2017 Le Soluzioni tampone Sali poco solubili

Soluzioni Tampone Aggiunta di HCl all’acqua pura. Aggiunta di HCl ad una soluzione contenente una soluzione tampone –acido acetico + acetato di sodio-

Soluzioni Tampone L’aggiunta di un acido forte ad una soluzione porta ad una diminuzione del pH. La diminuzione è piccola se la soluzione contiene una base debole (quale CH3COO-) perchè una parte di H3O+ aggiunto è consumato dalla reazione OAc- + H3O+  HOAc + H2O La BASE CONIUGATA sottrae gli ioni H+ dalla soluzione

Le soluzioni Tampone Equazione di Henderson-Hasselbalch Sono soluzioni di composizione tale da mantenere il pH quasi costante per piccole aggiunte di acidi o basi. Sono composte da un acido debole e dalla sua base coniugata, oppure da una base debole e dal suo acido coniugato. La loro azione si basa sull’equilibrio acido-base. Cs = concentrazione base coniugata Ca = concentrazione acido debole Es. acido acetico + acetato di sodio

Soluzioni Tampone Quale è il pH di una soluzione tampone che ha [HOAc] = 0.7 M e [OAc-] = 0.6 M? HOAc + H2O  OAc- + H3O+ Ka = 1.8 x 10-5 Scriviamo l’equazione di Henderson-Hasselbalch esempio

Soluzioni Tampone [H3O+] = 2.1 x 10-5 pH = 4.68

(a) KF è un acido debole e F- è la sua base coniugata esempio Quali dei seguenti sistemi sono soluzioni tampone? (a) KF / HF (b) KBr / HBr (c) Na2CO3 / NaHCO3 (a) KF è un acido debole e F- è la sua base coniugata Soluzione tampone (b) HBr è un acido forte Non è una solzione tampone (c) CO32- è una base debole e HCO3- è il suo acido coniugato Soluzione tampone

Solubilità dei Sali REAZIONI di PRECIPITAZIONE

+ Cl– Questi sali sono classificati come poco solubili e si formano quando si miscelano soluzioni di ioni metallici con quelle di ioni cloruro. I sali poco solubili si sciolgono in MINIMA quantità. AgCl(s)  Ag+(aq) + Cl-(aq) Quando si è raggiunto l’equilibrio, la soluzione è SATURA.

Sali poco solubili AgCl (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq) Kps = [Ag+][Cl-] Kps costante del prodotto di solubilità MgF2 (s) Mg2+ (aq) + 2F- (aq) Kps = [Mg2+][F-]2 Ag2CO3 (s) 2Ag+ (aq) + CO32- (aq) Kps = [Ag+]2[CO32-] Ca3(PO4)2 (s) 3Ca2+ (aq) + 2PO43- (aq) Kps = [Ca2+]3[PO43-]2 Dissoluzione di un composto ionico in acqua: Q < Kps Soluzione non-satura Nessun precipitato Q = Kps Soluzione satura Nessun precipitato Q > Kps Soluzione sovrassatura Formazione di un precipitato

Solubilità molare (mol/L) è il numero di moli di soluto disciolti in un litro di soluzione satura. Solubilità (g/L) è il numero di grammi di soluto disciolti in un litro di soluzione satura.

Determinare la solubilità di AgCl in g/L AgCl (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq) Kps = 1.6 x 10-10 Prepariamo uno schema IVE delle concentrazioni: Iniziale (M) Variazione (M) Equilibrio (M) 0.00 0.00 Kps = [Ag+][Cl-] +s +s Kps = s2 s = Kps  s s s = 1.3 x 10-5 [Ag+] = 1.3 x 10-5 M [Cl-] = 1.3 x 10-5 M 1.3 x 10-5 mol AgCl 1 L soln 143.35 g AgCl 1 mol AgCl x Solubilità di AgCl = = 1.9 x 10-3 g/L esempio

Gli ioni presenti in soluzione sono: Na+, OH-, Ca2+, Cl-. Se 2.00 mL di NaOH 0.2 M sono aggiunti ad 1.0 L di CaCl2, 0.1 M si avrà la formazione di un precipitato? Gli ioni presenti in soluzione sono: Na+, OH-, Ca2+, Cl-. L’unico sale poco solubile che si possa formare è Ca(OH)2. Verifichiamo se Q > Kps per Ca(OH)2? [Ca2+]0 = 0.100 M [OH-]0 = 4.0 x 10-4 M Q = [Ca2+]0[OH-]0 2 = 0.10 x (4.0 x 10-4)2 = 1.6 x 10-8 Kps = [Ca2+][OH-]2 = 8.0 x 10-6 Q < Kps Non si forma un precipitato

AgBr (s) Ag+ (aq) + Br- (aq) Kps = 7.7 x 10-13 Kps = [Ag+][Br-] Determinare quale concentrazione di ioni Ag è necessaria per precipitare solo AgBr in una soluzione che contenga sia ioni Br- e Cl- ad una concentrazione 0.02 M. AgBr (s) Ag+ (aq) + Br- (aq) Kps = 7.7 x 10-13 Kps = [Ag+][Br-] [Ag+] = Kps [Br-] 7.7 x 10-13 0.020 = = 3.9 x 10-11 M AgBr AgCl (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq) Kps = 1.6 x 10-10 Kps = [Ag+][Cl-] AgCl [Ag+] = Ksp [Cl-] 1.6 x 10-10 0.020 = = 8.0 x 10-9 M 3.9 x 10-11 M < [Ag+] < 8.0 x 10-9 M Inizio precipitazione AgBr Inizio precipitazione AgCl

Effetto dello Ione Comune e Solubilità La presenza di uno ione comune diminisce la solubilità del sale. Determinare la solubilità molare di AgBr in (a) acqua pura e (b) NaBr 0.0010 M. (b) (a) NaBr (s) Na+ (aq) + Br- (aq) AgBr (s) Ag+ (aq) + Br- (aq) [Br-] = 0.0010 M Kps = 7.7 x 10-13 AgBr (s) Ag+ (aq) + Br- (aq) s2 = Kps [Ag+] = s s = 8.8 x 10-7 [Br-] = 0.0010 + s  0.0010 Kps = 0.0010 x s s = 7.7 x 10-10 Fine