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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”

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”

PROPRIETA’ COLLIGATIVE: esercizi

Sono dette colligative quelle proprietà chimico-fisiche delle soluzioni che dipendono solo dal numero di molecole o ioni effettivamente presenti . Ad esempio la diminuzione della pressione di vapore del solvente di una soluzione rispetto alla stessa tensione di vapore del solvente allo stato puro (a parità di temperatura) dipende dalla quantità di soluto (concentrazione della soluzione) ed è regolata dalla legge di Raoult, valida per le soluzioni ideali (interazioni intermolecolari trascurabili).

 

Con i tre esercizi svolti che seguono vediamo alcune  possibili applicazioni.

Nel primo caso Leggi tutto “PROPRIETA’ COLLIGATIVE: esercizi”

IL COEFFICIENTE DI VAN’T HOFF

Conoscere il coefficiente di Van’t Hoff è fondamentale per poter affrontare in maniera corretta gli esercizi sulle proprietà colligative delle soluzioni. Con queste ultime intendiamo quelle proprietà chimico-fisiche che dipendono in maniera esclusiva dal numero di particelle presenti in soluzione. Quindi nel caso dello scioglimento di un elettrolita forte (dissoluzione completa) come l’NaCl in un solvente polare come l’acqua, da una mole di sale otteniamo una mole di ioni Na+  ed una mole di Leggi tutto “IL COEFFICIENTE DI VAN’T HOFF”

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”

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 dell‘equilibrio 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”

EQUAZIONE DI HENDERSON-HASSELBACH

Una soluzione tampone è un vero e proprio ammortizzatore di pH  il cui valore non varia in maniera apprezzabile per aggiunta di modeste quantità di acido o base forte. L’importante è costruirla in maniera appropriata, con un acido debole e sua base coniugata o una base debole e suo acido coniugato in quantità elevate e tali che il loro rapporto sia vicino all’unità (stesso ordine di grandezza per le due concentrazioni). Leggi tutto “EQUAZIONE DI HENDERSON-HASSELBACH”