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LE REAZIONI CHIMICHE Le reazioni chimiche sono trasformazioni in cui una o più molecole (reagenti) vengono convertite in molecole diverse (prodotti); durante.

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1 LE REAZIONI CHIMICHE Le reazioni chimiche sono trasformazioni in cui una o più molecole (reagenti) vengono convertite in molecole diverse (prodotti); durante le reazioni chimiche avvengono scambi di materia ed energia e si formano e/o rompono legami chimici; le specie chimiche reagiscono tra loro secondo rapporti precisi, che vengono indicati dai coefficienti di reazione; i reagenti non si trasformano completamente nei prodotti e la reazione prosegue fino a raggiungere l’equilibrio chimico, che è peculiare di ciascuna reazione chimica, in cui le concentrazioni di reagenti e prodotti rimangono costanti nel tempo. I 2 + Sb SbI 3

2 Stechiometria E’ la descrizione dei rapporti quantitativi fra le sostanze che partecipano ad una reazione chimica. Le leggi alla base della stechiometria sono: a)il peso totale dei reagenti deve essere uguale al peso totale dei prodotti (Lavoisier), b)un elemento non può essere trasformato in un altro elemento, c)ogni composto ha una composizione definita e costante (Dalton), d)quando due elementi formano due composti, i diversi pesi dell’uno che si combinano con il medesimo peso dell’altro sono in rapporto di numeri interi piccoli (Dalton). Un’equazione chimica descrive quello che avviene in una reazione chimica. E’ bilanciata quando la somma degli atomi di ciascun elemento che compare tra i reagenti è pari alla somma degli atomi di quello stesso elemento che appare tra i prodotti: Sb + I 2  SbI 3 non bilanciata2Sb + 3I 2  2SbI 3 bilanciata Grammo-mole (atomo) o mole è l’unità di peso utilizzata nelle reazioni chimiche.

3 CINETICA DELLE REAZIONI CHIMICHE La cinetica studia la velocità delle reazioni e i fattori che la influenzano. La velocità di una reazione viene misurata come variazione della concentrazione dei reagenti o dei prodotti nell’unità di tempo: v= dC/dt in generale per aA + bB  cC + dD v= -d [A] /a. dt= -d[B]/b. dt= d[C]/c. dt=d[D]/d. dt A T=cost e P=cost per reazioni che coinvolgono un singolo reagente: A  prodotti v=k. [A] n dove n=ordine di reazione (n>0 intero o frazionario) k=costante di velocità n e k devono essere determinati sperimentalmente: a)se n=0 v= kv è indipendente da [A] e il grafico v vs [A] è una retta parallela all’asse x [A]= [A] 0 –ktil grafico [A] vs t è lineare

4 b) se n=1 v=-d[A]/dt=k. [A] v è direttamente proporzionale a [A] e (k tempo -1 ) il grafico v vs [A] è lineare e passa per 0,0 integrando ln[A]=ln[A] 0 –kt il grafico ln[A] vs t è lineare il tempo richiesto per dimezzare [A] 0 (t 1/2 ) dipende solo da k ln[A] 0 /ln [A]=ln2=kt t 1/2 =0.693/k la più importante reazione di I ordine è quella di decadimento radioattivo; c)se n=2 v=k. [A] 2 integrando1/[A]=1/[A] 0 + kt il grafico 1/[A] vs t è lineare A T=cost e P=cost per reazioni che coinvolgono più di un reagente: aA + bB  prodottiv= k [A] m x [B] n dove m=ordine di reazione rispetto ad A n=ordine di reazione rispetto ad B m+n=ordine totale della reazione m e n possono essere determinati mantenendo costante la concentrazione di un reagente e variando quella dell’altro reagente.

5 N 2 O 5 (g) 2NO 2 (g) + ½ O 2 (g) v= - d[N 2 O 5 ]/dt= d[NO 2 ]/2dt= d[O 2 ]/1/2dt

6 reazione di primo ordine: N 2 O 5 (g) 2NO 2 (g) + ½ O 2 (g) v vs [N 2 O 5 ]ln[N 2 O 5 ] vs t

7 reazione di secondo ordine: HI (g) ½ H 2 (g) + ½ I 2 (g)

8 Dalle espressioni delle velocità è possibile (ma estremamente complesso) ricavare un meccanismo di reazione plausibile con l’espressione osservata: per CO + NO 2  NO + CO 2 in fase gassosa aT>600Kv= k [CO][NO 2 ] ordine totale 2 aT<600Kv=k[NO 2 ] 2 ordine 2 rispetto NO 2 suggerendo NO 2 + NO 2  NO 3 + NO stadio lento che determina la velocità CO + NO 3  CO 2 + NO 2 stadio veloce CO + NO 2  NO + CO 2 in generale gli stadi elementari possono essere: monomolecolariA  B + Cv=k[A] bimolecolariA + B  C + Dv=k [A][B] trimolecolariA + B + C  D + Ev= k[A][B][C]

9 La costante di velocità k dipende da T e la relazione che lega k e T è l’equazione di Arrhenius: k= A. e –Ea/RT dove A=costante di Arrhenius Ea=energia di attivazione, costante caratteristica di ogni reazione dall’equazone di Arrhenius lnk=lnA – Ea/RTdal grafico k vs 1/T è possibile ricavare Ea CO + NO 2  NO + CO 2 Ea= -R x pendenza= 134 kJ/mol

10 I diagrammi dell’energia di reazione correlano l’energia totale del sistema con la variabile tempo: Ea è la barriera energetica che i reagenti devono superare per trasformarsi nei prodotti. energia Coordinata di reazione A T=cost e P=cost le variazioni di energia di un sistema sono dette variazioni di entalpia  H. Il  H di reazione è –226 kJ/mole e la reazione è esotermica. Se  H è positivo, la reazione è endotermica. In base alla teoria della collisione molecolare una reazione chimica ha luogo quando le molecole dei reagenti collidono con una orientazione corretta e un’energia sufficiente a rompere i legami. Ea è la quantità minima di energia che le molecole devono possedere perché la collisione sia efficace.

11 Il modello collisionale propose: k= p. Z. f= A. e -Ea/RT dove p=fattore sterico, non influenzato da T Z=frequenza delle collisioni, che dipende dalla concentrazione dei reagenti e non da T f =frazione delle collisioni in cui l’energia delle molecole in collisione è uguale o maggiore di Ea e varia con T p: fattore sterico Z: frequenza delle collisioni f: temperatura ed Ea. Un aumento di 10°C generalmente raddoppia la velocità.

12 In base al modello dello stato di transizione tra i reagenti e i prodotti di una reazione esiste uno stato intermedio in cui si forma il complesso attivato, che può sia decomporre nei prodotti superando la barriera di energia che ritornare ai reagenti. Ea è l’aumento di energia del complesso attivato rispetto ai reagenti. Il complesso attivato è una “pseudomolecola” composta dai reagenti mantenuti vicini da “legami parziali”, che non richiedono la rottura, ma solo l’indebolimento dei precedenti legami. Ciò spiegherebbe perché Ea è molto minore delle energie di legame dei reagenti.E Coordinata di reazione

13 Un catalizzatore è una sostanza che aumenta la velocità di una reazione senza venire consumata nel corso della reazione. Il meccanismo di azione consiste nell’abbassare l’energia di attivazione Ea. I catalizzatori chimici possono essere eterogenei (Pt e Rh nel convertitore catalitico delle automobili) o omogenei. I catalizzatori biologici sono gli enzimi. Il complesso intermedio A-catalizzatore reagisce facilmente con B, formando C e D e liberando il catalizzatore. Il percorso di reazione cambia, mentre l’energia liberata dalla reazione rimane costante. Nella reazione catalizzata, ad ogni T un maggior numero di molecole di reagente possiede l’energia necessaria per collisioni efficaci. velocità molecolare crescente (energia) n° mol.

14 EQUILIBRIO CHIMICO A T=cost e P=cost per reazioni che coinvolgono un singolo reagente A  B a mano a mano che A si trasforma in B, la velocità della reazione A  B diminuisce, perché diminuisce la [A]; d’altra parte [B] aumenta, per cui aumenta la velocità della reazione inversa B  A; ad un certo punto si arriverà ad una situazione nella quale le due velocità se eguagliano e le [A] e [B] non cambiano più, cioè non si ha più una trasformazione netta in un senso o nell’altro e si è raggiunto l’equilibrio chimico. All’equilibrio v 1 =v 2 reazione 1 A  B reazione 2 B  A k 1 [A]=k 2 [B] k 1 /k 2 = [B]/[A]=K eq equazione dell’equilibrio l’equazione dell’equilibrio correla le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti all’equilibrio: se K eq =1 la reazione è all’equilibrio quando [B]=[A] se K eq =10 la reazione è all’equilibrio quando [B]=10[A]

15 La costante di equilibrio K eq consente di prevedere il verso predominante di una reazione in condizioni standard (1atm, 1M): se Keq >1 se Keq <1 predomina la reazione diretta predomina la reazione inversa in generale, all’equilibrio aA + bB cC + dD Keq= [C] c x[D] d /[A] a x[B] b Un’importante conseguenza della legge di azione di massa è che qualora si aggiunga o si sottragga un reagente o un prodotto ad una reazione all’equilibrio, “si costringe” il sistema a reagire in modo da ritrovare l’equilibrio (principio di Le Chatelier). HCOOH + CH 3 CH 2 OH HCOOCH 2 CH 3 + H 2 O aggiungendo alcool etilico, aumenta la velocità della reazione diretta e viceversa aggiungendo acqua, aumenta la velocità della reazione inversa.

16 La concentrazione relativa di reagenti e prodotti all’equilibrio dipende dalle altezze relative delle barriere dell’energia di attivazione delle reazioni in un senso e in quello inverso.

17 Un altro indicatore della spontaneità delle reazioni in condizioni standard è la variazione di energia libera di Gibbs  G 0 (quota di energia di un sistema utile a compiere un lavoro).  G 0 e K eq sono correlate:  G 0 = -RT lnK eq quindi Keq>1 corrispondono  G , K eq  G 0 (kJ/mole) a 25°C

18 In condizioni diverse dalle condizioni standard, la variazione di di energia libera di Gibbs  G è:  G=  G 0 + RTlnQ dove Q=quoziente della reazione= [C] c x[D] d /[A] a x[B] b in condizioni diverse dall’equilibrio. Se  G>0 la reazione è endoergonica e non spontanea, se  G<0 la reazione è esoergonica. All’equilibrio  G=0 Se QKeq, la reazione procederà spontaneamente dai prodotti verso i reagenti; per far procedere la reazione diretta oltre le condizioni di equilibrio si deve fornire energia al sistema.  G=  G 0 + RTlnQ= -RTlnK eq + RTlnQ= RTlnQ/K eq LA VARIAZIONE DI ENERGIA LIBERA  G DIPENDE DALLE CONCENTRAZIONI DEI REAGENTI E DEI PRODOTTI.

19 Per la reazione di idrolisi di ATP a pH 7 e in presenza di 10mM Mg 2+ (condizioni fisiologiche): ATP  ADP + PiK eq =10 5 M i mitocondri mantengono un Q=10 -5 M, dieci ordini di grandezza inferiori a K eq, percui a 25°C  G= RTlnQ/K eq = - 57 kJ/mole Da “Bochemical Calculations” di I.H. Segel

20 In una sequenza di reazioni A  B  C  D le variazioni di  G godono della proprietà additiva: Fe 2 O 3 (s)  2Fe(s) + 3/2 O 2 (g)  G 0 a 25°C +742kJ CO (g) + ½ O 2 (g)  CO 2 (g)  G 0 a 25°C -257kJ Fe 2 O 3 (s)  2Fe(s) + 3/2 O 2 (g) 3CO (g) + 3/2 O 2 (g)  3CO 2 (g) Fe 2 O 3 (s) + 3CO (g)  2Fe(s) + 3CO 2 (g)  G 0 = (-257) kJ= -29 kJ In biochimica molte reazioni sono accoppiate in modo da mantenere  G<0: glucosio + Pi  glucosio6Pi + H 2 O a 37°C  G 0 =13.8 kJ/mole ATP + H 2 O  ADP + Pia 37°C  G 0 = kJ/mole ATP + glucosio  glucosio6Pi + ADP  G 0 = kJ/mole

21 REAZIONI ACIDO-BASE Il modello Acido-Base di Bronsted-Lowry un acido è un donatore di protoni (H + ) una base è un accettore di protoni (H + ) in una reazione acido-base, un protone si trasferisce da un acido ad una base. HB + A - HA + B - HB e HA agiscono come acidi di Bronsted-Lowry nella reazione diretta e in quella inversa, rispettivamente; A - e B - agiscono come basi. la specie che si forma quando viene rimosso un protone da un acido è detta base coniugata di quell’acido; la specie che si forma quando viene aggiunto un protone ad una base è detta acido coniugato di quella base. B - è la base coniugata di HB HA è l’acido coniugato di A - una specie che può accettare o donare un protone è detta anfiprotica. La molecola dell’acqua è anfiprotica: -H + +H + H [O-H] - H-O-H [H-O-H] + ione idrossido ione idronio

22 Il Prodotto Ionico dell’acqua L’acqua si dissocia secondo l’equilibrio (elettrolita debole): H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - ionizzazione dell’acqua H 2 O e H 3 O + sono gli acidi secondo Bronsted-Lowry per le reazioni diretta e inversa, rispettivamente; H 2 O e OH - sono le basi; OH - è la base coniugata di H 2 O; H 2 O è la base coniugata di H 3 O +. Più semplicemente, l’equilibrio può essere scritto: H 2 O H + + OH - K eq = [H + ]. [OH - ]/[H 2 O] poiché [H 2 O] non cambia significativamente, K eq. [H 2 O] = [H + ]. [OH - ]= K w = costante di ionizzazione dell’acqua poiché [H + ]=[OH - ] K w = [H + ]. [OH - ]= [H + ] 2 = (M 2 ) [H + ]= M=[OH - ] l’acqua pura contiene pochissimi ioni H + e OH - in concentrazioni uguali. Nella maggior parte delle soluzioni, le concentrazioni di H+ e OH- non sono uguali, ma inversamente proporzionali. Una soluzione è detta: soluzione neutra se [H + ]= M=[OH - ] soluzione acida se [H + ]> M e [OH - ]< M soluzione basica se [H + ] M

23 Nel 1909 il biochimico S. Sorensen propose il termine pH per indicare l’acidità di una soluzione: pH= -log [H + ] Una soluzione è: acida se pH<7 neutra se pH=7 basica se pH>7 Un approccio simile è usato per la [OH - ]: pOH= -log [OH - ] da cui pH + pOH=14 Il pH di una soluzione può essere misurato in modo preciso con il piaccametro (pH-metro), che trasforma la [H + ] in un segnale elettrico, che viene convertito in un visualizzatore digitale. Un modo meno preciso, molto utilizzato per i fluidi biologici, utilizza strisce di carta ricoperte da una miscela di coloranti sensibili al pH (cartina del pH).

24 pH di soluzioni di acidi e basi forti Diversi composti, se posti in acqua, agiscono come acidi o basi, liberando o legando H +, rispettivamente: AH + H 2 O H 3 O + + A - Keq=[H 3 O + ]. [A - ]/[AH]. [H 2 O] poiché [H 2 O] non cambia significativamente Keq. [H 2 O]=[H 3 O + ]. [A - ]/[AH]=K d =K a costante di dissociazione acida (ionizzazione) B + H 2 O OH - + BH + Keq=[OH - ]. [BH + ]/[B]. [H 2 O] Similmente Keq. [H 2 O]=[OH - ]. [BH + ]/[B]=K d =K b costante di dissociazione basica (ionizzazione) GLI ACIDI E LE BASI FORTI HANNO Kd > Es: HCl; HBr; HI; HClO 4 ; HNO 3 ; H 2 SO 4 LiOH; NaOH; KOH; Ca(OH) 2 ; Sr(OH) 2 ; Ba(OH) 2 Il pH di una soluzione acquosa di un acido o base forte si ottiene: pH= -log [acido] pOH= -log[base] pH=14 - pOH

25 pH di soluzioni di acidi e basi deboli Hanno Kd<10 -3 ; di solito, meno dell’1% di molecole vengono trasformate in ioni. La maggior parte dei composti di importanza biologica sono acidi o basi deboli. Acidi deboli sono: - molecole contenenti un atomo di idrogeno ionizzabile: ac. acetico,benzoico, carbonico ecc. - cationi metallici, eccetto quelli dei gruppi 1 e 2 della Tavola Periodica: Al 3+, Zn 2+ ecc. Più debole è l’acido, più piccolo è il valore di K a e più elevato è il valore di pK a, essendo pK a = -log K a Basi deboli sono: - molecole in grado di accettare un protone: ammoniaca, ammine ecc. - anioni che derivano da acidi deboli: fluoruro, bicarbonato, lattato ecc. Più debole è la base, più piccolo è il valore di K b e più elevato è il valore di pK b, essendo pK b = -log K b

26 Il pH di una soluzione acquosa di un acido debole HA si ottiene: da K a =[H + ]. [A - ]/[AH]=[H + ]. [A - ]/([AH] 0 - [A - ]) se [AH] 0 - [A - ] è circa uguale a [AH] 0, essendo [H + ] = [A - ] K a =[H + ]. [H + ]/[AH] 0 [H + ]= (Ka. [AH] 0 ) 1/2 pH= -log (Ka. [AH] 0 ) 1/2 = -log (Ka. C a ) 1/2 Il pH di una soluzione acquosa di una base debole B si ottiene: pOH= -log (K b. [B] 0 ) 1/2 = -log (K b. C b ) 1/2 Sommando le equazioni delle ionizzazioni dell’acido debole HB e della sua base coniugata B - : HB H + + B - K a di HB B - + H 2 O HB + OH - K b di B - H 2 O H + + OH - K w K w =K a. K b = per ogni coppia coniugata acido-base, se l’acido è forte la base è debole e viceversa.

27 >10 -3 HClCl - < >10 -3 HNO 3 NO 3 - < H3O+H3O+ H2OH2O HFF-F CH 3 COOHCH 3 COO Al(H 2 O) 6 3+ Al(H 2 O) 5 (OH) H 2 CO 3 HCO H2OH2OOH - < CH 3 CH 2 OHCH 3 CH 2 O - >10 -3 Soluzioni acide Soluzioni basiche Soluzioni molto acide K a acidobase K b coniugata

28 Acidi deboli poliprotici Alcuni acidi deboli contengono più di un atomo di idrogeno ionizzabile. Tali acidi ionizzano per stadi, con costanti di equilibrio diverse per ciascun stadio: H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 - K a1 = H 2 PO 4 - H + + HPO 4 2- K a2 = HPO 4 2- H + + PO 4 3- K a3 = Ka diventa più piccola ad ogni stadio successivo: K a1 < K a2

29 pH di soluzioni di sali Quando un acido reagisce a completamento (salificazione completa) con una base forma un sale; quando un sale si scioglie in acqua, il catione e l’anione si separano l’uno dall’altro: AH + BOH A - + B + + H 2 O Si distinguono quattro tipi di sali provenienti da: -acido forte con base forte soluzione neutra HCl + NaOH Na + + Cl - + H 2 O pH=7 -acido debole con base fortesoluzione basica CH 3 COOH + NaOH Na + + CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COOH + OH - pOH= -log (K w /K a. C b ) 1/2 = -log (K w /K a. C s ) 1/2 pH=14-pOH >7 -acido forte con base debolesoluzione acida HCl + NH 3 NH Cl - NH H 2 O NH 3 + H 3 O + pH= -log (K w /K b.C a ) 1/2 = -log (K w /K b.C s ) 1/2 pH<7 -acido debole con base debole il pH dipende dalle forze relative di acido e base: se Ka>Kb il sale è acidose Kb>Ka il sale è basico

30 pH di soluzioni tampone Una soluzione tampone è molto resistente alle variazioni di pH dovute all’aggiunta di un acido o di una base forte. Può essere costituita: - un acido debole e la sua base conuigata: CH 3 COOH e CH 3 COO - - una base debole e il suo acido coniugato: NH 3 e NH 4 + Una soluzione tampone costituita da un acido debole (HA) e dal suo sale con una base forte (A - ) ha un pH vicino al pH della soluzione dell’acido debole. In soluzione esistono i seguenti equilibri: CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO - + H 3 O + determina la [H + ] CH 3 COONa + H 2 O Na + + CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COOH + OH - K a = [CH 3 COO - ][H 3 O + ]/[CH 3 COOH] [H + ]=K a. [CH 3 COOH]/[CH 3 COO - ] assumendo che l’equilibrio venga raggiunto senza apprezzabile cambiamento della concentrazione di CH 3 COOH e CH 3 COONa, [CH 3 COOH] eq = [CH 3 COOH] 0 [CH 3 COO - ] eq =[CH 3 COONa] 0 [H + ]=Ka. [CH 3 COOH] 0 /[CH 3 COONa] 0 pH=pKa + log [CH 3 COONa] 0 /[CH 3 COOH] 0 In generale: pH=pK a + log C s /C a equazione di Henderson-Hasselbach

31 Aggiungendo ad un volume di acqua quantità uguali di moli di CH 3 COOH e CH 3 COONa o diverse, ma tali che 1/10 < Cs/Ca < 10 Come si prepara una soluzione tampone? Aggiungendo ad una soluzione acquosa di CH 3 COOH una quantità uguale di moli di NaOH o diversa, ma tale che 1/10 < Cs/Ca < 10 In pratica, ad una soluzione di un acido debole si aggiungono quantità crescenti di una base forte, finchè il pH della soluzione sia compreso tra: pK a -1

32 Quando si aggiungono ioni OH - e H + la soluzione tampone AH/A - reagisce nel seguente modo: HA + OH - A - + H 2 OA - + H + AH entrambe le reazioni hanno Keq molto grandi, percui vanno a completamento. La capacità tamponante è correlata alle moli di HA e A - : aumentando la concentrazione iniziale di (HA + A - ) aumenta la capacità tamponante. Per ogni soluzione tampone : a pH=pKa Cs=Ca massimo potere tamponante In generale la capacità tamponante è buona per 1/10 < Cs/Ca < 10, cioè per pH=pKa+1 Man mano che Ha e A - sono consumate, la capacità del tampone diminuisce, prima lentamente e poi rapidamente H + aggiuntiOH - aggiunti

33 Una soluzione tampone costituita da una base debole (B) e dal suo sale con un acido forte (B + ) ha un pH vicino al pH della soluzione della base debole: pOH=pK b + log C s /C b La capacità tampone è significativa per 1/10 < Cs/Cb < 10, cioè per pOH=pKb+1 L’equazione di Henderson-Hasselbach permette di determinare per una soluzione tampone: - il pH conoscendo il rapporto C s /C a -C b - il rapporto C s /C a -C b conoscendo il pH.

34 Titolazioni acido-base Quando una soluzione acquosa acida viene mescolata con una soluzione basica, avviene una reazione acido-base e si forma un sale. Per una salificazione completa, il numero di equivalenti di acido deve essere uguale al numero di equivalenti di base. Un equivalente di acido è la quantità che da origine ad 1 mole di H + e un equivalente di base è la quantità capace di reagire con 1 mole di H +. massa di 1 equivalente= massa di 1 mole/valenza N=n° di equivalenti/l=M. valenza Si distinguono le seguenti reazioni acido-base. -Acido forte-base forte (reazioni di neutralizzazione): l’equazione di reazione è: H + + OH -  H 2 O il sale è neutro -Acido debole-base forte: l’equazione di reazione è: HA H + + A - H + + (B)OH -  H 2 O HA +(B)OH -  (B)A - + H 2 O K eq = 1/K b >>1 la reazione va a completamento il sale è basico

35 -Acido forte-base debole: l’equazione di reazione è: B + H 2 O  BH + + OH - OH - + (A)H  H 2 O B + (A)H  BH + K eq =1/K a >>1 la reazione va a completamento il sale è acido Le reazioni acido-base sono utilizzate per determinare la concentrazione di una specie disciolta. Si esegue una titolazione, misurando il volume di una soluzione di concentrazione nota richiesta per ottenere la salificazione completa (punto di equivalenza) di una quantità misurata di campione di concentrazione incognita. Per rilevare il punto di equivalenza si può usare il pH-metro o un indicatore acido-base, un acido debole HIn che ha un colore diverso della sua base coniugata In - : il cambiamento di colore avviene per pH vicini a pKa (pH=pKa+1). IndicatoreColore HInColore In-pKa rossometilerossogiallo5 blue di bromotimolo gialloblu7 fenoftaleinaincolorerosa9

36 Titolazione acido-base (HCl-NaOH) La beuta contiene HCl a concentrazione incognita e l’indicatore BB. La buretta contine NaOH a concentrazione nota, che viene aggiunta lentamente, finchè BB rivela il punto di equivalenza (p.e.). Titolazione acido forte-base forte (HCl-NaOH) - al - al p.e. il pH è 7 - vicino al - vicino al p.e. il pH cresce molto rapidamente

37 Titolazione acido debole-base forte (CH 3 COOH-NaOH) -intorno a pKa il pH cambia lentamente, - al p.e. il pH >7 Titolazione base debole-acido forte (NH 3 -HCl) - intorno a pKb il pH cambia lentamente - al p.e. il pH<7 Soluzioni tampone


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