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Equilibri in soluzione Le reazioni acido base sono molto veloci, per cui lequilibrio viene raggiunto quasi immediatamente Altre reazioni che possono raggiungere.

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Presentazione sul tema: "Equilibri in soluzione Le reazioni acido base sono molto veloci, per cui lequilibrio viene raggiunto quasi immediatamente Altre reazioni che possono raggiungere."— Transcript della presentazione:

1 Equilibri in soluzione Le reazioni acido base sono molto veloci, per cui lequilibrio viene raggiunto quasi immediatamente Altre reazioni che possono raggiungere velocemente lequilibrio sono quelle in cui si ha la formazione di un prodotto insolubile Oppure la reazione tra un ligando ed un ligante (esempio tra proteina e DNA)

2 Ligando - Ligante Se un ligando X lega un ligante L nel rapporto di 1:1 si ha X + L XL Oppure HL X + L Si può scrivere una costante di dissociazione Kd = [X].[L]/[XL] che ha le dimensione mol/L

3 Ligando - Ligante Nelle condizioni in cui [L]=[XL] il ligante è metà libero e metà legato Kd=[X] Per cui a concentrazioni di [X] >Kd il ligante sarà in forma legata a concentrazioni di [X]

4 Equilibri eterogenei Se almeno una delle specie chimiche che partecipano alla reazione si trova in una fase diversa si hanno equilibri eterogenei Es.: Decomposizione del carbonato di calcio CaCO 3 (s) CaO(s) + CO 2 (g)

5 solubilità Quando un eccesso di un sale ionico poco solubile è aggiunto allacqua si stabililsce un equilibrio tra il solido e gli ioni della soluzione satura. –Per il sale ossalato di calcio, CaC 2 O 4, si ha lequilibrio H2OH2O

6 Constante Prodotto di Solubilità –La costante di equilibrio per questa reazione è denominata Prodotto di Solubilità (K ps ) La costante di equilibrio è, come sempre: prodotti diviso reagenti La concentrazione del reagente, lossalato di calcio è omessa, poiché è un solido.

7 Constante Prodotto di Solubilità In generale, la costante prodotto di solubilità è la costante dellequilibrio di solubilità di un composto ionico poco solubile –Essa è uguale al prodotte delle concentrazioni allequilibrio degli ioni del composto –Ogni concentrazione è elevata alla potenza uguale al numero di tali ioni nella formula del composto.

8 Constante Prodotto di Solubilità K sp è temperatura-dipendente. –In genere la solubilità dei solidi ionici aumenta con la temperatura –Per esempio, lo ioduro di piombo è un altro sale poco solubile H2OH2O

9 Constante Prodotto di Solubilità Le concentrazioni sono le concentrazioni molari degli ioni nella soluzione satura, allequilibrio Esse sono correlate alla solubilità molare del composto ionico, che definisce le moli del composto che si sciolgono per fare un litro di soluzione satura

10 Calcolo di K sp dalla Solubilità Un campione di 1.0-L di una soluzione satura di ossalato di calcio CaC 2 O 4, contiene g di sale 25°C. Calcolate la K sp per questo sale a 25°C. –Convertiamo la solubilità del sale da g/litro a moli per litro.

11 Calcolo di K sp dalla Solubilità Un campione di 1.0-L di una soluzione satura di ossalato di calcio CaC 2 O 4, contiene g di sale 25°C. Calcolate la K sp per questo sale a 25°C –quando 4.8 x mol di solido si sciolgono formano 4.8 x mol di ogni ione. H2OH2O 4.8 x x Iniziale 4.8 x Equilibrio +4.8 x Cambiamento

12 Calcolo di K sp dalla Solubilità –Sostituendo i valori nella espressione della Kps –Quindi Kps = M 2

13 Calcolo di K sp dalla Solubilità Sperimentalmente si è trovato che 1.2 x mol di ioduro di piombo(II) PbI 2 si sciolgono in 1.0 L di acqua a 25°C. qualè la K sp a questa temperatura? Iniziale 00 cambiamento +1.2 x x (1.2 x 10 -3) Equilibrio 1.2 x x (1.2 x 10 -3) H2OH2O Quindi Kps = M 3

14 Calcolo della Solubilità da K sp La fluorite è fluoruro di calcio, CaF 2. Calcolate la solubilità (grammi per litro) del fluoruro di calcio in acqua dalla K sp (3.4 x ) x +x 00 Iniziale 2x Equilibrio +2x Cambiamento H2OH2O

15 Calcolo della Solubilità da K sp –sostituendo –Risolvendo per x.

16 Calcolo della Solubilità da K sp –Convertendo da g/L (CaF g/mol).

17 Essi hanno lo stesso numero di ioni the nella formula, quindi si possono paragonare le Kps direttamente PbCrO 4, K sp = 1.8 × PbSO 4, K sp = 1.7 × PbS, K sp = 2.5 × PbSO 4 > PbCrO 4 > PbS Paragone Kps Quale tra i seguenti Sali di Pb rilascia più piombo in soluzione? PbCrO 4, K sp = 1.8 × ; PbSO 4, K sp = 1.7 × ; PbS, K sp = 2.5 ×

18 Solubilità e leffetto dello ione comune Calcolo delle solubilità in presenza di altri ioni –Limportanza della Kp risulta evidente quando si considera la solubilità di un sale nella soluzione di un altro con lo stesso catione (Es. CaF 2 e CaCl 2 ). –Leffetto delle ione comune può essere anticipato dal principio di Le Chatelier

19 Un Problema Quale è la solubilità molare del calcio ossalato in calcio cloruro in 0.15 M? The K sp del calcio ossalato è 2.3 x –il calcio ossalato è aggiunto alla soluzione con 0.15 M Ca 2+ H2OH2O 0.15+x +x 0.150Iniziale xEquilibrio +xCambiamento

20 Un Problema –sostituendo –Ci aspettiamo che x è trascurabile paragonato a 0.15 –riarrangiando

21 Un Problema –riarrangiando –Quindi la solubilità molare del calcio ossalate in 0.15 M CaCl 2 è 1.5 x M. –Nellacqua pura, essa era 4.8 x M, che è più di 3000 volte superiore

22 Calcoli di Precipitazione La precipitazione è laltro modo di guardare alla solubilità –Ci sarà precipitazione a certe condizioni iniziali di concentrazione ionica?

23 Calcoli di Precipitazione Per valutare se un sistema si sposta verso lequilibrio si può valutare il quoziente di reazione, Q c. –Se Q c > K sp, ci sarà precipitazione. –Se Q c < K sp, la soluzione è insatura. –Se Q c = K sp, la soluzione è satura.

24 Calcoli di Precipitazione –Consideriamo lequilibrio. H2OH2O –la Q c è Dove i indica le concentrazioni iniziali.

25 Calcoli di Precipitazione La concentrazione del calcio nel plasma sanguigno è M. Se la concentrazione di ossalato è 1.0 x M, precipiterà calcio ossalato? La K sp del calcio ossalato è 2.3 x –Il quoziente ionico, Q c è:

26 –Il valore è minore della K sp ( 2.3 x ), per cui non ci sarà precipitazione. Calcoli di Precipitazione H2OH2O

27 Effetto pH Es. Sale MA di un acido debole AH Aggiungendo acidi si favorisce la forma indissociata HA che quindi sottrae A- al prodotto di solubilità Questi sali sono molto più solubili in ambiente acido che in acqua Esempi: carbonato, solfuro, cromato

28 Formazione di complessi L ammoniaca scioglie un precipitato di AgCl perché forma un complesso Il complesso rimuove gli ioni Ag+ e quindi aumenta la solubilità di AgCl La formazione del complesso è un equilibrio che può essere definito da una costante; Kf

29 Gli ioni metallici formano ioni complessi Lo ione metallico con alta densità di carica positiva attrae elettroni. Lo ione agisce come un acido di Lewis (attrae elettroni), ed i ligandi come basi di Lewis (cedono doppietti elettronici liberi) Si forma un legame di coordinazione tra metallo e ligandi I ligandi possono essere anionici o neutri.

30 Composti di coordinazione I composti di coordinazione che si formano possono essere neutri o ionici (Ferrocianuro) [Fe(CN) 6 ] 4- (Ferricianuro) [Fe(CN) 6 ] 3- I ligandi attaccati direttamente allo ione centrale formano la sfera di coordinazione dello ione. Il numero di ligandi (numero di coordinazione) può variare. [FeSCN] 2+ [Co(SCN) 4 ] 2- [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ [CuBr 4 ] 2-

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

32 Gli equilibri di formazione dei complessi Per aggiunta di un legante, per esempio NH 3, ad una soluzione contenente uno ione metallico si ha un equilibrio del tipo: M n+ + 6 NH 3 M(NH 3 ) 6 n+ La posizione di questo equilibrio dipende dal valore della costante: K st = ____________ che è chiamata costante di stabilità o di formazione del complesso. [M(NH 3 ) 6 n+ ] [M n+ ][NH 3 ] 6

33 Ag(NH3) 2 + 1, Ni(CN) , Ag(CN) 2 - 1, Ni(NH 3 ) , Fe(CN) , Zn(NH 3 ) , Fe(CN) , Zn(OH) , Co(NH 3 ) , Zn(CN) , Co(NH 3 ) , Cu(NH 3 ) , Co(CN) , Cu(CN) , Cu(NH 3 ) 2+ 1, Costanti di formazione di alcuni ioni complessi a 298 K

34 Tipi di complessi Molti complessi hanno 4 o 6 ligandi nella sfera di coordinazione: I tetracoordinati : sono tetraedrici o planari quadrati Gli esacoordinati sono ottaedrici.

35 Ligandi Il ligando puo essere monodentato (es. H 2 O), bidentato (es. fosfato) o pluridentato (es. aminoacidi delle proteine, macrocicli)

36 Ligando esadentato EDTA: acido etilendiamminotetracetico EDTA-RASMOL

37

38 Hard and soft Cationi molto elettropositivi e piccoli sono chiamati duri (Hard) Cationi larghi e con bassa carica sono chiamati morbidi (Soft) Ligandi molto basici sono chiamati Duri (hard), es OH - Gli altri sono morbidi (Soft), es S- I cationi hard preferiscono ligandi hard (es. Mg ++ ) Quelli soft preferiscono ligandi soft (es Hg + )


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