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Equilibrio chimico, acidi e basi

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EQUILIBRIO CHIMICO Le reazioni non arrivano a compimento perché raggiungono uno stato detto equilibrio chimico. Se inserisco dei cubi di ghiaccio in acqua assisto contemporaneamente a due reazioni opposte ●Fusione Solidificazione in questo caso e'detto equilibrio di fase L'equilibrio dinamico può instaurarsi anche in una trasformazione chimica, quindi non avremo fasi diverse di una stessa sostanza, ma reagenti e prodotti. equilibrio dinamico H₂O (5) H₂0 (1) Keq >>> 1 esempio: metto dentro un pallone di vetro 1₂ e H₂ COSTANTE DI EQUILIBRIO Legge di azione di massa aA+bB cC+dD [c]. [D]dprodotti a,b,c,d=coegg. stechiometrici Keq [A] [B] [] indica la concentrazione in mol/L reagenti ●Prodotti. Reagenti I₂+H₂ → 2HI sintesi 2HI→ H₂+12 decomposizione ad un certo punto avvengono alla stessa velocita'e si raggiunge l'equilibrio temperatura (pc)c. (po)d Kp= (PA)a. (PB) b Ho molti prodotti e pochi reagenti quindi la reazione e quasi completa e l'equilibrio e' molto Spostato verso destra Keq=1 Kp E Kc In caso di reazioni in fase gassosa possiamo esprimere la costante di equilibrio anche in funzione delle pressioni parziali dei gas. Le due costanti possono assumere valori diversi alla stessa Reazione con una resa del 50%, concentrazione prodotti motto simile a quella reagenti A temperatura e pressione costante un sistema chiuso è in equilibrio se la concentrazione di prodotti e reagenti è costante nel tempo. Non è un momento statico ma è il risultato di uno stato dinamico in cui la velocità della reazione di sintesi è uguale a quella di decomposizione Il valore della costante di equilibrio varia al...

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Didascalia alternativa:

variare della temperatura dunque per ogni temperatura esistono un diverso valore di K e diverse concentrazioni di reagenti e prodotti. Questo rapporto rimane costante indipendentemente dalle concentrazioni iniziali e finali dei reagenti e prodotti Kc- concentrazione molare Kp=pressione parziale An-numero moli prodotti Se An-o allora Kp=Kc Se l'aumento della temperatura provoca: Un aumento della costante di equilibrio - endotermica Una diminuzione della costante di equilibrio - esotermica i prodotti Keq <<<1 Concentrazione prodotti •maggiore dei reagenti. • Equilibrio spostato verso sinistra diminuiscouo i prodotti Kp=Kc (RT)An - numero moli reagenti R=0.082 Prima di raggiungere una fase di equilibrio le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti variano nel tempo. nella fase iniziale [C]c. [D]d [A]a[B]b Qc=quoziente di reazione -- possiamo anche parlare di Qp in caso di 'Gas. Reazione diretta - da reagentia prodotti Reazione inversa-da prodotti a réagenti CHÂTELIER Lo stato di equilibrio di un sistema rimane inalterato nel momento in cui non si modificano temperatura, pressione e quantità di prodotti e reagenti. Se un sistema in equilibrio viene perturbato da un'azione esterna, questo reagisce riducendone o annullandone l'effetto per ristabilire l'equilibrio. Se aggiungo/sottraggo un prodotto /reagente Si rompe l'equilibrio e il sistema reagisce consumando il prodotto/reagente che e'stato aggiunto prima dell'equilibrio Kc# Keq prevale diretta Qc <Keq allora nel tempo aumenta [prodotti] Qc>Keq allora nel tempo aumenta [reagenti] prevale inversa all'equilibrio Kc = Keq Il variare della pressione e del volume possono condizionare le reazioni i cui componenti sono in fase gassosa: Un aumento di pressione comporta lo spostamento dell'equilibrio nella direzione in cui è presente il numero minore di molecole La diminuzione della pressione favorisce lo spostamento dell'equilibrio nella direzione in cui è presente il numero maggiore di molecole •Se aggiungo reagente il sistema tende a farlo Scomparire trasformandolo in prodotto se aggiungo prodotto - il sistema tende a farlo scomparire La concentrazione molare di un sale all'interno della soluzione satura è detta solubilità molare il sistema tende ad assorbire quel calore Se si riscalda un sistema all'equilibrio si favorisce la reazione endotermica se invece si raffredda si favorisce la reazione esotermica la reazione tende verso sinistra EQ. DI SOLUBILITA Prendiamo in considerazione una situazione in cui inserisco un componente in fase solida all'interno di un liquido. La solubilità di questo solido è il risultato di due tendenze: 1 Tendenza al formarsi della soluzione 2 Tendenza a creare legami che favoriscono l'esistenza del solido Quando il solido a raggiunto la sua solubilità massima non può sciogliersi ulteriormente e precipita sul fond,o la soluzione così è satura. • piccolo se la sostanza e poco solubile grande se la sostanza e molto solubile prodotto ionico prodotto tra le concentrazioni degli ioni in una soluzione che puo'essera sia satura che non Kps e' tendenza a sciogliersi esempio: Ag₂SO42Ag+ + S0₂2²- tendenza a precipitare Kps = prodotto di solubilita' elevati ai coeg stechiometrici Kps = [ione]x[ione] Kps =prodotto tra le concentrazioni degli ioni in soluzione satura p.ionico<Kps →no precipitato •p.ionico = Kps-sol.satura C p.ionico>Kps precipitato La solubilizzazione è un fenomeno endo termico dunque un aumento di calore favorisce la formazione della soluzione. Ci sono ancora delle sostanze che si sciolgono provocando riscaldamento dunque la solubilità diminuisce all'aumentare della temperatura. TH. ARRHENIUS- Gli acidi sono sostanze che immerse in acqua liberano ioni H mentre le basi sono sostanze che in soluzione acquosa liberano ioni OH ACIDI E BASI Nelle soluzioni acquose con acidi non esistono ioni H'liberi perché si combinano con le molecole d'acqua formando lo ione H3O+ -ione idronio TH. BRONSTED Qualsiasi molecola o ione che può donare un protone è un acido mentre qualsiasi molecola o ione che può accettare un protone è una base. possono essere ACIDI (donatori) possono essere BASI (accettori) molecole neutre anioni cationi molecola neutra anione Acidi= nella formula cominciano con H monoprotici 1 atono di H (es HCL) poliprotici - piu'di Latomodi H (es: H₂SO4) Basi hanno un gruppo idrossido (OH-) e un metallo Un acido dona protoni solo se c'è una base ad accettarli e una base accetta un protone solo se un acido lo cede. Ci deve dunque sempre essere una reazione di trasferimento di un protone Una reazione acido-base è un trasferimento protonico la quale conseguenza più importante è la formazione di un altro acido e un altra base coppia coniugata = acido base Specie anfiprotica = puo'agire sia da base che da acido LEWIS É definito acido qualsiasi specie sia in grado di accettare una coppia di elettroni ed è detta base qualsiasi specie sia in grado di donare una coppia di elettroni coppia coniugata +O base acido l'acido che accetta la doppiettadi e = legame dativo ACIDO di lewis: struttura elettronica incompleta BASE di lewis: struttura elettronica completa LONIZZAZIONE H₂O L'acqua è una sostanza anfiprotica in quanto può comportarsi sia da acido che da base a seconda della specie con cui reagisce. L'acqua pura è un cattivo conduttore ma l'acqua distillata a degli ioni liberi che derivano dalla ionizzazione delle molecole di acqua. H₂O + H₂O H₂O+ + OH- autoprotolisi/autoionizzazione Il valore del prodotto ionico dell'acqua è una costante di equilibrio dunque varia con la temperatura. Essendo il processo di autoionizzazione un processo endotermico, quando la temperatura aumenta, aumenta il valore della costante e dunque la concentrazione dei prodotti. L'acido si trasforma in base coniugata e la base si trasforma in atomo coniugato Se indichiamo H30+ con H+ abbiamo H₂O H+ + OH e il prodotto ionico risulta Kw = [H*].[OH-] prodotto ionico dell'acqua Se [H]= [OH-] → neutra Se [H+]<[OH-] → basica Se [H+]> [OH-] → acida Se inserisco in acqua pura una specie più acida dell'acqua questa è capace di aumentare la concentrazione degli ioni H*determinando la formazione di una soluzione acida. Se inserisco in acqua pura una specie più basica dell'acqua questa è capace di aumentare la concentrazione degli ioni OH determinando la formazione di una soluzione basica. possiamo dire che se [H+]>10-7M soluzione acida se [H] <10 M soluzione basica se [H+]=[OH-] soluzione neutra PH Il pH è una scala che ci permette di esprimere le concentrazioni degli ioni idrogeno. Scala con valori compresi tra 0 e 14 į acido = pH <7= pH>7= basico esempio se [+]= 10 + il pH=7 se [H]-102 il pH=2 Sapendo che Kw = pH = -log[H+] [H*]=10-PH РОН = [H + ].[OH-] -log Kw= -log[H+] - log [OH-] 14=pH+OH KA= pOH = -log [OH-] [OH-] = 10 -POH ACIDI FORTI E DEBOLL Possiamo stabilire se un acido è forte o debole vedendo come reagisce in acqua Se si ionizza completamente dunque tutte le molecole dell'acido si trasformano in ioni allora è un acido forte Ometto [H₂0] perché e un liquido puro . Se non ionizza completamente dunque tende a rimanere in soluzione anche la forma indissociata allora è un acido debole KA-Costante di ionizzazione acida A+ H₂0 C+D [D]. [c] [A] piu' KA e' alto, piu' equilibrio spostato verso destra =piv'e'alto il numero di ioni presente piu'k e'grande piu' l'acido e forte pH e pOH se aumenta l'acidita'di una soluzione aumenta [H+]→diminuisce pH diminuisce [OH-]-aumenta pOH neutro рон PH O 13 12 11 10 acido Quindi KB= KAXKB=KW →Quando aumenta la forza di una BASI FORTI E DEBOLL Una base è tanto più forte quanto accetta in maniera completa i protoni dall'acqua. Una base debole è invece una base che in soluzione acquosa poco ionizzata. è esempio: NH3 in H₂O NH3+H₂ONH4+ + OH basico 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 [c].[D] [A] ACIDI POLIPROTICI Si ionizzano due volte perche' rilasciano 2ioni H+ quindi abbiamo 2 KA esempio: H₂CO3 H₂CO3H+ + HCO3- 10 KA₁ specie diminuisce quella della sua coniugata = HCO3 H++CO₂2² - KA2=- [H+] [HCO₂] [H₂CO3] [H*] [co} ] [HCO3] Sappiamo che ad ogni base corrisponde un acido coniugato e che ad ogni acido corrisponde una base coniugata. Il prodotto delle costanti di ionizzazione di una coppia acido base coniugata corrisponde al prodotto ionico dell'acqua. IN SOLUZIONE acidi forti= i= [H+] =[acido] pH = -log [acido] 2 basi forti= [OH-] = [base] pOH = -log[base] 3 acidi deboli [H]² Ka= Cacido] esempio NaCl in acqua Na Cl+ catione [H]=√Ka [acido] pH= -log[H+] pH=-log√ka Cacido] L'aggiunta di sali all'interno di una soluzione acquosa può variare il pH. La reazione fra gli ioni del sale disciolto e le molecole dell'acqua è detta idrolisi. ACIDI-BASI FORTI Gli anioni e cationi provenienti da acidi o basi forti non reagiscono con l'acqua comportandosi da ioni spettatori. anione 4 basi deboli [OH-]=√ KB [Base] pOH = -log[OH-] pOH =-log√KB CBase] ACIDI-BASI DEBOLI Gli anioni provenienti da acidi deboli reagiscono con l'acqua e si comportano da basi. ●I cationi provenienti da basi deboli reagiscono con l'acqua e si comportano da acidi.