Riassunto esame Chimica generale e inorganica, Prof. Motta Alessandro, libro consigliato Chimica un approccio molecolare , Tro

Il pH della maggior parte delle soluzioni cambia in seguito all'aggiunta di un acido o di una base. Le soluzioni tampone si oppongono a questa variazione.

Una soluzione tampone contiene:

1- quantità significative e confrontabili di un acido debole e della sua base coniugata oppure

2- quantità significative e confrontabili di un acido debole e del suo acido coniugato

L'acido debole presente nel tampone neutralizza un'eventuale aggiunta di base.La base coniugata presente nel tampone neutralizza un'eventuale aggiunta di acido.

Calcolo del pH di una soluzione tampone

Si consideri una soluzione che contiene HCH₃O₂ e NaC₂H₃O₂. L'equilibrio di ionizzazione dell'acido acetico è :

(HC₂H₃O₂) + H₂O = H₃O⁺ + C₂H₃O₂^-

0,100 M 0,100 M

sposta l'equilibrio a sinistra

La ionizzazione è inferiore in presenza dello ione acetato → pH sarà maggiore → effetto dello ione comune (CH₃O₂ è in comune)

Calcolo:

HCH₃O₂ H₃O⁺ C₂H₃O₂^-

INIZIO 0,100 0,00 0,100

CAMB. - x + x + x

EQUIL. 0,100 - x + x 0,100 + x

K_a = [H₃O⁺][C₂H₃O₂^-] = x (0,100 + x) /

[HCH₃O₂] 0,100 - x

trascurabile

Il pH della maggior parte delle soluzioni cambia in seguito all'aggiunta di un acido o di una base. Le soluzioni tampone si oppongono a questa variazione.

Una soluzione tampone contiene:

1. quantità significative e confrontabili di un acido debole e della sua base coniugata
2. quantità significative e confrontabili di un acido debole e del suo acido coniugato

L'acido debole presente nel tampone neutralizza un'eventuale aggiunta di base.La base coniugata presente nel tampone neutralizza un'eventuale aggiunta di acido.

Calcolo del pH di una soluzione tampone

Si consideri una soluzione che contiene HCH₃O₂ e NaC₂H₃O₂. L'equilibrio di ionizzazione dell'acido acetico è:

HC₂H₃O₂ + H₂O ⇌ H₃O⁺ + C₂H₃O₂^-

La ionizzazione è inferiore in presenza dello ione acetato pH sarà maggiore effetto dello ione comune (CH₃O è in comune)

Calcolo:

Iniziale:HCH₃O₂ 0,100 H₃O⁺ 0,00 C₂H₃O₂^- 0,100

Cambiamento:- x + x + x

Equilibrio:0,100 - x + x 0,100 + x

K_a = [H₃O⁺][C₂H₃O₂^-] / [HC₃H₂O₂] = x(0,100 + x) / 0,100 - x

1,8 x 10^-5 = x(0,200)

x = 1.8 x 10^-5

[H₃O⁺] = x = 1,8 x 10^-5

pH = -log(1,8 x 10^-5) = 4,74

Equazione di Henderson-Hasselbalch

HA + H₂O ⇌ H₃O⁺ + A^-

K_a = [H₃O⁺] ↓ [H₃O⁺] = K_a [HA][HA] [A^-]

-log [H₃O⁺] = -log (K_a [HA])[A^-]

-log [H₃O⁺] = -log K_a - log ([HA])[A^-]

- log [H₃O⁺] = -log K_a + log [A^-][HA]

pH = pK_a + log [A^-][HA]

pH = pK_a + log [BASE][ACIDO]

Calcolo delle variazioni di pH in una soluzione tampone

È necessario suddividere il problema in due parti:

1. Impostare un calcolo stechiometrico per quantificare le variazioni delle quantità relative dell'acido e della base del tampone in seguito all'aggiunta.
2. Impostare un calcolo all'equilibrio per determinare il pH inserendo le nuove quantità di acido e di base coniugato.

Es.

10 L di soluzione tampone

[HA] = 0,400 M

[A^-] = 0,400 M

pH del tampone: = pK_a dell'acido

+ 0,025 mol H⁺

ΔpH = ?

Calcolo stechiometrico

H⁺ + A^- → HA

per neutralizzare 0,025 mol di H⁺ sono necessarie 0,025 mol di A^-

Calcolo all'equilibrio

HA + H₂O ⇌ H₃O⁺ + A^-

K_a = ^[H₃O+][A-]/_[HA] = ^{x(0,075 + x)}/_{0,125 - x}

x(0,075) / 0,125 ⇒ x = [H₃O⁺]² K_a^0,125 / _0,075

Se al posto di H⁺ aggiungo OH^-:

OH^- + HA → H₂O + A^-

OH^- + HA → H₂O + A^-

Riusassumendo:

• L'aggiunta di piccole quantità di H⁺ ad una base tampone provoca la trasformazione di una quantità stechiometrica della base del tampone nel suo acido coniugato e pH .

Soluzione tampone di una base con il suo acido coniugato

utilizzando l'equazione di Henderson-Hasselbalch

NH₃ = 0,50 M

pK_b = 4,75

NH₄Cl = 0,20 M

pK_a = 14 - pK_b = 14 - 4,75 = 9,25

pH = pK_a + log ^[Acido]/_[Base]

9,25 + log ^(0,20)/_(0,50) = 9,25 + log 0,40 = 9,05

Efficacia delle soluzioni tampone

1. Le concentrazioni dell'acido e della sua base coniugata, sono uguali. Affinchè un tampone possa essere considerato efficace le concentrazioni relative di acido e di base devono differire al massimo di un fattore 10
2. Le concentrazioni dell'acido e della sua base coniugata sono elevate.

Considerando che, affinchè sia efficace una soluzione tampone, le concentrazioni dell'acido e della base coniugata non devono differire più di un fattore 10, è possibile calcolare L'INTERVALLO di pH in cui si manifesta il potere del tampone.

valore minimo di pH

pH = pK_a + log ^[Base]/_[Acido]

= pK_a + log 1/10

= pK_a – 1

valore massimo di pH

pH = pK_a + log ^[Base]/_[Acido]

= pK_a + log 10

= pK_a + 1

pK_a – 1 < pH < pK_a + 1

POTERE TAMPONE

Quantità massima di H⁺ /OH^- che può essere aggiunta alla soluzione tampone senza che avvengano grandi variazioni di pH.

Il potere tampone aumenta all’aumentare delle concentrazioni assolute dei suoi componenti.

< [acido debole] / [base coniugata] > < è il potere tampone

Il potere tampone è tanto maggiore quanto più le concentrazioni dei suoi componenti sono simili tra loro

^[Base]/_[Acido] = 1 o molto vicino, il potere tampone è molto elevato

CURVE di TITOLAZIONE e PH

Una soluzione basica (o acida) a [H₃O⁺] è fatta reagire con una soluzione acida (o basica) a [OH^-].

L'andamento del valore del pH in funzione di volume di titolante.

Titolazione di un acido forte con una base forte

HCl + NaOH ⟶ H₂O + NaCl

0,100 N 0,100 N

punto di equivalenza ⟶ mol HCl = mol NaOH

mol HCl = n_i moli = H x L = 0,100 x 0,025 = 0,00250 mol HCl

volume di NaOH = ^{mol soluto}/_L

HCl acido forte ⟶ [H₃O⁺] = [HCl] ⟶ pH = -log[0,100] = 1

pH dopo l'aggiunta di 5,00 ml di NaOH

OH^- + H₃O⁺ → 2 H₂O

moli NaOH = 0,00500 × 0,100 = 0,000500 mol NaOH

OH^- + H₃O⁺ → 2 H₂O

Prima dell'aggiunta: 0,0000 mol 0,00250 mol

Aggiunta: 0,000500 mol

Dopo l'aggiunta: 0,000 mol 0,00200 mol

[H₃O⁺] = ^0,00200/_{0,0250 + 0,00500} = 0,0667 M

pH = -log 0,0667 = 1,18

pH dopo l'aggiunta di 25,0 mL di NaOH

il pH è sempre = 7

la curva del pH della titolazione di un acido forte con una base forte presenta una caratteristica forma ad S

Riassumendo:

• il pH iniziale è quello di una soluzione di un acido forte da titolare
• prima del punto di equivalenza, H₃O⁺ è in eccesso. la concentrazione di H₃O⁺ si calcola
• al punto di equivalenza. e il pH = 7
• dopo il punto di equivalenza, OH^- è in eccesso. la concentrazione di OH^- si calcola

Titolazione di un acido debole con una base forte

NaOH + HCHO₂ → H₂O + NaCHO₂

punto di equivalenza - moli iniziali di HCHO₂ = 0,0250 x 0,100 = 0,00250 mol HCHO₂

volume di soluzione NaOH = 0,0250 L

In una titolazione acido-base, il volume di base per raggiungere il punto di equivalenza non dipende dalla natura dell'acido ma solo dal numero di moli di acido inizialmente presenti in soluzione e dalla concentrazione della base usata per la titolazione.

• pH della soluzione iniziale

HCHO₂ + H₂O → H₃O⁺ + CHO₂^-

INIZIO 0,100 0,00 0,00

CAMB. -x +x +x

EQUILIB. 0,100-x x x

K_a = ^x2/_0,100-x

1,8 x 10^-4 = ^x2/_0,100 ⇒ x = 4,24 x 10^-3

pH = -log (4,24 x 10^-3) = 2,37

• Dopo l'aggiunta di 5,00 mL di NaOH

OH^- + HCH_O2 ➝ H₂O + CH_O2^-

Prima dell'aggiunta 0,00 mol 0,00250 mol 0,00 molAggiunta 0,000500 molDopo l'aggiunta 0,00 0,00200 mol 0,000500 mol

• pH dopo l'aggiunta di 25,0 mL di NaOH

OH^- + HCH_O2 ➝ H₂O + CH_O2^-

Prima dell'aggiunta 0,00 mol 0,00250 mol 0,00 molAggiunta 0,00250 molDopo l'aggiunta 0,00 mol 0,00 mol 0,00250 mol

• Calcolare il pH

CH_O2^- + H₂O ⇌ HCH_O2 + OH^-

[CH_O2^-] = _{0,00250 moli di CHO2^- al punto di equi.}

_{0,0250 + 0,0250 = 0,0500 M = concentrazione iniziale di CHO2^-volume iniziale volume aggiunto per raggiungere il punto di equi.}

[CHO₂⁻] [HCHO₂] [OH⁻]

Inizio 0,0500 0,00 9,00

Camb. - x + x + x

Equil. 0,0500 - x x x

Kₐ x K_b = K_w

K_b = _{K_w}/^Kₐ = _{2,0 x 10⁻¹⁴}/^{1,8 x 10⁻⁴} = 5,6 x 10⁻¹¹

5,6 x 10⁻¹¹ = _x²/^0,0500 ⇒ x = 1,7 x 10⁻⁶

[OH⁻]

[H₃O⁺][OH⁻] = K_w = 1,0 x 10⁻¹⁴

[H₃O⁺] = _{1,0 x 10⁻¹⁴}/^{1,7 x 10⁻⁶} = 5,9 x 10⁻⁹ M

pH = -log(5,9 x 10⁻⁹) = 8,23

BASICO

Equilibri di solubilità

(s) CaF₂ ⇌ Ca²⁺ + 2F^-

K_ps (costante del prodotto di solubilità) = [Ca²⁺] [F^-]²

La solubilità di un composto è la quantità di quel composto che può essere disciolta in una data quantità di liquido.

La solubilità molare è la solubilità in moli per litro (mol/l). Si può calcolare direttamente dal valore di K_ps.

Ag(s) ⇌ Ag⁺ + Cl^-

K_ps = 1,77 × 10^-10

• Inizio: 0,00 0,00
• Camb.: +S +S
• Equil: S S

La concentrazione di AgCl

che si dissolve in acqua

K_ps = [Ag⁺][Cl^-]

1 mole di AgCl forma 1 mole di Ag⁺ e 1 mole di Cl^-

S × S

= S² ⇒ s = √K_ps

= √1,77 × 10^-10

= 1,33 × 10^-5 M

Non è possibile confrontare i valori di K_ps di due diversi composti per individuare direttamente quale dei due presenti la maggiore solubilità in acqua.

K_ps

• Mg(OH)₂ 2,06 × 10^-13 minore
• Fe(OH)₃ 3,07 × 10^-14

Solubilità

• 3,72 × 10^-5 M maggiore
• 5,5 × 10^-6 M

* discrepanza dovuta alla diversa stechiometria

Mg(OH)₂

• 2,06 × 10^-13
• 3,72 × 10^-5 M

CaF₂

• 1,46 × 10^-10
• 3,32 × 10^-4 M

Entrambi formano 3 moli di ioni disciolti

Effetto dello ione comune sulla solubilità

CaF₂ disciolto in una soluzione di NaF

CaF₂ ⇌ Ca²⁺ + 2F^-

La solubilità di un composto ionico è più bassa nelle soluzioni che già contengono uno dei suoi ioni rispetto all’acqua pura.

Effetto del pH sulla solubilità

Mg(OH)₂ (s) ⇌ Mg²⁺ + 2OH^-

La solubilità di questo composto dipende dal pH

pH è elevato:

Mg(OH)₂ (s) ⇌ Mg²⁺ + 2OH^-

Diminuisce la solubilità.

pH è basso:

Mg(OH)₂ ⇌ Mg²⁺ + 2 OH^-

eq. spostato a destra

la solubilità è maggiore.

la solubilità di un composto ionico contenente un anione con caratteristiche basiche (deboli o forti) aumenta all'aumentare dell'acidità della soluzione (diminuzione del pH)

REAZIONI di PRECIPITAZIONI

Q = quoziente di reazione

= [c]^c [d]^d concentrazioni in qualsiasi momento della reazione

K_ps = [c]^c [d]^d concentrazioni all'equilibrio

> Se Q < K_ps, la soluzione è INSATURA e l'eventuale solido aggiunto alla soluzione si dissolve;

> Se Q = K_ps, la soluzione è SATURA e il solido si trova all'equilibrio