galvaniche e celle voltaiche sono dispositivi elettrochimici che convertono l'energia

chimica in energia elettrica. Sebbene entrambi i termini siano spesso utilizzati in modo

intercambiabile, ci sono alcune sfumature che li distinguono. Esaminiamo le caratteristiche di

ciascuna.

Cella Voltaica

La cella voltaica (o batteria voltaica) prende il nome da Alessandro Volta, che la inventò nel

1800. È il tipo di cella elettrochimica che converte l'energia chimica in energia elettrica grazie alla

reazione di ossidoriduzione spontanea.

1. Funzionamento:

o La cella voltaica è composta da due elettrodi di materiali diversi (tipicamente

metalli) immersi in soluzioni contenenti gli ioni dei rispettivi metalli.

o Questi elettrodi sono separati da una salda (un ponte salino o una membrana ionica)

per permettere il passaggio degli ioni senza che i due liquidi si mescolino.

o Una reazione di ossidazione avviene all'anodo (dove avviene la perdita di elettroni),

mentre una reazione di riduzione avviene al catodo (dove avviene il guadagno di

elettroni).

o La corrente elettrica scorre tra i due elettrodi attraverso un circuito esterno,

alimentando un dispositivo elettrico.

2. Esempio: La cella di Daniell è un esempio di cella voltaica, dove l'anodo è una barra di

(ZnSO₄), e il

zinco (Zn) immersa in una soluzione di solfato di zinco catodo è una barra di

(CuSO₄).

rame (Cu) immersa in una soluzione di solfato di rame

3. Equazione generale di una cella voltaica: La reazione complessiva di una cella voltaica

può essere scritta come:

Anodo: Zn → 2e−

Zn2+ +

Catodo: Cu2+ 2e− →

+ Cu

complessiva: Zn →

Reazione + Cu2+ Zn2+ + Cu

4. Caratteristiche principali della cella voltaica:

o La reazione chimica è spontanea.

o Produce energia elettrica che può essere utilizzata per alimentare dispositivi esterni.

o La corrente fluisce in un circuito esterno.

Cella Galvanica

Il termine cella galvanica viene spesso usato come sinonimo di cella voltaica. Tuttavia, il termine

galvanico prende il nome da Luigi Galvani, che, con i suoi esperimenti sugli effetti elettrici nei

muscoli degli animali, contribuì a sviluppare le basi della bioelettricità. In un contesto moderno, si

può parlare di "cella galvanica" per riferirsi a celle che sfruttano reazioni chimiche per generare

elettricità.

In pratica, cella galvanica e cella voltaica si riferiscono en