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Chimica generale - gli equilibri acido base

Appunti di Chimica generale per l'esame della professoressa Casula. Gli argomenti trattati sono i seguenti: gli equilibri acido base, le reazioni acido-base, l'autodissociazione dell'acqua, il prodotto ionico dell'acqua, la reazione di dissociazione è endotermica.

Esame di Chimica generale docente Prof. F. Casula

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ACIDI E BASI SECONDO BRONSTED E LOWRY

Un acido è una sostanza capace di cedere protoni.

Una base è una sostanza capace di accettare protoni.

* Ciò implica che una specie si comporta da acido solo se è

contemporaneamente presente una base .

* Inoltre, una specie chimica che è in grado di cedere un protone

comportandosi da acido è anche in grado di riprendersi il

protone comportandosi da base e viceversa.

acidi: HCl, HNO , H O, NH , HS , etc.

4+ -

3 2

basi: H O, OH , HS , NH , Cl , O , SO , etc.

42-

- - - 2-

2 3 '

A + B A + B

1 2 2 1

'

H O + H O H O + OH

+ -

'

2 2 3

H Cl + H O H O + Cl

+ -

'

2 3

H O + NH NH + OH

4+ -

2 3 '

H CN + H O H O + CN

+ -

2 3

B è la base coniugata dell’acido A

1 1

A è l’acido coniugato della base B

2 2

4+

– – + -

HCl/ Cl NH NH H O OH H O H O HCN/CN

, / , / , /

3 2 3 2

sono tutte coppie coniugate acido – base

Reazioni acido – base secondo Brønsted – Lowry sono:

→H + –

(1) HCl(aq) + H O(l ) O + Cl

(aq) (aq)

2 3 4+ –

(2) NH NH + OH

+ H O(l ) (aq) (aq)

(aq) →

3 2 4+ –

(3) HCl(aq) + NH NH + Cl

(aq) (aq)

(aq)

3

Da notare che la prima è una reazione acido – base anche secondo

Arrhenius.

HCl H O NH

(1) (3)

è un acido perché cede un protone ad o ad

2 3

NH H O HCl

(3)

(2) è una base perché accetta un protone da o da

3 2

→H + –

HCl(aq) + H O(l ) O + Cl

(aq) (aq)

2 3

→ –

4+

+ H O(l ) NH + OH

NH (aq) (aq) (aq)

3 2

L’acqua e le altre sostanze che si possono comportare sia da acidi che da basi.

si dicono anfotere.

anfotere

Un altro esempio di anfolita è dato dallo ione :

monoidrogenocarbonato

3– 2–

+

(acido) HCO + H O H O + CO

2 3 3

(aq) (l ) (aq)

(aq)

3– –

H CO + OH

(base) HCO + H O 2 3

2 (aq)

(aq) (l) (aq)

È fondamentale definire una unità di misura dell'acidità delle

soluzioni, cioè della [H O ].

+

3

Poiché è scomodo usare numeri molto piccoli o esponenziali in base 10,

nuova unità di misura, il pH

preferiamo utilizzare una .

p rappresenta l'operatore matematico -log, perciò

[H O ]

pH = -log +

10 3

Il è definito come il

pH

logaritmo decimale della concentrazione

+

molare degli ioni H O con segno negativo.

negativo

,

3

p rappresenta l'operatore matematico – log (= - log)

10

p

Lo stesso operatore è ovviamente applicabile a qualunque

grandezza la cui misura sia esprimibile come un

esponenziale in base 10.

K = [H O ] [OH ]= 1,0x10

+ - -14

w 3

-log = -log([H -log (1,0x10 )

K O ] [OH ])

+ - -14

=

w 3

= -log log - log – log

-log [H O ] – [OH ] 1,0 10

K + - -14

=

w 3

pK = pH + pOH = 14

allora w(25°C)

con le scale del pH della soluzione

pH = - log [H O ] [ H O ] = 10

+ + -

pH

10 3 3

o con quelle del pOH

pOH = - log [OH ]

- [

OH ] = 10

- - pOH

10 →

Nell’acqua pura + –

2H O H O + OH

2 (l ) 3 (aq) (aq)

e poiché le due concentrazioni sono equimolari

[H O ] = [OH ] = 1,0x10

+ - -7 K = [H O ] [OH ]= 1,0x10

+ - -14

3 w 3

il pH dell’acqua pura è

pH = - log [H O ] = -

log 1,0x10 = 7

+ -

7

10 3 10

pOH = - log [OH ] = - log 1,0x10 = 7

- -

7

10 10

La neutralità di una soluzione comporta un pH =7

pH + pOH = 14

La relazione ricavata per l’acqua pura

è valida anche per le soluzioni acquose diluite a 25°C

Le scale non iniziano da 0 e non terminano a 14. Questi valori corrispondono

semplicemente a soluzioni che contengano 1 sola mole/litro di acido o base

forte.

È facile ottenere soluzioni acide con pH<0

(una soluzione che contenga 10 moli/litro di HCl ha infatti pH = -1 e pOH = 15).

Determinazione qualitativa della acidità o basicità di una soluzione

acido basico

Determinazione quantitativa della acidità o basicità di una soluzione

pHmetro


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DETTAGLI
Corso di laurea: Corso di laurea magistrale in farmacia
SSD:
Università: Cagliari - Unica
A.A.: 2013-2014

I contenuti di questa pagina costituiscono rielaborazioni personali del Publisher nunziagranieri di informazioni apprese con la frequenza delle lezioni di Chimica generale e studio autonomo di eventuali libri di riferimento in preparazione dell'esame finale o della tesi. Non devono intendersi come materiale ufficiale dell'università Cagliari - Unica o del prof Casula Francesca.

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