FORZA IONICA

La forza ionica è una grandezza utile ad esprimere l’intensità del campo elettrico dovuto alla presenza degli ioni in una soluzione elettrolitica. Si calcola attraverso la seguente sommatoria:

μ = 0.5 Σ Ci zi2    dove Ci = concentrazione molare della specie iesima  e             zi = carica elettrica

Grazie alla valutazione della forza ionica e all’utilizzo di una importante equazione, quella di Debye-Huckel, è possibile Leggi tutto “FORZA IONICA”

NUCLEOFILIA

La nucleofilia è la misura della reattività mostrata dai nucleofili rispetto all’atomo di carbonio elettrofilo (positivamente polarizzato).

Un nucleofilo è una specie chimica costituita da un anione, un anione poliatomico o una molecola neutra che possiede almeno una coppia elettronica non condivisa, come ad esempio l’acqua. Anche il doppio legame C=C è un nucleofilo in numerose reazioni.

Appare chiaro che un nucleofilo ed una base di Lewis Leggi tutto “NUCLEOFILIA”

IDROLISI DI ANFOLITI

Un anfolita è un elettrolita che in soluzione acquosa funziona sia come acido sia come base a seconda delle condizioni di pH.

Partendo dai valori delle costanti di dissociazione dell’acido ortofosforico che sono Ka1= 7∙10-3   Ka2= 6.2∙10-8   Ka3= 4.4∙10-13 , proponiamoci di risolvere i due casi che seguono.

In entrambi i problemi una trattazione rigorosa dovrebbe tener conto del fatto che in soluzione abbiamo 5 specie chimiche in soluzione con i loro valori di concentrazione , che vanno determinati con la risoluzione di un sistema di 5 equazioni. Per fortuna sono verificate queste due importanti condizioni :

(*)  Cs >> Ka1    e    CS Ka2>> Kdove Cs = concentrazione iniziale sale

Ciò significa che , a partire dal sistema, riusciremo ad ottenere un’ equazione per il calcolo del pH piuttosto semplificata grazie al fatto che la concentrazione di H2PO4 (1° problema)  o HPO42-  (2° problema) è molto maggiore delle altre. Ma è possibile anche un approccio alternativo.

a) Calcolare il pH di una soluzione 0.1 M di NaH2PO4

In soluzione acquosa il sale in questione è completamente dissociato in ioni Na+ , che non producono idrolisi acida, e anioni H2PO4. Quest’ultimo è la base coniugata di H3PO4 , Leggi tutto “IDROLISI DI ANFOLITI”

NEUTRALIZZAZIONI: DUE CASI STUDIO

Calcoliamo il pH di una soluzione ottenuta aggiungendo 3∙10-3 moli di acetato di sodio NaAc ad 1 litro di soluzione 2∙10-3 M di acido iodidrico HI.

Lo ione acetato è la base coniugata dell’acido acetico, che è un acido debole. Questo vuol dire che lo ione acetato è una base forte in grado di neutralizzare una pari quantità di acido forte HI in soluzione, che come vediamo è quantitativamente in difetto. Tutte le 2∙10-3 moli di HI saranno neutralizzate, producendo altrettante moli di acido acetico, mentre rimaranno in soluzione 10-3 moli di ione acetato.

CH3COO+ H+ → CH3COOH Leggi tutto “NEUTRALIZZAZIONI: DUE CASI STUDIO”

MISCELE DI ACIDI : CALCOLO pH

Esaminiamo il caso del calcolo del pH di una soluzione di due acidi deboli, ad esempio acido fluoridrico HF ed acido acetico HAc. Sono assegnati i valori delle due Ka e le concentrazioni iniziali , che sono C(HF)= 0.05 M e C(HAc)= 0.10 M. Non ci resta che considerare le due reazioni :

HF + H2O ↔ F+ H3O+     Ka1= 6.8 ∙10-4                                                                                               HAc + H2O ↔ Ac- + H3OKa2 = 1.7 ∙10-5

Le incognite sono Leggi tutto “MISCELE DI ACIDI : CALCOLO pH”

ACIDO SOLFORICO ACQUOSO: calcolo pH

Consideriamo il caso di una soluzione acquosa di concentrazione C = 0.1 M di un acido diprotico molto diffuso, ovvero l’acido solforico, e calcoliamone il pH. Si tratterà di considerare i seguenti equilibri:

H2SO4 + H2O → H3O+ + HSO4–       Ka1>> 1                                                                HSO4–  + H2O ↔ H3O+ + SO42-      Ka2= 1.3∙ 10-2

Dai valori delle costanti di prima e seconda dissociazione è evidente che il primo equilibrio in realtà è totalmente spostato a destra: ciò vuol dire che possiamo considerare Leggi tutto “ACIDO SOLFORICO ACQUOSO: calcolo pH”

ACIDI FORTI DILUITI: CALCOLO DEL pH

Sia assegnato un generico acido forte HA , che dunque in soluzione acquosa dà luogo alla seguente dissociazione:

HA + H2O → A+ H3O+

Si tratta ovviamente di un equilibrio totalmente spostato a destra , a prescindere dal valore iniziale della [HA]. Ma in questo caso noi siamo interessati al calcolo del pH di una soluzione in cui si parta da una  [HA] iniziale pari a C= 10-7 M , un valore non scelto a caso: si tratta infatti dello stesso valore della concentrazione degli H3O+ in acqua pura.

 

Quindi la dissociazione completa dell’acido produce una quantità di Leggi tutto “ACIDI FORTI DILUITI: CALCOLO DEL pH”

EQUILIBRI MULTIPLI IN SOLUZIONE

Nello studio degli equilibri chimici in soluzione può diventare piuttosto ostica la determinazione della composizione di un sistema nel caso in cui ci siano due o più equilibri simultanei che si influenzano a vicenda.

Un esempio può essere quello del calcolo del pH di una soluzione di un acido non solo molto debole (ka<< 1) ma anche molto diluito. In tal caso infatti potrebbe essere necessario considerare anche l’equilibrio di autoprotolisi dell’acqua ai fini del calcolo della [H3O+] : tenendo conto del principio dellequilibrio mobile di Le-Chatelier, gli [H3O+] prodotti dall’acqua tendono a far retrocedere la dissociazione dell’acido e quelli prodotti dall’acido tendono a far retrocedere l’equilibrio di autoprotolisi dell’acqua.

Oppure ancora potremmo dover calcolare il pH di una miscela in cui ci sono contemporaneamente una base ed un acido deboli a diverse concentrazioni, o ancora il pH e la composizione di equilibrio di una miscela di sali poco solubili. Leggi tutto “EQUILIBRI MULTIPLI IN SOLUZIONE”