Unità 2 Chimica

Unità didattica 2

Concentrazione molare (molarità)

Esprime il numero di moli (n) di soluto contenute in 1ℓ di soluzione.

M = _nsoluto/^V_soluzione (mol/litri)

n = _{massa soluto}/^{massa molare} (g/mol)

Dipende dalla temperatura. Se varia in mol_ℓ, la concentraz. rimane sempre uguale.

Soluzione = Soluto + Solvente (minore quant.) (mag. quant.)

Molalità

Esprime il num. di moli di soluto contenute in 1kg di solvente puro.

m = _{moli di soluto}/^{massa di solvente} (mol)/(kg)

m = _n/^kg_solvente (mol)/(kg)

È un valore che non dipende dalla temperatura. Nel caso di soluzioni sia H₂O molto diluita le molarità coincide con la molalità poiché 1000g H₂O = 1ℓ.

Equilibrio chimico

A + B ↔ C + D

⇒ Irreversibile: A e B si trasformano definitivamente e completamente in C e D senza reazione di marcia (ness. complex).

⇒ Reversibile: I prodotti possono reagire fra loro e "ridare" A e B.

Unità didattica 2 - Concentrazione molare (molarità)

Esprime il numero di moli (n) di soluto contenute in 1l di soluzione.

M = _n^soluto/_V^soluzione (mole/litri)

n = _{massa soluto}/^{massa molare} (g/mol)

Formule inverse

• N = M • V
• V = n/M

Dipende dalla temperatura. Se varia in mol/l, la concentrazione rimane sempre uguale.

Soluzione = Soluto + Solvente (minore quant.) (mag. quant.)

Molalità

Esprime il n. di moli di soluto contenute in 1kg di solvente puro.

m = _n^mol/_kg^solvente (mol/kg)

È un valore che non dipende dalla temperatura. Nel caso di soluzioni sia H₂O molto diluita le molarità coincide con le molexil perché 1000 g H₂O = 1L.

Equilibrio chimico

A + B ⇌ C + D

Irreversibile: A e B si trasformano definitivamente e completamente in C e D senza variazioni.

Reversibile: I prodotti possono reagire fra loro e "ridanno" A e B.

La velocità di una reazione chimica dipende dalla concentrazione di reagenti: più ce n’è, più è veloce.

Mano a mano che A e B si trasformano, la velocità diminuisce (reazione diretta). Succede lo stesso con C e D che iniziano a reagire per ridare A e B (reazione inversa), iniziando da una concentrazione nulla e aumentando.

La concentrazione di A e B tendeva a diminuire, quella di C e D ad aumentare finché non sopraggiunge un valore costante.

La reazione diretta e quella inversa avvengono alla stessa velocità (non c’è un aumento).

Reazioni di equilibrio

Quando una reazione si ferma prima che tutti i reagenti si siano consumati, non cambia più la concentrazione dei reagenti o dei prodotti nel tempo.

Perché la reazione diretta (➔) e quella inversa (⟵) hanno la stessa velocità.

Perché l’energia cinetica dei reagenti e prodotti è uguale a quella dei prodotti.

ΔG = 0 ➔ i sistemi in equilibrio: non evolve in nessun senso. Il sistema passa da uno stato iniziale a uno finale, a temperatura e pressione costanti.

Tiene conto della tendenza dei sistemi a evolvere verso stati di minima energia o entropia (disordine).

Quindi per una reazione generale (dove a, b, c, d = coeff. stechiometrici)

aA + bB ➔ cC + dD

All’equilibrio vale K = [C]^c ⋅ [D]^d / [A]^a ⋅ [B]^b

Perciò una reazione è all’equilibrio quando il rapporto del prodotto dei prodotti e quello dei reagenti rispettano K.

La concentrazione dei reagenti e dei prodotti è costante nel tempo. Se K ha valore ALTO: equilibrio a destra, numero prodotti >= reagenti e viceversa, K=1 prodotti=reagenti.

K dipende dalla natura di una reazione e dalla temperatura. Esso in volo è caratteristico a quel di data temperatura. Differenza di entalpia (H=U + PV).

• ↳ Per reazioni endotermiche (ΔH>0) A+B + calore ➔ C+D. Se aumenta la temperatura allora aumenta il valore K, perché l’aumento di temperatura provoca lo spostamento dell’equilibrio verso destra.
• ↳ Per reazioni esotermiche (ΔH<0) A+B ➔ C+D + calore. Se aumenta la temperatura allora diminuisce il valore K, perché l’aumento di temperatura provoca lo spostamento dell’equilibrio verso sinistra. (La diminuzione della T riporta i due equilibri verso il senso opposto).

Principio di Le Châtelier (principio dell’equilibrio mobile)

Ci permette di prevedere come un sistema reagisca quando viene perturbato da un’azione esterna ➔ il sistema reagisce in modo da annullare o ridurre la sollecitazione stessa ripristinando l’equilibrio.

Diversi modi per perturbazione

• Variazione delle concentrazioni: Se si aumenta la conc. di una delle specie chimiche che partecipa a una reazione l’equilibrio si sposta per ottenere una concentrazione iniziale. Aumentando la concentrazione di uno dei reattivi l’equilibrio si sposta verso i prodotti e viceversa.
• Variazione della temperatura: il valore K cambia al variare della temperatura.
• Variazione della pressione e del volume: incide solo su reazioni gassose. Aumento pressione (diminuzione volume) → l’equilibrio si sposta dove c’è minor numero di molecole. Diminuzione pressione (aumento volume) → l’equilibrio si sposta dove c’è maggior numero di molecole.
• Influenza del catalizzatore: non influisce K ma agisce sulla velocità in cui viene raggiunto l’equilibrio chimico.

Solubilità

Quantità di soluto disciolto in una determinata quantità di solvente quando la soluzione è saturata.

L’acqua è il solvente più comune - le soluzioni acquose possono essere:

• Molecolari
• Ioniche

Gli ioni presenti in una soluzione derivano dalle sostanze sciolte e quindi la loro natura dipende dalla natura di queste. Si dividono in 3 categorie:

• Soluzioni saline
• Acide
• Basiche

(Tutte contengono sia anioni che cationi)

In una soluzione satura di soluto ionico (es.: sale) si stabilisce un equilibrio eterogeneo (di genere diverso, es. solido-gas/liquido-gas, etc.) tra il soluto sciolto e la parte indissciolta (solida), la costante di equilibrio (che comprende anche ciò che non è sciolto) è chiamata Kps ed è detta costante prodotto di solubilità.

Per un composto ionico generico A_xB_y ↔ x A^y+ + y B^x-

La Kps = [A^Y]^x [B^-x]^y / [A_xB_y]

Esercizio - esempio

Calcolare Kps di BaF₂, la cui solubilità = 7,50•10^-3 mole/litro.

BaF₂ → Ba²⁺ + 2F^-

Concentrazione iniziale (M) = 0 M per entrambi.

Variazione concentrazione: 7,50•10^-3 / 2(7,50•10^-3) → 1,50•10^-2

Kps = 7,50•10^-3 (1,50•10^-2)² = 1,7•10^-4

Acidi e basi

Brønsted-Lowry: Un acido è tale se è capace di cedere un protone (= ione H⁺) ad un'altra sostanza che per il fatto di accettare un protone è definita base.

AH + B → A^- + BH⁺

Acido base (Ione coniugato base) (Ione coniugato acido)

Più l'acido è debole, più forte è la nuova base coniugata. Un acido in acqua cede il protone all'acqua che quindi è una base.

Acido forte = cede completamente il protone (dissociato). Altrimenti è debole (non completamente dissociato).

Base forte: la reazione procede completamente verso destra, altrimenti è debole.

(O^2- + H₂O → OH^- + OH^-)

(NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH^-)

Le reazioni degli acidi e delle basi sono regolate dal valore delle costanti: e.g., K_a e K_b.

Più grande è il valore di K, meno debole è l'acido/base.

Nel caso di un pK - tanto più piccolo è il valore di K, tanto meno debole (-logK).

L'acqua si comporta sia da acido che da base H₂O + H₂O → H₃O⁺ + OH^-.

k = [H₃O⁺][OH^-] a 25° ha valore di 1,0 · 10^-14

Quindi la concentrazione di H₃O⁺ è uguale a quella di OH^- (equimolari rapporto 1; il loro prodotto è 10^-14, ovvero la concentrazione di ciascuno dei due ioni è 10^-7).

Condizione di neutralità di una soluzione acquosa

[H⁺][OH^-] = 1 · 10^-14

Il prodotto delle due concentrazioni deve sempre essere = 14 (cioè 10^-14).

L'acidità e la basicità di una soluzione acquosa viene misurata con il pH.

pH= -log₁₀[H₃O⁺]

pOH= -log₁₀[OH^-]

RICORDA: pH + pOH = 14; conoscendo uno si ricava l'altro.

La neutralità è definita da pH = 7 e pOH = 7.

Soluzione ACIDA: concentrazione di H₃O⁺ > 10^-7 ⇒ pH < 7

Soluzione BASICA: concentrazione di H₃O⁺ < 10^-7 ⇒ pH > 7

Tabella

pK_L

-3 / -6 = Acido debole

+0 / -2 = Acido forte

-11 / -8 = Base debole

-12 / -14 = Base forte

Soluzioni tampone

Serve per mantenere pressoché invariato il pH di una soluzione quando ad essa si aggiungono moderate quantità di acido/base.

È ottenuta da una miscela di base debole + acido coniugato/sale acido forte, acido debole + sale basico forte.

I componenti di una coppia acido-base coniugata differiscono proprio per un protone H⁺.

Tabella

Acidi Brønsted-Lowry

Forti

• HClO₄
• HI
• HBr
• HCl
• H₂SO₄
• HNO₃

Deboli

• H₃O⁺
• HNO₂
• H₂CO₃
• H₂S
• HCIO
• HCN
• CH₃COOH

Basi Brønsted-Lowry

Forti

• O₂
• H^-
• OH^-
• NH₂
• NaOH

Deboli

• NH₃
• CO₃^2-
• CN^-
• H₂PO₄^-

Formule per calcolare pH, pOH, pK

Per trovare il pH in acidi/basi forti:

• Acidi Forti -> -log (concentrazione) -> = M
• Basi Forti -> +14 - (-log(M))

Avendo pH se cerco la concentrazione di H⁺ devo elevare 10^-pH

Quindi: [H⁺] = 10^-pH mol/L

"OH^-"

Esempio: trova pH di HCl 0,01M -> HCl = acido forte -> -log (0,01)

Esempio: KOH = base forte -> 14 - (-log (0,01)) -> 12