Dispense VERIFICATO
chimica generale
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Di cosa parla
- Acidi e Basi Comuni: Il documento elenca esempi di acidi e basi con i loro usi quotidiani, come l'acido acetico (aromatizzante), l'acido fosforico (rimozione ruggine), l'idrossido di sodio (detergente per forni) e il bicarbonato di sodio (antiacido).
- Teoria di Arrhenius:
- Definisce gli acidi come sostanze che generano ioni H⁺ in soluzione acquosa (es. HCl, CH₃COOH).
- Definisce le basi come sostanze che generano ioni OH⁻ in soluzione acquosa (es. NaOH).
- La reazione di neutralizzazione è la combinazione di H⁺ e OH⁻ per formare H₂O.
- Questa teoria ha limitazioni, non spiegando reazioni acido-base fuori dall'acqua o la basicità di composti non idrossidici come NH₃.
- Acidi e Basi Forti:
- Acidi forti si ionizzano al 100% in acqua (es. HCl, HBr, H₂SO₄, HNO₃).
- Basi forti si ionizzano al 100% in acqua (es. LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)₂).
- Acidi Poliprotici: Sono acidi che possono donare più di un protone, dissociandosi in più fasi (es. H₂SO₄ dona 2 H⁺). Viene introdotta la Normalità (N) come numero di equivalenti per litro (N = M × n_eq).
- Ione Idronio (H₃O⁺): L'ione H⁺ in soluzione acquosa è sempre idratato, formando lo ione idronio H₃O⁺ (o H(H₂O)n⁺), a causa del suo forte campo elettrico.
- Teoria di Brønsted-Lowry:
- Definisce gli acidi come donatori di protoni (H⁺).
- Definisce le basi come accettori di protoni (H⁺).
- Le reazioni acido-base sono reazioni di trasferimento protonico.
- Introduce il concetto di coppie coniugate acido-base, dove una coppia differisce per un solo protone (es. HCl/Cl⁻, H₂O/H₃O⁺, NH₃/NH₄⁺).
- Questa teoria è più generale di Arrhenius, in quanto non richiede un solvente acquoso e include basi non idrossidiche.
- Costanti di Dissociazione (Kₐ e K_b):
- La Kₐ (costante di dissociazione acida) misura la forza di un acido debole (Kₐ = [H₃O⁺][A⁻]/[HA]).
- La K_b (costante di dissociazione basica) misura la forza di una base debole (K_b = [BH⁺][OH⁻]/[B]).
- La concentrazione dell'acqua è omessa nelle espressioni perché considerata costante.
- Dissociazione di Acidi Forti vs. Deboli: Gli acidi forti si dissociano completamente in soluzione, mentre gli acidi deboli raggiungono un equilibrio con dissociazione parziale.
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