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CORSO DI CHIMICA

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CORSO DI CHIMICA
Lezione del 14 Maggio 2014
C.I. Chimica/Tecnologia dei
Materiali
IL pH DELLE SOLUZIONI ACQUOSE
Le soluzioni acide sono quelle con pH
compreso fra 0 e 7. Le soluzioni basiche
sono quelle con pH compreso fra 7 e 14.
Una soluzione neutra ha pH = 7
Acidità
Tra le sostanze acide più comuni si trovano:
Succhi Gastrici pH = 1.0 - 3.0
Succo di Limone pH = 2.2 - 2.4
Aceto pH = 2.4 - 3.4
Bibite gassate pH = 2.5 - 3.5
Vino pH = 3.0 - 3.8
Pomodori pH = 4.0 - 4.4
Urina pH = 4.8 - 7.0
Latte pH = 6.4 - 7.0
Basicità
Tra le sostanze basiche più comuni si trovano:
Saliva Umana pH = 7.0 - 7.3
Sangue Umano pH = 7.3 - 7.5
Uova Fresche pH = 7.6 - 8.0
Acqua di Mare pH = 7.8 - 8.3
Bicarbonato di Sodio (soluzione) pH = 8.4
Carbonato di calcio (soluzione) pH = 9.4
Latte di Magnesia pH = 10.5
Detergenti con Ammoniaca pH = 10.5 – 11.9
Acidi Deboli o Forti
Considerando l’equilibrio generico di un acido:
HA + H2O  H3O+ + ASi è osservato che a seconda dell’acido considerato si
osservano costanti di equilibrio molto differenti tra di
loro.
Si hanno acidi (HCl, HNO3, H2SO4) con costanti di
equilibrio molto grandi (K > 102) ed acidi (CH3COOH,
HCOOH) con costanti molto piccole (K < 10-2).
I primi sono detti acidi forti ed i secondi acidi deboli.
Acidi Deboli o Forti
HA + H2O  H3O+ + AScrivendo la costante di equilibrio si ha:
Assumendo una concentrazione iniziale dell’acido uguale
a CA e ponendo [H3O+] = x si ha:
Acidi Deboli o Forti
In prima approssimazione si può considerare x >> . In
base a questa approssimazione si ricava l’espressione:
x2 + - = 0
Dalla soluzione di questa equazione si ricava una radice
positiva ed una negativa che, ovviamente, va scartata.
Acidi Deboli o Forti
Nel caso di acidi forti, i valori delle costanti di equilibrio
sono così elevati da dare come risultato x = . Di
conseguenza: pH = -log
Per gli acidi deboli in genere si può introdurre un’altra
approssimazione in base alla quale si assume: >> x
Si ricava pertanto:
Se da questo semplice calcolo si deriva che
l’approssimazione
>> x non è corretta si risolve
l’equazione di secondo grado
Acidi Deboli o Forti
. Se consideriamo una soluzione 0,1 M di HCl,
CH3COOH e HCN si hanno tre valori di pH
molto differenti tra di loro in quanto , = 1,8x10-5,
= 2,2x10-10
Applicando le formule si ricava:
pH(HCl) = 1
pH(CH3COOH) = 3
pH(HCN) = 5,5
Basi Deboli o Forti
Un ragionamento del tutto analogo deve esser fatto per le
basi. Esistono basi dette deboli o forti definite tali in base
al valore delle costanti dei loro equilibri con criteri
analoghi a quelli visti per gli acidi.
Anche l’influenza quantitativa sul pH delle soluzioni
segue un comportamento del tutto analogo a quello visto.
In sostanza per valutare il comportamento di una
sostanza acida o basica è necessario conoscerne la
quantità ma anche la forza caratteristica.
Reazioni di Spostamento
Immaginiamo di voler bloccare una sostanza
pericolosa come H2S (acido solfidrico – acido
debole). Si utilizza una base forte come NaOH:
H2S + 2 NaOH Na2S + 2 H2O
Immaginiamo che nello stesso filtro si faccia poi
passare HCl (acido cloridrico- acido forte). La
prima reazione che avviene è:
Na2S + 2 HCl H2S + 2 NaCl
Sali Acidi o Basici
La neutralità acido-base dell’acqua può essere
alterata anche dal discioglimento di alcuni sali.
Prendiamo ad esempio NH4Cl (Cloruro
d’Ammonio) e NaCl (Cloruro di Sodio).
Entrambi sono solubili in acqua e si sciolgono
dissociandosi in ioni:
NH4Cl  NH4+ + ClNaCl  Na+ + Cl-
Sali Acidi o Basici
Immaginiamo due soluzioni diverse contenenti
ciascuna uno dei due Sali. Il problema deriva dal
fatto che, come abbiamo visto, la molecola
dell’acqua è capace di cedere o prendere ioni H+
e questa tendenza la esercita nei confronti di
qualunque specie presente in soluzione. Si tratta,
pertanto, di valutare le varie possibili reazioni
delle specie ioniche con l’acqua.
Sali Acidi o Basici
Sono possibili varie reazioni tenendo conto che
con pochissime eccezioni (Fe3+, Al3+) gli ioni
metallici non reagiscono con l’acqua.
NH4+ + H2O  NH3 + H3O+
Cl- + H2O  HCl + OH-
Sali Acidi o Basici
Il criterio per stabilire se queste reazioni hanno
influenza sul pH sulla conoscenza della costante
di equilibrio dei due processi.
NH4+ + H2O  NH3 + H3O+
Keq = [NH3][H3O+] / [NH4+]
Cl- + H2O  HCl + OHKeq = [HCl][OH-] / [Cl-]
Sali Acidi o Basici
NH4+ + H2O  NH3 + H3O+
Keq = Kw / K(NH3) = 10-14 / 1,8x10-5 = 5,5x1010
Cl- + H2O  HCl + OHKeq = Kw / K(HCl) = 10-14 / grande = molto
piccola
Sali Acidi o Basici
In pratica si può dire che lo ione ammonio
(NH4+ ) influenza il pH rendendo acida la
soluzione mentre lo ione cloruro (Cl- ) non ha
influenza sul pH stesso.
In generale si può affermare che le specie ioniche
che derivano da acidi o basi forti non influenzano
il pH di una soluzione.
Sali Acidi o Basici
Le specie ioniche che derivano da acidi o basi
deboli influenzano il pH di una soluzione.
Se provengono da un acido debole daranno luogo
a soluzioni basiche (CO32- , PO43- ).
Se provengono da un base debole daranno luogo a
soluzioni acide (NH4+ ).
pH e Solubilità
• In acqua un sale poco solubile come CaCO3 si
scioglie seguendo la reazione:
CaCO3  Ca2+ + CO32La costante di equilibrio è:
Kps = [Ca2+][CO32-]
Conoscendo il Kps è facile calcolare le
concentrazioni degli ioni in acqua.
pH e Solubilità
In presenza di CO2 si ha la reazione:
CaCO3 + CO2+ H2O  Ca2+ + 2 HCO3Questa reazione è la responsabile principale per
la presenza di ioni HCO3- in acqua.
Tenendo conto del valore del Kps si può
calcolare che in acqua a pH ≈ 7 il CaCO3 si
scioglie in un quantità pari a circa 7 mg ogni L
di soluzione acquosa.
pH e Solubilità
• Ma poiché:
HCO3- + H2O  CO2 + OH- + H2O
Una soluzione acida introduce ioni H3O+ che
reagiscono con gli ioni OH- spostando questo
equilibrio a destra per il principio di Le
Chatelier. Sempre per lo stesso principio anche
l’equilibrio si solubilizzazione si sposta verso
destra sciogliendo una maggiore quantità di
CaCO3
A pH ≈ 2 si sciolgono circa 10 g di CaCO3 ogni
L di soluzione.
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