Riassunto esame Chimica generale, Prof. Graiff Claudia, libro consigliato Chimica generale, Brian B. Laird

P

Interpretazione di K :

K>>1 : L’equilibrio è spostato verso i prodotti, ossia la reazione favorisce la formazione di

prodotti.

K<<1: L’equilibrio è spostato verso i reagenti, cioè la reazione favorisce i reagenti.

K≈1 : Reagenti e prodotti sono presenti in quantità simili all’equilibrio.

3. Quoziente di Reazione (Q) e Spostamento dell’Equilibrio

Il quoziente di reazione (Q) è calcolato come il rapporto tra le concentrazioni attuali di

prodotti e reagenti, utilizzando la stessa formula della costante di equilibrio () ma con le

concentrazioni effettive a un dato momento.

Se Q=K : Il sistema è all’equilibrio.

Se Q<K : La reazione procederà verso destra (verso i prodotti) per raggiungere l’equilibrio.

Se Q>K : La reazione procederà verso sinistra (verso i reagenti) per raggiungere l’equilibrio.

4. Principio di Le Chatelier

Il principio di Le Chatelier afferma che se un sistema all’equilibrio viene disturbato da un

cambiamento nelle condizioni (concentrazione, temperatura, pressione), il sistema reagirà

per contrastare il cambiamento e ristabilire l’equilibrio.

a) Cambiamenti di concentrazione:

Aumentando la concentrazione di un reagente, l’equilibrio si sposta verso i prodotti (destra).

Aumentando la concentrazione di un prodotto, l’equilibrio si sposta verso i reagenti (sinistra).

b) Cambiamenti di pressione (per reazioni gassose):

Un aumento di pressione (riduzione di volume) sposterà l’equilibrio verso la parte con meno

molecole gassose.

Una diminuzione di pressione (aumento di volume) sposterà l’equilibrio verso la parte con più

molecole gassose.

c) Cambiamenti di temperatura: ΔH < 0

In una reazione esotermica (rilascia calore, ), un aumento di temperatura sposta

l’equilibrio verso i reagenti (sinistra). ΔH > 0

In una reazione endotermica (assorbe calore, ), un aumento di temperatura sposta

l’equilibrio verso i prodotti (destra).

5. Energia Libera di Gibbs e Equilibrio ΔG

L’equilibrio chimico è legato all’energia libera di Gibbs ( ). La relazione tra l’energia libera di

ΔG°

Gibbs standard ( ) e la costante di equilibrio (K) è:

ΔG°= -RT ln K

Dove:

ΔG° è l’energia libera di Gibbs standard.

R è la costante dei gas (8,314 J/mol·K).

T è la temperatura assoluta in Kelvin.

K è la costante di equilibrio.

Interpretazione:

ΔG°< 0

- Se (negativa), il processo è spontaneo e K > 1 , quindi l’equilibr

ΔG < 0

- Se (positivo), la reazione è non spontanea e K<1 , favorendo i reagenti.

ΔG = 0

- All’equilibrio

Acidi e basi

Gli acidi e le basi sono sostanze chimiche che, a seconda della loro natura, possono donare o

accettare protoni () o elettroni. La loro comprensione si basa su varie teorie e modelli che

spiegano il comportamento acido-base in diversi contesti.

1. Teorie di Acidi e Basi

a) Teoria di Arrhenius

Acidi: Sono sostanze che, disciolte in acqua, rilasciano ioni H (o H O , ioni idronio).

+ +

3

Basi: Sono sostanze che, disciolte in acqua, rilasciano ioni OH .

-

Limite: Questa teoria si applica solo alle reazioni in soluzione acquosa.

b) Teoria di Brønsted-Lowry

Acidi: Donatori di protoni (H ).

+

Basi: Accettori di protoni.

In questo modello, un acido si trasforma nella sua base coniugata dopo aver donato un

protone, mentre una base si trasforma nel suo acido coniugato dopo aver accettato un

protone.

c) Teoria di Lewis

Acidi: Accettori di coppie di elettroni.

Basi: Donatori di coppie di elettroni.

Questo modello è più generale, applicandosi anche a reazioni che non coinvolgono protoni.

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2. Forza di Acidi e Basi

a) Acidi Forti e Deboli

Acidi forti: Si dissociano completamente in acqua, liberando tutti i protoni disponibili.

Esempi: HCl, HNO₃, H₂SO₄.

Acidi deboli: Si dissociano solo parzialmente, stabilendo un equilibrio tra molecole dissociate

e non dissociate. Esempi: CH₃COOH (acido acetico).

b) Basi Forti e Deboli

Basi forti: Si dissociano completamente, liberando molti ioni . Esempi: NaOH, KOH.

Basi deboli: Si dissociano parzialmente. Esempi: NH₃ (ammoniaca).

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3. Costanti di Dissociazione

Le costanti di dissociazione misurano la forza di un acido o di una base.

Costante di dissociazione acida (): Indica la forza di un acido in soluzione.

K = [H ][A ] / [HA]

+ -

a

Costante di dissociazione basica (): Indica la forza di una base.

K = [BH ][OH ] / [B]

+ -

b

Relazione tra Ka e Kb:

La somma delle dissociazioni di un acido e della sua base coniugata è uguale a quella

dell'acqua:

K • K = K = 10 a 25 Â °C

-14

a b w

---

4. pH e pOH

Il pH misura l'acidità o la basicità di una soluzione.

pH: È una scala logaritmica basata sulla concentrazione di ioni H in soluzione.

+

pH = -log [ H ]

+

pH = 7: Soluzione neutra.

pH > 7: Soluzione basica.

pOH: È il logaritmo negativo della concentrazione di iioni OH .

-

pOH = -log [ OH ]

-

pOH > 7: Soluzione acida.

Esiste una relazione tra pH e pOH:

pH + pOH = 14 a 25 Â °C}

---

5. Soluzioni Tampone

Le soluzioni tampone sono miscele di un acido debole e la sua base coniugata, o di una base

debole e il suo acido coniugato. Mantengono stabile il pH della soluzione anche quando

vengono aggiunte piccole quantità di acido o base.

a) Tampone Acido

Composto da un acido debole e il suo sale (es. CH₃COOH e CH₃COONa).

b) Tampone Basico

Composto da una base debole e il suo sale (es. NH₃ e NH₄Cl).

Le soluzioni tampone seguono l'equazione di Henderson-Hasselbalch per il calcolo del pH:

pH = pK + log ( [base coniugata] / [acido] )

a

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6. Idrolisi Salina

L'idrolisi è il processo in cui un sale si dissocia in acqua, formando acidi o basi. La natura

acida o basica di una soluzione salina dipende dagli ioni che il sale libera in soluzione.

Sali da acidi forti e basi forti: Non alterano il pH, e la soluzione è neutra.

Sali da acidi deboli e basi forti: Rendono la soluzione basica.

Sali da basi deboli e acidi forti: Rendono la soluzione acida.

---

7. Indicatori di pH

Gli indicatori sono sostanze che cambiano colore in base al pH della soluzione in cui si

trovano. Ogni indicatore ha un intervallo di pH specifico in cui cambia colore, rendendolo

utile per determinare l'acidità o la basicità di una soluzione.

Esempi di indicatori: Fenolftaleina (trasparente in acido, rosa in basi), Blu di bromotimolo

(giallo in acido, blu in basi).

8. Neutralizzazione

Le reazioni di neutralizzazione avvengono quando un acido e una base reagiscono per

formare acqua e un sale. La reazione generale è:

Acido + Base -> Sale + Acqua

La neutralizzazione comporta la combinazione di H e OH per formare H O .

+ – 2

Il pH della soluzione risultante dipende dalla forza relativa dell'acido e della base coinvolti.

Equilibrio Acido-Base e Solubilità

L'equilibrio acido-base e la solubilità sono concetti centrali della chimica che spiegano il

comportamento delle sostanze in soluzione, come gli acidi, le basi e i sali. Comprendere

questi concetti è fondamentale per prevedere le reazioni chimiche in soluzione e per risolvere

problemi legati a pH, equilibrio ionico e precipitazione.

1. Equilibrio Acido-Base

L'equilibrio acido-base riguarda il bilanciamento tra gli acidi e le basi in soluzione e come

queste interagiscono per mantenere il pH stabile.

a) Equilibrio di Dissociazione degli Acidi e delle Basi

Quando un acido o una base viene disciolto in acqua, si dissocia parzialmente o

completamente in ioni. Questo processo porta alla formazione di ioni idrogeno (H o H O ) o

+ +

3

ioni idrossido (OH ).

-

Acidi: Si dissociano liberando H .

+

HA H + A

 + -

Basi: Si dissociano liberando OH .

-

BOH + OH

B + -

La costante di dissociazione acida (Ka) e la costante di dissociazione basica (Kb) misurano

quanto forte sia un acido o una base.

b) pH e pOH

Il pH misura la concentrazione di H + in soluzione, mentre il pOH misura la concentrazione di

OH . Sono legati dalla relazione:

-

pH + pOH = 14 (a 25°C)

---

2. Equilibrio e Soluzioni Tampone

Le soluzioni tampone sono miscele che resistono alle variazioni di pH quando vengono

aggiunte piccole quantità di acido o base. Sono costituite da un acido debole e la sua base

coniugata, oppure da una base debole e il suo acido coniugato.

L'equazione di Henderson-Hasselbalch descrive il pH di una soluzione tampone:

pH = p K + log ([Base Coniugata]/[acido])

a

---

3. Prodotto Ionico dell'Acqua e

L'acqua pura si auto-ionizza leggermente, producendo piccole quantità di ioni e . Questo

equilibrio è descritto dalla costante del prodotto ionico dell'acqua ():

K = [H ][O H ] = 10 ( a 25Â °C)

+ - -14

W

---

4. Equilibrio di Solubilità

L'equilibrio di solubilità descrive il processo di dissoluzione e precipitazione di un solido

ionico in una soluzione. Il solido ionico si dissocia nei suoi ioni costituenti in soluzione, e

questo processo è governato dalla costante del prodotto di solubilità (K ).

sp

MX M + X

 + -

MX M + X K è un indicatore della solubilità di un composto in acqua. Più alto è il valore

 + - sp

di K , maggiore sarà la solubilità del composto. Se le concentrazioni degli ioni in soluzione

sp

superano il valore di K , il solido comincia a precipitare.

sp

---

5. Precipitazione e Prodotto di Reazione

Il quoziente di reazione (Q ) viene calcolato per prevedere se si formerà un precipitato.

sp

Q < K : La soluzione è insatura, quindi nessuna precipitazione si verifica.

sp sp

Q = K : La soluzione è satura, e il sistema è all'equilibrio.

sp sp

Q > K : La soluzione è sovrasatura, e il precipitato inizierà a formarsi.

sp sp

---

6. Effetto dello Ione Comune

L'effetto dello ione comune si verifica quando un composto ionico viene aggiunto a una

soluzione contenente uno degli ioni del sale in equilibrio. Questo fa diminuisce la solubilità

del sale perché sposta l'equilibrio verso la precipitazione.

Ad esempio, aggiungendo NaCl (che fornisce Cl ) a una soluzione satura di AgCl provoca la

-

precipitazione di AgCl, poiché la concentrazione di Cl aumenta.

-

---

7. pH e Solubilità

Il pH può influenzare la solubilità di comp