Nomenclatura ossiacidi Kps e reazioni di neutralizzazione

Le piante non alofite ci hanno la stessa pressione osmotica del sangue. Se pongo in una soluzione de b 0,15 M di NaCl. Vogliamo trovare la pressione osmotica.

Π: 0,15 • 0,082 • 310 • 2 = 7,62 atm. Quindi le piante devono avere una pressione osmotica di 7,62 atm. EBULIOSCOPIA: innalzamento del punto di ebollizione di una so- luzione rispetto al solvente puro. Quindi una soluzione ha un pun- to di ebollizione maggiore rispetto al solvente puro. ΔTe = Ke • mol.p. CRIOSCOPIA: abbassamento del punto di congelamento di una solu- zione rispetto al solvente puro. Una soluzione acquosa congela a tem- perature negative. ΔTc = Kc • mol.p.

NOMENCLATURA OSSIACIDI

I nomi sistematici degli ossiacidi son formati aggiungendo il suffisso -ATO al nome dell’elemento centrale ed indicando con prefissi DI, TRI, TETRA, il numero di atomi dell’ossigeno e degli idrogeni presenti. Il numero di atomi di idrogeno si può omettere se viene indicato tra parentesi, il numero d’ossidazione dell’elemento centrle.

Esempio H₂SO₄ tetraosolfato di idrogeno o tetraosolfato (VI) di idrogeno H₂SO₃ triossolfato di idrogeno o triossolfato (IV) di idrogeno H₃PO₄ tetraossofosfato di idrogeno o tetraossofopato (V) di idrogeno HClO ossoclorato di idrogeno o ossoclorato (I) di idrogeno

I nomi tradizionali degli ossiacidi son così suddivisi: nell’uso di la norma IUPAC suggerisce di continuare ad usarli. La radice del nome è formata dall’elemento centrale. Con gli acidi il suffi- soglio è -ICO con n.d. ossidazione massimo. Gli elementi formano molti acidi (alogeni) oltre al suffisso -ICO si aggiungi il prefisso PER-. Il suffisso è invece -OSO per il n° di ossidazione inferiore.

Le p ale come soluzione de hanno la stessa pressione osmotica del sangue. Se sangue è una soluzione de h 0,15 M di NaCl. Vogliamo trovare la pressione esosmotica M 0,15 * 0,082 * 310,2 = 7,62 atm.

Quindi le p ale devono avere una pressione osmotica di 7,62 atm.

EBULIOSCOPIA: Innalzamento del punto di ebullizione di una soluzione rispetto al solvente puro. Quindi una soluzione ha un punto di eb ullizione maggiore rispetto al solvente puro. Δ T eb = K eb C mol.

CRIOSCOPIA: Abbassamento del punto di congelamento di una _soluzione rispetto al solvente puro. Una soluzione acquosa congela a temperature negative. Δ T cr = K cr C mol.

NOMENCLATURA OSSIACIDI

I nomi sistematici degli ossiacidi son formati aggiungendo il suffisso - ATO al nome dell’elemento centrale ed indicando con prefissi DI, TRI, TETRA, il numero di atomi dell'ossigeno e degli idrogeni presenti. Il numero di atomi di idrogeno si può omettere e viene indicato tra parentesi; il numero di ossidazione dell’elemento centrale.

Esempio:

• H₂SO₄ tetrafosfato di id rogeno o tetrafosfato (VI) di idrogeno
• H₂SO₃ tri ossosolfato di idrogeno o triossosolfato (VI) di idrogeno
• H₃PO₄ tetra ossosolfato di idrogeno o tetraossosolfato (VI) di idrogeno
• HClO ossoclorato di idrogeno o ossoclorato (I) di idrogeno.

I nomi tradizionali degli ossiacidi son coincidenti. nell'uso de sistema IUPAC consiste di continare ad usarli. La radice del nome è formata dall'elemento centrale. Per gli acidi il suffisso -ICO con il n° di ossidazione omonimo. Gli elementi formano molti acidi (alogeni); oltre il suffisso -ICO si aggiung e il suffisso PER-. Il suffisso si inverte -OSO per il m° di ossidazione superiore.

Se esiste un ossiacido con n⁰ di ossidazione ancora inferiore, il nome con uffisso -oso viene preceduto dal prefisso IPO-

Esempi:

HClO₄ → acido perclorico

HClO₃ → acido clorico

HClO₂ → acido cloroso

HClO → acido ipocloroso

H₂SO₃ → acido solforoso

H₂SO₄ → acido solforico

H₂PO₄ → acido fosforico

H₃PO₃ → acido fosforoso è molto debole

Negli acidi esistono anche altri prefissi: META, DI O PIROGli anidridi si ottengono da un ossiacido, togliendo una molecola di acqua.I biacidi o piroacidi si ottengono sottraendo due molecole di acqua.

H₃PO₄ − H₂O → HPO₃ ACIDO META-FOSFORICO

2H₃PO₄ − H₂O → H₄P₂O₇ ACIDO PIRO-FOSFORICO

PRODOTTO DI SOLUBILITA Kps

In una soluzione acquosa di un elettrolita (sale) poco solubile, in equilibrio con i suoi ioni, il prodotto delle concentrazioni molari degli ioni, ciascun elevato ad un potenza, uguale al coefficiente stechiometrico e costante ad una data temperatura. Anche il Kps è una costante di equilibrio.

AgCl(s) ⇌ Ag⁺ + Cl⁻ il poco solubile BR un Kps sarà:

Kps = [Ag⁺][Cl⁻] = 2,8·10⁻¹⁰

Più è piccola la KPS, meno è solubile il sale. Esistono alcuni composti che hanno un KPS di 10⁻⁵⁰ e quindi sono molto poco solubili.

Fe(OH)₃(s) ⇌ Fe³⁺ + 3OH⁻ KPS = [Fe³⁺][OH⁻]³ 4,10·10⁻³⁶

Per togliere le macchie di ruggine devo utilizzare un acido.

EFFETTO DELLO IONE COMUNE

AgCl ⇌ Ag⁺ + Cl^-

Se a questa soluzione aggiungo NaCl, la concentrazione degli ioni Cl^- aumenta. Ma la Kps non può variare. Quindi:

Kps = [Ag⁺] [Cl^-] = 2,8·10^-10 Ma siccome dei tre sopraciò la teiera e in questo la concentrazione di Ag⁺ deve diminuire. Questo è chiamato effetto dello ione comune.

La solubilità di una sostanza è espressa dalla concentrazione massima della sostanza in soluzione ad una data temperatura, ovvero della concentrazione della soluzione satura. Dipende dal solvente del soluto e dalla temperatura. Quando si parla di Kps il solvente è l'acqua, il soluto invece è una perdita solida.

Adesso calcoliamo la solubilità di una sostanza

AgCl ⇌ Ag⁺ + Cl^-

„„`s„.. ..rx. .... questo caso in cui ci sarebbe il liquido, bisogna aspettare molto tempo prima che ci sia la reazione.

Calcoliamo la solubilità:

Kps = [Ag⁺][Cl^-] = 2,8·10^-10 L'equilibrante è Ag⁺ = X, anile Cl^- = X

Quindi X² = 2,8·10^-10 X = 1/Kps

La solubilità è trovata moltiplicandosi X per il peso molecolare dove in questo caso S rappresenta il disagio dell'incrottu in acqua/gram in un litro di H₂O. X invece è la concentrazione espressa in mol/l delle ione argento o di cloruro o PM è il peso molecolare del cloruro d'argento. Questo meccanismo vale per tutte le redazioni solubili con rapporto 1:1. Onde le `height o mercurio HgS ultisi eseni questo meccanismo. Le considerano Fe(OH)₃ inverso

Fe(OH)₃ ⇌ Fe³⁺ + OH^- Questo è un un'ole del tipo 1:3

se il ferro = x, 2'OH sono 3X

Kps = [Fe³⁺] [OH^-]³ = X · (3X)³ Kps = 27X⁴ X = ⁴√Kps27

S = X · Ph_Fe(OH)3

REAZIONI DI NEUTRALIZZAZIONE

Le reazioni fra acidi e basi si chiamano reazioni di neutralizzazione. L'acido e la base, formando il sale, si neutralizzano:

ACIDO + BASE ⇌ SALE + H₂O

H₃O⁺ + OH^- ⇌ 2 H₂O + calore

In acqua la quantità di H⁺ +

OH^- è regolato da Kw e il p+^-

dottto tra le concentrazioni è 10^-14.

HCl + NaOH ⇌ NaCl + H₂O

Ogni reazione è accompagnato da una forte emissione di calore.

Se ho utilizzato lo stesso punto di acido di base, dette quantità equivalenti ottego solo e acqua. Questo l'acido e la forza dell'acido e della base è la stema, infatti ottengo un pH che non è neutro, ma è tipica di quel sole.

H₂SO₄ + 2 NaOH ⇌ Na₂SO₄ + 2 H₂O

Altra reazione di neutralizzazione.

COMPORTAMENTO SALI IN H₂O E VARIAZIONE DI PH.

Consideramo alcuni vari e vediamo come essi si comportano in acqua:

Na₂CO₃: se vogli la sua struttura. Bosta dire che è formato dalla ion eale

tura e dalle ionee sodium. Questi non e ido-termus

Na⁺ è le ione che proviene da NaOH, ovvero da una base molto forte,

quindi N⁺ è il suo acido composito debole. Spetti N⁺ non già reogge

gnò in acqua ma è limitò ad idrotarrare. Questo è un comportamento tipi

co di tutti i metalli alcalini e alcalino terrosi.

Cl^- deriviro da HCl, un acido forte, quindi Cl^- della e la sua base com è po

teo, è debole e in acqua non instaure nessin equilibrio acido-base, ni

idrataro relaamente. Quindi NaCl, quando va in acqua, non reagisce

così formmo regine acida base e il PH non è innastrato.

Na₂CO₃: è un sale formatò da Na⁺ e sali, in questo caso è un ilha

sione debolè ed è formalò da CO₃^2- che in acqua, essendo molto

debole, reagisce in acqua: CO₃^2- + H₂O ⟶ HCO₃^- + OH^-

Quindi, sciolgo Na₂CO₃ in acqua il pH aumenta e la soluzione di

vente basica, perchè in acqua si formano ioni OH^-.

NH₄Cl: sale formato da ioni NH₄⁺ e Cl^-.

Cl^- è una base debole e quindi non reagisce in acqua dal punto di vi

sta acido base. NH₄⁺ invece può dare della base NH₃ debole, quindi

di sono lo può trovare:

NH₄⁺ + H₂O ⟶ NH₃ + H₃O⁺ Quindi una soluzione in ui sciolga

deve un'ammonio diventa acida e il pH diminuisce.

CH₃COONa: questo è l'acetato di sodio: è formato da Na⁺ e CH₃COO^-.

Na⁺ è un catione alcalino quindi non reagisce.

CH₃COO^- invece deriva da un acido debole CH₃COOH, quindi questa base

congiugata non è debole. In soluzione acquosa farà:

CH₃COO^- + H₂O ⟶ CH₃COOH + OH^- Quindi se sciolgo CH₃COONa

in acqua, il pH è alto e avremo una soluzione basica.

CH₃COONH₄ l'acetato di ammonico, è formato da CH₃COO^- + NH₄⁺,

ma qui sia il catione sia l'anione reagiscono, quindi la previsione

del pH è più difficile, perchè non sappiamo se è più forte l'acido

o la base. Per questo bisogna conoscere le costanti. Se paragonolang

te loro uguali, la soluzione risulterà neutro.

Li₂SO₃ è formato da Li⁺ e SO₃^2- (solfito di litio)

3 solfto sono tutti riducenti perchè è zolfo ha n° di oxidazione +4, ma l'ob

tivo è di oxidazione è +6, quindi tenderà ad aumentare il suo n° di os

sidzione, quando è quindi a un riduzione.

Li⁺ è un metallo alcalino quindi in acqua non reagisce.

SO₃^2- deriva da H₂SO₃ e è debole, quindi la sua base è forte, in

acqua quindi farà:

SO₃^2- + H₂O ⟶ HSO₃^- + OH^- Quindi in acqua il pH aumenta e la

soluzione diventa basica.

AlCl₃: cloruro d'alluminio. È formato d'ioni Al³⁺ e Cl^-.