LE SOLUZIONI TAMPONE nel quotidiano

Presentazione sul tema: "LE SOLUZIONI TAMPONE nel quotidiano"— Transcript della presentazione:

1 LE SOLUZIONI TAMPONE nel quotidiano
Il mare è una soluzione tampone; Il sangue è un sistema tampone, il pH del sangue è 7.4; il suo sistema tampone è costituito da diverse coppie acido debole/base coniugata tra cui H2CO3/HCO3¯, H2PO4-/HPO42-, diversi tamponi di natura proteica, ad es. emoglobina/emoglobinato. La coppia H2CO3/HCO3¯ ha una scarsa capacità di assorbire ioni OH¯ e una grande capacità di assorbire ioni H3O+, e questo è un bene perché i processi vitali producono molti più ioni H3O+ che ioni OH¯. Molte medicine sono tamponate per evitare danni gastrici.

2 LE SOLUZIONI TAMPONE Una soluzione tampone contiene una coppia acido debole/base coniugata (o base debole/acido coniugato) dove sia l’acido che la base sono presenti in concentrazioni ragionevoli. Una soluzione tampone mantiene costante il pH dopo l’aggiunta di un acido o di una base forte. acqua soluzione tampone

3 LE SOLUZIONI TAMPONE: classi ed esempi Una soluzione di un acido debole contenente un sale dell’acido debole: CH3COOH/CH3COONa; Una soluzione di una base debole contenente un sale della base debole: NH3/NH4Cl. Calcolare la concentrazione degli ioni H3O+ e il pH di una soluzione tampone formata da CH3COOH 0,1 M e CH3COONa 0.2 M.

4 soluzione tampone CH3COOH/CH3COONa
LE SOLUZIONI TAMPONE: Confronto tra una soluzione di CH3COOH e una soluzione tampone CH3COOH/CH3COONa soluzione di CH3COOH in Ca --- equil Ca - x x soluzione tampone CH3COOH/CH3COONa in Ca Cs equil Ca - x Cs + x

5 LE SOLUZIONI TAMPONE: Confronto tra una soluzione di CH3COOH e una soluzione tampone CH3COOH/CH3COONa Riflettiamo sui numeri

6 L’equazione di Henderson - Hasselbach
LE SOLUZIONI TAMPONE: L’equazione di Henderson - Hasselbach L’equazione di Henderson - Hasselbach

7 LE SOLUZIONI TAMPONE: classi ed esempi Una soluzione di una base debole contenente un sale della base debole: NH3/NH4Cl. Calcolare la concentrazione degli ioni OH- e il pH di una soluzione tampone formata da NH3 0.2 M e NH4Cl 0.1 M.

8 Confronto tra una soluzione di NH3 e una soluzione tampone NH3/NH4Cl
LE SOLUZIONI TAMPONE: Confronto tra una soluzione di NH3 e una soluzione tampone NH3/NH4Cl Riflettiamo sui numeri

9 LE SOLUZIONI TAMPONE: esempi

10 LE SOLUZIONI TAMPONE: Come funzionano

11 LE SOLUZIONI TAMPONE: Variazioni di pH causate dall’aggiunta di acido o di base forte ad un litro di soluzione Riflettiamo sui numeri

12 LE SOLUZIONI TAMPONE: preparazione

13 Kps = [Ag+]·[Cl-] Qps = [Ag+]·[Cl-] IL pH E LA SOLUBILITÀ
Prerequisiti: l’equilibrio; il prodotto di solubilità, il quoziente di reazione. Kps = [Ag+]·[Cl-] È una costante Qps = [Ag+]·[Cl-] Può assumere qualsiasi valore Qps < Kps: soluzione INSATURA Qps > Kps: soluzione SOVRASATURA Qps = Kps: soluzione SATURA

14 IL pH E LA SOLUBILITÀ Effetto del pH su: solubilizzazione dei precipitati; precipitazione di sali; precipitazione selettiva. solubilizzazione dei precipitati Idrolisi dell’anione del sale; Conversione di OH- in H2O; Conversione di NH4+ in NH3.

15 Kps = 8.4 · 10-28 Kb = 1 · 105 Ktot = Kps · Kb = 8.1 · 10-23
IL pH E LA SOLUBILITÀ solubilizzazione dei precipitati Idrolisi dell’anione del sale Quando l’anione del sale è la base coniugata di un acido debole, una volta sciolto in acqua, l’anione darà luogo ad idrolisi, originando una solubilità molto maggiore di quella prevista dal Kps. Kps = 8.4 · 10-28 [Pb2+] = 2.9 · 10-14 Kb = 1 · 105 Ktot = Kps · Kb = 8.1 · 10-23 [Pb2+] = 4.3 · 10-8 Riflettiamo sui numeri

16 IL pH E LA SOLUBILITÀ solubilizzazione dei precipitati Idrolisi dell’anione del sale Per aumentare la solubilità di un sale il cui anione è la base coniugata di un acido debole, si può aggiungere un acido forte. Dissoluzione di CaCO3 in presenza di HCl Dissoluzione di MnS in presenza di HCl MnS in acqua + HCl MnS in acqua/HCl

17 Kps = 2.0 · 10-31 K = 1/(1 · 10-14)3 Ktot = Kps · K = 6.7 · 1010
IL pH E LA SOLUBILITÀ solubilizzazione dei precipitati Conversione di OH- in H2O Quando il composto da sciogliere genera ioni OH- la sua solubilità può essere aumentata aggiungendo un acido forte. Kps = 2.0 · 10-31 [Al3+] = 1.22 · 10-8 M K = 1/(1 · 10-14)3 Ktot = Kps · K = 6.7 · 1010 [Al3+] = Ktot [H+]3 Riflettiamo sui numeri Qps < Kps: soluzione INSATURA

18 Kps = 6.0 · 10-12 K = 1/(1.8 · 10-5)2 Ktot = Kps · K = 1.8 · 10-2
IL pH E LA SOLUBILITÀ solubilizzazione dei precipitati Conversione di NH4+ in NH3 Quando il composto da sciogliere genera ioni OH- la sua solubilità può essere aumentata aggiungendo un sale che genera ioni ammonio. Kps = 6.0 · 10-12 [Mg2+] = 1.14 · 10-4 M K = 1/(1.8 · 10-5)2 Ktot = Kps · K = 1.8 · 10-2 Riflettiamo sui numeri Qps < Kps: soluzione INSATURA

19 IL pH E LA SOLUBILITÀ precipitazione di sali Per far precipitare molti sali inorganici si può aggiungere al carbonato del catione metallico un acido forte dell’anione del sale da precipitare. NiCl2 in acqua Na2CO3 NiCO3 NiCO3 in acqua/HNO3 NiCO3 · 6 H2O

20 IL pH E LA SOLUBILITÀ precipitazione selettiva La precipitazione selettiva consiste nel separare ioni diversi sfruttando la diversa solubilità dei relativi sali in presenza di acidi forti. AgCl + Ag3PO4 in acqua AgCl +HNO3

21 TIPOLOGIE DI ACIDI DI BRØNSTED
Acquoacidi Il protone acido si trova su una molecola d’acqua coordinata ad uno ione metallico centrale. Idrossoacidi Il protone acido si trova su un gruppo idrossile che non ha alcun osso-gruppo adiacente. Ossoacidi Il protone acido si trova su un gruppo idrossile che ha un osso-gruppo legato allo stesso atomo.

22 GLI ACQUOACIDI Sono tipici di atomi centrali in bassi stati di ossidazione, di metalli dei blocchi s, d, e dei metalli che si trovano nella parte sinistra del blocco p. Ka = 1.2 · 10-5

23 LA FORZA DEGLI ACQUOACIDI
I cationi più piccoli e più carichi sono acidi più forti dei cationi più grandi e meno carichi.

24 LA FORZA DEGLI ACQUOACIDI
Il modello ionico: Lo ione centrale è assimilato ad una sfera di raggio r con carica positiva z.

25 GLI OSSOACIDI Sono tipici di atomi centrali che si trovano nella parte destra del blocco p, prevalentemente non metalli, o con elementi in alto stato di ossidazione. I più semplici sono acidi mononucleari che contengono un solo atomo dell’elemento centrale, es: H2CO3, HNO3, H3PO4, H2SO4.

26 LA FORZA DEGLI OSSOACIDI

27 LA FORZA DEGLI OSSOACIDI
Per una serie di ossoacidi mononucleari dell’elemento E la forza dell’acido aumenta all’aumentare del numero di atomi di ossigeno: HClO < HClO2 < HClO3 < HClO4 Per due motivi: Gli atomi di ossigeno attraggono gli elettroni e quindi indeboliscono il legame O-H; La stabilità impartita dalla risonanza alla base coniugata dell’acido.

28 LA FORZA DEGLI OSSOACIDI:
le regole di Pauling Per l’ossocido di formula generale OpE(OH)q, pKa ≈ 8 – 5p ; Per gli acidi poliprotici, queli che hanno q > 1, i valori di pKa aumentano di 5 unità per ogni trasferimento di protone successivo. Previsioni: Idrossiacidi: p = pKa ≈ 8 Ossoacidi con p = pKa ≈ 3 Ossoacidi con p = pKa ≈ -2 H2SO p = q = pKa ≈ -2 dalla regola 1 che ci dice che è un acido forte, considerando il valore di q si ha pKa ≈ +3, sperimentalmente è pKa = +1.9, per cui ci ricorda che queste regole sono delle approssimazioni.

29 LA FORZA DEGLI OSSOACIDI:
Il caso di H2CO3 Secondo le regole di Pauling: p = pKa1 ≈ 3 Sperimentalmente: pKa1 = 6.4 Valore vero: pKa1 = 3.6

30 OSSIDI ACIDI E BASICI Gli ossidi dei non metalli formano ossidi acidi; Gli ossidi dei metalli formano ossidi basici. Un ossido acido è un ossido che, sciolto in acqua, lega una molecola d’acqua e dona un protone al solvente: Un ossido acido è un ossido che reagisce con una base in soluzione acquosa:

31 OSSIDI ACIDI E BASICI Gli ossidi dei non metalli formano ossidi acidi; Gli ossidi dei metalli formano ossidi basici. Un ossido basico è un ossido a cui viene trasferito un protone quando viene sciolto in acqua: Un ossido basico è un ossido che reagisce con un acido in soluzione acquosa:

32 L’ANFOTERISMO L’anfoterismo indica la capacità di un sostanza di reagire sia con gli acidi che con le basi.

33 L’ANFOTERISMO

34 L’ANFOTERISMO PER I METALLI DEL BLOCCO d