Soluzioni di elettroliti

Esame Chimica

Facoltà Ingegneria i

Appunto

Appunti di chimica su: definizione di elettrolita e conduttori di prima e seconda specie. Definizioni di acidi e basi (Arrhenius, Lewis, Bronsted-Lowry). Grado di dissociazione, concentrazione, coefficiente di Van't Hoff. Costante di dissociazione, legge della diluizione (Ostwald), entalpia di dissoluzione. Prodotto ionico dell'acqua, pH e pOH, soluzioni neutre/basiche/acide, indicatori di pH, soluzioni tampone. Prodotto di solubilità, solubilità degli elettroliti (solubile/non solubile). Retrocessione della ionizzazione e spostamento degli acidi deboli dalle soluzioni di sali. Idrolisi: base forte/acido forte, base debole, acido debole.

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Soluzioni di Elettroliti

Acidi basi in soluzione conducono l'elettricità

Valori diversi di tensione di vapore, pressione osmotica etc.

Si scindono in ioni (+ cationi - anioni)

Un elettrolita passa in soluzione

si dissocia se era costituito da ioni (NaCl)
si ionizza se aveva legami covalenti (HCl)

aumentano le particelle => proprietà colligative anomale

Conduttori

di prima specie: metalli flusso di elettroni, non trasporto di materia
di seconda specie: soluzioni di elettroliti: migrazione di ioni (= di materia)

NaCl → Na⁺ + Cl^-

HCl → H⁺ + Cl^-

Acidi poliprotici (e con più atomi di Idrogeno acido): la ionizzazione avviene in stadi successivi

H₂SO₄ → H⁺ + HSO₄^- → 2H⁺ + SO₄^--

Definizioni di acidi e basi (riformulate)

Arrhenius:

acido = dissociandosi, libera ioni H⁺
base = dissociandosi, libera ioni OH^-

(in sol. acquosa)

poi modificata: non "libera ioni" ma "aumenta la concentrazione di" (nessun riferimento alla dissociazione)

Brønsted-Lowry:

acido = capace di cedere un protone (H⁺)
base = capace di accettare (e fissare) un protone

A ↔ B + H⁺ acido base coniugata

Lewis:

acido = in grado di accettare una coppia di elettroni
base = in grado di cederla

NB: in soluzione in realtà i protoni (H⁺) si legano all'acqua a formare ioni H₃O⁺ (ione idronio)

Ionizzazione degli acidi: HNO₃ + H₂O ↔ H₃O⁺ + NO₃^-

per comodità si parla comunque di idrogenione (H⁺)

Prodotto ionico dell'acqua

Elettrolita (debole)

H₂O ↔ H⁺ + OH^-

2H₂O ↔ H₃O⁺ + OH^-

poco ionizzata → [H₂O] lo considero uguale alle moli d'acqua in 1L

K_w = [H⁺][OH^-]

a 25°C → K_w = 10^-14

[H⁺] = [OH^-] soluzione neutra
[H⁺] > [OH^-] soluzione acida
[H⁺] < [OH^-] soluzione basica (alcalina)

pH = -log₁₀ [H⁺]

pOH = -log₁₀ [OH^-]

pH + pOH = 14 (sempre!)

Indicatori di pH

assumono un colore diverso a seconda del pH della soluzione con cui sono a contatto. Solitamente sono acidi o basi organiche (deboli).

zona di viraggio

di circa 1-2 unità di pH in cui cambia colore = dove si sposta l'equilibrio (ionizzazione dell'indicatore)

Dettagli

Publisher

laura.tavian

A.A. 2015-2016

9 pagine

SSD Scienze chimiche CHIM/03 Chimica generale e inorganica

I contenuti di questa pagina costituiscono rielaborazioni personali del Publisher laura.tavian di informazioni apprese con la frequenza delle lezioni di Chimica e studio autonomo di eventuali libri di riferimento in preparazione dell'esame finale o della tesi. Non devono intendersi come materiale ufficiale dell'università Politecnico di Torino o del prof Bodoardo Silvia.