1 / 18

pH = - log [H + ] = log 1/[H + ] da cui [H + ] = 10 -pH

pH. La concentrazione di H 3 O + determina caratteristiche importanti delle soluzioni acquose. Piuttosto che esprimere la [H + ] con numeri molto piccoli conviene descriverla in termini di pH, definito come:. pH = - log [H + ] = log 1/[H + ] da cui [H + ] = 10 -pH.

yestin
Télécharger la présentation

pH = - log [H + ] = log 1/[H + ] da cui [H + ] = 10 -pH

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. pH • La concentrazione di H3O+ determina caratteristiche importanti delle soluzioni acquose. • Piuttosto che esprimere la [H+] con numeri molto piccoli conviene descriverla in termini di pH, definito come: pH = - log [H+] = log 1/[H+] da cui [H+] = 10 -pH • Per pH elevati si hanno pochi idrogenioni. • Se si aumenta di una unità il valore del pH, la concentrazione [H+] diminuisce 10 volte. • A [H+] > 1 M il pH è negativo

  2. 0 ≤ pH ≥ 14 Scala del pH pH = - log [H3O+] pH + pOH = pKw = 14 Es.: Se la [H+] in soluzione acquosa = 0.001 = 10-3  pH = -log 10-3 = 3 e pOH = pKw – pH = 14 – 3 = 11

  3. CALCOLO DEL pH PER SOLUZIONI DI ACIDO FORTE [H+] = concentrazione dell’acido N.B. E’ trascurabile il contributo in H+ dato dalla autodissociazione dell’acqua (= 10-7) H+ acido = 0.01 H+ acqua = 0.0000001 H+ tot = 0.0100001

  4. Per basi forti  concentrazione base = [OH-] pH = 14 - pOH Acidi e basi forti: calcolo pH • Un acido forte è tutto ionizzato, quindi il pH può essere calcolato direttamente dalla concentrazione dell’acido. • Es. HCl 0.1 M

  5. Acidi e basi deboli: calcolo pH Il calcolo come in ogni equilibrio Per acido acetico = 0.10 M, Ka = 1,8 x 10-5 M X2 + KaX – Ka* 0,10M = 0

  6. Acidi e basi deboli: calcolo pH X<< 0.10 M

  7. LA SEMPLIFICAZIONE: CA – X = CA NON CORRETTA [H+] = -Ka  Ka2 + 4Ka . CA 2 Solo una delle due soluzioni matematiche ha significato chimico e viene considerata valida. Acidi e basi deboli: calcolo pH se X > 5% CA o se X vicino a 10-7 M Occorre considerare anche il contributo degli H+ derivanti dalla autodissociazione dell’H2O

  8. PROPRIETA’ ACIDO-BASE DEI SALI: IDROLISI SALINA ALCUNI SALI DISSOLTI IN ACQUA PRODUCONO UN AUMENTO O UNA DIMINUIZIONE DEL pH. SALE (CATIONE-ANIONE) Meccanismo generale: C+A- 100 % DISSOCIAZIONE ? ? H+ + COH C+ A- AH + OH- base acido H2O H2O

  9. PROPRIETA’ ACIDO-BASE DEI SALI: IDROLISI SALINA 4 casi Sale neutro (derivante da acido forte nessuna variazione di pH e base forte) Sale basico (derivante da acido debole aumento del pH e base forte) Sale acido (derivante da acido forte diminuzione del pH e base debole) Sale (derivante da acido debole può dare aumento o diminuzione del base debole) pH, a seconda della forza relativa della base e dell’acido in cui si dissocia

  10. Sale neutro NaCl Base debolissima (base coniugata di un acido forte) Acido debolissimo (acido coniugato di una base forte) Na+ Cl- NaOH HCl OH- H+ H2O

  11. Sale basico K2HPO4 Acido debolissimo (acido coniugato di una base forte) Base forte (base coniugata di un acido debole) 2 K+ HPO42- KOH H2PO4- H3PO4 H+ OH- H+ H2O Aumento del pH

  12. H2O + Cl- OH- + HCl Sali come acidi e basi • Calcolo del pH. • Es. cloruro di ammonio 0,15 M. pH? NH4Cl  NH4+ + Cl-

  13. Prodotto di solubilità

  14. Solubilità Stabilite le condizioni di equilibrio di una soluzione satura (equilibrio dinamico tra sale indisciolto e sale in soluzione) la concentrazione del sale, che è la massima a quella temperatura, è definita solubilità del sale Si tratta di un equilibrio eterogeneo

  15. Prodotto di solubilità (Kps) Nelle condizioni di equilibrio della soluzione del sale poco solubile, l’equazione di dissoluzione è: MmXn(solido) mMu+ + nXv- La costante relativa a questo equilibrio è indicata con Kps ed è data da: Kps = [Mu+]m [Xv-]n La costante è indipendente dalla quantità della fase solida purché essa sia presente

  16. Esempi di calcolo Sapendo che Kps del Fe(OH)2 è 1.6 x 10-14, calcolarne la solubilità espressa in g dm-3 Kps = [Fe2+] [OH-]2 Se x è la concentrazione degli ioni Fe2+ in soluzione, quella degli ioni OH- risulterà 2x, quindi posso scrivere: Kps = [Fe2+] [ OH-]2 = x(2x)2 = 1.6 x 10-14 x = 1.6 x 10-5 la solubilità risulterà: 1.6 x 10-5x 89.87 = 1.438x10-3 g dm-3

  17. Sapendo che la solubilità del CaCO3 è 9.0 x 10-5 mol/l, determinare il prodotto di solubilità CaCO3 Ca2+ + CO32- Kps = [Ca2+] [CO32-] Dato che da ogni mole di CaCO3 che si dissocia si formano una mole di ioni Ca2+ ed una di ioni CO32- avrò: Kps = [Ca2+] [CO32-] = (9.0 10-5)2 = 8.1 10-9

  18. La Kps di Mg(OH)2 è 1.2 x 10-11. Calcolare il pH di una soluzione satura di Mg (OH)2. Mg(OH)2 Mg2+ + 2 OH- Kps = [Mg2+] [OH-]2 Per ogni molecola di sale disciolto si formano uno ione Mg2+ e due ioni OH-. Se x è la [OH-] nella soluzione satura di idrossido di magnesio posso scrivere: Kps = (x/2) x2 = 1.2 10-11 x=2.9 10-4 mol dm-3 e pOH=3.54 pH=10.46

More Related