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DISSOCIAZIONE IONICA DELL’ACQUA - PH, ACIDI E BASI, FORZA DI ACIDI E BASI, NEUTRALIZZAZIONE, TEORIA DEGLI INDICATORI, SISTEMI TAMPONE, IDROLISI

DISSOCIAZIONE IONICA DELL’ACQUA - PH, ACIDI E BASI, FORZA DI ACIDI E BASI, NEUTRALIZZAZIONE, TEORIA DEGLI INDICATORI, SISTEMI TAMPONE, IDROLISI


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DISSOCIAZIONE IONICA DELL’ACQUA

L’acqua pura contiene una piccola quantità di ioni che la rendono un elettrolita. Essa si dissocia secondo la reazione di autoionizazzione: H2O = H+ + OH- . Le soluzioni di acidi sono caratterizzate dalla presenza di ioni H O+ . L’acqua si comporta sia da acido (libera H O+ ) sia da base (libera OH- ), ma non possiede nessuna proprietà di acidi o basi. A una certa temperatura, il prodotto della concentrazione molare degli ioni H O+ e degli ioni OH- presenti nell’acqua è costante. Questo prodotto è applicabile a tutte le soluzioni acquose perché è influenzato solo dalla temperatura e non dalla concentrazione degli ioni di equilibrio o dalla presenza di altre sostanze chimiche. Aggiungendo all’acqua un acido, cresce la concentrazione dello ione H O+ e poiché il prodotto ionico non varia, deve diminuire la concentrazione dello ione OH- : l’equilibrio è spostato a sx. Aggiungendo all’acqua una base, la concentrazione dello ione OH- aumenta, per l’invariabilità del prodotto ionico, deve diminuire la concentrazione dello ione H O+. Una soluzione si dice: neutra quando gli ioni H O+ sono esattamente bilanciati dagli ioni OH . Acida se sono presenti in eccesso ioni H O+. Basica se sono presenti in eccesso ioni OH





PH

Si è convenuto di esprimere l’acidità o la basicità di una soluzione in base alla concentrazione molare dei suoi ioni H O+ , chiamando pH l’esponente, cambiato di segno, della potenza in base 10 che la esprime: [H O+ -pH . pH=7 neutra. PH<7 acida. p>7 basica. La scala assume valori da 0 a 14. Per determinare il pH si usano gli indicatori che sono sostanze che cambiano colore a seconda che si trovino in ambiente acido o basico. Cartina tornasole (rosso=acido, blu=basico), fenolftaleina (incolore=acido, rosso=basico).



ACIDI E BASI

Bronsted e Lowry definirono acido una sostanza capace di cedere protoni e base una sostanza capace di acquistarne. Quando un acido cede protoni si trasforma nella sua base coniugata. Quando una base acquista protoni si trasforma nel suo acido coniugato. Per i due scienziati non esistono basi e acidi a sé stanti, ma sempre e solo coppie contemporanee acido-base coniugata. L’acqua ha un comportamento anfotero, cioè agisce sia da acido che da base. Per Lewis le definizioni di Bronsted e Lowry ha dei limiti, in quanto la definizione di acido presuppone la capacità di cedere protoni, fatto possibile solo se essa dispone di almeno un atomo di idrogeno ionizzabile. Quindi ne segue che acido è qualsiasi sostanza capace di utilizzare una coppia di elettroni (elettrofilo) e base è una qualsiasi sostanza capace di mettere a disposizione una coppia di elettroni (nucleofilo).



FORZA DI ACIDI E BASI

Secondo Bronsted la forza di un acido dipenda dalla tendenza che esso ha a cedere protoni e la forza di una base dalla tendenza che essa ha a acquistare protoni. Un acido forte è sempre coniugato alla sua base debole. Un acido debole è sempre coniugato con una base forte. Si definiscono deboli acidi e basi per i quali in soluzione acquosa solo una parte delle molecole è dissociata. Nelle loro soluzioni coesistono in equilibrio gli ioni provenienti dalla parziale dissociazione e le molecole indissociate.



NEUTRALIZZAZIONE

Secondo la teoria di Arrhenius si può definire neutralizzazione la reazione tra una acido e una base, nella quale gli ioni H O+ dell’acido reagiscono con gli ioni OH- della base, dando H O. Quando un acido e una base reagiscono in quantità equivalenti si verificano queste situazioni:

1^. Se a e b sono di ugual forza ne deriva una soluzione neutra.

2^. Se a è forte e b è debole, solo una parte degli ioni H O+ provenienti in gran copia dall’acido vienie neutralizzata dai pochi ioni OH provenienti dalla base, risulta una soluzione acida.



3^. Se a è debole e b è forte, solo una parte degli ioni OH della base viene neutralizzata dai pochi ioni H O+ dell’acido: la soluzione è basica.







TEORIA DEGLI INDICATORI

Si definisce pH di viraggio di un dato indicatore il pH in corrispondenza del quale la concentrazione molare dell’acido HIn è uguale alla concentrazione molare della sua base coniugata In . L’intervallo di viraggio indica il campo di variazione che si deve produrre perchè l’occhio dell’osservatore possa percepire il passaggio di colore dalla forma acida a quella basica e viceversa.



SISTEMI TAMPONE

Nelle trasf. Chimiche il pH deve mantenersi costante. Per mantenersi costante devono essere presenti dei sistemi che si oppongono alle variazioni del pH. Queste sostanze sono dette tamponi e sono formati dall’associazione di un acido debole con il suo sale di una base forte.


IDROLISI

Se sciogliamo un sale in acqua otteniamo soluzioni che possono essere acide, basiche o neutre. Un sale è il prodotto della reazione di un acido con una base ed è un elettrolita forte che in soluzione diluita esiste completamente dissociata nei suoi ioni. Questi ioni, se provenienti da acidi deboli o da basi deboli, reagiscono con le molecole dell’acqua, comportandosi da acidi o da sali di Bronsted più o meno forti.

Idrolisi di sali provenienti da acidi deboli e basi forti:idrolisi basica, pH>7 . Si creano 2 equilibri nella soluzione acquosa:equilibrio dell’idrolisi e del sale, equilibrio di ionizzazione dell’acqua. La sol. diventa basica per eccesso di ioni OH

Idrolisi di sali provenienti da acidi forti e basi deboli: idrolisi acida, pH<7. Si creano 2 equilibri nella soluzione acquosa:equilibrio dell’idrolisi e del sale, equilibrio di ionizzazione dell’acqua. La sol. diventa acida per eccesso di ioni H O+

Nelle soluzioni di sali provenienti da acido forte/base forte o da acido debole/base debole non si verificano equilibri capaci di alterare l’equilibrio di ionizzazione dell’acqua e le soluzioni hanno pH neutro.






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