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equilibrio chimico e teoria acido-base (ph)

equilibrio chimico e teoria acido-base (ph)

 2HI(g) H₂ (g) + I2 (9)
"è in equilibrio"
AVViene in entrambi i sensi - c'è una reazione diretta →
e una inversa →
Equilibrio chimico
Quando

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Appunto

teoria acido-base, ionizzazione dell’acqua, ph, forza di acidi e basi, indicatori, idrolisi, soluzioni tampone, reazione di neutralizzazione, normalità

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2HI(g) H₂ (g) + I2 (9) "è in equilibrio" AVViene in entrambi i sensi - c'è una reazione diretta → e una inversa → Equilibrio chimico Quando si uniscono i due reagenti non tutte le molecole reagiscono, alcune rimangono separate Dopo un po' di tempo la velocità della reazione di formazione del prodotto diminuisce mentre aumenta quella di decomposizione (reazione inversa) Inizio aA+bB cC + dD In un sistema all'equilibrio il rapporto tra il prodotto delle concentrazioni molari dei prodotti e quello delle concentrazioni molari dei reagenti, elevate ciascuno al proprio coefficiente stechiometrico è costante ✓ continuo scambio tra le molecole dei prodotti e dei reagenti (es equilibrio durante l'ebollizione) ma la concentrazione di entrambi è costante 0,104 Equilibrio 0,10 M-2x ES. Per la reazione chimica 2 Brce Brz + Cez il valore della costante di equilibrio è pari a 32 (a 500 k) Determina le concentrazioni all'equilibrio di tutte le specie coinvolte partendo da una concentrazione 0,10 m di Brcl 2 Brce = Bvz + cez Sostituisco a x Keq = [Bv₂]. [ce₂] [Brce]² Quando le due velocità si eguagliano sia una situazione di EQUILIBRIO DINAMICO X 2 127 x 12,8x + 0,32 = 0 Keq = [c]².[D] ª [A] [B] concentrazioni all'equilibrio X 32 = 2HI (9) → H₂ (g) + I2 (g) H₂ (g) + 12 (g) → 2HI (9) 0,10- -2. 0,054 0,10-20,046 COSTANTE DI EQUILIBRIO (Keq) Due momenti temporali: prima che inizi...

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Didascalia alternativa:

la reazione e quando si arriva all'equilibrio 2 X (0,10-2x)² Non so quanto Br CI si sia diviso per dare i prodotti perciò chiamo quella quantità 2x X = 6,6 ± √√√ 40,96 - 40,66 127 verrebbe negativo Giusto Pericoefficienti Stecchiometrici M Brz: 0,046 Сег: 0,046 М Brce: 0,10 - 2.0,046 = 2 8x² 0,32-12,8x + 128 0,008 H ~x 2 = X x = 0,054 V x = 0,066 TEORIA DI ARRHENIUS ES In realtà il protone liberato in acqua è estremamente reattivo e si combina con l'ossigeno formando uno IONE IDRONIO (H3O+) TEORIA DI BRØNSTED E LOWRY La teoria di Arrhenius non comprendeva altre casistiche, era utilizzato solo in acqua Nuova definizione: molecola o ione che DONA un protone = acido Molecola o ione che PRENDE un protone = base H2S Acido TEORIA DI LEWIS + Keq chiunque liberi un protone (H+) è un acido chiunque liberi un gruppo ossidrile (OH-) è una base Teoria acido base H2O Base ES ammoniaca (NH3) = base parla solo di sostanze sciolte in acqua L'acqua può sia prendere che dare un protone = se se La distinzione tra acidi e basi si basa sulle coppie di elettroni: ●● + H3O+ [H3O+][OH] [H₂0] semplifico con H+ A questa reazione si dà il nome di AUTOPROLISI O AUTOIONIZZAZIONE HS- DANFOTERA/ANFIPROTICA: molecola che si comporta da acido o base in base alla molecola con cui si trova IONIZZAZIONE DELL'ACQUA Acqua in acqua Acqua pura è un cattivo conduttore di elettricità f scambio di un protone tra due molecole d'acqua: H₂O + H₂O = H³0* + HỒ¯ Liquido puro, posso toglieria dall'espressione NH3 Base In acqua pura le concentrazioni degli ioni si equivalgono (rapporto di reazione 1:1) [H*]< 10¹ M . Quando non è pura ci sono ioni liberi che conducono l'elettricità Derivano dalla IONIZZAZIONE dell'acqua P Kw = [H+][OH-] S coppia coniugata acido-base 1 H2O Acido Legame dativo tra H₂O e H+ 9 -ACIDA Acidi : possono accettare i due elettroni (es H+) ● Basi: possono mettere a disposizione due elettroni liberi da legami - BASICA = HO- + NH4+ coppia coniugata acido-base 2 Ione idronio -16 A 25 C sappiamo che sono uguali a 1,00 107 mol/L → Kw = [H+][OH-] = (1,00·10*) ² = 1,00 · 10 -7 La costante kw essendo una costante di equilibrio varia con la temperatura A temperatura costante kw si mantiene costante, non soltanto in acqua pura ma anche in tutte le soluzioni acquose Acqua pura: quantità equivalente di ioni H*e OH → NEUTRA [H*] > [OH¯] → [H*] > 10³ M [H*] <[OH-] → Ione idrossido PRODOTTO IONICO DELL'ACQUA = Costante dell'equilibrio di autoionizzazione Il prodotto delle concentrazioni coincide perciò sono inversamente proporzionali IL PH I LOGARITMI PH = -log [H+] õ ° c Log = log base 10, altrimenti scrivo la base Vicino ES. Base 5 = log s 25° 50° 60° Kw = [H+][OH] →→log Kw = -log[H*] - log [OH] Quindi se ho il PH di una soluzione acquosa, per trovare il POH basta che sottraggo il PH A 14 e viceversa (se la temperatura è 25, altrimenti il valore di Kw cambia) Kw 1,16.10 2,૧2· 16 -16 Inizio 10 Equilibrio -15 5,57.10 9,61-10-14 LA FORZA DI ACIDI E BASI -15 BASI FORTI Inizio -16 Keq [H3O+][A-] [HA][H₂O] O Pluto = 10 - Andrea HA(e) + H₂O (e) ⇒ H30* ACIDI DEBOLI →→ [H+] = = 10 es. I es. 2 Idracidi con alogeni sono acidi forti Altri acidi forti: Equilibrio [Acido] - Andrea è l'esponente negativo che devo dare a 10 per avere Pluto Andrea = log (Pluto) "È l'esponente" = logaritmo [HA] -PH (ag) PH = 6 t 25 O % O 10° 60° O + A (aq) D [HA] Acido perclorico (H CI 04) Acido nitrico (H N 03) Acido solforico (H2 S 04) Ka = [H3O+][A-] [HA] → [H+] = 10 [H+] 10°2 HA + H₂O = H30* + A [HA] 10 Acidi e basi sono classificati come forti o deboli in base al loro comportamento in soluzione acquosa ACIDI FORTI -▷ HⱭ ka alto : Si dissocia molto (numeratore alto ) -suppongo si dissoci del tutto HA + H₂O → H30* + A [HA] 2.10 1,92.103 -Kb alta ▷ Idrossidi (NA OH, Li OH, K OH, Ca (OH)2, Mg(OH)...) POH = -log [OH ] → [OH¯] = = O O [OH] 10-12 Si dissocia poco: suppongo che non si dissoci 1,6.10 A=anione -POH = 8 - १ PKw = PH + POH PH+POH = 14 -9 1,46 10 5.10" ka = costante acida Acido iodidrico, acido bromidrico, acido cloridrico, acido fluodridrico -POH 10 B+ H₂O = BH+ + OH → [OH-] Divido la kw per la concentrazione di H+ O OH- per trovare l'altra Gli ioni che si liberano hanno la stessa concentrazione di HA iniziale Ka = [H3O+][A-] [HA] 6 [H+]=[A] = 108 Kb = [BH*][OH-] [3] se HA non si dissocia, chiamò la sua concentrazione [acido] - Ka: = 2 [H+] [Acido] [H+]=√ Ka [Acido] Acido ACETICO - Aceto f Kα = 1,8*10 -5 Acido L-ASCORBICO - Vitamina c S ka = 7,9 * 10 Ammoniaca - 6 colore A GLI INDICATORI [BH*] = [OH-] - CH3COOH -5 BASI DEBOLI - scarsa ionizzazione della base in acqua Si suppone che non si dissoci kB= 1,8*10 indicatori FENOLFTALEINA METILARANCIO →▷ PH = − log √ Ka · [ Acido] NH3 L'IDROLISI S HIn = H+ + In -5 NAFTOLFTALEINA Hz C6H6O6 BLU DI BROMOTIMOLO Acidi o basi deboli Anione Kb = H₂C - C CH colore B ogni indicatore prende in esame un diverso intervallo di PH La carenza può causare lo SCORBUTO (collasso dei tessuti, per prime le gengive) ( se la concentrazione di una delle due specie è almeno 10 volte maggiore dell'altra la soluzione assume il colore della specie prevalente (A O B) [OH-] → [OH] = √√ Kb · [base ] [base] Perde composti organici che esistono in due forme di colore diverso e si trasformano in una o l'altra in base al pí della soluzione in cui sono aggiunte se le due concentrazioni sono simili la soluzione assume il colore che deriva da entrambe le specie (A + B) Aumentando il PH il colore passa alla tonalità B In passato molti marinai si ammalavano, fino a quando James Cook non capisce che la cosa è correlata alla mancanza di frutta e verdura e introduce dei limoni sulle navi Accade associando o dissociando H+ Intervallo PH e colore 8,2 incolore - 10 rosa 3,1 rosso -4,4 arancio 6 giallo -7,6 blu 7,3 rosa - 8,7 verde PH = -log √ Kb - (10-1² [base]) Acido debole POH = -log √ Kb [base] s Ph=1 rosso Ph=14 blu I sali possono cambiare l'equilibrio di auto ionizzazione dell'acqua : NO₂ + H₂O → HNO₂ + OH - Libera OH-, Si comporta come una base 6 ( INDICATORE UNIVERSALE : Contiene tutti gli indicatori con concentrazioni precise La Quando i sali si disciolgono in acqua liberano degli ioni ▷ Non liberano direttamente H+ O OH- ų Gli ioni reagiscono con l'acqua (IDROLISI) portando alla formazione di H+ O OH- Anioni e cationi derivanti da acidi o basi forti non reagiscono con l'acqua - IONI SPETTATORI ● Tutti gli ANIONI provenienti da ACIDI deboli reagiscono con l'acqua e si comportano da BASI Intervallo di viraggio cambia il ph و comportamento INDIRETTO (dato dall'idrolisi) ● Tutti i CATIONI provenienti da BASI deboli reagiscono con l'acqua e si comportano da ACIDI NH4+H₂O 6 SOLUZIONI TAMPONE f catione → soluzioni che resistono al cambiamento di PH per modesta addizione di acido o di base ES Oceani soluzioni contenenti una coppia acido base coniugata in cui le concentrazioni di acido e base, entrambi non forti, sono circa dello stesso ordine di grandezza si prepara miscelando un acido o una base debole con un suo sale solubile NH3 /NH4Ce b FUNZIONAMENTO ES CH3COOH CH³COONa (Acido acetico) Acido debole NH3 + H3O+ → Libera H+, Si comporta come acido S Base debole Ka = [H+][A] [HA] Base debole aggiungendo un acido (H) l'equilibrio si sposta sinistra Aggiungendo una base gli ioni OH- Che Si liberano reagiscono con H presenti e l'equilibrio si sbilancia verso destra PH DI UNA SOLUZIONE TAMPONE PRINCIPIO DI LE CHÂTELIER: un sistema all'equilibrio, perturbato da un'azione esterna, reagisce in modo da ridurne o annullarne l'effetto, ristabilendo l'equilibrio PHPKa + log [A] [HA] (cloruro di ammonio) sale liberato dallo ione ammonio (acido coniugato) Ca concentrazione iniziale dell'acido (Acetato di sodio) sale liberato in soluzione acquosa dallo ione acetato (base coniugata) [H*] = Ka-[HA] [A] cambio il segno -log[H] = -log Ka+ log [A] [HA] se ca = cs Log1=0 cs/ca deve stare tra 0,1 e 10 Cs concentrazione 8 del sale disciolto Aggiungendo un reagente a un sistema all'equilibrio, l'equilibrio si sposta nella direzione che consente la scomparsa di una parte del reagente aggiunto e la formazione del prodotto viceversa se aggiungiamo un prodotto al sistema provochiamo una reazione opposta PH = PKA Ph = -log [H+] ES sangue da 7,35 A 7,45 CH3COOH CH3COOH Equilibrio si sposta PH = PKa + I sistemi biologici richiedono valori costanti di PH Soluzioni tampone b H 6 Cs ·log Ca Addizione H+ + CH3COO Dato che l'acido è debole, all'equilibrio [HA] è circa uguale alla concentrazione iniziale dell'acido, mentre [A-] è circa uguale alla concentrazione del sale disciolto Addizione OH- - H2O -log [H*] = -log Ka+ (-log [HA]) $ Equilibrio si sposta Essendo il ph un esponente, posso utilizzare le proprietà delle potenze, quindi avendo entrambi come base 10 posso trasformare la moltiplicazione in una somma di esponenti

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la reazione e quando si arriva all'equilibrio 2 X (0,10-2x)² Non so quanto Br CI si sia diviso per dare i prodotti perciò chiamo quella quantità 2x X = 6,6 ± √√√ 40,96 - 40,66 127 verrebbe negativo Giusto Pericoefficienti Stecchiometrici M Brz: 0,046 Сег: 0,046 М Brce: 0,10 - 2.0,046 = 2 8x² 0,32-12,8x + 128 0,008 H ~x 2 = X x = 0,054 V x = 0,066 TEORIA DI ARRHENIUS ES In realtà il protone liberato in acqua è estremamente reattivo e si combina con l'ossigeno formando uno IONE IDRONIO (H3O+) TEORIA DI BRØNSTED E LOWRY La teoria di Arrhenius non comprendeva altre casistiche, era utilizzato solo in acqua Nuova definizione: molecola o ione che DONA un protone = acido Molecola o ione che PRENDE un protone = base H2S Acido TEORIA DI LEWIS + Keq chiunque liberi un protone (H+) è un acido chiunque liberi un gruppo ossidrile (OH-) è una base Teoria acido base H2O Base ES ammoniaca (NH3) = base parla solo di sostanze sciolte in acqua L'acqua può sia prendere che dare un protone = se se La distinzione tra acidi e basi si basa sulle coppie di elettroni: ●● + H3O+ [H3O+][OH] [H₂0] semplifico con H+ A questa reazione si dà il nome di AUTOPROLISI O AUTOIONIZZAZIONE HS- DANFOTERA/ANFIPROTICA: molecola che si comporta da acido o base in base alla molecola con cui si trova IONIZZAZIONE DELL'ACQUA Acqua in acqua Acqua pura è un cattivo conduttore di elettricità f scambio di un protone tra due molecole d'acqua: H₂O + H₂O = H³0* + HỒ¯ Liquido puro, posso toglieria dall'espressione NH3 Base In acqua pura le concentrazioni degli ioni si equivalgono (rapporto di reazione 1:1) [H*]< 10¹ M . Quando non è pura ci sono ioni liberi che conducono l'elettricità Derivano dalla IONIZZAZIONE dell'acqua P Kw = [H+][OH-] S coppia coniugata acido-base 1 H2O Acido Legame dativo tra H₂O e H+ 9 -ACIDA Acidi : possono accettare i due elettroni (es H+) ● Basi: possono mettere a disposizione due elettroni liberi da legami - BASICA = HO- + NH4+ coppia coniugata acido-base 2 Ione idronio -16 A 25 C sappiamo che sono uguali a 1,00 107 mol/L → Kw = [H+][OH-] = (1,00·10*) ² = 1,00 · 10 -7 La costante kw essendo una costante di equilibrio varia con la temperatura A temperatura costante kw si mantiene costante, non soltanto in acqua pura ma anche in tutte le soluzioni acquose Acqua pura: quantità equivalente di ioni H*e OH → NEUTRA [H*] > [OH¯] → [H*] > 10³ M [H*] <[OH-] → Ione idrossido PRODOTTO IONICO DELL'ACQUA = Costante dell'equilibrio di autoionizzazione Il prodotto delle concentrazioni coincide perciò sono inversamente proporzionali IL PH I LOGARITMI PH = -log [H+] õ ° c Log = log base 10, altrimenti scrivo la base Vicino ES. Base 5 = log s 25° 50° 60° Kw = [H+][OH] →→log Kw = -log[H*] - log [OH] Quindi se ho il PH di una soluzione acquosa, per trovare il POH basta che sottraggo il PH A 14 e viceversa (se la temperatura è 25, altrimenti il valore di Kw cambia) Kw 1,16.10 2,૧2· 16 -16 Inizio 10 Equilibrio -15 5,57.10 9,61-10-14 LA FORZA DI ACIDI E BASI -15 BASI FORTI Inizio -16 Keq [H3O+][A-] [HA][H₂O] O Pluto = 10 - Andrea HA(e) + H₂O (e) ⇒ H30* ACIDI DEBOLI →→ [H+] = = 10 es. I es. 2 Idracidi con alogeni sono acidi forti Altri acidi forti: Equilibrio [Acido] - Andrea è l'esponente negativo che devo dare a 10 per avere Pluto Andrea = log (Pluto) "È l'esponente" = logaritmo [HA] -PH (ag) PH = 6 t 25 O % O 10° 60° O + A (aq) D [HA] Acido perclorico (H CI 04) Acido nitrico (H N 03) Acido solforico (H2 S 04) Ka = [H3O+][A-] [HA] → [H+] = 10 [H+] 10°2 HA + H₂O = H30* + A [HA] 10 Acidi e basi sono classificati come forti o deboli in base al loro comportamento in soluzione acquosa ACIDI FORTI -▷ HⱭ ka alto : Si dissocia molto (numeratore alto ) -suppongo si dissoci del tutto HA + H₂O → H30* + A [HA] 2.10 1,92.103 -Kb alta ▷ Idrossidi (NA OH, Li OH, K OH, Ca (OH)2, Mg(OH)...) POH = -log [OH ] → [OH¯] = = O O [OH] 10-12 Si dissocia poco: suppongo che non si dissoci 1,6.10 A=anione -POH = 8 - १ PKw = PH + POH PH+POH = 14 -9 1,46 10 5.10" ka = costante acida Acido iodidrico, acido bromidrico, acido cloridrico, acido fluodridrico -POH 10 B+ H₂O = BH+ + OH → [OH-] Divido la kw per la concentrazione di H+ O OH- per trovare l'altra Gli ioni che si liberano hanno la stessa concentrazione di HA iniziale Ka = [H3O+][A-] [HA] 6 [H+]=[A] = 108 Kb = [BH*][OH-] [3] se HA non si dissocia, chiamò la sua concentrazione [acido] - Ka: = 2 [H+] [Acido] [H+]=√ Ka [Acido] Acido ACETICO - Aceto f Kα = 1,8*10 -5 Acido L-ASCORBICO - Vitamina c S ka = 7,9 * 10 Ammoniaca - 6 colore A GLI INDICATORI [BH*] = [OH-] - CH3COOH -5 BASI DEBOLI - scarsa ionizzazione della base in acqua Si suppone che non si dissoci kB= 1,8*10 indicatori FENOLFTALEINA METILARANCIO →▷ PH = − log √ Ka · [ Acido] NH3 L'IDROLISI S HIn = H+ + In -5 NAFTOLFTALEINA Hz C6H6O6 BLU DI BROMOTIMOLO Acidi o basi deboli Anione Kb = H₂C - C CH colore B ogni indicatore prende in esame un diverso intervallo di PH La carenza può causare lo SCORBUTO (collasso dei tessuti, per prime le gengive) ( se la concentrazione di una delle due specie è almeno 10 volte maggiore dell'altra la soluzione assume il colore della specie prevalente (A O B) [OH-] → [OH] = √√ Kb · [base ] [base] Perde composti organici che esistono in due forme di colore diverso e si trasformano in una o l'altra in base al pí della soluzione in cui sono aggiunte se le due concentrazioni sono simili la soluzione assume il colore che deriva da entrambe le specie (A + B) Aumentando il PH il colore passa alla tonalità B In passato molti marinai si ammalavano, fino a quando James Cook non capisce che la cosa è correlata alla mancanza di frutta e verdura e introduce dei limoni sulle navi Accade associando o dissociando H+ Intervallo PH e colore 8,2 incolore - 10 rosa 3,1 rosso -4,4 arancio 6 giallo -7,6 blu 7,3 rosa - 8,7 verde PH = -log √ Kb - (10-1² [base]) Acido debole POH = -log √ Kb [base] s Ph=1 rosso Ph=14 blu I sali possono cambiare l'equilibrio di auto ionizzazione dell'acqua : NO₂ + H₂O → HNO₂ + OH - Libera OH-, Si comporta come una base 6 ( INDICATORE UNIVERSALE : Contiene tutti gli indicatori con concentrazioni precise La Quando i sali si disciolgono in acqua liberano degli ioni ▷ Non liberano direttamente H+ O OH- ų Gli ioni reagiscono con l'acqua (IDROLISI) portando alla formazione di H+ O OH- Anioni e cationi derivanti da acidi o basi forti non reagiscono con l'acqua - IONI SPETTATORI ● Tutti gli ANIONI provenienti da ACIDI deboli reagiscono con l'acqua e si comportano da BASI Intervallo di viraggio cambia il ph و comportamento INDIRETTO (dato dall'idrolisi) ● Tutti i CATIONI provenienti da BASI deboli reagiscono con l'acqua e si comportano da ACIDI NH4+H₂O 6 SOLUZIONI TAMPONE f catione → soluzioni che resistono al cambiamento di PH per modesta addizione di acido o di base ES Oceani soluzioni contenenti una coppia acido base coniugata in cui le concentrazioni di acido e base, entrambi non forti, sono circa dello stesso ordine di grandezza si prepara miscelando un acido o una base debole con un suo sale solubile NH3 /NH4Ce b FUNZIONAMENTO ES CH3COOH CH³COONa (Acido acetico) Acido debole NH3 + H3O+ → Libera H+, Si comporta come acido S Base debole Ka = [H+][A] [HA] Base debole aggiungendo un acido (H) l'equilibrio si sposta sinistra Aggiungendo una base gli ioni OH- Che Si liberano reagiscono con H presenti e l'equilibrio si sbilancia verso destra PH DI UNA SOLUZIONE TAMPONE PRINCIPIO DI LE CHÂTELIER: un sistema all'equilibrio, perturbato da un'azione esterna, reagisce in modo da ridurne o annullarne l'effetto, ristabilendo l'equilibrio PHPKa + log [A] [HA] (cloruro di ammonio) sale liberato dallo ione ammonio (acido coniugato) Ca concentrazione iniziale dell'acido (Acetato di sodio) sale liberato in soluzione acquosa dallo ione acetato (base coniugata) [H*] = Ka-[HA] [A] cambio il segno -log[H] = -log Ka+ log [A] [HA] se ca = cs Log1=0 cs/ca deve stare tra 0,1 e 10 Cs concentrazione 8 del sale disciolto Aggiungendo un reagente a un sistema all'equilibrio, l'equilibrio si sposta nella direzione che consente la scomparsa di una parte del reagente aggiunto e la formazione del prodotto viceversa se aggiungiamo un prodotto al sistema provochiamo una reazione opposta PH = PKA Ph = -log [H+] ES sangue da 7,35 A 7,45 CH3COOH CH3COOH Equilibrio si sposta PH = PKa + I sistemi biologici richiedono valori costanti di PH Soluzioni tampone b H 6 Cs ·log Ca Addizione H+ + CH3COO Dato che l'acido è debole, all'equilibrio [HA] è circa uguale alla concentrazione iniziale dell'acido, mentre [A-] è circa uguale alla concentrazione del sale disciolto Addizione OH- - H2O -log [H*] = -log Ka+ (-log [HA]) $ Equilibrio si sposta Essendo il ph un esponente, posso utilizzare le proprietà delle potenze, quindi avendo entrambi come base 10 posso trasformare la moltiplicazione in una somma di esponenti