Equilibri in soluzione acquosa -...
75
Equilibri in soluzione acquosa
Transcript of Equilibri in soluzione acquosa -...
Equilibri in soluzione acquosa
Equilibri in soluzione acquosa
• Equilibrio omogeneo
– Acidi e basi (Teoria di BrØnsted-Lowry e Lewis)
– Dissociazione dell’acqua
– Soluzioni Tampone
– Indicatori
• Equilibrio eterogeneo
– Il prodotto di solubilità
Struttura della molecola dell’acqua
H2O
H
H
O 104°
Ossigeno: [He] 2s2 2p4 → ibridazione sp3
Lone pair: coppia di elettroni appaiati sullo stesso orbitale
atomico o molecolare.
H
H
O
+ 2
-
+ 2
+
- +
+ -
-
+
+ - +
+ - -
+ - +
+ - - -
-
CRISTALLO IONICO
+
-
IONI SOLVATATI (IDRATI)
NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq)
O
H
C
Alcool metilico (metanolo), CH3OH
+
-
CH3OH(l) CH3OH(aq)
H
C
Metano, CH4
H
Acido cloridrico, HCl
Cl + -
+
-
HCl(aq) H+(aq) + Cl-(aq)
La dissociazione elettrolitica influenza la
conducibilità elettrica:
L’acqua pura, H2O, è un debole conduttore di elettricità
(contiene pochissimi ioni, cioè cariche mobili).
Il saccarosio, C12H22O11, sciolto in acqua non dà luogo a
dissociazione elettrolitica, quindi una sua soluzione acquosa è
un debole conduttore di elettricità.
Il cloruro di sodio, NaCl, dà luogo a dissociazione elettrolitica,
quindi una sua soluzione acquosa è un buon conduttore di
elettricità.
La dissociazione dell’acqua
16
2
101.8O][H
]][OH[H
OHOH 22 HOOH3
OH2
HOH
A 25°C
l’H2O, funzionando da solvente, è in forte eccesso, quindi la sua concentrazione può ritenersi costante e pari a quella dell’acqua pura:
1
1
1
2 55.6molL18gmol
1000gL]O[H
T( °C) Kw pH
0 1,14 x 10-15 7,47
10 2,92 x 10-15 7,27
20 6,81 x 10-15 7,08
25 1,01 x 10-14 7,00
30 1,47 x 10-14 6,92
40 2,92 x 10-14 6,77
50 5,47 x 10-14 6,63
60 9,61 x 10-14 6,51
Prodotto ionico a diverse temperature
HClO2(aq) + H2O(l) ⇄ ClO2-(aq) + H3O
+(aq)
]HClO[
]OH[]ClO[
2
32a
K
N2H2(aq) + H2O(l) ⇄ N2H3+(aq) + OH-(aq)
]HN[
]OH[]HN[
22
32b
K
La reazione con acqua è detta idrolisi
2 H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq)
Soluzione neutra: [H3O+] = [OH-]
]OH[]OH[ 3w
K A 25°C si ha Kw = 10-14
Soluzione acida: [H3O+] > [OH-]
Soluzione basica: [H3O+] < [OH-]
soluzione acida soluzione basica
a 25°C
100 10-2 10-4 10-6 10-1 10-3 10-5 10-7 10-8 10-10 10-12 10-14 10-9 10-11 10-13
Kw
soluzione
neutra
[H3O+] > [OH-] [H3O
+] < [OH-]
[H3O+]
[H3O+] > 10-7 M
[OH-] < 10-7 M
[H3O+] < 10-7 M
[OH-] > 10-7 M
[H3O+] = [OH-] = 10-7 M
a 25°C
0 2 4 6 1 3 5 7 8 10 12 14 9 11 13
soluzione acida soluzione basica
soluzione
neutra
pH < pOH pH > pOH
]OH[logpH 310
]OH[logpOH 10
pH
pH < 7
pOH > 7
pH > 7
pOH < 7
pH = pOH = 7
0 2 4 6 1 3 5 7 8 10 12 14 9 11 13
Aceto
Succo d’arancio
Pioggia
Latte
Sangue
Ammoniaca per
uso domestico
Sostanze di uso quotidiano
pH
Svante August Arrhenius
Wijk (Svezia), 1859 – Stoccolma, 1927
Acidi e Basi
Definizione di Arrhenius (1887):
acidi e basi sono composti che in
acqua danno luogo a dissociazione
elettrolitica:
Acido H+(aq) + ...
Base OH-(aq) + ...
Insufficienza della definizione di Arrhenius:
Molte basi, come per esempio NH3, non possono
formare OH-(aq) per semplice dissociazione
elettrolitica. La reazione acido-base deve essere
di tipo diverso.
Definizione di Brønsted e Lowry
(per acidi e basi in soluzioni acquose)
Acido = donatore di protoni
Base = accettore di protoni
Carenze della teoria di Brønsted e Lowry :
Vi sono alcune sostanze che portano ad una
variazione del pH di una soluzione senza
accettare o donare protoni. Serve un modello
più generale di cui gli altri modelli sono dei casi
speciali.
Definizione di Lewis
Acido = accettore di una coppia di elettroni
Base = donatore di una coppia di elettroni
o di dissociazione
Grado di dissociazione • È la frazione di acido HA ( o di base) che
si dissociqa e si indica con a • Per acidi forti a = 1 • Per acidi deboli 0< a <1 In generale , dato un acido debole HA, il
grado di dissociazione è dato da a = [H+] [ concentrazione dell’acido]
Si calcoli il grado di dissociazione dell’ammoniaca in una soluzione 0.55 M (Kb= 1.85·10-5)
Kb= [NH4+] [OH-] = (0.55 a)2 = 1.85·10-5
[NH3] 0.55 (1-a )
a = 5.8·10 -3
In tutti i casi, per una coppia acido-base coniugati si ha:
Ka Kb = Kw
Per esempio, per NH4+-NH3:
]NH[
]OH[]NH[
4
33a
K]NH[
]OH[]NH[
3
4b
K
][
][ ][
][
][ ][KK
4
33
3
4
NH
OHNH
NH
OHNHba wOHOH K]][[ 3
