L'acqua è un elettrolita

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PROPRIETA’ ACIDO-BASE DEI SALI: IDROLISI SALINA

I fenomeni chimici Tutti gli elementi , tranne i gas nobili, hanno la tendenza ad unirsi tra di loro per formare le varie sostanze. Queste combinazioni.

Acidi e basi Titolazione acido-base pH di acidi forti

L’ Equilibrio chimico aA +bB cC + dD

Autoprotolisi di H2O Kw = [ H3O+ ] [OH- ]= H2O H+ + OH- [ H+ ]

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25 mL NaOH 0,250 M titoliamo con HCl 0,340 M all'inizio: pOH = - log 0,250 = 0,60 pH=13,40 nOH- = V [OH-] = 0,025 L  250 mmol/L = 6,25 mmol dopo.

Ba(NO3)2 BaCl2 BaSO4 Cu(NO3)2 CuSO4 Cu(OH)2 AgNO AgCl AgOH

Le due soluzioni sono identiche In entrambe le concentrazioni

EQUILIBRI ACIDO-BASE.

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TITOLAZIONI ACIDO-BASE

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pH = - log [H+] = log 1/[H+]

pH di soluzioni diluite di acidi e basi forti

18 CAPITOLO Acidi e basi Indice Acidi e basi

Questo materiale è inteso UNICAMENTE per lo studio PERSONALE

Forza degli ossiacidi XOm(OH)n m = 2, 3 acido forte

Calcolare il pH delle soluzioni preparate come segue a) 10,0 mL di HNO 3 0,100 M aggiunti a 25,0 mL di NaOH 5x10 -2 M. b) 10,0 mL di HNO 3 0,100 M aggiunti.

Gli acidi e le basi.

Acidi poliprotici H 2 SO 4 H 2 SO 4 H + + HSO 4 - i 0.1 M / / f / 0.1 M 0.1 M HSO 4 - H + + SO 4 2- i 0.1 M 0.1M / e 0.1 –x x x [SO 4 2- ] [H + ]

Le titolazione acidimetriche permettono di determinare la quantità di acido o di base (titolo) presente in una soluzione, mediante la sua neutralizzazione.

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a)Reazioni che non comportano variazione del numero di ossidazione degli atomi di sostanze che partecipano alla reazione (nessun trasferimento di.

Autoprotolisi di H2O Kw = [ H3O+ ] [OH- ]= H2O H+ + OH- [ H+ ]

Autoprotolisi di H 2 O H 2 O H + + OH - K eq = [ H + ] [OH - ] [ H 2 O ] K w =[ H 3 O + ] [OH - ]= = 1,8x [ H 2 O ]=55 M.

Acidi e basi pH di acidi forti pH di acidi deboli

Gli acidi e le basi.

Teorie acido-base pag. (399)

EQUILIBRIO CHIMICO Equilibrio = condizione in cui tendenze opposte si bilanciano Equilibrio statico Equilibrio dinamico.

INDICATORI DI pH HA(aq) + H 2 O(l) ⇄ A - (aq) + H 3 O + (aq) giallo rosso.

Equilibri ionici in soluzione

Transcript della presentazione:

L'acqua è un elettrolita H2O ⇆ H+ + OH- 2 H2O ⇆ H3O+ + OH- Kw = [H3O+][OH-] = 10-14

H2O è un elettrolita debole in acqua pura [H3O+] = [OH-] Kw = [H3O+][OH-] = [H3O+]2 = 10-14 in acqua pura [H3O+] = 10-7 [OH-] = 10-7 [H2O] = 1000 / 18 = 55,5 frazione di molecole dissociate: meno di 2 ogni miliardo

in presenza di un acido soluzione di HCl 10-2M (0,01 mol per L) [H3O+] = 10-2 [H3O+] ≠ [OH-] Kw = [H3O+][OH-] = 10-14 [OH-] = 10-14 / 10-2 = 10-12 rispetto all'acqua pura, [H3O+] aumenta 100.000 volte (da 10-7 a 10-2), [OH-] diminuisce 100.000 volte. Il loro prodotto resta costante.

in presenza di una base soluzione di NaOH 10-1M [OH-] = 10-1 [H3O+] ≠ [OH-] Kw = [H3O+][OH-] = 10-14 [H3O+] = 10-14 / 10-1 = 10-13 [OH-] > [H3O+]

Il pH pH = - log [H3O+] [H3O+] pH [H3O+] pH 10-7 7 5•10-7 6,3 10-7 7 5•10-7 6,3 10-2 2 2•10-5 4,7 10-1 1 0,3 0,5 1(= 100) 0 4•10-9 8,4 10-12 12 8•10-6 5,1 10-14 14 10(=101) -1 pH < 7 acido pH > 7 basico

Il pOH pX = - log X pOH = - log [OH-] Kw = [H3O+][OH-] = 10-14 log Kw = log [H3O+] + log [OH-] = log 10-14 pKw = pH + pOH = 14 pOH = 14 - pH

Soluzione neutra : pH = pOH = 7 pH = - log[H3O+] pOH = - log[OH-] pH + pOH = - log Kw = 14 Soluzione neutra : pH = pOH = 7

Acidi e basi in acqua HCl + H2O → H3O+ + Cl- H2S + H2O ⇆ H3O+ + HS- HNO3 + H2O → H3O+ + NO3- NaOH → Na+ + OH- Ca(OH)2 → Ca2+ + 2 OH- NH3 + H2O ⇆ NH4+ + OH-

Acidi e basi in acqua SO3 + 3 H2O → 2 H3O+ + SO42- CO2 + H2O ⇆ H3O+ + HCO3- BaO + H2O → Ba2+ + 2 OH- Na2O + H2O → 2 Na+ + 2 OH-

CO2(g) + 2 NaOH(aq) → Na2CO3(aq) + H2O(l) Ossidi basici Ossidi acidi CO2(g) + 2 NaOH(aq) → Na2CO3(aq) + H2O(l) Ossidi basici MgO(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2O(l) Ossidi anfoteri Al2O3(s) + 6 HCl(aq) → 2 AlCl3(aq) + 3 H2O(l) Al2O3(s) + 2 NaOH(aq) + 3 H2O(l) → 2 Na[Al(OH)4](aq) Al2O3(s) + H2O(l) non reagisce