Riassunto chimica generale ed esercitazioni

REAZIONI IN SOLUZIONE ACQUOSA

I legami H hanno un'energia di legame (20-50 Kj/mol) inferiore a quella dei legami covalenti, ma superiore a quelle delle altre forze intermolecolari. A bassi livelli di energia cinetica (bassa temperatura), questi legami tengono insieme le molecole andando a costituire una fascia solida. Questa energia può essere vinta dall'energia cinetica che le molecole di H O assumono con la temperatura.

Soluzione: miscela omogenea di 2 o più sostanze

• Soluti: sostanze presenti in minore quantità
• Solvente: sostanza presente in maggiore quantità

I soluti che si dissolvono in acqua possono essere suddivisi in due categorie a seconda della capacità di condurre energia elettrica.

• Elettrolita: soluto che in acqua produce una soluzione che conduce elettricità
• Non-elettrolita: soluto che in acqua produce una soluzione che non conduce elettricità

Gli elettroliti possono essere forti o deboli in funzione della

loro capacità di formare anioni e cationi: SOLVATAZIONE (idratazione) Un singolo ione in soluzione acquosa viene circondato da molecole di acqua in un modo non casuale. La solubilità è la massima quantità di soluto che si scoglie in una data quantità di solvente ad una specifica temperatura. EQUILIBRIO, CONCENTRAZIONI E ATTIVITÀ Se esistono forze tra i soluti (forze ioniche per elettroliti) queste provocano interazioni che limitano la solubilità, la mobilità e la disponibilità di queste molecole. ∗ca=f f= coefficiente di attività Quando la soluzione è diluita (0,01-1 M): f=1 e l’attività coincide con la concentrazione (a=c) La concentrazione attiva di una molecola in una soluzione è quella effettiva solo nel caso di soluzioni diluite. Attività: effettiva concentrazione di un soluto in soluzione, ossia l’effettivo numero di particelle che risultano disciolte (e quindi disponibili perm/V): V =volume /volume ∗100%. soluto soluzionevV/V):m =volume /volume%. soluto soluzionevIn 80 mL di soluzione devo avere 10 mL di EtOH per avere una soluzione al 12,5% perché ha una densità di 0,789g/ml, che moltiplicata per 10 ml corrisponde a 7,89g di etanolo necessario.Se moltiplico 80ml per 12,5% ottengo 10ml, che equivale alla quantità di etanolo necessario.10. acidi e basiACIDI E BASIUn'estensione della definizione Bronsted è il concetto della coppia acido-base coniugata.- La base coniugata di un acido di Bronsted è la specie che rimane quando un protone è stato rimosso dall'acido.- Un acido coniugato risulta dall'aggiunta fi un protone ad una base di bronsted. -Queste reazioni possono anche essere definite come reazioni di ionizzazione (nel caso di NH la base produce OH )3NH è una base anche secondo Arrhenius3Se la reazione tra ammoniaca e acido cloridrico avviene in fase gassosa, l'ammoniaca non è una base di Arrhenius:FORZA DI ACIDI E BASIGliacidi forti: sono forti elettroliti che si ionizzano quasi completamente in H+ e O2-. La maggior parte degli acidi forti sono acidi inorganici: HCl, acido nitrico HNO3, e acido solforico H2SO4. All'equilibrio le soluzioni di acidi forti non contengono molecole di acido non ionizzato. Sono reazioni irreversibili. La maggior parte degli acidi sono acidi deboli, ovvero ionizzano solo in misura limitata in acqua. All'equilibrio, le soluzioni acquose di acidi deboli contengono una miscela di molecole di acido ionizzato (A-), ioni H+ e base coniugata; esempi di acidi deboli sono l'acido fluoridrico (HF), l'acido acetico (CH3COOH) e ione ammonio (NH4+). Basi forti: Basi deboli: la ionizzazione limitata è correlata alla costante di equilibrio per la ionizzazione (costante di acidità) IDENTIFICARE ACIDI E BASI ACIDITA DELL'ACQUA L'acqua è un elettrolita molto debole (cattivo conduttore di energia elettrica), ma in piccola parte.

subisceionizzazione:Una sostanza che può agire sia da base che da acido è detta anfotero. + -in pratica possiamo cambiare [H⁺] oppure [OH^-] in soluzione, ma non possiamo variare entrambe le concentrazioni in modo indipendente.

−6+¿=1,0∗10 M -Se aggiungiamo un acido in modo che la concentrazione di OH^- cambierà:¿[H⁺]

EQUILIBRIO OMOGENEO: ACIDI DEBOLI

Considerando la dissociazione di un acido debole come l'acido acetico CH₃COOH l'acqua è in grande eccesso,3rimane costante e non entra quindi in gioco nella ionizzazione

Supponendo che CH₃COOH sia in concentrazione 1M in 1 L di acqua, qual è la [H₂O]?3 2

Quindi l'acqua è 55,5 M, molto più elevata dell'acido acetico (1M) e non varia significativamente durante lareazione.

Definire l'equilibrio in funzione delle concentrazioni ha senso solo per concentrazioni diluite; un esempio di equilibrio omogeneo è quindi dato da reazioni che

avvengono tra molecole in soluzione con M compreso tra 0,001 e 1. Le costanti di acidità K (o di ionizzazione...) per tutti gli acidi deboli sono relativamente piccole e più è piccola la costante, meno l'acido ionizza. Come formula generale per un acido debole possiamo scrivere: Dato che i valori della costante di acidità sono numeri molto piccoli e quindi scomodi da utilizzare, si utilizza: PH: UNA MISURA DELL'ACIDITÀ DELL'ACQUA Il pH di una soluzione è il logaritmo negativo della concentrazione di ioni idrogeno (in mol/L). La definizione di pH e tutti i calcoli che coinvolgono concentrazioni di soluzione discussi precedentemente sono soggetti a errore perché abbiamo assunto implicitamente un comportamento ideale delle soluzioni. In realtà la formazione di coppie di ioni e altri tipi di interazioni intermolecolari possono influenzare l'attività (α) delle specie in soluzione. Per

questo va sostituito il termine di concentrazione con attività, che è la concentrazione relativa alle molecole chimicamente disponibili

Bisogna tenere presente che il pH misurato di una soluzione può non essere uguale a quello calcolato dall'equazione basata sulle concentrazioni poiché la concentrazione dello ione H in M non è numericamente uguale al suo valore in attività.

La formula accurata per calcolare il pH di un acido debole ad una data concentrazione =c, sarà quindi:

ESEMPI

BASI DEBOLI E COSTANTI DI IONIZZAZIONE

K è la costante di ionizzazione basica.

Tutte le considerazioni relative alle basi deboli possono essere trattate come quelli degli acidi tranne per il fatto che sono da risolvere in funzione di [OH-] invece che di [H+].

RELAZIONE TRA ACIDI E BASI CONIUGATE

Quindi: queste equazioni ci permettono di trarre una conclusione importante: più è forte l'acido (più grande è K), più

deboleaè la sua base coniugata (più piccola è K ) e viceversa. ESEMPIO: -5 Se K dell’acido acetico è 1,8 x 10^-5, calcoliamo K : a b Si usa spesso l’operatore p (=-log) anche per portare i valori bassi delle K a numeri più facili da maneggiare: pH: UNA MISURA DELL’ACIDITA IN ACQUA Dobbiamo prestare attenzione a soluzioni estremamente concentrate (dove la concentrazione [] e l’attività non coincidono) o a soluzioni estremamente diluite. ESEMPIO: -8 Immaginiamo una soluzione di HCL 10 M. Essendo molto diluita dobbiamo tenere in considerazione anche l’autoionizzazione dell’acqua. Il grado di dissociazione di un acido è dipendente dal pH della soluzione in cui è sciolto. ACIDI DI COMUNE UTILIZZO: ALOACIDI Tre fattori influenzano la misura in cui l’acido subisce la ionizzazione: 1. La forza del legae H-X: più forte è il legame, più difficile è la rottura della molecola e quindi

più debole saràl’acido Hl dovrebbe essere l’acido più forte e HF il più debole.

2. La polarità del legame H-X: la differenza di elettronegatività tra H e X determina la polarità e il carattere ionico del legame HF dovrebbe essere l’acido più forte a causa del maggiore accumulo di cariche positive e negative sugli atomi He F

3. La stabilità della base coniugata: in questo caso dipende dalla capacità di delocalizzare la carica negativa sul più ampio volume possibile: quindi l’I- è più stabile di F

Il fatto che Hl sia un acido forte e che HF sia un acido debole indica che l’entalpia di legame e la stabilizzazione della base coniugata predominano nel determinare la forza acida degli acidi binari.

ACIDI DI COMUNE UTILIZZO: OSSIACIDI

Contengono H, O e un altro elemento Z, che occupa una posizione centrale. L’atomo centrale Z potrebbe anche avere altri gruppi collegati ad esso: se Z

È un elemento elettronegativo, o è in uno stato di ossidazione elevato, attirerà gli elettroni, rendendo così il legame Z-O più covalente e il legame O-H più polare. EQUILIBRIO ACIDO/BASE E PERCENTUALE DI IONIZZAZIONE Più forte è l'acido e maggiore sarà la percentuale di ionizzazione. Per un acido monoprotico HA, la concentrazione dell'acido che subisce ionizzazione è uguale alla concentrazione degli ioni H+ o alla concentrazione degli ioni A- all'equilibrio. Pertanto, possiamo scrivere la percentuale di ionizzazione come: [HA ionizzato] / [HA totale] * 100 Osserviamo la variazione di pH di un singolo acido debole (HNO2) in soluzione in funzione della concentrazione.