Solutions

Certamente, ecco una traduzione in italiano dei punti principali:

Soluzioni Saline

Reazione tra un Acido e una Base

• Generalmente chiamata reazione di neutralizzazione: Acido + base → sale + acqua

  • $HCl(aq) + NaOH(aq) \rightarrow NaCl(aq) + H2O(l)$

  • $HCl(aq) + NH3(aq) \rightarrow NH4Cl(aq)$

  • $CH3COOH(aq) + NaOH(aq) \rightarrow CH3COONa(aq) + H2O(l)$

Soluzioni Saline e pH

• Soluzione di NaCl: pH neutro

• Soluzione di NH4Cl: pH acido

• Soluzione di CH3COONa: pH basico

Soluzioni Saline e Idrolisi del Sale

• La soluzione di NaCl contiene ioni Na+(aq) e Cl-(aq).

  • Na+ è un acido di Lewis, ma molto debole (come tutti i cationi dei gruppi I e II).

  • Cl- è la base coniugata di HCl, quindi una base molto debole.

  • Questi ioni non aumentano la concentrazione di H3O+ o OH-.

  • Il pH della soluzione è neutro.

Soluzioni Saline e Idrolisi del Sale

• La soluzione di NH4Cl contiene ioni NH4+(aq) e Cl-(aq).

  • NH4+ è l'acido coniugato di una base debole (NH3) e può reagire con l'acqua, rilasciando ioni H+.

  • Cl- è la base coniugata di HCl e quindi una base molto debole.

  • Lo ione NH4+ aumenta la concentrazione di H3O+.

  • Il pH della soluzione è acido.

pH di una Soluzione di NH4Cl

• $NH4^{+}+H2O\rightleftharpoons NH3+H3O^{+}$

• Ka = Kw / Kb = 10^{-14} / 1.8 10^{-5} = 5.6 * 10^{-10}

• [H3O+] = sqrt{[NH4 +]in Ka} = \sqrt{Cs*Kw / K_b}

• $C_{s}=[NH4Cl]=[NH4^{+}]$

Soluzioni Saline e Idrolisi del Sale

• La soluzione di CH3COONa contiene ioni Na+(aq) e CH3COO-(aq).

  • Na+ è un acido di Lewis, ma molto debole (come tutti i cationi dei gruppi I e II).

  • CH3COO- è la base coniugata di CH3COOH, e quindi una base che può reagire con l'acqua, accettando ioni H+ e aumentando la concentrazione di OH-.

  • Il pH della soluzione è basico.

pH di una Soluzione di CH3COONa

• $CH3COO^{-}+H2O\rightleftharpoons CH3COOH+OH^{-}$

• $K<em>b = K</em>w / K_a = 1 \cdot 10^{-14} / 1.8 \cdot 10^{-5} = 5.6 \cdot 10^{-10}$

• $[OH-] = \sqrt{[CH3COO-]<em>{in} K</em>b} = \sqrt{C<em>s \cdot K</em>w / K_a}$

• $C_s = [CH3COONa] = [CH3COO-]$

Soluzione di un Sale Formato dalla Reazione tra un Acido Debole e una Base Debole

• $CH3COOH(aq) + NH3(aq) \rightleftharpoons CH3COONH4(aq)$

• $CH3COO- + H2O \rightleftharpoons CH3 COOH + OH-$

• $NH4 + + H2O \rightleftharpoons NH3 + H3O+$

• Kb = Ka, la soluzione è neutra.

Soluzione di un Sale Formato dalla Reazione tra un Acido Debole e una Base Debole

• $H2CO3(aq) + NH3(aq) \rightleftharpoons (NH4)HCO3(aq)$

• $HCO3 - + H2O \rightleftharpoons H2CO3 + OH-$

• $K_b = 2.4 \cdot 10^{-8}$

• $NH4 + + H2O \rightleftharpoons NH3 + H3O+$

• $K_a = 5.6 \cdot 10^{-10}$

• Kb > Ka, la soluzione è basica.

Soluzione di un Sale Formato dalla Reazione tra un Acido Debole e una Base Debole

• $HF + NH3 \rightleftharpoons NH4F$

• $F- + H2O \rightleftharpoons HF + OH-$

• $K_b = 1.5 \cdot 10^{-11}$

• $NH4 + + H2O \rightleftharpoons NH3 + H3O+$

• $K_a = 5.6 \cdot 10^{-10}$

• Ka > Kb, la soluzione è acida.

Soluzione Tampone

• Una soluzione costituita da:

  • Un acido debole e il sale della sua base coniugata, OPPURE

  • Una base debole e il sale del suo acido coniugato,

• Il cui pH non cambia con piccole aggiunte di acidi o basi.

Soluzioni Tampone

• Esempi:

  • Soluzione di $CH3COOH$ e $CH3COONa$

  • Soluzione di NH3, NH4Cl

Come Funziona una Soluzione Tampone

• Aggiunta di basi: $CH3COOH + OH- \rightleftharpoons CH3COO- + H2O$

• Aggiunta di acidi: $CH3COO- + H3O+ \rightleftharpoons CH3COOH + H2O$

pH di una Soluzione Tampone

• Soluzione di $CH3COOH$ e $CH3COONa$

• $CH3COOH + H2O \rightleftharpoons CH3COO- + H3O+$

• $[CH3COOH]<em>{in} = [CH3COOH]</em>{eq} = C_A$

• $[CH3COONa]<em>{in} = [CH3COO- ]</em>{in} = [ CH3COO-]<em>{eq} = C</em>S$

pH di una Soluzione Tampone

• $K<em>a = \frac{[ CH3COO-]</em>{in} [ H3O+]<em>{eq}}{[CH3COOH]</em>{in}} = \frac{C<em>S [ H3O+]</em>{eq}}{C_A}$

• $[ H3O+] = K<em>a \frac{C</em>A}{C_S}$

• $pH = pK<em>a + log \frac{C</em>S}{C_A}$

pH di una Soluzione Tampone

• Se $C<em>A = C</em>S$:

  • La soluzione ha il massimo potere tamponante.

  • $pH = pK_a$

pH di una Soluzione Tampone

• Invece delle concentrazioni, si possono usare le moli:

  • $pH = pK<em>a + log \frac{n</em>S}{n_A}$

• Il pH di una soluzione tampone non cambia per diluizione.

pH di una Soluzione Tampone

• Nel caso di una soluzione tampone formata da una base debole e il sale del suo acido coniugato:

  • $pOH = pK<em>b + log \frac{C</em>S}{C_b}$

Indicatori

Indicatori

• Sostanze che cambiano colore a seconda del pH della soluzione.

• Alcuni sono naturali, altri sono sintetici.

• Acidi o basi deboli.

• La forma ionizzata ha un colore diverso dalla forma non ionizzata.

Indicatori

• Indicando la forma acida di un indicatore con HIn, come il metilarancio:

  • $HIn + H2O \rightleftharpoons In- + H3O+$

  • Colore rosso colore giallo

  • $K_{In} = \frac{[ H3O+ ] [In-]}{[HIn]}$

Indicatori

• A pH acido, l'equilibrio di dissociazione di HIn è spostato a sinistra; prevale la forma indissociata, quindi il colore è rosso.

• A pH basico, l'equilibrio di dissociazione di HIn è spostato a destra; prevale la forma dissociata, quindi il colore è giallo.

• Al pH del cambiamento di colore (viraggio), le concentrazioni delle due forme sono uguali; il colore è arancione.

Indicatori

• Calcolo del pH del cambiamento di colore di un indicatore:

  • $K_{In} = \frac{[ H3O+ ] [In-]}{[HIn]}$

  • al pH del cambiamento di colore [HIn] = [In-]

  • $K_{In} = [H3O+]$

  • $pK_{In} = pH$

Indicatori e pH di Viraggio

Indicatori

• Un indicatore non indica il pH esatto di una soluzione, ma solo se il pH è inferiore, uguale o superiore al suo pH di viraggio.

• L'indicatore universale è una miscela di diversi indicatori.

• Può fornire indicazioni più precise sul valore del pH di una soluzione.

Titolazioni Acido-Base

• La titolazione è una procedura di analisi chimica utilizzata per dare un titolo a una soluzione, cioè per stabilire la concentrazione di una soluzione.

• Le titolazioni acido-base sfruttano una reazione acido-base.

Titolazione: Strumentazione

• Base

• Acido

• Il rubinetto permette il controllo del rilascio del titolante

• Inizio (la soluzione nella buretta)

• A metà della titolazione

• Volume finale

• Soluzione neutralizzata

• Il cambiamento di colore dell'indicatore indica il punto finale della titolazione

Titolazione di un Acido Forte con una Base Forte

• Acido Forte $10^{-1}$ M / Base Forte $10^{1}$ M

• Punto di equivalenza.

Titolazione di una Base Forte con un Acido Forte

• Base Forte $10^{1}$ M / Acido Forte $10^{1}$ M

• Punto di equivalenza

Titolazione di un Acido Debole con una Base Forte

• Acido Debole ($k_a 10^{3}$) $10^{1}$ M / Base Forte $10^{1}$ M

• Punto di equivalenza

Titolazione di una Base Debole con un Acido Forte

• $NH<em>3 + HCl \rightarrow NH</em>4Cl$

• Punto di equivalenza

Equilibri di Solubilità

• Sali con bassa solubilità in acqua.

• Prevedere la loro solubilità permette di controllare la formazione di precipitati.

• In una soluzione satura, un sale è in equilibrio con i suoi ioni in soluzione.

Equilibri di Solubilità: Il Prodotto di Solubilità

• Il prodotto di solubilità $K_{ps}$ è la costante di equilibrio relativa al processo di dissoluzione di un sale.

• $AgCl(s) \rightleftharpoons Ag+ (aq) + Cl- (aq)$

• $K_{ps} = [Ag+][Cl-]$

Determinazione di $K_{ps}$

• Il valore di $K_{ps}$ dipende dalla solubilità molare S del sale, cioè la concentrazione massima che gli ioni del sale possono avere in soluzione.

• Se la solubilità molare di AgCl è S, considerando l'equilibrio di solubilità:

  • $[Ag+] = [Cl-] = S$

  • $K_{ps} = S^2$

• Solubilità = quantità massima di soluto che può dissolversi in un solvente a una data temperatura. Generalmente espressa in mol/L.

• In un litro di soluzione di AgCl, ci sono al massimo S mol di Ag+ e S mol di Cl-.

Determinazione di $K_{ps}$

• La solubilità molare, S, del cromato d'argento $Ag<em>2CrO</em>4$ è $6.5 \cdot 10^{-5}$ mol/L. Determina il valore di $K_{ps}$.

• $Ag<em>2CrO</em>4(s) \rightleftharpoons 2 Ag+ (aq) + CrO_4^{2-}(aq)$

• $K<em>{ps} = [ Ag+]^2 [CrO</em>4^{2-}] = (2S)^2 \cdot S = 1.1 \cdot 10^{-12}$

• Il valore di $K_{ps}$ dipende dalla concentrazione massima che gli ioni possono avere in soluzione.

$K_{ps}$ e Precipitazione

• Se il prodotto delle concentrazioni degli ioni supera il valore di $K_{ps}$, si formerà un precipitato.

• La formazione di un precipitato rimuove gli ioni dalla soluzione.

• La diminuzione degli ioni in soluzione riduce le loro concentrazioni, riportandole a valori che rispettano il prodotto di solubilità.

• La precipitazione continua finché le concentrazioni degli ioni sono compatibili con il valore di $K_{ps}$.

$K_{ps}$ e Precipitazione

• Indicando con $Q_{ps}$ il prodotto delle concentrazioni di due ioni costituenti un sale, possiamo avere tre situazioni:

  • Q{ps} > K{ps}, si forma un precipitato, quindi una soluzione satura con un residuo solido.

  • $Q<em>{ps} = K</em>{ps}$, non si forma alcun precipitato, ma la soluzione è satura, essendo le concentrazioni ioniche le più alte possibili.

  • Q{ps} < K{ps}, non si forma alcun precipitato e la soluzione non è satura.

Calcolo della Solubilità Molare Basato su $K_{ps}$

• Il $K_{ps}$ dello ioduro di piombo è $1.4 \cdot 10^{-8}$. Calcola la solubilità molare.

• $PbI_2(s) \rightleftharpoons Pb^{2+} (aq) + 2 I- (aq)$

• $K_{ps} = [Pb^{2+}] [ I-]^2 = S \cdot (2S)^2 = 1.4 \cdot 10^{-8}$

• $S = \sqrt[3]{Kps /4}$

Effetto Ione Comune

• $AgCl(s) \rightleftharpoons Ag+ (aq) + Cl- (aq)$

• Aggiungendo un sale solubile contenente uno dei due ioni, ad esempio NaCl, l'equilibrio si sposta a sinistra (principio di Le Chatelier), la solubilità di AgCl diminuisce e la [Ag+] diminuisce.

Effetto Ione Comune

• $AgCl(s) \rightleftharpoons Ag+ (aq) + Cl- (aq)$

• $K_{ps} = 1.6 \cdot 10^{-10}$

• $S = 1.3 \cdot 10^{-5}$