Riassunto Chimica Generale e Inorganica, prof L. Storaro

K RT

p a b p c

P P

a b

reagenti

Reazione in ambiente acquoso: [H O] = costante non compare in espressione di K



2

Eq eterogeneo = tra reagenti/prodotti in fasi differenti concentrazione solidi e



liquidi puri (rimane costante) non viene inclusa nell'espressione di Kc. Non si conta

numero di moli nel calcolo di A T° costante Kp dipende solo da pressioni di fasi

n.

gassose Kp = Pgas.



Quoziente di reazione Qc = calcolato sostituendo concentrazioni iniziali reagenti e

prodotti nell’espressione di Kc. Qc > Kc sistema evolve a SX per raggiungere eq; Qc



= Kc sistema è all’eq; Qc < Kc sistema evolve a DX.

 

Calcolo concentr equilibrio: esprimere c eq di tutte le specie con le c iniziali e

incognita x, che rappresenta variazione di c (metodo ICE: c iniziale, cambiamento,

equilibrio); scrivere espressione di Kc con le c eq; se è noto il valore di Kc ricavare la

x; calcolare le c eq di tutte le specie.

Principio Eq mobile di Le Chatelier: se una perturbazione esterna agisce su di un

sistema all'equilibrio, il sistema si assesta in modo da rimuovere la perturbazione e

raggiungere un nuovo stato di equilibrio.

1. Variazione concentrazione Eq si sposta, K non cambia:



> prodotti, < reagenti Eq a SX

 

< prodotti, > reagenti Eq a DX

 

Es: produzione emoglobina, Hb (aq) + O (aq) ⇄ HbO (aq) alta quota: [O ]



2 2 2

diminuisce, eq si sposta a SX, < ossigeno veicolato per acclimatarsi



necessario aspettare che eq di ripristini.

2. Variazione volume e pressione Eq si sposta, K non cambia:



> P, < V Eq dove ci sono meno moli gas

 

< P, > V Eq dove ci sono più moli gas

 

3. Variazione temperatura Eq si sposta, K cambia:



> T < K (eq a SX) se reazione esotermica, > K (eq a DX) se

 

endotermica

< T > K (eq a DX) se reazione esotermica, < K (eq a SX) se

 

endotermica

4. Aggiungendo un catalizzatore Eq non si sposta, K non cambia: abbassata



energia di attivazione per reazione diretta e inversa sistema raggiunge



prima eq.

Cap 15 – Acidi e basi

Acido = sostanza che in acqua produce H+ (Arrhenius) – donatore protoni (Bronsted).

Liberato uno o più H+: acidi monoprotici, diprotici, triprotici. Protone H : difficile che

+

esista in natura data la sua alta reattività si lega ad una molecola di acqua



formando ione idronio H O . Base = produce ioni OH- (Arrhenius) – accettore

+

3

protoni (Bronsted).

Base + acido ⇄ acido coniugato + base coniugata es NH + H O ⇄ NH + OH

4+ -

 3 2

Neutralizzazione = acido + base sale + acqua



Autoionizzazione o autoprotolisi dell’acqua

H O (l) ⇄ H+ (aq) + OH- (aq) in realtà: 2H O (l) ⇄ H O+ (aq) + OH-. Acqua è



2 2 3

sostanza anfotera = si comporta sia da base che da acido.

Equazione Kc = [H+][OH-]/[H O] [H O] costante Prodotto ionico dell’acqua

 

2 2

Kw = [H+][OH-]

Kw valido a una determinata T° a 25°C Kw = 1*10 -14



pH = -log [H+] (inversamente proporzionale a c H+)

[H+] = [OH-], [H+] = 1*10 pH = 7, soluzione neutra

-7

 

[H+] > [OH-], [H+] > 1*10 pH < 7, soluzione acida

-7

 

[H+] < [OH-], [H+] < 1*10 pH > 7, soluzione basica

-7

 

pOH = -log [OH-]

[H+][OH-] = Kw = 1*10 (-log di entrambi i membri) –log [H+] –log [OH-] = 14

-14  

pH + pOH = 14

Elettroliti forti = in acqua si ha 100% dissociazione Eq totalmente spostato a DX



(prodotti), freccia unica, Kc infinita

(aq) (l) (aq) (aq)

Acidi forti HCl + H O → H O + Cl base coniugata Cl-

+ -

  

2 3

dell’acido forte HCl non ha forza misurabile non reagisce e si solvata



(s) (l) (aq) (aq)

Basi forti NaOH + H O → Na + OH acido coniugato Na+

+ -

  

2

della base forte NaOH non ha forza misurabile non reagisce e si solvata



Elettroliti deboli = no completa dissociazione Eq spostato a SX (si formano pochi



prodotti), doppia freccia, Kc ha valore misurabile

(aq) (l) (aq) (aq)

Acidi deboli HF + H O ⇄ H O + F

+ -

  2 3

(aq) (l) (aq) (aq)

Basi deboli NO + H O ⇄ OH + HNO

2- -

  2 2

Acidi deboli HA costante ionizzazione acida Ka

 +¿

¿

H

¿

−¿

(aq) (aq) (aq)

HA ⇄ H + A (> Ka > forza acido debole)

+ -  

¿

A

¿

¿

=¿

K a

Basi deboli costante ionizzazione basica Kb

 +¿ ¿

N H 4

¿

−¿

(aq) (l) (aq) (aq)

NH + H O ⇄ NH + OH (> Kb > forza base debole)

+ -  

¿

3 2 4 O H

¿

¿

=¿

K b

Coppia acido debole e sua base coniugata (o viceversa) Ka*Kb = Kw



Problemi pH acidi/basi deboli:

Identificare specie con possibile effetto sul pH

 Usare ICE per concentr iniziale, variazione e concentr all’eq incognita x

 

Scrivere Ka/Kb in funzione di x

 Ricavare x esattamente o con approssimazioni (non considerare variazione - x

 dell’acido/base debole x deve risultare < 5% della concentrazione da cui è



sottratta)

Calcolare altre concentr/pH/pOH



Struttura molecolare e forza acido:

Forte legame acido più debole: es HF (debole) < HCl < HBr < HI (forti)

 

Ossiacidi: H che rendono acida una molecola sono quelli legati all’ossigeno.

 Ossiacidi con atomi centrali dello stesso gruppo e con stesso num di

 ossidazione: > elettronegatività atomo centrale > forza acido: es HClO >

 3

HBrO 3

Ossiacidi con stesso atomo centrale ma differenti qtà gruppi legati: > num di

 ossidazione > forza acido: es HClO > HClO > HClO > HClO

 4 3 2

Proprietà acido-base dei sali:

Soluzioni Neutre pH = 7 Sali derivati da base forte e acido forte

 

(s) (aq) (aq)

NaCl → (H O) Na + Cl Na+ acido coniugato a base forte NaOH, si

+ - 

2

solvata; Cl- base coniugata a acido forte HCl, si solvata.

Soluzioni Basiche pH > 7 Sali derivati da base forte e acido debole

 

(s) (aq) (aq)

NaCH COO → (H O) Na + CH COO Na+ si solvata (vedi sopra);

+ - 

3 2 3

CH COO- base coniugata a acido debole CH COOH, reagisce con H O liberando

3 3 2

ioni OH- carattere basico soluzione.



Soluzioni Acide pH < 7 Sali derivati da acido forte e base debole

 

(s) (aq) (aq)

NH Cl → (H O) NH + Cl Cl- si solvata (vedi sopra); NH + acido

4+ - 

4 2 4

coniugata a base debole NH , reagisce con H O liberando ioni H+ carattere



3 2

acido soluzione.

Sali con cationi metallici piccoli e altamente carichi es AlCl 3Cl- si



3

(aq) (aq)

solvatano (vedi sopra); Al si idrata Al(H O) ⇄ Al(OH)(H O) + H

3+ 63+ +

 2 2 5

(aq) idrolisi acida di Al 3+



Soluzioni in cui si idrolizzano sia catione che anione: Kb anione > Ka catione

 

soluzione basica; Kb < Ka acida; Kb ≈ Ka neutra.

 

Acidi/Basi di Lewis

Acido = sostanza che può accettare una coppia di e- (doppietto) es H+, BF

 3

Base = può donare una coppia di e- es OH-, NH

 3

Capitolo 16 – Equilibri acido-base e di solubilità

Effetto ione comune = cambiamento dell’eq (per principio Le C.) causato

dall’aggiunta di una sostanza con uno ione in comune con la soluzione soppressa



ionizzazione di un acido o base debole, es acetato di sodio e acido acetico (i.c. ione

acetato).

Soluzione sale NaA + acido debole HA: Ka (HA) = [H+][A-]/[HA] [H+] = Ka[HA]/[A-]



Applico –log a entrambi membri, inverto ultimo termine; –log[H+] = pH e -logKa = pKa

-log[H+] = -logKa + log[A-]/[HA] pH = pKa + log[A-]/[HA]



[ ]

sale

+log

pH= p K Equazione di Henderson-Hasselbalch

a [ ]

acido

[ ]

sale

+

pOH= p K log (se abbiamo base debole + suo sale)

b [ ]

base

Soluzione tampone = Acido/Base debole + suo sale aggiungendo una piccola



qtà di qualsiasi acido o base (debole o forte) il pH di questa soluzione subirà solo una

lieve variazione. Es: sangue (H CO e HCO ), pH mantenuto attorno alla neutralità.

2 3 3 [ ]

base coniugata

+log

pH= p K

Si può usare Eq H-H generalizzata  a [ ]

acido

Soluzione equimolare HA + sale Na+A- pH = pKa



 Aggiungendo acido forte HCl esso dissocia in H+ e Cl- questo H+ + A- → HA



nuovo num moli HA sarà moli iniziali HA + moli HCl aggiunte; nuovo num moli



A sarà moli iniziali A - moli HCl aggiunte.

- -

Aggiungendo base forte NaOH essa dissocia in Na+ e OH- OH- + HA → A- +

 

H O nuovo num moli sarà moli iniziali HA – moli NaOH aggiunte; nuovo num



2

moli A- sarà moli iniziali A- + moli NaOH aggiunte.

Titolazione: soluzione a titolo (concentrazione) noto gradualmente aggiunta ad altra

soluzione a titolo sconosciuto, finchè non viene raggiunto il punto di equivalenza, in

cui reazione chimica tra le due soluzioni è completamente avvenuta. Pto equivalenza

segnalato da un indicatore, sostanza che cambia colore a tale punto es



fenolftaleina (trasparente-rosa pH = 8-10), rosso metile (giallo-rosso 4-6), blu di

bromotimolo (giallo-blu 6-8). (aq) (aq) (l)

Titolazione Acido forte con Base forte H+ + OH- → H O

  2

(+sale)

Inizio: soluzione acida pto equivalenza pH = 7 soluzione basica (eccesso

 

OH-)

Base forte-Acido forte comportamento opposto

  (aq) (aq) (aq)

Acido debole-Base forte CH COOH + OH- → CH COO- + H O

  3 3 2

(l ) (aq) (l) (aq)

Inizio: soluz acida, tampone pto Eq: CH COO- + H O ⇄ CH COOH

 3 2 3

(aq)

+ OH- pH>7

 (l)

Base debole-Acido forte H+ (aq) + NH (aq) → NH + (aq) + H O

  3 4 2

(l)

Inizio: soluz basica, tampone pto Eq: NH + (aq) + H O ⇄ H+ (aq) + NH

 4 2 3

(aq) pH<7



Sali poco solubili (non dissociano al 100%) Equilibrio di solubilità



AgCl (s) ⇄ AgCl (aq) → Ag+ (aq) + Cl- (aq) si può scrivere: AgCl (s) ⇄ Ag+ (aq) + Cl-



(aq) +¿

¿

Ag

¿

Costante di solubilità (non contare fasi solide)

−¿

¿

Cl

=¿

K sp

Aggiungendo solido ionico in soluzione acquosa:

Q < Ksp, s