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pH = - log [H + ] = log 1/[H + ] da cui [H + ] = 10 -pH

pH. La concentrazione di H 3 O + determina caratteristiche importanti delle soluzioni acquose. Piuttosto che esprimere la [H + ] con numeri molto piccoli conviene descriverla in termini di pH, definito come:. pH = - log [H + ] = log 1/[H + ] da cui [H + ] = 10 -pH.

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pH = - log [H + ] = log 1/[H + ] da cui [H + ] = 10 -pH

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Presentation Transcript

  1. pH • La concentrazione di H3O+ determina caratteristiche importanti delle soluzioni acquose. • Piuttosto che esprimere la [H+] con numeri molto piccoli conviene descriverla in termini di pH, definito come: pH = - log [H+] = log 1/[H+] da cui [H+] = 10 -pH • Per pH elevati si hanno pochi idrogenioni. • Se si aumenta di una unità il valore del pH, la concentrazione [H+] diminuisce 10 volte. • A [H+] > 1 M il pH è negativo

  2. 0 ≤ pH ≥ 14 Scala del pH pH = - log [H3O+] pH + pOH = pKw = 14 Es.: Se la [H+] in soluzione acquosa = 0.001 = 10-3  pH = -log 10-3 = 3 e pOH = pKw – pH = 14 – 3 = 11

  3. CALCOLO DEL pH PER SOLUZIONI DI ACIDO FORTE [H+] = concentrazione dell’acido N.B. E’ trascurabile il contributo in H+ dato dalla autodissociazione dell’acqua (= 10-7) H+ acido = 0.01 H+ acqua = 0.0000001 H+ tot = 0.0100001

  4. Per basi forti  concentrazione base = [OH-] pH = 14 - pOH Acidi e basi forti: calcolo pH • Un acido forte è tutto ionizzato, quindi il pH può essere calcolato direttamente dalla concentrazione dell’acido. • Es. HCl 0.1 M

  5. Acidi e basi deboli: calcolo pH Il calcolo come in ogni equilibrio Per acido acetico = 0.10 M, Ka = 1,8 x 10-5 M X2 + KaX – Ka* 0,10M = 0

  6. Acidi e basi deboli: calcolo pH X<< 0.10 M

  7. LA SEMPLIFICAZIONE: CA – X = CA NON CORRETTA [H+] = -Ka  Ka2 + 4Ka . CA 2 Solo una delle due soluzioni matematiche ha significato chimico e viene considerata valida. Acidi e basi deboli: calcolo pH se X > 5% CA o se X vicino a 10-7 M Occorre considerare anche il contributo degli H+ derivanti dalla autodissociazione dell’H2O

  8. PROPRIETA’ ACIDO-BASE DEI SALI: IDROLISI SALINA ALCUNI SALI DISSOLTI IN ACQUA PRODUCONO UN AUMENTO O UNA DIMINUIZIONE DEL pH. SALE (CATIONE-ANIONE) Meccanismo generale: C+A- 100 % DISSOCIAZIONE ? ? H+ + COH C+ A- AH + OH- base acido H2O H2O

  9. PROPRIETA’ ACIDO-BASE DEI SALI: IDROLISI SALINA 4 casi Sale neutro (derivante da acido forte nessuna variazione di pH e base forte) Sale basico (derivante da acido debole aumento del pH e base forte) Sale acido (derivante da acido forte diminuzione del pH e base debole) Sale (derivante da acido debole può dare aumento o diminuzione del base debole) pH, a seconda della forza relativa della base e dell’acido in cui si dissocia

  10. Sale neutro NaCl Base debolissima (base coniugata di un acido forte) Acido debolissimo (acido coniugato di una base forte) Na+ Cl- NaOH HCl OH- H+ H2O

  11. Sale basico K2HPO4 Acido debolissimo (acido coniugato di una base forte) Base forte (base coniugata di un acido debole) 2 K+ HPO42- KOH H2PO4- H3PO4 H+ OH- H+ H2O Aumento del pH

  12. H2O + Cl- OH- + HCl Sali come acidi e basi • Calcolo del pH. • Es. cloruro di ammonio 0,15 M. pH? NH4Cl  NH4+ + Cl-

  13. Prodotto di solubilità

  14. Solubilità Stabilite le condizioni di equilibrio di una soluzione satura (equilibrio dinamico tra sale indisciolto e sale in soluzione) la concentrazione del sale, che è la massima a quella temperatura, è definita solubilità del sale Si tratta di un equilibrio eterogeneo

  15. Prodotto di solubilità (Kps) Nelle condizioni di equilibrio della soluzione del sale poco solubile, l’equazione di dissoluzione è: MmXn(solido) mMu+ + nXv- La costante relativa a questo equilibrio è indicata con Kps ed è data da: Kps = [Mu+]m [Xv-]n La costante è indipendente dalla quantità della fase solida purché essa sia presente

  16. Esempi di calcolo Sapendo che Kps del Fe(OH)2 è 1.6 x 10-14, calcolarne la solubilità espressa in g dm-3 Kps = [Fe2+] [OH-]2 Se x è la concentrazione degli ioni Fe2+ in soluzione, quella degli ioni OH- risulterà 2x, quindi posso scrivere: Kps = [Fe2+] [ OH-]2 = x(2x)2 = 1.6 x 10-14 x = 1.6 x 10-5 la solubilità risulterà: 1.6 x 10-5x 89.87 = 1.438x10-3 g dm-3

  17. Sapendo che la solubilità del CaCO3 è 9.0 x 10-5 mol/l, determinare il prodotto di solubilità CaCO3 Ca2+ + CO32- Kps = [Ca2+] [CO32-] Dato che da ogni mole di CaCO3 che si dissocia si formano una mole di ioni Ca2+ ed una di ioni CO32- avrò: Kps = [Ca2+] [CO32-] = (9.0 10-5)2 = 8.1 10-9

  18. La Kps di Mg(OH)2 è 1.2 x 10-11. Calcolare il pH di una soluzione satura di Mg (OH)2. Mg(OH)2 Mg2+ + 2 OH- Kps = [Mg2+] [OH-]2 Per ogni molecola di sale disciolto si formano uno ione Mg2+ e due ioni OH-. Se x è la [OH-] nella soluzione satura di idrossido di magnesio posso scrivere: Kps = (x/2) x2 = 1.2 10-11 x=2.9 10-4 mol dm-3 e pOH=3.54 pH=10.46

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