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ACIDI E BASI
elettroliti: specie chimiche che in soluzione si scindono
totalmente o parzialmente in ioni, cioè in particelle (atomi o
gruppi di atomi) cariche elettricamente e solvate: gli ioni
positivi prendono il nome di cationi, quelli negativi di anioni.
Quando un
elettrolita
passa in
soluzione si
dice che:
a) si dissocia, se già prima di passare in
soluzione era costituito da ioni;
b) si ionizza e si dissocia, se prima di
passare in soluzione era costituito da
molecole con legami prevalentemente
covalenti.
ACIDI E BASI
Per un elettrolita in soluzione
possono verificarsi due casi:
l'elettrolita è totalmente dissociato in
ioni: alcuni acidi, ad es. HCl, alcune
basi, ad es. NaOH, e quasi tutti i sali
l'elettrolita è parzialmente dissociato in
ioni, e una parte di esso è presente sotto
forma di molecole indissociate.
ACIDI E BASI
Arrhenius (1887) defini acido un composto
che in soluzione si dissocia liberando uno o
più idrogenioni (H+) e base un composto
che in soluzione si dissocia liberando uno o
più ossidrilioni (OH- )
Acidi
HCl 
H+ + Cl H2SO4 
2H+ + SO4 -Basi:
NaOH  Na+ + OHBronsted (1923) definì acido un composto
AH capace de cedere un protone ad un altro
composto B capace di accettarlo; il
composto capace di accettare un protone
ceduto da un acido viene definito base.
Un composto generico XOH può
dissociarsi in due modi diversi
XOH  XO- + H+ (a)
X fortemente
elettronegativo
XOH  X+ + OH- (b)
X debolmente
elettronegativo
Se infine l'atomo X del composto XOH ha una
elettronegatività media, l'ossigeno addensa parzialmente
su di sè sia gli elettroni del legame OH che quelli del
legame XO. Quindi il composto XOH ha la possibilità di
dissociarsi sia secondo la (a) che secondo la (b),
comportandosi cioè da elettrolita anfotero.
Forza degli acidi e delle basi
La costante di dissociazione (K) di un acido è un valore che
rappresenta, ad una data temperatura, il grado di
dissociazione di un acido.
Data la reazione di dissociazione di un generico acido HA
HA ←
H+ + A-
la costante di dissociazione acida corrispondente viene
calcolata come
+
-
K=
[H ] [A ]
[HA]
Quanto più alto è il valore della costante, tanto più l'acido si dissocia e
quindi tanto più idrogenioni avremo in soluzione.
Analogamente, per la generica base XOH
in soluzione acquosa vale il seguente
equilibrio
XOH (aq)
X+ (aq) + OH- (aq)
A cui corrisponde una costante, detta
costante di dissociazione della base, KB
KB =
[X+] . [OH- ]
[XOH ]
Maggiore è il valore di KB, maggiore
è la forza della base
KA< 10 -4
ACIDO DEBOLE
10 -4 < KA< 10 -1
ACIDO MEDIO
KA> 10 -1
ACIDO FORTE
NOME
MODO DI
DISSOCIAZIONE
KA
1
ACIDO PERCLORICO
HClO4
ClO4
= 109
2
ACIDO CLORIDRICO
HCl
Cl
3
ACIDO SOLFORICO
H2SO4
HSO4
4
IONE IDRONIO
[H3O]+
H2O
5
ACIDO NITRICO
HNO3
NO3
–
= 20
6
IONE
IDROGENOSOLFATO
HSO4
SO4
2-
= 2 x 10 -2
(2° stadio di 3)
7
ACIDO SOLFOROSO
H2SO3
HSO3
8
ACIDO FOSFORICO
H3PO4
H2PO4-
= 7 X 10
9
ACIDO ACETICO
CH3COOH
CH3COO-
=1.8 X 10-5
10
IONE
ESAAQUOALLUMINIO
[Al(H2O)6]3+
[Al(OH)(H2O)5]2+
=1.3 X 10-5
11
ACIDO CARBONICO
H2CO3
HCO3-
=3.1 X 10-7
12
IONE
IDROGENOSOLFITO
[HSO3]-
SO3
= 6 X 10 -8
(2° STADIO di 7)
13
IONE
DIIDROGENOFOSFATO
[H2PO4]-
(HPO4)2-
-
-
= 103
-
-
-
= 103
= 55
-
2-
= 1,7 x 10
-2
-3
= 6 X 10 -8
(2° STADIO di 8)
-8
Forza degli acidi e delle basi
pK
Si definisce pK di un acido il logaritmo in base
10 dell'inverso della costante di dissociazione
dell'acido.
1
pK = log
K
Dato che il pK è il logaritmo dell'inverso della K,
risulta che quanto più grande è il valore di K, tanto
più piccolo è il valore del pK. Quanto più basso è il
valore del pK tanto più forte è l'acido.
Forza degli acidi e delle basi
Es: Reazione di dissociazione dell’acido
acetico:
CH3COOH
CH3COO- + H+
Applichiamo la legge di azione di massa a
questo equilibrio:
[CH3COO- ] . [H+]
[CH3COOH]
= K= 1,8 x 10 -5
pK= log 1/1,8 x 10-5 = 4,74
Forza degli acidi e delle basi
Possiamo anche definire il pK di un
acido come il pH al quale l'acido è
per il 50% sotto forma dissociata e
per il 50% sotto forma indissociata
Il prodotto ionico dell'acqua Kw
H2 O
+
.
[H ]
[OH ]
[H20]
H+ + OH= 1.82 x 10 -16 = K
[H+] . [OH-] = K [H20]
In un litro d'acqua vi sono 1000/18 (peso molecolare
dell’acqua) = 55,5 moli d'acqua. [ H+] [OH-] = Kw prodotto
ionico dell'acqua
La costante Kw ha il valore di 10-14
In base alle quantità relative di ioni H3O+
e OH- le soluzioni si dividono in:
1) Soluzioni acide
 [H3O+] > [ OH- ]
2) Soluzioni basiche  [H3O+] < [ OH- ]
3) Soluzioni neutre  [H3O+] = [ OH- ]
Una soluzione viene chiamata acida se in essa la
concentrazione degli idrogenioni è maggiore di
10-7.
Una soluzione viene detta basica se la
concentrazione degli idrogenioni è minore di 10-7
Una soluzione viene chiamata neutra se la
concentrazione degli idrogenioni è di 10-7
Il pH
Si definisce pH di una soluzione il logaritmo, in base 10,
dell'inverso della concentrazione idrogenionica:
1
pH = log +
[H ]
oppure pH = - log [H+]
+
[H ]
[OH ]
= 10
Il pH può assumere valori
compresi tra 0 e 14. Al valore
intermedio di 7 corrisponde la
condizione di neutralità, tipica
dell’acqua pura a 25°C.
-14
pH + pOH = 14
pH scale:
Quando un acido cede uno ione H+ si
trasforma nella sua base coniugata
Quando una base acquista uno ione H+ si
trasforma nel suo acido coniugato
Una coppia acido/base coniugata è una
coppia di specie chimiche che differiscono
soltanto per uno ione H+
Un acido forte è sempre coniugato con una
base debole e viceversa
Una base forte è sempre coniugata con un
acido debole e viceversa
H2O + H2O
H3
+
O +
–
OH
Per la quale:
Kc =
[H3O+ ] [OH –]
= 3,25 . 10 -18
[H2O] [H2O]
Dato che la concentrazione dell’acqua indissociata puà essere
considerata praticamente costante e pari alla concentrazione
molare dell’acqua (55,5 mol/l) si può scrivere:
Kc . [H2O]2 = Kw = [H3O+ ] . [OH –] = 10 -14
(a 25 °C)
Dove Kw è una nuova costante chiamata
prodotto ionico dell’acqua
Relazione tra KA e KB
Il prodotto della costante di dissociazione di un acido
(KA) per la costante di dissociazione della sua base
coniugata (KB) è uguale prodotto ionico dell’acqua:
KA . K B =
[H3O+ ] . [A–] . [HA] . [OH–]
[HA]
=
[A-]
[H3O+ ] . [OH–] = KW = 10 -14
KA e KB sono quindi inversamente proporzionali: se
il valore di KA è alto (e l’acido è quindi forte) il valore
di KB sarà di conseguenza basso (e la sua base
coniugata sarà debole)
Calcolo approssimato del
pH nel caso di un acido
debole monoprotico
Sistemi tampone
I sistemi tampone sono dei sistemi che si oppongono alle
modificazioni del pH di una soluzione all'aggiunta di acidi e di
basi.
 Un sistema tampone è una soluzione contenente un acido debole ed
un suo sale (con una base forte) o una base debole ed il suo sale (con
un acido forte).
 Il massimo potere tamponante si ha quando il pH del tampone è
uguale al pK dell'acido (o della base) debole.
 Il potere tamponante aumenta con la concentrazione del tampone.
 Nel campo (pK-1)<pH< (pK+1) un tampone sopporta l'aggiunta di acidi
a basi fino ad un cinquantesimo della sua concentrazione, senza che il
pH cambi apprezzabilmente.
Equazione di Henderson Hasselbach
AH
A- + H+
K=
[A-] [H+]
[AH]
-]
[A
1
1
=
+
[H ]
K [AH]
log 1
[H+]
= log 1
K
-]
[A
+ log
[AH]
-]
[A
pH = pK + log
[AH]
Equazione di Henderson Hasselbach
Nel caso di una soluzione di un acido debole e del
suo sale con una base forte possiamo sostituire
alla concentrazione dell'acido indissociato la
concentrazione dell'acido totale.
Il sale è completamente dissociato e quindi
possiamo sostituire [A-] con la concentrazione del
sale:
[sale]
pH = pK + log
[acido]
Sistemi tampone
I sistemi tampone sono dei sistemi che si oppongono alle
modificazioni del pH di una soluzione all'aggiunta di acidi e di
basi.
 Un sistema tampone è una soluzione contenente un acido debole ed
un suo sale (con una base forte) o una base debole ed il suo sale (con
un acido forte).
 Il massimo potere tamponante si ha quando il pH del tampone è
uguale al pK dell'acido (o della base) debole.
 Il potere tamponante aumenta con la concentrazione del tampone.
 Nel campo (pK-1)<pH< (pK+1) un tampone sopporta l'aggiunta di acidi
a basi fino ad un cinquantesimo della sua concentrazione, senza che il
pH cambi apprezzabilmente.
Ad es. si consideri un litro di una soluzione tampone che
contiene 10-2 moli di un acido monoprotico debole e 10-2 moli
di un suo sale. Se la KA dell’acido debole è di 10-6, il pH della
soluzione si calcola:
-2
CS
10
pH= pKA + log
= 6 + log
=6
CA
10-2
Se ad un litro di questa soluzione tampone a pH 6 si
aggiungono 10-3 moli di un acido forte (H+), avviene la
reazione: A-
+ H+ = HA
L’acido forte si trasforma nell’acido debole HA e di
conseguenza aumenta la concentrazione dell’acido debole e
diminuisce quella del sale:
CS
0,009
CA= 10-2 + 10-3 = 0,011
=
= 0,82
CA
0,011
-2
-3
CS= 10 – 10 = 0,009
pH = 6 - 0,09 = 5,91
Se avessimo aggiunto la stessa
quantità di acido forte ad un litro
di acqua il pH sarebbe passato
dal valore iniziale 7 a 3, mentre
se la avessimo aggiunta ad un
litro di soluzione 10-2 M di acido
-6
debole con KA pari a 10 , il pH
sarebbe variato da 4 a 2,95
Se ad un litro della stessa soluzione tampone a pH 6
si aggiungono 10-3 moli di una base forte, OH-,
avviene la reazione
HA + OH- = H2O + ACon trasformazione della base forte nella base A- e
conseguente aumento della concentrazione del sale
e diminuizione di quella dell’acido debole:
CS= 10-2 + 10-3 = 0,011
CS 0,011
=
= 1,22
CA 0,009
CA = 10-2 – 10-3 = 0,009
pH = 6 + 0,09 = 6,09
Se avessimo aggiunto la stessa quantità di base forte ad un
litro di acqua il pH sarebbe passato dal valore iniziale 7 a 11.
Nella soluzione tampone
considerata, i rapporti CS/CA
passano da un valore iniziale di 1
a 0,82 nel primo caso (aggiunta di
acido forte) e a 1,22 nel secondo
(aggiunta di base forte), con
variazioni percentuali nell’ordine
del 20%, mentre le variazioni di pH
sono più limitate, entro 0,09 unità
Sistemi tampone
 Il
massimo potere tamponante si ha quando il pH del
tampone è uguale al pK dell'acido (o della base) debole.
 Il potere tamponante aumenta con la concentrazione
del tampone.
 Buona attività nell'intervallo (pK-1)<pH< (pK+1)
Equilibrio acido-base ed acido
lattico
Si tratta di un ossiacido organico il cui gruppo
carbossilico può dissociarsi in soluzione e
liberare un idrogenione
Il valore di pK dell’acido lattico, che dà una
indicazione sulla forza dell’acido, è 3,87.
Conoscendo il valore di
pH intracellulare (pH 7) e il
pK dell’acido lattico (pK
3,87), possiamo calcolare
il rapporto tra la forma
dissociata (R-COOlattato) e quella
indissociata (R-COOH ac.
lattico) mediante
l’equazione di Henderson
Hasselbach:
Ciò significa che nell’ambiente intracellulare l’acido
lattico è quasi completamente dissociato in due
ioni: lo ione lattato con carica negativa (anione
lattato) e l’idrogenione (H+) con carica positiva.
Infatti ogni 1350 molecole, ben 1349 sono dissociate in
ione lattato e idrogenione, mentre una sola non è
dissociata.
Se eseguissimo lo stesso calcolo per l’acido lattico
presente nel sangue (pH ematico 7,4), troveremmo che
sono presenti 3388 molecole di lattato per ogni
molecola di ac. lattico.
La stessa situazione (predominanza quantitativa
della forma dissociata) vale anche per numerosi
acidi organici che incontreremo nello studio del
metabolismo.
Una produzione eccessiva di acido lattico durante
metabolismo tende ad abbassare il pH intracellulare.
il
All’interno delle fibre muscolari (come in tutte le cellule) sono
attivi dei sistemi tampone chimici (sali di acidi deboli con basi
forti). Alcuni sono di natura inorganica (fosfati, bicarbonato),
altri di natura organica (piccole molecole, peptidi e proteine; ad
es. proteinati di potassio).
Le membrane plasmatiche cellulari contengono un sistema di
simporto per lattato ed idrogenioni grazie al quale l’acido lattico
viene rilasciato nello spazio extracellulare (vedi più avanti
sezione su MCT). La capacità di trasportare lattato ed
idrogenioni fuori dalla cellula è un meccanismo di difesa che
previene un abbassamento eccessivo del pH intracellulare.
Gli idrogenioni possono essere tamponati da sistemi tampone
dei liquidi extracellulari e del sangue.
Il sistema tampone bicarbonato/acido carbonico
(HCO3- / H2CO3) è uno dei principali sistema
tampone del sangue.
Scriviamo l’equazione di Henderson Hasselbach per il sistema
tampone bicarbonato/acido carbonico:
In condizioni fisiologiche il rapporto bicarbonato/acido carbonico è
di circa 20 (concentrazione del bicarbonato ematico: circa 25
mmoli/litro; acido carbonico: circa 1,25 mmoli/litro) e il pK 6,1:
7,4 (pH del sangue) = 6,1 + 1,3 (cioè il log di 20)
Dopo uno sforzo fisico la concentrazione di acido
lattico nel sangue può aumentare di circa 1 mmole
per litro di sangue (10-3 M) (in uno sforzo massimale
anaerobico può arrivare a 15-20 mM).
Se non ci fossero sistemi tampone una tale
concentrazione sarebbe equivalente a circa pH 3,4
(un valore incompatibile con la vita). In presenza del
sistema bicarbonato/acido carbonico gli idrogenioni
tendono a combinarsi con il bicarbonato per formare
acido carbonico, spostando verso destra il seguente
equilibrio:
La concentrazione di bicarbonato si
ridurrebbe e la
concentrazione
di
acido
carbonico
aumenterebbe
di
conseguenza. Immaginiamo di aver prodotto una quantità di acido
lattico e, quindi, di
idrogenioni, sufficiente a ridurre la
concentrazione del bicarbonato a 24 mM e ad aumentare la
concentrazione di acido carbonico a 2,25 mM (cioè una variazione
di 1 mM). Il rapporto bicarbonato/acido carbonico (24/2,25)
passerebbe da 20 a 10,66. Possiamo calcolare la variazione di pH
con l’equazione di Henderson Hasselbach:
Si tratta ancora di una variazione consistente del pH fisiologico
(da 7,4 a 7,12), ma non paragonabile a quella osservata in
assenza di tamponi.
Inoltre il sistema bicarbonato / acido carbonico ha una proprietà
unica che potenzia ulteriormente il suo potere tampone. L’acido
carbonico è infatti in equilibrio con l’anidride carbonica in una
reazione catalizzata dall’enzima anidrasi carbonica:
L’aumento della concentrazione di H2CO3 si traduce quindi in un
aumento della quantità di CO2 disciolta nel sangue. Ma l’anidride
carbonica disciolta nel sangue è in equilibrio con l’anidride carbonica
gassosa negli alveoli polmonari e può essere eliminata attraverso i
polmoni. In definitiva se la pressione parziale della CO2 negli alveoli
polmonari non si modifica, la quantità di acido carbonico e CO2
disciolta nel sangue tende a rimanere costante, mentre aumenta
l’eliminazione di CO2 con la respirazione. Nell’esempio precedente il
bicarbonato si ridurrebbe a 24 mmoli/litro, mentre la concentrazione di
H2CO3 (che non rappresenta la concentrazione di H2CO3 soltanto, ma
quella di H2CO3 più la CO2 disciolta ed è dipendente dalla pressione
parziale della CO2 alveolare) resterebbe pari a 1,25 mmoli/litro.
RUOLO DELLA RESPIRAZIONE NELL'EQUILIBRIO
ACIDO-BASE
rapporto bicarbonato/acido carbonico passerebbe da 20 a 19,2.
Possiamo calcolare la variazione di pH con l’equazione di
Henderson Hasselbach:
Il
Come si vede l’aumento dell’acidità ematica è ora trascurabile. E’
importante, quindi, che una delle componenti del sistema
tampone, la CO2, sia volatile e quindi eliminabile tramite la
respirazione.
RUOLO DELLA RESPIRAZIONE NELL'EQUILIBRIO ACIDOBASE
Durante un lavoro muscolare interviene un altro meccanismo
che potenzia ulteriormente il funzionamento del sistema
tampone bicarbonato/acido carbonico: nel lavoro intenso la
stimolazione dell’attività respiratoria (in termini sia di frequenza
che di profondità degli atti respiratori) provoca una riduzione
della pressione parziale di CO2 negli alveoli polmonari e una
riduzione della concentrazione di CO2 disciolta e di H2CO3 nel
sangue. L’insieme di questi meccanismi
1) tamponamento chimico da parte del bicarbonato,
2) eliminazione polmonare della CO2 in equilibrio con H2CO3
3) riduzione della pressione parziale di CO2 negli alveoli
polmonari causato dall’aumento dell’attività respiratoria
può tamponare anche immissioni consistenti di acidi organici,
come l’acido lattico, nel sangue.
Indicatori di pH: sono acidi o basi deboli che
hanno il colore della molecola indissociata
diverso dal colore della molecola dissociata:
InH
In + H+
pH = pK + log [In-]
[InH]
pH di viraggio = pK ± 1; l’intorno di pH nel
quale l’indicatore cambia completamente
colore
ROSSO DI METILE
BLU DI BROMOTIMOLO
FENOLFTALEINA
La soluzione è neutra solo quando reagiscono
un acido forte con una base forte oppure un
acido debole con una base debole di uguale
forza.
Quando la reazione di neutralizzazione ha
luogo tra un acido debole con una base forte,
oppure tra un acido forte con una base
debole, la soluzione finale non è neutra e ha
un pH diverso da 7.
FENOMENO DELL'IDROLISI SALINA
FENOMENO DELL'IDROLISI SALINA
Acido forte e base forte : soluzione neutra (pH =7)
Acido debole e base forte : idrolisi basica (pH >7)
Base debole e acido forte : idrolisi acida (pH <7)
Acido debole e base debole :
soluzione acida, neutra o basica a seconda che:
 l'acido è più forte

 ugualmente debole

 più debole della base 
(Ka>Kb)
(Ka=Kb)
(Ka<Kb)
CH3COONa è il sale di NaOH (base forte) e
CH3COOH (acido debole). In acqua il sale si
dissocia in Na+ e CH3COO- . Gli ioni CH3COOreagiscono con l’acqua:
CH3COO- + H2O
CH3COOH + OH-
Si ha dunque un eccesso di ioni OH- che
rendono basica la soluzione
NOTARE:
secondo Bronsted CH3COO- è la base
coniugata di CH3COOH
Considerando la generica reazione di idrolisi di un sale che
deriva da un acido debole e da una base forte:
H2O + A-
HA + OH-
In cui A- è l’anione del sale derivato dall’acido debole HA la
costante di idrolisi è
[HA] [OH-]
Ki =
[A-]
Si noti che la costante di idrolisi Ki coincide con la costante Kb
della base A- coniugata con l’acido debole HA. Infatti l’equilibrio
cui è soggetto A- si indica come:
A- + H2O
Da cui Kb=
[AH] [OH-]
[A-]
AH + OH-
=
KW
Ka
Relazione tra Ka e Kb
Il prodotto della costante di dissociazione di un acido (Ka) per la
costante di dissociazione della sua base coniugata (Kb) è uguale
al prodotto ionico dell’acqua:
[H3O+] [A-]
Ka . Kb =
[HA]
[HA] [OH-]
[A-]
=[ H3O+] [OH-]= Kw=10-14
Ka e Kb sono quindi inversamente proporzionali: se il valore
di Ka è alto ( e l’acido quindi è forte) il valore di Kb sarà di
conseguenza basso ( e la sua base coniugata sarà debole)
Per il calcolo del pH di una soluzione del sale MeA, derivato
dall’acido debole HA, di concentrazione Cs, trascurando la
dissociazione dell’acqua e il numero di moli di sale
idrolizzato rispetto alle moli totali di sale l’espressione:
KW
=
KA
[HA] [OH-]
[A-]
Può essere modificata nella:
KW
[OH-]2
=
KA
Cs
[OH-]2 =
KW
KA
Cs
TITOLAZIONE ACIDO-BASE
Metodo di analisi volumetrica che permette di
ricavare la normalità di una soluzione acida o
basica a concentrazione ignota sfruttando una
reazione di neutralizzazione.
Il metodo consiste nell'aggiungere goccia a goccia
a un volume noto di una soluzione acida (o
basica), a normalità ignota, un volume noto di una
soluzione basica (o acida) a normalità nota fino al
raggiungimento del punto di equivalenza.
Normalità = numero di equivalenti / volume
Numero di equivalenti = Volume x Normalità
Al punto di equivalenza vale la reazione: n equivalenti
acido = n equivalenti base, ovvero:
VA . NA = VB . NB
Per cui:
NA =
VB . NB
VA
oppure
NB =
VA . NA
VB
Il raggiungimento del punto di equivalenza può
essere evidenziato mediante un piaccametro o
aggiungendo alla soluzione di cui si deve
indicare il titolo (la normalità) qualche goccia di
un indicatore che abbia un pH di viraggio più
vicino possibile al punto di equivalenza.
 In una titolazione acido forte/base forte il
punto di equivalenza si raggiunge a pH =7
In una titolazione acido debole/base forte il
punto di equivalenza si raggiunge a pH >7
In una titolazione acido forte/base debole il
punto di equivalenza si raggiunge a pH < 7
ESEMPIO:
Calcolare la molarità di una
soluzione acquosa di HCl sapendo
che per titolare 37,4 ml di questa
soluzione sono necessari 24,6 ml di
una soluzione 0,104 M di Ba (OH)2
1) Si calcola la normalità della soluzione di
Ba(OH)2:
NBa(OH)2 = 0,104mol/l . 2 eq/mol = 0,208 eq/l
2) Si applica la relazione vista:
. O,208 eq/l
24,6
ml
NHCl =
37,4 ml
= 0,137 eq/l
Dato che HCl è un acido monoprotico, la molarità
della soluzione coincide con la normalità ed è
pertanto pari a 0,137 mol/l
ACIDI E BASI SECONDO LEWIS:
Un acido è un accettore di un doppietto
elettronico;
Una base è un donatore di un doppietto
elettronico
Nella neutralizzazione di un acido con una base:
H+ + OH-  H-OH
Si forma un legame covalente, nel quale il
doppietto elettronico proviene da un
donatore, definito nucleofilo, che lo cede ad
un accettore, definito elettrofilo
D'altra parte altri atomi o
raggruppamenti atomici
possono fungere da elettrofili.
Ad esempio i cationi dei metalli
possono fungere da acidi di
Lewis.
La mole ed il numero di Avogadro
Possiamo definire mole di un composto chimico una
quantità in grammi di quel composto pari al peso
molecolare
 In una mole di qualsiasi composto chimico vi è sempre un
numero di Avogadro (N) di molecole
 Il numero di Avogadro (numero di molecole contenute in
una mole di una sostanza) viene indicato con il simbolo N
ed ha il valore di:
N= 6,023 X 1023
 La molarità indica il numero di moli di soluto disciolti in
un litro di soluzione.
La mole ed il numero di Avogadro
Es:
Una molecola di acqua ha una massa pari alla
somma delle masse dei singoli atomi che la
costituiscono: 16+2= 18.
Sulla base della definizione di mole, una mole di
acqua sarà pari a 18 grammi di acqua.
Nel caso del cloruro di sodio (NaCl) una mole sarà
pari a 58,5 grammi.
In una mole di qualsiasi composto chimico vi è
sempre un numero di Avogadro (N) di molecole.
Quindi 18 grammi di acqua contengono lo stesso
numero di molecole di 58,5 grammi di NaCl.
CINETICA CHIMICA ED EQUILIBRI CHIMICI
La cinetica chimica è quella parte della chimica che studia la velocità
delle reazioni. La velocità di una reazione chimica si esprime in moli (o
mmoli o moli) di sostanza trasformata o prodotta nell'unità di tempo
(sec, min o ore) per unità di volume (litro, millilitro)
Legge cinetica
V=K [A]a [B]b
K = costante di velocità
Definiamo ordine di reazione la somma degli esponenti
che appaiono nella formula della legge cinetica.
EQUILIBRIO CHIMICO
A+B
C+ D
V1 = K1 [A] [B]
V2 = K2 [C] [D]
EQUILIBRIO CHIMICO
All’equilibrio:
V1 = V 2
K1 [A] [B] = K2 [C] [D]
K1
= K eq
K2
[C] [D]
Keq =
[A] [B]
dove Keq è una costante (a temp. cost.)
chiamata costante di equilibrio della reazione.
Legge di azione di massa:
Per una reazione chimica all'equilibrio, il rapporto tra il
prodotto dei valori delle concentrazioni dei prodotti e quello
dei valori delle concentrazioni dei reagenti è costante a temp.
costante.
Principio dell'equilibrio mobile:
Dato un sistema all'equilibrio, se viene turbato l'equilibrio
(per es. variando le concentrazioni dei reattivi o dei prodotti)
la reazione si svolge in un senso tale da ripristinare
l'equilibrio.