Dispense VERIFICATO
chimica generale
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Di cosa parla
- Costanti di Dissociazione: Vengono definite la costante di dissociazione acida (Ka) e la costante di dissociazione basica (Kb) come misure quantitative della forza di acidi e basi. Un Ka maggiore indica un acido più forte; un Kb maggiore indica una base più forte.
- Classificazione degli Acidi:
- Acidi Forti: Includono acidi alogenidrici (es. HCl, HBr, HI) e ossiacidi in cui il numero di atomi di ossigeno supera di due o più il numero di protoni ionizzabili (es. HNO3, H2SO4, HClO4).
- Acidi Deboli: Includono HF, acidi in cui l'idrogeno non è legato all'ossigeno o a un alogeno (es. HCN), ossiacidi dove il numero di atomi di ossigeno è uguale o supera di uno il numero di protoni ionizzabili (es. HClO, HNO2), e acidi carbossilici (formula generale RCOOH).
- Classificazione delle Basi:
- Basi Forti: Composti solubili contenenti ioni O2- o OH-, tipicamente quelli formati da metalli del Gruppo 1 (es. M2O, MOH) e del Gruppo 2 (es. MO, M(OH)2).
- Basi Deboli: Includono l'ammoniaca (NH3) e le ammine, caratterizzate dalla presenza di un atomo di azoto con una coppia elettronica non condivisa (lone pair).
- Coppie Coniugate: Viene illustrato il principio secondo cui quanto più un acido è debole, tanto più forte è la sua base coniugata, e viceversa.
- Reazioni Acido-Base di Brønsted-Lowry: Queste reazioni sono definite come trasferimenti protonici, con esempi visivi che mostrano l'interazione tra acidi (come HBr) o basi (come NH3 e metilammina) e l'acqua.
- Autoionizzazione dell'Acqua: L'acqua è una specie anfotera/anfiprotica, capace di comportarsi sia come acido che come base. Il processo di autoionizzazione è rappresentato da 2H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + OH-(aq).
- Prodotto Ionico dell'Acqua (Kw): Kw = [H3O+][OH-]. A 298 K, Kw = 1.0 × 10^-14. In acqua pura a questa temperatura, [H3O+] = [OH-] = 1.0 × 10^-7 M.
- Scale di pH e pOH:
- pH = -log10[H3O+] e pOH = -log10[OH-].
- La relazione fondamentale è pH + pOH = pKw = 14.00 (a 298 K).
- Soluzioni Acide: pH < 7.00, [H3O+] > [OH-].
- Soluzioni Neutre: pH = 7.00, [H3O+] = [OH-].
- Soluzioni Basiche: pH > 7.00, [H3O+] < [OH-].
- Relazione tra Ka, Kb e Kw: Per una coppia acido-base coniugata, il prodotto della costante di dissociazione acida dell'acido (Ka) e della costante di dissociazione basica della sua base coniugata (Kb) è uguale al prodotto ionico dell'acqua (Kw), ovvero Ka × Kb = Kw.
- Dipendenza dalla Temperatura: La Kw è fortemente influenzata dalla temperatura. Poiché l'autoionizzazione dell'acqua è un processo endotermico, un aumento della temperatura sposta l'equilibrio verso i prodotti (H3O+ e OH-), aumentando così il valore di Kw e abbassando il pH dell'acqua neutra.
- Effetto Livellante del Solvente: L'acqua agisce come un solvente livellante per acidi molto forti (Ka > 10) e basi molto forti (Kb > 10), rendendo impossibile distinguere la loro forza relativa oltre un certo limite, poiché tutti vengono convertiti rispettivamente in H3O+ e OH-.
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