Equilibri in soluzione

EQUILIBRI IN SOLUZIONE: ACIDI E BASI EQUILIBRI IN SOLUZIONE: ACIDI E BASI Equilibri in soluzioni acquose: Se i reagenti e i prodotti di una reazione sono in soluzione l'espressione della costante d'equilibrio è simile a quella per i gas. aA + bB ? cC + dD Keq = [C]c [D]d/[A]a [B]b Alcune reazioni coinvolgono direttamente l'acqua, tra questi vi sono le reazioni di idrolisi. Per le reazioni di idrolisi, l'acqua che è un ottimo agente solvente partecipa alla reazione, e considerandola appunto come solvente è in grande eccesso, per cui la sua concentrazione può ritenersi costante. Questo valore costante della concentrazione dell'acqua può essere portato a sinistra dell'espressione della costante di equilibrio. aA + H2O ? cC + dD Keq = Keq'[H2O]= [C]c [D]d/[A]a Questa costante di equilibrio è comprensiva della concentrazione e si utilizza per le reazioni in soluzione con l'acqua. Ionizzazione dell'acqua e scala del pH: In piccola quantità l'acqua si dissocia: H2O(l) ? H+ + OH? Ciascuno ione è circondato da molecole d'acqua polari. Lo stato idratato dello ione H+ talvolta è rappresentato come H3O+. Assumendo che gli ioni sono idrati in soluzione la costante di equilibrio sarà: Keq' = [H+] + [OH?]/[H2O] Inglobando la concentrazione dell'acqua nella costante avremo una nuova costante denominata Kw. Kw = Keq'[H2O] = [H+] + [OH?] Questa nuova costante è definita il prodotto ionico dell'acqua. Il valore della Kw a temperatura ambiente è 1,00 ? 10?14 ciò vuol dire che la concentrazione degli ioni H+ e OH? è pari a 1,00 ? 10?7 Per trattare le concentrazioni degli ioni H+ si usa una notazione logaritmica detta scala del pH che rappresenta il logaritmo negativo della concentrazione degli ioni idrogeno. In modo analogo il pOH è il logaritmo negativo della concentrazione degli ioni OH?. Acidi forti e deboli: Arrhenius definì un acido come una sostanza che aumenta la concentrazione idrogenionica di una soluzione acquosa. Un'altra definizione fu poi proposta da Br?nsted e Lowry che può essere applicata anche a soluzioni non acquose, e cioè che un acido è qualsiasi sostanza capace di di cedere ioni idrogeno, protoni, e una base è qualsiasi sostanza capace di accettarli. L'acqua essendo in equilibrio con i suoi ioni può comportarsi sia da acido che da base. In soluzione acquosa gli acidi sono classificati come forti e deboli. Gli acidi forti sono completamente dissociati, come l'acido cloridrico (HCl) e la costante di dissociazione acida Ka è molto grande. Gli acidi deboli invece non si dissociano completamente e hanno costanti di dissociazione misurabili in soluzione acquosa. Nella teoria Br?nsted-Lowry qualsiasi donatore di protoni è un acido e qualsiasi accettare di protoni è una base. Per cui hl è un acido e Cl? è la sua base coniugata. Poiché HCl perde facilmente un protone è un acido forte, e poiché Cl? ha poca affinità per il protone è una base debole. Mentre ad esempio lo ione CN? è una base forte, e poiché la sua affinità per i protoni è maggiore di quella Continua »