(torniamo a) Acidi poliprotici

1. (torniamo a) Acidi poliprotici Cosa succede se anche la prima dissociazione non è forte (Ka1<1) Es H3PO4 CO2 SO2

2. Equilibri simultanei In generale, quando la distribuzione delle specie in soluzione è determinata da piu’ di un equilibrio, La concentrazione di ciascuna specie in soluzione rappresenta una variabile, mentre ciascun equilibrio in soluzione rappresenta una equazione.

3. Acidi e basi pH di acidi forti pH di acidi deboli Grado di dissociazione KaKb=Kw pH di soluzioni saline Titolazione acido-base Acidi e basi poliprotici Equilibri simultanei Soluzioni tampone

4. Equilibri simultanei Nel caso di un sistema dove c’è un acido forte + un acido debole, il sistema è semplificato perché Acido forte è completamente dissociato e gli unici equilibri in soluzione rimangono quelli della Ka di Acido debole e di Kw Per farti una idea, calcola il grado di dissociazione di una soluzione 10-2 M di CH3COOH in presenza ed in assenza di HCl

5. Una soluzione di HCl in H2O Acido FORTE (Ka1>1) + una soluzione di CH3COOH Acido DEBOLE (Ka= 2x10-5) Equilibri simultanei HCl + H2O H3O+ + Cl - Ka1>1 Questo equilibrio è completamente spostato a dx [H+]=C0HCl Ka= 2x10-5 CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO - [ H3O+ ] (C0HCl +x) x [CH3COO-] = Ka = (C0Hac -x) [CH3COOH ]

6. Una soluzione di NaOH in H2O Base FORTE (Kb>1) + una soluzione di CH3COOH Acido DEBOLE (Ka= 2x10-5) Equilibri simultanei Ka1>1 NaOH + H2O Na+ + OH - Questo equilibrio è completamente spostato a dx [OH-]=C0b Ka= 2x10-5 CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO - Questo equilibrio sarà spostato a sn o a dx dalla presenza di una base forte?

7. Domanda Perché fino ad adesso, in presenza di un acido forte non abbiamo mai considerato gli H+ che derivano dalla dissociazione di H2O? H3O+ +OH - 2 H2O Perché la presenza di un altro acido sposta completamente a sinistra l’equilibrio di autoprotolisi. Pertanto il contributo degli H+ che derivano dalla autoprotolisi è trascurabile Kw=[H+][OH-]= (C0A+x)(x)=10-14

8. Acido diluito in acqua Qualora un acido debole sia presente in concentrazioni molto diluite la concentrazione degli H+ che derivano dalla dissociazione di H2O deve comunque essere considerata. Es: calcolare il pH di una soluzione 10-7 M di HClO4

9. Esempi Acidi forti HCl, HNO3 Acidi deboli CH3COOH, HCN, NH4+ Basi forti NaOH, KOH Basi deboli NH3, CH3COO -, CN- Sali di Acidi e basi forti NaCl, KNO3 Sali di Acidi deboli e basi forti CH3COONa, KCN, Sali di basi deboli e acidi forti NH4Cl

10. [ CH3COO- ] [H3O+] [ OH- ] [NH4+] Ka = Kb = [ CH3COOH ] [NH3] Reazioni acido-base Base 1 + Acido 2 Acido 1 + Base 2 CH3COOH +NH3 CH3COO- + NH4 +

11. [H3O+] [ OH- ] [H3O+] [ OH- ] Reazioni acido-base Base 1 + Acido 2 Acido 1 + Base 2 CH3COOH +NH3 CH3COO- + NH4 + [NH4+] [ CH3COO- ] Keq = [ CH3COOH ] [NH3]

12. [H3O+] [ OH- ] [H3O+] [ OH- ] Reazioni acido-base Base 1 + Acido 2 Acido 1 + Base 2 CH3COOH +NH3 CH3COO- + NH4 + [NH4+] [ CH3COO- ] Keq = [ CH3COOH ] [NH3]

13. Reazioni acido-base Base 1 + Acido 2 Acido 1 + Base 2 CH3COOH +NH3 CH3COO- + NH4 + [NH4+] [ CH3COO- ] [H3O+] [ OH- ] Keq = [H3O+] [ OH- ] [ CH3COOH ] [NH3]

14. Reazioni acido-base Base 1 + Acido 2 Acido 1 + Base 2 CH3COOH +NH3 CH3COO- + NH4 + [NH4+] [ CH3COO- ] [H3O+] [ OH- ] Keq = =Ka1*Kb2 [H3O+] [ OH- ] [ CH3COOH ] [NH3] Kw =Ka1/Ka2

15. Reazioni acido-base

16. (alcuni) Argomenti Acidi e basi coniugate Acidi deboli Grado di dissociazione Reazioni acido-base Acidi senza H+

17. Acidi e basi di Lewis Acidi di Lewis= specie che possono accettare in compartecipazione una coppia di elettroni da un’altra specie. Base di Lewis = specie che può cedere in compartecipazione una coppia di elettroni ad un’altra sostanza. H F H F N H F B + N H F B H F F H

18. Stati di aggregazione della materia

19. Transizioni di stato

20. Diagramma di stato di H2O

21. Termodinamica Energia interna U Entalpia H S Entropia Energia libera di Gibbs G

22. Funzioni di stato Grandezza fisica o proprietà di un sistema che dipende solamente dallo stato iniziale e finale, non dal particolare cammino seguito per arrivarvi. Una funzione di stato descrive lo stato di equilibrio di un sistema. Esempio..

23. Energia in chimica Ciò che ci interessa non è il valore assoluto di Energia interna ma la differenza tra la energia dello stato iniziale e quella della stato finale di una reazione DU= Ufinale - Uiniziale

24. Termodinamica DU Energia interna DH Entalpia DS Entropia Energia libera di Gibbs DG

25. Energia in chimica U= Energia interna E’ la somma di tutti i contributi alla energia del sistema. U=Ecin+Epot dove la Ecin dipende dalla velocità delle molecole mentre la Epot è , esempio, data dalle forse di attrazione coulombiana tra le particelle più la somma di tutte le forze di legame Un sistema tende sempre al minimo di Energia Interna. Per questo avvengono le transizioni di stato.

26. Esempi CaSO4 Ca2+ + SO42- DU= Ufinale - Uiniziale DU= UCa2+ + USO42- - UCaSO4 ? <0 Il processo di solubilizzazione del sale porta ad un sistema ad energia piu’ bassa, ovvero ad un sistema PIU’ STABILE. Il sistema è piu’ stabile in soluzione perché gli ioni Ca2+ ed SO42- sono solvatati, ovvero si legano a molecole di H2O. L’energia interna diminuisce. Dove va? Si trasforma in calore

27. Esempi CaSO4 Ca2+ + SO42- +Q La reazione porta allo sviluppo di CALORE. Reazioni che sono associate alla cessione di calore si definiscono REAZIONI ESO TERMICHE Quelle dove invece la reazione assorbe calore sono definite REAZIONI ENDOTERMICHE

28. Termodinamica DU Energia interna Corrisponde al Calore scambiato in una reazione a Volume costante

29. Ricordi di fisica: Primo principio della termodinamica U=Q-L Energia interna La variazione di energia interna ΔU di un qualsiasi sistema termodinamico corrisponde alla differenza delle quantità di calore Q e lavoro L forniti al sistema. Il Lavoro non si puo’ trascurare o ignorare…

30. Consideriamo un caso…. P=costante P0 P0 Per il primo principio della termodinamica, L’energia che si sviluppa in una reazione dipende non solo dal calore che si è sviluppato ma anche dal LAVORO prodotto. Pertanto si definisce una NUOVA FUNZIONE PER DESCRIVERE L’ENERGIA INTERNA DEL SISTEMA

31. Entalpia H= Entalpia H= U +PV Ovvero la somma di Energia Interna e di lavoro esterno PV è il lavoro che viene compiuto dal sistema. Per esempio quando c’è una variazione di volume o di pressione DH= DU +D(PV) a pressione costante DH= DU +PDV = Hfin-Hiniz

32. Entalpia e calore DU= Q -L Primo principio termod. Il lavoro è dato dalla variazione di volume del sistema! A pressione costante L= PDV DH= DU +PDV Quindi.. DH- PDV = Q -PDV Calore sviluppato o ceduto da una reazione a pressione costante DH = Qp

33. Termodinamica DH Entalpia Corrisponde al calore scambiata in una reazione a pressione costante.

34. Esotermico: durante la trasformazione il sistema cede una certa energia sotto forma di calore. Endotermico: durante la trasformazione si ha assorbimento di calore. Hf DH > 0 Hi Processi endotermici e esotermici Hi Hf DH < 0

35. Termodinamica=calore? Posso convertire completamente il calore il lavoro? NO Secondo principio della termodinamica

36. Deve esistere un’altra funzione di stato che “misura” la spontaneità di una reazione o di un evento

37. Entropia Quando si gettano dei dadi si ottiene sempre a. Questo perché la configurazione a è favorita da un punto di vista entropico

38. Entropia • L’entropia, S, è una funzione di stato che misura il disordine del sistema: bassa entropia vuol dire poco disordine; alta entropia corrisponde a grande disordine. • L’entropia di un sistema isolato aumenta nel corso di qualsiasi processo spontaneo. non spontaneo spontaneo

39. Termodinamica DS Entropia E’ una grandezza che descrive il disordine del sistema

40. Entropia Nel liquido, a differenza del solido, le particelle hanno libertà di traslazione. Nello stato gassoso, hanno tutta la libertà di muoversi. L’entropia aumenta nell’ordine Solido<liquido<gas

41. Energia e disordine I processi endotermici e/o esotermici contribuiscono a variare l’energia del sistema (Entalpia) Anche la variazione del disordine del sistema contribuisce a variare l’energia del sistema (Entropia) Occorre definire un’altra grandezza in grado di “riassumerle” entrambe

42. L’energia libera di Gibbs G = H-TS DG = DH-TDS

43. L’energia libera di Gibbs DG = DH-TDS Un processo è spontaneo quando corrisponde ad una diminuzione di energia libera. DG < 0

44. L’energia libera di Gibbs P R G spontanea 100% R 100% P

45. L’energia libera di Gibbs P R

46. L’energia libera di Gibbs P R In quale punto della reazione si stabilirà l’equilibrio della reazione?

47. L’energia libera di Gibbs P R In quale punto della reazione si stabilirà l’equilibrio della reazione? La posizione corrispondente al valore MINIMO della funzione G

48. Processi spontanei

49. Energia libera e transizioni di Stato

50. Cambiamenti di stato e termodinamica Quando due fasi sono contemporaneamente presenti (es: acqua a T=373 K e P=1 Atm) significa che le due fasi hanno lo stesso valore della funzione G, ovvero il sistema ha la stessa stabilità in una fase e nell’altra. Quindi DG = Gvap – G liq,m =0 Tuttavia DG =DH –TDS Le variazioni di entalpia ed entropia NON sono zero, tutt’altro!