Gli equilibri

EQUILIBRIO CHIMICO

Per una data reazione: aA+bB ⇌ cC+dD K = [C]^c [D]^d ––– [A]^a [B]^b LEGGE DI AZIONE DI MASSA

La velocità di reazione cresce all'aumentare della concentrazione della soluzione. Quando la velocità di reazione dei reagenti è uguale a quel- la dei prodotti, allora si è raggiunto l'equilibrio, che viene detto di tipo dinamico perché le concentrazioni di reagenti e prodotti rimangono costanti, ma la reazione prosegue. Lo K però non è del tutto corretto dal punto di vista analitico perché il quoziente [C]^c [D]^d / [A]^a [B]^b non è costante in tutte le condi- zioni.

Esempio: CH₃COOH + H₂O ⇌ CH₃COO^- + H₃O⁺

Costante di dissociazione di CH₃COOH in soluzione di NaCl a diverse concentrazioni e a 25°C.

• CONC. NaCl (M) | K_apparente
  • 0,00 | 1,75·10^-5
  • 0,02 | 2,29·10^-5
  • 0,11 | 2,95·10^-5
  • 0,54 | 3,34·10^-5
  • 1,04 | 3,16·10^-5

NaCl è un elettrolita forte e si dissocia completamente in solu- zione dando come ioni: Na⁺ e Cl^-. Quindi nella soluzione, non aumentando la concentrazione di Na⁺ e Cl^-. Più aumenta la concen- trazione del NaCl in solu-

zione quanto arriva alla concentrazione di 1M, lo K diminuisce. Quindi la costante in realtà non è costante al variare delle concentrazio- zioni quando sono coinvolte delle specie ioniche. Gli equilibri che riguardano le specie ioniche sono influenzati da tutti gli ioni presenti in una soluzione. Le due specie si repano perchè

a traverso in una soluzione in cui non presenti altri ioni (come l'esempio precedente), si attirerebbero di tanti ioni di segno opposto. Quindi gli ioni Hg⁺ vengono contornati di ioni Cl⁻ mentre i CH₃COO⁻ è contornamento di ioni Na⁺, quindi si riduce la capacità degli ioni CH₃COO⁻ e H₂O di interagire tra loro per dare la reazione inversa. FORZA IONICA μ = proprietà della soluzione, misura della concentrazione totale di ioni in essa. Quindi una soluzione in cui sono presenti ioni ha una forza ionica alta. Mentre in acqua pura distribuisce il fenomeno della solvatine, affini una soluzione diversa, abbiamo questa proprietà della atmosfera ionica. Per calcolare la forza ionica facciamo:

μ = 0.5 ∑(mₐzₐ² + m②z²² + ... mₙzₙ²) dove m è la concentrazione mentre z è la carica.

Esempio:

• KCl 0,3 M μ = 0.5 [0,3 1² + 0,3 1²] = 0.3
• BaCl₂ 0,1 M μ = 0.5 [0,1 2² + 2 0,1 1²] = 0,3

Dediamo fare questa generalizzazione. Quando abbiamo rapporti:

• 1 : 1 (NaCl) μ = 1C
• 3 : 1 (Al(NO₃)₃) μ = 6C
• 2 : 1 (BaCl₂) μ = 3C
• 2 : 2 (MgSO₄) μ = 4C

Aumentando aumenta l'atmosfera ionica. Questo produce una minor attrazione degli ioni con il Kʄ pertanto tende ad aumentare. Aumenta anche la solubilità rispetto al ottenere un composto poco solubile in una soluzione prima la sua solubilità aumenta rispetto a quando esso comporto viene meno in H₂O. Questo rende gli ioni che talora e rimanano in soluzione e a non fracciarioni.

Per tenere conto dell'effetto della forza ionica all'equilibrio nella legge di azioni di massa la concentrazione devono essere

EQUAZIONI UTILIZZATE PER LO STUDIO DEGLI EQUILIBRI IONICI

Per il calcolo delle concentrazioni di uno o più ioni, esistenti in una soluzione si utilizzano 3 tipi di equazioni algebriche: le K di equilibrio, le equazioni di bilancio della massa e una equazione di bilancio di carica.

EQUAZIONI DI BILANCIO DELLE MASSE

re1azione tra la concentrazione analitica o stechiometrica di una data specie chimica e le concentrazioni di equilibrio delle varie forme in cui essa è presente in soluzione.

Es: acido debole H₂A C_o = [H₂A] + [HA^-] + [A^2-]

Quando ho questo acido debole e lo metto in soluzione questo sicuramente in parte si dissocia in HA^- e A^2-. Sicuramente posso dire che la somma tra la parte che non si è dissociata (H₂A) e le due parti dissociate è di la concentrazione analitica iniziale di H₂A. Quindi la materia si conserva e conoscendo due concentrazioni posso ricavare la terza.

EQUAZIONE DI BILANCIO DI CARICA

(espressione dell'elettroneutralità): Ogni soluzione deve essere elettricamente neutra: la concentrazione molare delle cariche positive (+) uguaglia sempre la concentrazione molare delle cariche negative (-). (Per le soluzioni acquose sono inclusi gli ioni H₃O⁺ e OH^-).

Esempio, sol. acquosa di Ba(C₂O₄)₂ + HCl B.C. = 2 [Ba²⁺] + [H₃O⁺] = [C₂O₄^2-] + [Cl^-] + [OH^-]

Per ottenere la concentrazione della carica di uno ione si deve moltiplicare la concentrazione molare dello ione per la sua carica (0,1 mol di Ba²⁺ forniranno 0,2 mol di carica positiva).

Forza di Acidi e Basi

La forza di un acido (o di una base) è determinata dal valore della K della sua reazione con il solvente acqua:

HA + H₂O ⇌ H₃O⁺ + A^-

Per poter fare un confronto tra le forze degli acidi dovrà fare un confronto prendendo costante il partner di reazione, in questo caso H₂O,

K_eq = _{[H3O⁺][A^-]}/^[HA] [H₂O] > 1

se le soluzioni sono a p_H costante, anche K'_eq è costante:

K' = _{[H3O⁺][A^-]}/^[EHA]

Più grande è il valore di K', maggiore è la forza dell'acido. Ci sono degli acidi che vengono considerati molto forti, come HCl, HNO₃, HClO₄, ma la loro forza è determinata in base al solvente acqua. Infatti la retta con acqua è sufficientemente oltre da staccare tutti i protoni in quasi quantità. Infatti l'acqua ha un effetto livellante e non possiamo sapere quali di questi acidi è più forte.

Per poter differenziare questi acidi deve farli reagire con una base più debole rispetto all'acqua.

Azione livellante H₂O: la tendenza di un protone ad accettare protoni (protonofila) o a donare protoni (protonofaga) determina la forza di una salute acida o basa in esso disciolta. HClO₄ e HCl sono entrambi forti in H₂O, ossia la loro reazione con il solvente è praticamente completa; ne consegue che in questo solvente non è possibile rivelare le differenze intrinseche delle loro acidità.

L'acqua è infatti definita un solvente livellante per i due acidi ma permettendo di solvente, le loro differenze di forza se come solvente reagiscono acido acetico anidro comporta o accettare protoni più deboli d'H₂O (base meno polare), pertanto dei due acidi si urgo con esso ad una reazione completa producendo i rispettivi equilivanti.

HClO₄ + CH₃COOH ⇌ CH₃COOH₂⁺ + ClO₄^- K = 8,4 · 10^-5

HCl + CH₃COO H ⇌ CH₃COOH₂⁺ + Cl^- K = 1,3 · 10^-8

Con diversi valori delle costanti di questi equilivanti si evince che HClO₄

* effettuare considerando il solo contributo della specie; se la concen- trazione è molto bassa (10^-8 M), il pH è quello dell'acqua pura. Se la con- centrazione è compresa tra 10^-6 e 10^-8 M, si esegue il calcolo del pH con il metodo iterattivo.

Altre ulteriori definizioni. Per tutte le specie in soluzione estremamente diluite (