DISSOLUZIONE DEI SALI IN ACQUA M+(aq) MX(s) nMm+(aq) MnXm(s) δ+ H H O δ+ H mXn-(aq) + δ+ δ+ δ- X-(aq) + δ- O H M+ X- O δH H δ+ δ+ O H H O H H O M+ O H H O X- H H H H O H H H H H O H O 1. La dissoluzione di un sale è un equilibrio. 2. Diversi Sali hanno diverse solubilità (Kps). 3. La solubilità dipende dall’energia del reticolo ionico (U) e dall’entalpia di idratazione (tenendo conto dei fattori entropici). 1 Idratazione dei cationi M+(aq) O O H H O H H n = 6, 4 H H O H M O [M(H2O)n]+ + H H H = H MX(s) MX(s) + nH2O H O H H O M O O H O H H M+(aq) + + H H H X-(aq) [M(H2O)n]+ + X-(aq) Le molecole di H2O direttamente coordinate allo ione definiscono la sua prima sfera di coordinazione. Altre molecole di H2O si dispongono attorno a questa prima sfera, formando una seconda sfera di coordinazione, poi una terza e così via. La forza di interazione tra lo ione centrale e le molecole di H2O ha natura coulombiana, e quindi decresce rapidamente con la distanza. Di solito si considera solo la prima sfera di coordinazione, che ha una geometria ben definita e generale (vedi sopra). 2 ΔH di idratazione di un catione Mn+(g) + H2O(l) [M(H2O)x]n+ Dipende dalla carica ionica, dal raggio del catione e dalla sua elettronegatività. 3 Eq. Latimer per metalli con elettronegatività moderata (χP< 1.5). La χP dei Mn+ si discosta al max di 2 unita’ rispetto all’ossigeno (χP = 3.44). 60900Z 2 Δ H hyd = − kJ /mol (r + 50) Z = carica catione r = raggio cationico (in pm) Per (χP > 1.5) a parità di Z e r, ΔH maggiori. NaCl: Uret. = -788 KJ mol-1, p.f. = 801 °C, ΔHidr = -405 KJ mol-1 4 I cationi sono più piccoli degli atomi da cui derivano. Gli elettroni rimasti sono più attratti dal nucleo. 5 PROPRIETA’ ACIDO BASE DELL’ACQUA H2O H+(aq) + OH-(aq) 2H2O H3O+(aq) + OH-(aq) Kw = 10-14 pH = 7 in condizioni di neutralità (acqua pura) pH sperimentale dell’acqua distillata è acido (ca. 5.5) La causa è la CO2 disciolta che è sempre presente nell’ambiente. CO2(g) CO2(aq) + 2H2O KA1 = HCO3-(aq) + H3O+(aq) [HCO3-(aq)][H3O+(aq)] [CO2(aq)] HCO3-(aq) + H2O KA2 = CO2(aq) = 4.16x10-7 pKA1 = 6.38 CO32-(aq) + H3O+(aq) [CO32-(aq)][H3O+(aq)] [HCO3-(aq)] = 4.76x10-10 pKA2 = 9.32 6 IDROLISI DEI CATIONI H H O O M+ H H H O H + H O H M+ H H H O H OH O H H M+ O O H H H O H H H M+ O H + H H O H O O H M H H O O + H H H H La coordinazione al metallo fa aumentare l’acidità dei protoni dell’acqua. Si ha quindi idrolisi acida con conseguente abbassamento del pH. Nel caso di ioni a carica multipla, si possono avere successive reazioni di solvolisi e idrolisi, fino ad arrivare a precipitazione dei relativi idrossidi. M+(aq) + H2O M(OH)(aq) + H+(aq) Mn+(aq) + H2O [M(OH)](n-1)+(aq) + H+(aq) [M(OH)](n-1)+(aq) + H2O [M(OH)2](n-2)+(aq) + H+(aq) M(OH)n 7 Idrolisi: parziale rimozione di protoni da uno ione idratato; aumenta all’aumentare della carica (Z), aumenta all’aumentare dell’elettronegativita’ (χ) aumenta al diminuire del raggio (r) dello ione metallico [M(H2O)6]z+ + H2O [M(H2O)5(OH)](z-1)+ + H3O+ es.: [Al(H2O)6]3+ + H2O [Al(H2O)5OH]2+ +H3O+ pKa = 5 come l’acido acetico 8 9 z[M(aq)(OH)](z-1)+ M(OH)z(s) + (z-1)[M(aq)]z+ es.: 3[Al(aq)OH]2+ ↓Al(OH)3(s) + K ≈ 105.6 2[Al(aq)]3+ precipitato gelatinoso pH = pKa - (1/z)log[Mz+] - 5.6/z Tanto più è basso il pKa di un dato ione metallico, tanto meno la soluzione deve essere basica perchè l’idrossido metallico cominci a precipitare. 10 Disidratazione degli idrossidi Spesso gli idrossidi metallici perdono molecole d’acqua dando ossidi insolubili: M(OH)z(s) MOz/2(s) + (z /2)H2O 2M(OH)z (s) M2Oz(s) + zH2O Spontanea nel caso di idrossidi contenenti cationi di metalli pesanti (es. Ag+, Hg2+) 2Ag+(aq) +2NaOH 2Ag(OH)(s) - H2O giallo Ag2O(s) bruno-scuro Negli altri casi è richiesto riscaldamento (calcinazione) 2Al(OH)3(s) 2Fe(OH)3(s) Δ - 3H2O Δ Al2O3(s) Allumina Fe2O3(s) - 3H2O Si può pure avere una disidratazione parziale Fe(OH)3(s) - H2O FeO(OH)(s) Nel caso di Fe(III) è molto discusso se quello che precipita sia Fe(OH)3 o FeO(OH). 11 Formazione di ossoanioni Se l’attrazione dello ione metallico per la coppia di elettroni sull’ ossigeno e’ sufficientemente forte, i gruppi idrossido dell’idrossido metallico possono iniziare a perdere gli idrogeni restanti sotto forma di ioni idrossonio: M(OH)z + zH2O MOzz- + zH3O+ Così l’idrossido metallico può reagire come un debole ossoacido a formare un ossoanione. 12 - Effetti dell’elettronegatività sull’idrolisi Se χP >1.5 i cationi diventano più acidi di altri ioni metallici aventi Z e r simili. L’equazione Se l’elettronegatività χP di uno ione metallico è ≥ 1.5 lo ione va spostato di una categoria nell'acidità. 13 pKa 14-15 Cationi non-acidi: ioni +1 del blocco s. (Es: Cs+, Rb+ idrolisi non misurabile: i loro idrossidi non precipitano, sono deliquescenti all’aria umida, sottraendo acqua all’aria per formare una soluzione). pKa 11-14 Cationi debolmente acidi: ioni +2 dei blocchi s (Es: Li+, Ba2+, Sr2+, Ca2+ idrossidi non precipitano ma sono meno solibili di quelli dei cationi non acidi) pKa 6-11 Cationi scarsamente acidi: Mg2+, M2+ del blocco d. Gli idrossidi precipitano in soluzioni neutre o debolmente basiche. pKa 1-6 Cationi moderatamente acidi: Al3+, M3+ del blocco d. Le soluzioni sono acide (valori di pKa simile all’acido acetico). Gli idrossidi precipitano in soluzioni anche a pH < 7. pKa (-4)-1 Cationi fortemente acidi: Ti4+ (in realtà TiO2+), questi cationi reagiscono violentemente con acqua 14 generando soluzioni fortemente acide e grosse quantità di precipitato di ossido o idrossido di metallo insolubile che si ridiscioglie solo in HCl conc. pKa < (-4) Cationi molto fortemente acidi: Z2/r > 0.22 reagiscono irreversibilmente con l’acqua a formare idrossidi o ossoanioni. Z2/r di C4+ è 0.533 tuttavia la prevista reazione esplosiva tra CCl4 e l’acqua in realtà non avviene. L’atomo di carbonio è circondato dai quattro grandi atomi di cloro; la molecola d’acqua non riesce ad entrare e dare il via alla reazione. Anche se la velocità di reazione tra acqua e tetracloruro di carbonio è trascurabile a temperatura ambiente, è pur vero che i prodotti finali della loro lentissima reazione (CO2 e 4HCl) sono più stabili dei reagenti (CCl4 e H2O) di 52 kJ. 15 Riassumendo Elementi del blocco s (metalli alcalini ed alcalino-terrosi): Il rapporto carica/raggio è basso, quindi idrolisi trascurabile o molto leggera. Fa eccezione il Be2+, che date le piccole dimensioni ha una idrolisi notevole. Metalli di transizione: Difficile generalizzare, data l’ampia varietà di dimensioni e possibili stati di ossidazione (e quindi cariche formali) degli elementi. Si va da ioni con idrolisi leggera (es. Zn2+) ad alcuni che danno un’idrolisi così estesa che non esistono mai come tali (es. Ti4+ che in soluzione esiste per lo più come ione titanile [TiO]2+(aq) anche se in concentrazioni molto basse, visto che esso in prevalenza precipita a dare TiO2; oppure Mn7+ che esiste come permanganato MnO4-). Elementi del blocco p: Le cariche sono elevate quindi l’idrolisi è quasi sempre molto forte (es. Al3+). Molto spesso dato l’alto valore del rapporto carica/raggio, questi ioni non esistono per niente come tali, ma sempre come ossanioni o, più in generale, considerata l’elettronegativita’ elevata, in composti contenenti forti legami covalenti (es. CO32-, NO3-, SO42-, PO43-) 16