Appunti Chimica : Redox + Esercizi e Corrosione

Acido e base: soluzione acquosa

Reazioni acido-base

Si ha uno scambio di ioni H⁺:

Cl₂O + H₂O = Cl^- + H₃O⁺

NH₄⁺ + H₂O = NH₄⁺ + OH^-

H₂SO₄ + H₂O = HSO₄^- + H₃O⁺

Definizione di acido-base (Brønsted-Lowry)

1. HA + H₂O = A^- + H₃O⁺ (acido base base acido)
2. B + H₂O = BH⁺ + OH^- (base acido acido base)

Successive coniugate

1. H⁺ + A^- + O = A^- + [OH^-]^H (coppia coniugata acido base)
2. H₃O⁺/H₂O (coppia coniugata acido base)
3. OH^- = [B^H+] + [OH^-] (coppia coniugata acido base)
4. BH⁺/B

Acido e base: solvente acquoso

Reazioni acido-base

Si ha uno scambio di ioni H⁺:

• HCl + H₂O = Cl^- + H₃O⁺
• NH₃ + H₂O = NH₄⁺ + OH^-
• H₂SO₄ + H₂O = HSO₄^- + H₃O⁺

Definizione di acido-base (Brønsted-Lowry)

1. HA + H₂O = A^- + H₃O⁺ (acido base base acido) - HA cede uno ione H⁺ trasformandosi in A^-
2. B + H₂O = BH⁺ + OH^- (base acido acido base) - in questa reazione funziona da acido avendo uno ione H⁺ dalla base B

1. H₂O + A^- -> A_- + [H₂O H] (coppia coniugata acido base)
2. H₃O⁺/H₂O (coppia coniugata acido base)
3. B H⁺ -> [B H₄]⁺ + [OH]^- (coppia coniugata acido base)

Sostanza anfotera o anfiprotica

L'acqua si comporta sia da acido sia da base:

H₂O + H₂O = OH^- + H₃O⁺

Scala del pH

H₂O ⇌ H⁺ + OH^-

H₂O + H₂O ⇌ OH^- + H₃O⁺

K = ([H⁺][OH^-]) / ([H₂O])

K_w = [H⁺][OH^-] = 1 × 10^-14 a 25°C

Il processo di dissociazione dell'H₂O riguarda pochissime molecole:

x = H⁺ = OH^- = 1 × 10^-7 M

pH = -log[H₃O⁺]

pH = -log₁₀[H⁺]

pOH = -log₁₀[OH^-]

pH + pOH = 14

pH = pOH = 7 → soluzione neutra

0    acido    7    basico/alcalino    14

Se in una soluzione neutra aggiungo un acido, la definizione di acido rilascia ioni H⁺ e la concentrazione degli H⁺ aumenta mentre diminuisce quella degli ioni OH^- (da pH 7 vado a pH < 7).

Esempio dell'acido muriatico → HCl → H⁺ + Cl^-

pH = 7   pOH = 7

pH ≈ 2

pOH ≈ 12

Il pH può essere anche negativo per esempio (2) > 0 [H⁺] > 1 M

Il pOH a quel punto sarà 15

Il pH è: 15 [H₃O⁺] = 10^-15 [OH^-] = 10 M

Equilibrio acido-base

Diff. elemento si cercherà <0 0 7.6 pOH 10^-2 10^-7

Costante di equilibrio

Una soluzione è acida se maggiore sin la costante che da pH < 7 base sono:

pH [H₃O⁺] [OH^-] = 1 x 10^-14

Acido (base) forte vs acido (base) debole:

HA + H₂O = A^- + H₃O⁺ acido

K_a = [A^-][H₃O⁺] / (HA)

Costante di associazione acido se K_a (K_B) >> 1 = acido (base) forte

Es: acido clorico

Se K_a (K_B) < 1 = acido (base) debole

Acido forte

HA + H₂O = A^- + H₃O⁺

pH = -log [H⁺] - log[C_A]

Sicuramente è un acido forte, la soluzione si completamente dissociato. All'equilibrio la carica di dove una [A^- = COO^-] = quella di H₃O⁺

HCl è un acido forte

HNO₃ è un acido forte

HClO₄ è un