Appunti di Chimica generale

Acidi Forti Più Comuni

• HCl: acido cloridrico
• HClO₄: acido perclorico
• H₂SO₄: acido solforico in 1^a dissociazione
• HNO₃: acido nitrico
• HI: acido iodidrico
• HBr: acido bromidrico

Basi Forti Più Comuni

• NaOH: idrossido di sodio
• KOH: idrossido di potassio
• Ba(OH)₂: idrossido di bario
• Ca(OH)₂: idrossido di calcio
• Mg(OH)₂: idrossido di magnesio

Altri Acidi

• H₂CO₃: acido carbonico
• H₃PO₄: acido fosforico
• H₂SO₃: solforoso
• HNO₂: nitroso

Acidi e Basi Forti

Sono acidi forti quelli che cedono protoni all'acqua in maniera completa; di conseguenza, le basi forti sono quelle che acquistano in maniera completa protoni dall'acqua.

Dire che un composto è completamente ionizzato o dissociato significa affermare che, ponendolo in soluzione, tutte le sue molecole si trasformano in ioni.

Se poniamo l'acido nitrico (acido forte) in acqua, ci saranno in soluzione solo ioni H⁺ (oppure continuamenti ioni H₂O⁺) e ioni NO₃^-:

HNO₃ → H⁺ + NO₃^-

Acidi e Basi Deboli

Gli acidi e le basi deboli, quando si sciolgono in acqua, si ionizzano solo in minima parte, trasformando la minore in forma inalterata.

Per esempio l'acido acetico, in soluzione, libera solo pochi ioni H⁺ e CH₃COO^-:

CH₃COOH ↔ CH₃COO^- + H⁺

La doppia freccia richiama l'attenzione sulla contemporanea presenza in soluzione acquosa, degli ioni H⁺ e CH₃COO^- e di molecole di CH₃COOH indissociate.

Tanto più elevato è il valore della costante acida o basica, tanto è più forte l'acido o la base.

• Arrhenius: Un acido è una sostanza che, in acqua, libera ioni H⁺ (ione H₃O⁺). Una base è una sostanza che in acqua libera ioni OH^- (ioni idrossido).

  H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄^2-

• Bronsted-Lowry: Un acido è una sostanza capace di cedere uno ione idrogeno a una base che lo possa accettare:

H₂SO₄ + 2H₂O → 2H₃O⁺ + SO₄^2-

NH₃ + HCl → NH₄⁺ + Cl^-

• Lewis: Un acido è una sostanza capace di accettare un doppietto elettronico da una base capace di donarlo.

  BF₃ + F^- → BF₄^-

La Diluizione

La diluizione è un'operazione che comporta l'aggiunta di solvente ad una soluzione in modo tale da portare il valore della concentrazione della soluzione da un valore iniziale Mi ad un valore finale Mf minore di Mi.

Durante la diluizione, quindi durante l'aggiunta di solvente, la quantità di soluto resta invariata perciò, il n di moli di soluto prima (ni) e dopo (nf) la diluizione resta invariato.

ni = nf

Mi ∙ Vi = Mf ∙ Vf

Per una generica concentrazione, ad esempio espressa in g/l, la formula della diluizione diventa

ci ∙ Vi = cf ∙ Vf

Ricorda

C = m / V

LEGGE DI AZIONE DI MASSA

Esiste un rapporto costante tra le concentrazioni dei prodotti e quelle dei reagenti, elevazione alle quali diventa al proprio coefficiente stechiometrico.

K_c = [C]^c [D]^d        [A]^a [B]^b

aA + bB ⇌ cC + dD

costante di equilibrio

Quando la reazione avviene in fase gassosa, la costante di equilibrio può essere espressa in termini di pressioni parziali.

K_p = (P_C)^c (P_D)^d        (P_A)^a (P_B)^b

La relazione tra K_p e K_c è la seguente:

K_p = K_c · (R · T)^Θ

Θ = (c + d) - (a + b)

Se Θ = 0 allora K_c = K_p.

È possibile anche esprimere la cost. di equilibrio in numero di moli:

K_m = (m_C)^c · (m_D)^d        (m_A)^a · (m_B)^b

La relazione tra K_c e K_m è la seguente:

K_c = K_m / V^Θ

Se Θ = 0 allora K_c = K_m

Per esempio, per il sale Ag₂S, l'equilibrio di solubilità sarà:

Ag₂S(s) ⇌ 2Ag⁺(aq) + S^2-(aq)

[S^2-] = S

[Ag⁺] = 2S

⇒ K_ps = (2S)²S = 4·S³

dalla quale è possibile determinare la solubilità S del sale in acqua:

S = ³√K_ps / 4

La concentrazione AgCl (s) è quella di una specie solida all'equilibrio eterogeneo e non varia dopo un'ulteriore aggiunta di solido, quindi si cost.

K_eq = [Ag⁺_(aq)] [Cl^-_(aq)]

costante = Kps

=> Kps = [Ag⁺] [Cl^-]

A un valore basso di Kps corrisponde un equilibrio spostato verso sinistra quindi verso la forma indissociata di sali insolubili.

Il prodotto di solubilità di un sale poco solubile in acqua è dato dal prodotto delle concentrazioni dei suoi ioni solubilità; in una soluzione satura il prodotto delle concentrazioni di uno ione solubilità si ottiene elevando ad una potenza pari al proprio coeff. stechiometrico.

Ricorda

In generale la solubilità aumenta con l’innalzamento della temperatura.

RICORDA (PRINCIPIO DI LE CHATELIER)

Quando in un sistema all’equilibrio chimico viene perturbato per effetto di un fattore esterno, il sistema reagisce in maniera da ridurre al minimo gli effetti de sollecitazione esterna ristabilendo l’equilibrio.

EFFETTO DELLO IONE COMUNE

Negli equilibri eterogenei, nelle reazioni di dissociazioni o precipitazioni, per effetto del principio dell’equilibrio mobile di Le Chatelier, l’aggiunta di una specie chimica identica a una delle specie presenti nell’equilibrio solido-soluzione fa diminuire la solubilità del composto poco solubile.

Ad esempio, se in una soluzione del sale poco solubile AgCl, si aggiunge sale NaCl che ha in comune con il composto già dissociato lo ione Cl^-, si osserva una ulteriore precipitazione del composto poco solubile.

L’effetto dello ione comune aggiunto a una soluzione satura di un composto poco solubile è quello di diminuire la solubilità.

FORMULA (non scritta) per il calcolo del pH di una soluzione tampone.

- In forma logaritmica: pH = pKa + lg [A^-]/[HA]

Ka = costante di ionizzazione dell'acido.

Ca = concentrazione dell'acido nella soluzione tampone.

p = concentrazione del sale nella soluzione tampone.

Poiché il tampone sperimentalmente funziona nell'intervallo

0,1 < [HA]/[A^-] < 10, con massima capacità tamponante quando [HA]/[A^-] = 1

allora si ha:

• [A^-]/[HA] = 1 → lg [A^-]/[HA] = 0 → pH = pKa in condizioni di max
• capacità tamponante

Se tampone funziona nell'intervallo 0,1 < [HA]/[A^-] < 10, quindi agli estremi si ha:

• [HA]/[A^-] = 0,1 → lg [A^-]/[HA] = -1 → pH = pKa - 1
• [HA]/[A^-] = 10 → lg [A^-]/[HA] = 1 → pH = pKa + 1

QUINDI...

Le range di pH in cui può funzionare un tampone è pH = pKa ± 1

È data una coppia qualsiasi acido/base (debole/i), il valore del suo Ka

definisce l'intervallo in cui quella coppia "TAMPONA".