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Equilibri in soluzione Appunti scolastici Premium

Il corso di Chimica Medica è tenuto dal prof. Massimiliano Coletta
CENNI INTRODUTTIVI - Tabella periodica degli elementi e nomenclatura inorganica.
COSTITUZIONE DELL 'ATOMO - Particelle elementari: protone, neutrone, elettrone. Isotopi. Elettroni e configurazione elettronica degli atomi. Numeri quantici ed orbitali. Auf-bau. Il legame chimico.
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Esame di CHIMICA MEDICA docente Prof. M. Coletta

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EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE

12.A PRE-REQUISITI 12.B PRE-TEST

Prima di iniziare a lavorare su questa Unità, dovresti Calcola il volume di NaOH 0,001 M che neutralizza

essere in grado di: 800 cm di una soluzione di CH COOH a pH 4,0.

3 3

comprendere i concetti di mole e di equivalente;

• (K = 1,7 10 )

-5

a

distinguere tra miscele omogenee ed eterogenee e

spiegare cos’è una soluzione; Soluzione

definire i diversi modi per esprimere la

concentrazione di una soluzione; 12.C OBIETTIVI

definire la costante di equilibrio di una reazione e

• Al termine di questa Unità dovrai essere in grado di:

spiegarne il significato; descrivere il comportamento degli elettroliti in

spiegare il significato dell’equilibrio chimico in

• soluzione, comprendere il meccanismo della

quanto equilibrio dinamico; dissociazione e definire il grado di dissociazione (α);

data una reazione di equilibrio, calcolare la

• comprendere la distinzione tra elettroliti forti e deboli;

concentrazione di tutte le specie all’equilibrio, nota la enunciare le definizioni di acido e base che si sono

costante di equilibrio; storicamente succedute ed associarle ad esempi di

descrivere in generale cos’è una titolazione ed

• reazioni acido-base;

effettuare calcoli usando il prodotto del volume per applicare la distinzione tra elettroliti forti e deboli

la normalità; agli acidi e alle basi;

effettuare operazioni con valori numerici espressi

• comprendere il significato del pH e conoscere i valori

in notazione esponenziale; che esso può assumere;

applicare il logaritmo decimale nei calcoli di pH. calcolare il pH a partire dalla [H ] o dalla [OH ] e,

• + -

EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE

Quindi, l’elettrolita in soluzione dà luogo al

viceversa, risalire alla concentrazione di [H ] e di

+ fenomeno della DISSOCIAZIONE ed in base alle

[OH ] partendo da un valore di pH;

- modalità con cui questa avviene si distinguono:

comprendere il significato del prodotto ionico

dell’acqua (K ) ed usarlo nella risoluzione di elettroliti FORTI, completamente dissociati in

w

problemi; ioni, rappresentati dai sali, da alcuni acidi e alcune

basi;

calcolare il pH di soluzioni di acidi e basi forti;

• elettroliti DEBOLI, parzialmente dissociati in

calcolare il pH di soluzioni di acidi e basi deboli,

• ioni e parzialmente presenti sotto forma di molecole

valutando la dissociazione mediante la costante di non dissociate, rappresentati soltanto da acidi e basi.

equilibrio; Ad esempio, consideriamo una soluzione acquosa di

spiegare gli aspetti essenziali delle reazioni di

• NaCl (elettrolita forte): il cloruro di sodio è

idrolisi, delle titolazioni, degli indicatori acido-base e completamente dissociato e la sua dissociazione si

delle soluzioni tampone; può scrivere (sottintendendo il solvente):

descrivere gli equilibri di solubilità di sostanze poco

solubili e definire il prodotto di solubilità (K ).

s →

NaCl Na + Cl

+ -

12.1 INTRODUZIONE: SOLUZIONI DI Nel caso di una soluzione acquosa di HCN, l’acido

ELETTROLITI cianidrico (elettrolita debole) si dissocia solo in parte

e si stabilisce un equilibrio tra le molecole

Si definiscono ELETTROLITI tutte le sostanze indissociate e gli ioni:

che in soluzione si scindono totalmente o

parzialmente in ioni, cioè in particelle cariche

(CATIONI con carica + e ANIONI con carica -). HCN + H O è H O + CN

+ -

2 3

EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE

La forza di un elettrolita può essere misurata 12.2 ACIDI E BASI

mediante il GRADO DI DISSOCIAZIONE (α):

α esprime la frazione di molecole che si è dissociata, 12.2.1 DEFINIZIONI DI ACIDO E BASE

ed è data dal rapporto tra il numero di particelle

dissociate ed il numero totale di particelle Nel corso dei secoli gli ACIDI e le BASI sono state

inizialmente presenti (vedi anche proprietà definite in vari modi, e ogni nuova definizione ha

colligative per soluzioni di elettroliti). Il grado di cercato di comprendere un numero

dissociazione può assumere valori compresi tra 0 e 1 progressivamente maggiore di casi rispetto alla teoria

e per un elettrolita forte è sempre uguale a 1. precedente.

Gli equilibri che si stabiliscono tra ioni in soluzione 1. ARRHENIUS

acquosa vengono interpretati secondo le leggi Gli ACIDI sono sostanze che in acqua si

generali che regolano gli equilibri chimici. dissociano per dare ioni H , ad esempio:

+

Verranno considerati due tipi di equilibri ionici: →

HCl H + Cl

+ -

l’equilibrio che si stabilisce tra una specie

indissociata ed i suoi ioni dissociati (equilibri di Le BASI sono sostanze che reagiscono con gli ioni

dissociazione), che spesso riguarda acidi e basi; H per formare acqua, ed alcune di esse si

+

l’equilibrio esistente tra un solido indisciolto e le

• dissociano in acqua generando ioni OH , come:

-

sue specie disciolte (equilibri di solubilità). →

NaOH Na + OH

+ -

NaOH + H Na + H O

+ + 2

Oggi sappiamo che gli ioni H in soluzione acquosa

+

EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE

(gli indici 1 e 2 mettono in relazione le coppie

si associano con molecole polari di acqua e formano coniugate)

H O (ione ossonio, o idronio). Per semplicità,

+

3

spesso nelle reazioni si scrive H invece di H O .

+ +

3 NH + H O è NH + OH -

4+

3 2

2. BRÖNSTED-LOWRY B A A B

1 2 1 2

Un ACIDO è un donatore di protoni, ad esempio:

• →

HCl + H O H O + Cl

+ - Si dice che essa ha comportamento anfiprotico, in

2 3 quanto può cedere o acquistare un protone; per la

dissociazione dell’acqua (su cui torneremo per

Una BASE è un accettore di protoni, ad esempio:

• definire il prodotto ionico dell’acqua) si ha:

+ H O→ NH + OH

NH -

4+

3 2 H O + H O è OH + H O

- +

Quando un acido cede H si trasforma nella sua

+ 2 2 3

A B B A

base coniugata, e analogamente quando una base 1 2 1 2

In questo caso, una molecola d’acqua si comporta da

acquista H genera il suo acido coniugato; ad

+ acido, l’altra da base.

esempio, Cl è la base coniugata di HCl ( e viceversa)

-

e NH l’acido coniugato di NH (e viceversa).

4+ 3 3. LEWIS

L’acqua può comportarsi sia da acido che da base a Un ACIDO è un accettore di una coppia di

seconda delle reazioni: •

elettroni

Una BASE è un donatore di una coppia di elettroni

HCl + H O H O + Cl

+ -

2 3 La reazione tra un acido di Lewis (che ha un orbitale

A B A B

1 2 2 1 vuoto disponibile) ed una base di Lewis (che fornisce

EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE

equilibrio tra molecole di acido non dissociate e ioni

una coppia di elettroni) porta alla formazione di un

legame covalente dativo. Un esempio di reazione (è un ACIDO DEBOLE). La costante di

tra acido di Lewis e base di Lewis è quella tra equilibrio di questa reazione

trifluoruro di boro e ammoniaca [A ] [H ]

- +

F H F H K =

.. [HA]

+

F B H F B N H

N

F H F H viene generalmente indicata con K ed è nota come

a

COSTANTE DI DISSOCIAZIONE dell’acido.

12.2.2 FORZA DEGLI ACIDI E DELLE BASI Questa costante, come ogni costante di equilibrio,

non risente di variazioni di concentrazione e varia

Un generico acido HA si dissocia in acqua secondo soltanto al variare della temperatura (il valore della K

la reazione: di equilibrio è definito ad una certa temperatura); il

valore di K ci dà una misura quantitativa di quanto

a

HA + H O è H O + A

+ - l’acido è dissociato, e quindi della sua forza.

2 3

che, omettendo il solvente, può essere scritta: → →

alti valori di K acido molto dissociato

• a

HA è H + A

+ - acido FORTE → →

bassi valori di K acido poco dissociato

• a

HA può dissociarsi completamente (in questo caso acido DEBOLE

è un ACIDO FORTE), oppure può stabilirsi un

EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE

Vengono riportati alcuni esempi di acidi, con le loro [B ] [OH ]

+ -

K (a 25°C), in ordine di acidità decrescente. la costante di equilibrio è K =

a b [BOH]

Acido nitrico HNO è H + NO

+ - cioè la costante di dissociazione della base.

3 3

K = 40 Esempi di basi (indicando la reazione come

a

Acido nitroso HNO è H + NO

+ 2- (B + H O è BH + OH ) sono:

+ -

2 2

K = 4,7 10

-4

• Ammoniaca NH + H O è NH + OH

-

4+

a 3 2

Acido acetico CH COOH è H + CH COO K = 1,8 10

+ - -5

3 3 b

K = 1,7 10

-5

• Anilina C H NH + H O è C H NH + OH -

3+

a 6 5 2 2 6 5

(vedi acidi carbossilici) K = 7,4 10 (vedi ammine)

-10

b

Acido carbonico H CO è H + HCO

+ 3-

2 3

K = 4,5 10

-7

• Alcuni acidi, detti ACIDI POLIPROTICI, possono

a

Acido borico H BO è H + H BO

+ 3- dare la dissociazione di più atomi di H; generalmente

3 3 2

K = 5,8 10 le costanti di equilibrio sono progressivamente più

-10

a piccole negli stadi successivi al primo. Ad esempio,

per l’acido fosforico H PO :

Analogamente alle K degli acidi, le costanti di 3 4

a

dissociazione delle basi (K ) possono essere usate

b

per confrontare la forza delle diverse basi; se la PO è H + H PO K = 7,1 10

1. H + -3

4- •

3 4 2 a1

generica base BOH si dissocia secondo l’equilibrio: 2. H PO è H + HPO K = 6,3 10

+ -8

4- 42- •

2 a2

3. HPO è H + PO K = 4,2 10

+ -13

42- 43- •

a3

BOH è B + OH

+ - EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE

ESEMPI

12.3 IL PH [H ] = 1 10 M pH = -log [H ] =

+ -2 +

= -log (1 10 ) = 2

-2

12.3.1 DEFINIZIONE •

] = 1 10 M pH = -log [H ] =

[H + -7 +

Un altro modo per valutare la forza di un acido = -log (1 10 ) = 7

-7

consiste nel determinare la concentrazione di ioni H + [H ] = 1 10 M pH = -log [H ] =

+ -13 +

presenti in soluzione, calcolando il cosiddetto PH. = -log (1 10 ) = 13

-13

Il valore del pH è strettamente collegato alla [H ] e si

+

calcola attraverso il logaritmo decimale della Inversamente, è possibile calcolare la [H ] di una

+

concentrazione degli ioni idrogeno cambiato di soluzione di cui si conosce il pH, attraverso la

segno: relazione: [H ] = 10

+ -pH

pH = -log [H ]

+ ESEMPI

Mentre le concentrazioni possono assumere valori pH = 4 [H ] = 1 10

+ -4

compresi in un range molto ampio (in molti casi [H ]

+ pH = 9 [H ] = 1 10

+ -9

è compresa tra 10 e 10 mol l ), la scala logaritmica •

-15 -1

limita i valori del pH ad una serie limitata, con valori

approssimativamente compresi tra 0 e 14. Come verrà illustrato negli esercizi svolti, i calcoli

sull’equilibrio portano talvolta ad ottenere la [OH ]

-

invece della [H ]. Queste due concentrazioni

+

possono facilmente essere ricavate una dall’altra in

EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE

ESEMPI

base all’equilibrio di dissociazione dell’acqua: →

[H ] = 1 10 [OH ] = K /[H ] =

+ -2 - +

• w

H O è H + OH = 1 10 /1 10 = 1 10

+ - -14 -2 -12

• • •

2 →

[H ] = 1 10 [OH ] = K /[H ] =

+ -10 - +

• w

= 1 10 /1 10 = 1 10

-14 -10 -4

• • •

La K di equilibrio per questa reazione è: [OH ] = 1 10 [H ] = K /[OH ] =

- -5 + -

• w

= 1 10 /1 10 = 1 10

-14 -5 -9

• • •

[H ] [OH ]

+ - →

[OH ] = 1 10 [H ] = K /[OH ] =

- -7 + -

K = w

= 1 10 /1 10 = 1 10

-14 -7 -7

• • •

[H O]

2 →

[OH ] = 1 10 [H ] = K /[OH ] =

- -11 + -

• w

= 1 10 /1 10 = 1 10

-14 -11 -3

• • •

Essendo H O ionizzata in misura molto limitata,

2

[H O] può essere considerata costante ed inglobata

2

nella costante. Si ottiene, quindi, una nuova costante: Esiste anche un’altra relazione che deriva dalla

definizione di K e che può essere usata in

w

alternativa al metodo precedente:

] [OH ] = K [H O] = K

[H + - 2 w pH + pOH = 14

PRODOTTO IONICO DELL’ACQUA (dove pH = -log [H ] e pOH = -log [OH ])

+ -

a 25°C [H ] = [OH ] = 1 10 da cui si ricava

+ - -7

K = [H ] [OH ] =1 10 mol l

+ - -14 2 -2

w

Questa relazione può essere usata per calcolare [H ]

+

quando si conosce [OH ], e viceversa;

-

EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE

ESEMPI

] = 1 10 pOH = -log (1 10 ) = 5

[OH

- -5 -5

• • Scala del pH

pH = 14-5 = 9

[OH ] = 1 10 pOH = -log (1 10 ) = 10

- -10 -10

• • In una soluzione + -7

[H O ] > 10 M pH < 7

3

pH = 14-10 = 4 acida

In una soluzione + -7

[H O ] = 10 M pH = 7

Nell’acqua pura e nelle soluzioni di parte dei sali (ad 3

neutra

esempio, NaCl) gli H e gli OH provengono

+ -

esclusivamente dalla dissociazione dell’acqua, per cui: In una soluzione + -7

O ] < 10 M pH > 7

[H 3

basica

[H ] = [OH ] = (K ) = 1 10 (a 25°C)

+ - 1/2 -7

w

pH = 7

In presenza di acidi o di basi, si hanno degli H o

+ 12.3.2 ESERCIZI SVOLTI

degli OH che non provengono dall’acqua, per cui le

-

concentrazioni, e quindi il pH, assumono valori 1) Calcola il pH di una soluzione di HNO (completamente

3

diversi: dissociato) contenente 0,63 g di acido in 1 litro di soluzione.

Soluzioni NEUTRE: [H ] = [OH ] pH = 7

+ - La soluzione contiene 0,63 g l , cioè

-1

Soluzioni ACIDE: [H ] > [OH ] pH < 7

+ - = 1 10 mol l

0,63 g/63,016 g mol -1 -2 -1

] < [OH ] pH > 7

Soluzioni BASICHE: [H →

+ - HNO H + NO

+ 3-

3

Essendo HNO completamente dissociato, [H ] è

+

3

uguale alla M iniziale dell’acido:


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Atreyu

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DESCRIZIONE DISPENSA

Il corso di Chimica Medica è tenuto dal prof. Massimiliano Coletta
CENNI INTRODUTTIVI - Tabella periodica degli elementi e nomenclatura inorganica.
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REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE E POTENZIALI ELETTROCHIMICI - Numero di ossidazione. Reazioni di ossido-riduzione e loro bilanciamento. Potenziali standard di riduzione. Equazione di Nernst. Forza elettromotrice di una pila. Semielementi. Pile chimiche e pile a concentrazione.


DETTAGLI
Corso di laurea: Corso di laurea in farmacia (Facoltà di Medicina e Chirurgia e di Scienze Matematiche, Fisiche e Naturali)
SSD:
A.A.: 2011-2012

I contenuti di questa pagina costituiscono rielaborazioni personali del Publisher Atreyu di informazioni apprese con la frequenza delle lezioni di CHIMICA MEDICA e studio autonomo di eventuali libri di riferimento in preparazione dell'esame finale o della tesi. Non devono intendersi come materiale ufficiale dell'università Tor Vergata - Uniroma2 o del prof Coletta Massimiliano.

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