PREVENZIONE DELLA RUGGINE

Un gran numero di metalli subisce fenomeni ossidativi a contatto con l’aria umida o con l’acqua in cui ci sia disciolto una certa quantità di ossigeno;non ci sorprenderà a maggior ragione l’effetto dannoso delle  piogge acide per tanti manufatti in metallo e non solo.  Tutto questo è alla base del fenomeno noto come corrosione o arrugginimento.

Probabilmente la corrosione è causata dalla seguente semireazione chiave:

1)   H2O + 1/2O2 + 2e → 2OH–  

Ne calcoliamo il Leggi tutto “PREVENZIONE DELLA RUGGINE”

EQUAZIONE DI DEBYE-HUCKEL

Per il calcolo dei coefficienti di attività di specie ioniche in una soluzione esistono varie equazioni, ma la più nota è quella di Debye-Huckel. Per uno ione di generica carica l’equazione di Debye-Huckel assume questa forma :

– log γ =  A z2 (√μ / 1 + Bd√μ)  dove √μ = radice quadrata della forza ionica , z= carica ionica e , nel caso di solvente acquoso possiamo ritenere Leggi tutto “EQUAZIONE DI DEBYE-HUCKEL”

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”

IDROLISI SALINA

Molti sali possono dar luogo alla variazione del pH di una soluzione dato che la loro dissoluzione determina la formazione di ioni con certe caratteristiche. Più precisamente gli ioni (cationi o anioni) in questione possono reagire con l’acqua causando la variazione del  pH perchè corrispondono ad acidi o basi coniugate rispettivamente di basi o acidi deboli. Esaminando i seguenti quattro casi di tali reazioni definite di idrolisi la situazione sarà più chiara.

 

Caso 1. Neutralità. Molti sono i sali che sciolti in acqua non modificano affatto Leggi tutto “IDROLISI SALINA”

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”

ACIDI POLIPROTICI: acido fosforico

Prendiamo come esempio  una soluzione di acido fosforico il cui pH assegnato è pari a 2.2. Ci interessa calcolare la [HPO42-] di equilibrio.

1) H3PO4 + H2O ↔ H2PO4 + H3O+       Ka1 = 6.9 ∙ 10-3                                                                  2) H2PO4 +  H2O ↔ HPO42- + H3O+     Ka2 = 6.1 ∙ 10-8                                                                3) HPO42-  +  H2O ↔ PO43- + H3O+       Ka3 = 4.8 ∙ 10-13

Se poniamo la nostra attenzione Leggi tutto “ACIDI POLIPROTICI: acido fosforico”

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”