Chimica Generale Inorganica - Appunti parte due

RIASSUMENDO LE PROPRIETÀ DELE SOLUZIONI TAMPONE:

• contengono acido debole e base coniugata in quantità paragonabili

• il pH

dipende esclusivamente dal rapporto fra le moli di acido e basi presenti e dalla costante di dissociazione

◦ non varia per la diluizione della soluzione

◦ presenta minime variazioni se vengono aggiunte Piccole quantità di acido o base forti

◦

AGENTE LIMITANTE:

il CO è l'agente limitante perché interamente consumato

durante la reazione. le moli finali dell'agente limitante

sono 0. viceversa in questo esempio c'è una parte

dell'idrogeno presente che non reagisce (reagente in

eccesso) e dell'idrogeno reagiscono solamente le moli

necessarie che sono inferiori alle moli iniziali disponibili.

al termine della reazione le caso dell'idrogeno resterà

dell'idrogeno non reagito, non trasformato; il reagente in

eccesso è ancora presente insieme ai prodotti alla fine

della reazione.

la soluzione tampone si ha dopo il decorso della reazione ed essa deve contenere sia l'acido che la base coniugata.

1) per ottenere il tampone partendo dall'acido debole devo considerare che solo una parte dell'acido reagisce

creando la base coniugata; in questo caso l'agente limitante è la base forte (OH-)

2) l''agente in eccesso è l'acetato rispetto all'acido forte (H3O+)che è l'agente limitante

ACIDI POLIPROTICI: tutti gli acidi che abbiamo visto dissociano un solo protone, però esistono acidi come

l'acido fosforico presentano più di un idrogeno dissociabile; l'acido fosforico H3PO4 nella sua struttura presenta

tre atomi di idrogeno che possono essere dissociati.

gli atomi di idrogeno non vengono ceduti tutti insieme, cioè la dissociazione di un atomi di idrogeno influenza la

dissociazione degli altri, quindi per l'acido fosforico noi abbiamo tre reazioni consecutive in ciascuna delle quali

viene ceduto un'atomo di idrogeno:

1.

2.

3. la terza dissociazione è sicuramente

estremamente debole

la ka diminuisce man mano che avviene la

reazione, si hanno dissociazioni consecutive con costanti man mano sempre più piccole.

A causa di fattori statistici e di interazioni elettrostatiche tra H+ e anioni, per tutti gli acidi poliprotici si ha:

KA1>KA2>...>KAN

le varie basi coniugati che si sviluppano nella consecutiva di associazione di un acido poliprotici possono

comportarsi a loro volta da acidi tranne l'ultima, le due specie intermedie sono basi coniugate per le reazioni

precedenti ma acidi per quelle successive. Gli anioni formati nella dissociazione di un acido poliprotico sono

cioè si possono comportare sia da acidi che da basi.

anfoliti,

Altri esempi di acidi poliprodici sono:

- acido fosforico (diprotico)

prima dissociazione abbastanza forte

seconda dissociazione risulta ancora abbastanza forte

- CO2 in acqua si comporta da acido poliprotico: in

soluzione è legato all'acqua ed è questa a cedere protoni e

non si forma la specie H2CO3 e se si forma è presente in

quantità assolutamente trascurabili.

- acido solforico. si forma HSO3- E SO3-

- H2S da due dissociazione successive e forma HS- e S2-

come in tutti i casi di acidi poliprotici le specie ottenute dalla

dissociazioni sono acidi sempre più deboli e basi sempre più

forti.

BASI POLIPROTICHE: sono quelle basi che possono accettare più di un protone; in molti casi sono basi

coniugate di acidi poliprotici:. molte basi poliprotiche sono basi

coniugate ad acidi poliprotici.

KB diminuisce man mano che le dissociazioni avvengono.

si comportano da basi poliprotiche anche molecole neutre

come l'idrazina N2H4 che può accettare due protoni e si forma

lo ione dinazrinio.

le proteine si comportano allo stesso tempo da acidi o basi

poliprotiche, per la presenza di numerosi gruppi acidi come gruppi carbossilato -COOH e gruppi basici come i

gruppi amminici -NH2

PROPRIETÀ ACIDE DEI CATIONI METALLICI: Al2(SO4)3 in acqua si dissocia in ioni AL3+ E SO42-; la

soluzione però non è neutra ma acida cioè sono presenti H+. Il catione Al3+ è presente non come catione isolato

ma legato a un certo numero (6) di molecole d'acqua; a causa dell'elevata carica del catione e l'elevata polarità dei

legami dell'acqua rendono semplice la dissociazione in acqua. altri cationi come il ferro 3+ o 2+, Cr 2+ e Zn 2+

la forza dell'acido corrispondente dipende dalla carica del catione.

REAZIONI TRA ACIDI E BASI: la costante di equilibrio della reazione tra acido e una base è detta Costante

e dipende dalla forza dell'acido e della base coinvolti.

di Neutralizzazione (KN)

• Acido forte + base forte

KN = 1/KW = 1/(10^-14), la reazione è completamente spostata a destra (Kn>1). non è una reazione di

equilibrio ma è una reazione completa.

• Acido debole + Base forte (Reazioni di neutralizzazione)

di conseguenza KN = KA/KW

Es: HA= CH3COOH KN= 10^-5/10^-14= 10^9

KN>1 quindi anche le reazioni con acido debole e base

forte sono spostate a destra e sono reazioni complete.

• Acido forte e Base debole (Reazioni di neutralizzazione)

di conseguenza KN = KB/KA

Es: B=NH3 KN KB/KW= 10^-5/10^--14=10^9

anche le razioni con acido forte e base debole sono sempre

spostate a destra (KN>1) e sono reazioni complete.

• Acido debole e Base debole questa reazione può essere spostata a destra e quindi

avvenire oppure no.

KN= (KA*KB)/KW

se K>1 la

reazione è

spostata a

destra e

l'acido cede il protone alla base che è in grado di accettare il

protone dell'acido; se KN<1 la base non è in grado di accettare

il protone dell'acido e la reazione è spostata a sinistra.

KN è <> di 1 se KA*KB sia <> di KW =>

ACIDI E BASI: TEORIA DI LEWIS

• qualunque sostanza capace di mettere in compartecipazione con un acido un doppietto elettronico

Base: (donatore di coppie elettroni). Es: ione OH- che mette a disposizione tre

coppie di non legame di elettroni; ione O2- che mette a disposizione

quattro coppie di non legame; NH4 che mette a disposizione una coppia

di non legame; H2O che mette a disposizione due coppie di non

legame; F-.

• qualunque sostanza capace di accettare in compartecipazione da una base un doppietto elettronico

Acidi: (accettore di elettroni). Es: H+ (non ha e- nell'orbitale s e

quindi quasi sempre accetterà il doppietto derivante dalla

base); H3BO3 Acido Ortoborico anch'esso ha orbitali

vuoti e accetta i doppietti dalla base, SO2 2 i legami

polarizzati verso O riducono la densità elettronica su S, ce

superando l'ottetto, può accettare il doppietto della base.-;

CO2; ossidi covalenti

Si spiegano le proprietà acide o basiche non solo di acidi o basi secondo Arrhenius o Brønsted:

ma si spiegano anche reazioni come l'acidità degli

ossidi covalenti degli elementi del blocco p.

CO2 manifesta le sue proprietà acide reagendo con

OH-:

questa è una reazione che il modello di Brønsted non

può gestire, il modello di Lewis invece da una

spiegazione di come la CO2 reagisca con Oh- per

avere idrogeno carbonato.

L'acido borico o meglio ortoborico H3BO3 in acqua da reazione acida però questa reazione acida dell'acido in

acqua non deriva da una dissociazione HA+H20 <--> H3O+

+ A-. esso reagisce dando il tetraossidoborato.

Il Boro accetta una coppia di non legame da OH-,

completando l'ottetto.

COMPOSTI DI COORDINAZIONE: I cationi metallici manifestano le loro proprietà acide nella formazione

di composti di coordinazione (o ioni complessi). complessi perché si dispongono attorno a un catione metallico

(specie stabile) e formano altri composti con specie stabili. un catione (cioè specie povera di elettroni) può

interagire con un certo numero di basi di Lewis che mettono in compartecipazione coppie di non legame e si

comportano da leganti: Questa categoria dei composti di coordinazione è importante

anche dal punto di vista di reazioni e composti in ambito

biologico.

esamminocabalto 2: composto di coordinazione

Il numero di leganti coordinati a uno ione metallico può variare:

• [Ag(NH3)2]^(+): 2

• [Ni(CN)4]^(2-): 4

• [Co(NH3)6]^(2-): 6

I leganti (basi di Lewis) possono essere sia anioni ( p es Cl-, CN-) che molecole neutre (NH3, H2O, O2); i cationi

metallici sono presenti in soluzione sotto forma di complessi con il solvente: p es nelle soluzioni acquose dei sali di

Fe2+ è presente lo ioni [Fe(H2O)6]^(2+).

INTERAZIONE CATIONE - LIGANTI: l'interazione tra catione e liganti (e in genere tra un acido e una base

di Lewis) è un particolare caso di legame covalente in cui gli elettroni del legame sono forniti da uno solo degli

atomi, anziché essere messi in compartecipazione da entrambi.

PROPRIETÀ DEI COMPOSTI DI COORDINAZIONE: le proprietà di un catione incorporato in un

complesso sono molto diverse da quelle del catione libero: p es vengono molto facilitate le razione di scambio di

elettroni. anche le proprietà dei leganti coordinati sono molto diverse da quelle delle specie libere. P es la costante

di dissociazione dell'acqua è molto maggiore di quella

dell'acqua libera:

KA di H2O libera: 1*10^(-14)

KA di H2O in [Fe(H2O)6]^(3+): 3,5*10^(-3)

Variazione di KA > 10^(10)

COMPOSTI DI COORDINAZIONE IN AMBITO BIOLOGICO: i ruoli svolti dai composti di coordinazione

sono fondamentali e numerosi: p es consentono il passaggio di cationi attraverso la membrana cellulare,

assicurano il trasporto dell'ossigeno nell'organismo, facilitano le reazioni di trasferimento di elettroni,

promuovono la reattività di molecole altrimenti inerti.

Le concentrazioni di K e Na all'esterno e all'interno della cellula sono molto diverse e questi composti di

coordinazione permettono di raggiungere l'equilibrio, questo non deve avvenire se no le cellule perdono il loro

normale funzionamento, il modo migliore per evitare ciò è formare un complesso.

Es: La ragione essenziale per cui l'azoto molecolare ( ) è

inerte sta proprio nel triplo legame.

REAZIONI DI PRECIPITAZIONE DI SALI:

- Soluzione Satura: si ha un equilibrio tra soluto disciolto e soluto non disciolto, cioè una soluzione dove si ha un

equilibrio fra ioni solvatati e sale solido (corpo di fondo).

- Solubilità (S): concentrazione del soluto in una soluzione satura.

Solubili: p. es. NaCl (S>0,1M)

Sali: Insolubili: p. es CaCO3 (S<0,1M)

SALI POCO SOLUBILI:

II gruppo: carbonati, solfati, idrossidi, fosfati, fluoruri

◦ III gruppo: idrossidi

◦ Blocco d: CO3 , idro