2 ago

Una soluzione tampone è una soluzione formata da un acido debole e dalla sua base coniugata, o viceversa.
Si può formare una soluzione tampone anche quando si aggiunge un acido forte ad una base debole o viceversa. Quest’ultimo caso però si verifica solo se le moli di acido forte (o di base forte aggiunti) sono in quantità inferiore rispetto alle moli di base debole (o acido debole) iniziali.

La caratteristica peculiare delle soluzioni tampone è che per piccole aggiunte di acido o base forte non si hanno variazioni di pH notevoli.

Per calcolare il pH del tampone si usa la formula approssimata di cui non si dimostrerà qui la dimostrazione.

[H+]=Ka

Da qui, applicando le regole dei logaritmi:

pH=-logKa-log  che si può anche scrivere nella forma pH=pKa+p

Esempi di esercizi

1)       Calcolare il pH di una soluzione preparata da 0.500 L di acido acetico 0.250 M e 0.500 L di acetato di sodio 0.250 M supponendo i volumi additivi. Ka = 1.76 x 10-5

Avendo una variazione di volume, vanno ricalcolate le concentrazioni nel volume totale
Moli acido acetico = 0.250 M x 0.500 L= 0.125 mol
Moli acetato = 0.250 M x 0.500 L = 0.125 mol
Volume totale = 0.500 + 0.500 = 1.00 L

[CH3COOH] = 0.125 mol/ 1.00 L = 0.125 M
[CH3COO-] = 0.125 mol/ 1.00 L = 0.125 M

pKa = – log 1.76 x 10-5 = 4.75

pH = 4.75 – log 0.125/0.125 = 4.75

N.B.: questo è un caso di tampone equimolare, cioè la concentrazione dell’acido e della base sono uguali. In tutti questi casi pH=pKa

2)     Calcolare il pH di una soluzione tampone preparata da 0.500 L di acido acetico 0.200 M e 0.800 L di acetato di sodio 0.150 M. Calcolare inoltre la variazione di pH quando a 0.130 L di tale soluzione vengono aggiunti 10.0 mL di HCl 0.0800 M

Anche in questo caso si ha una variazione di volume e dunque vanno calcolate le nuove concentrazioni.
Moli acido acetico = 0.200 M x 0.500 L=0.100 mol
Moli acetato = 0.150 M x 0.800 L = 0.120 mol
Volume totale = 0.500 + 0.800 = 1.30 L

Concentrazione acido acetico = 0.100/ 1.30=0.0769 M

Concentrazione acetato = 0.120/ 1.30=0.0923 M

pH = 4.75 – log 0.0769/0.0923=4.83

A questo punto si aggiunge un acido forte, che andrà a reagire con la base debole per formare l’acido debole.

moli di acido acetico contenute in 0.130 L = 0.130 x 0.0769 =0.0100 mol
moli di acetato contenute in 0.130 L = 0.130 x 0.0923 =0.0120 mol
moli di HCl aggiunte = 0.0800 M x 0.0100 L = 0.000800 mol

Si nota che le moli di HCl sono inferiori alle moli di acetato contenute in soluzione. Quindi è lecito supporre che avverrà la seguente reazione:
CH3COO- + Na+ + H+ + Cl- à CH3COOH + NaCl

Accade cioè che lo ione H+ reagisce con lo ione acetato per dare acido acetico.
Si formerà tanto acido acetico quante sono le moli di HCl (e reagiranno tante moli di acetato quante sono le moli di HCl)

moli di acetato residue = 0.0120 – 0.000800=0.0112 mol (moli inizili-moli che hanno reagito con HCl)
moli di acido acetico totali = 0.0100 + 0.000800=0.0108 (moli iniziali+moli formate dalla reazione tra acetato e HCl)

volume totale = 0.0100 L + 0.130 L = 0.140 L

concentrazione acido acetico = 0.0108/ 0.140 =0.0771 M
concentrazione acetato = 0.0112/ 0.140=0.0800 M

pH = 4.75 – log 0.0771/0.0800 =4.77

ΔpH = 4.83 – 4.77 =0.06

Si può vedere che l’aggiunta di poco acido forte non ha alterato in modo considerevole il pH.

Per scaricare questo articolo in pdf: Focus su soluzioni tampone

Acidi e basi forti

13 apr

Ci sono varie definizioni di acidi e basi, tra le quali meritano di essere ricordate quella di Bronsted e quella di Lewis.

Per i nostri fini pratici, ovvero gli esercizi, ci basta però ricordare le definizioni di Arrehnius:

  • Un acido è una sostanza che, in soluzione acquosa, libera ioni H+
  • Una base è una sostanza che, in soluzione acquosa, libera ioni OH-

Detto questo, distinguiamo tra 2 tipi di acido/base:

  • Forti, ovvero che si dissociano completamente
  • Deboli, ovvero che si dissociano parzialmente secondo un equilibrio regolato da una specifica costante di dissociazione

ACIDI/BASI FORTI

Un acido forte si dissocia completamente.
HCl –> H+ + Cl-
Essendo una dissociazione completa la [H+]=C(acido)

Stesso discorso vale per le basi forti, che si dissociano completamente.
NaOH –> Na+ + OH-
Anche in questo caso la dissociazione è completa, dunque [OH-]=C(base)

N.B.: Se un acido (o una base) libera più di uno ione H+ (OH-) bisogna prestare attenzione ai coefficienti stechiometrici della reazione. Ca(OH)2 –> Ca2+ + 2 OH-
In questo caso per ogni mole di Ca(OH)2 si liberano due moli di OH-, quindi, passando in concentrazioni: [OH-]=2[Ca(OH)2]
Analogamente, per un acido:
H2SO4 –> 2 H+ + SO42- [H+]=2[H2SO4]

Esempi di esercizi
1) 1.31 g di HClO4 sono sciolti in 250 cm3 di acqua. Calcolare la concentrazione dello ione idrogeno e dello ione idrossido in soluzione, trascurando la variazione di volume.

Per prima cosa calcoliamo le moli di HClO4: moli di HClO4 = 1.31 g / 100.457 g/mol= 0.0130 mol
Poiché HClO4 è un acido forte, che si può assumere dissociato al 100%, le moli di H+ sono pari a 0.0130 mol.

Quindi la concentrazione dello ione H+ è pari a: [H+] = 0.0130 mol/ 0.250 dm3= 0.0522 M
Per conoscere la concentrazione dello ione OH- si può utilizzare il prodotto ionico dell’acqua: Kw = [H+][OH-] = 1.00 x 10^-14 Pertanto la concentrazione dello ione OH- è pari a: [OH-] = Kw/[H+] da cui, sostituendo si ha:
[OH-] = 1.00 x 10^-14/ 0.0522 = 1.92 x 10^-13 M

2) 0.322 g di Ca(OH)2 sono sciolti in tanta acqua da avere 2.50 dm3 di soluzione. Calcolare la concentrazione dello ione idrossido e dello ione idrogeno.

Calcoliamo le moli di Ca(OH)2 : 0.322 g /74.092 g/mol= 0.00435 mol
Consideriamo la dissociazione dell’idrossido di calcio:
Ca(OH)2 → Ca2+ + 2 OH-
Da questa reazione emerge che per ogni mole di idrossido di calcio dissociata si ottengono due moli di ione idrossido.
Pertanto le moli di OH- sono pari a 0.00435 x 2 = 0.00870 mol
La concentrazione di OH- è quindi pari a 0.00870 mol/ 2.50 dm3 = 0.00348 M
Da cui, usando la formula del prodotto ionico dell’acqua, la concentrazione dello ione idrogeno è pari a:
[H+] = 1.00 x 10^-14 / 0.00348 = 2.87 x 10^-12 M

3) 0.151 g di Ba(OH)2 sono sciolti in tanta acqua da avere 1.50 dm3 di soluzione. Calcolare il pH e il pOH della soluzione.

Le moli di Ba(OH)2 sono pari a 0.151 g / 171.314 g/mol= 0.000881 mol
Consideriamo la dissociazione dell’idrossido di bario:
Ba(OH)2 → Ba2+ + 2 OH-
Si nota che per ogni mole di idrossido di bario dissociata si ottengono due moli di ione idrossido.
Pertanto le moli di ione idrossido sono pari a 0.000881 x 2 = 0.00176 mol.
La concentrazione dello ione idrossido è pari a: 0.00176 mol/ 1.50 dm3 = 0.00118 M.
Il pOH è definito come pOH = – log [OH-] da cui, sostituendo pOH = – log 0.00118= 2.93
Poiché pH + pOH = pKw = 14 si ha: pH = 14 – 2.93 = 11.1

4) Il pH di una soluzione acquosa è 3.50. Calcolare la concentrazione dello ione idrogeno.

Il pH è definito come: pH = – log [H+] da cui [H+]= 10^-pH = 10^-3.50 = 3.16 x 10^-4
N.B.:Per eseguire il calcolo: sulla calcolatrice digitare 10^-3.50 !! 

A questo link potete scaricare questa spiegazione e anche quella relativa ad acidi e basi deboli. Tutte corredate da esercizi svolti!

Un po’ di esercizi di nomenclatura inorganica (con soluzioni!)

5 feb

Stesera propongo un po’ di esercizi su un argomento molto ostico agli studenti: la nomenclatura.
Purtroppo sull’editor di wordpress non sono presenti funzioni avanzate di formattazione, quindi le formule risultano meno chiare; sono invece scritte correttamente sul file di testo disponibile per il download.

Prima di affrontare gli esercizi controlla un po’ di teoria!

A)    Scrivere il nome dei seguenti composti binari usando la nomenclatura tradizionale
1.    H2S
2.    PH3
3.    SiO2
4.    CaO
5.    Na2O
6.    Al2O3
7.    SnO2
8.    NaH
9.    MgH2
10.    MgO
11.    HAt

B)    Scrivere il nome dei seguenti composti ternari usando la nomenclatura tradizionale
1.    Ca(OH)2
2.    H2SO3
3.    H2CO3
4.    Na(OH)
5.    Li(OH)
6.    H2SeO4

C)    Scrivere il nome dei seguenti sali usando la nomenclatura tradizionale
1.    Na2CO3
2.    KI
3.    KNO2
4.    CaHPO4
5.    MgSeO4
6.    AlF3
7.    AlAsO4

SOLUZIONI
A)    Acido solfidrico, fosfina, anidride silicica (silice), ossido calcico, ossido sodico, ossido alluminico (allumina), ossido stannico, idruro di sodio, idruro di magnesio, ossido megnesico (magnesia), acido astatidrico
B)    Idrossido di calcio, acido solforoso, acido carbonico, idrossido di sodio (soda), idrossido di litio, acido selenico
C)    Carbonato di sodio, ioduro di potassio, nitrito di potassio, idrogenofosfato di calcio, seleniato di magnesio, fluoruro di alluminio, arseniato di alluminio

Per scaricare gli esercizi: Esercizi di nomenclatura con soluzione

Parliamo di concentrazioni

4 feb

Dopo aver parlato delle moli, parliamo della quantificazione dei soluti sciolti nelle soluzioni.

Partiamo da un po’ di definizioni:
Soluzione: è un sistema omogeneo in cui un soluto è disperso nel solvente come singole molecole o ioni.
Solvente: è un liquidi che scioglie un soluto; costituisce la parte maggiore di soluzione.
Soluto: è un composto che contribuisce a far parte della soluzione; può essere solido, liquido o gassoso; è in quantità minore rispetto al solvente.

Sono tanti i modi per quantificare la quantità di soluto sciolto nel solvente.
Ai fini pratici degli esercizi e delle esperienze di laboratorio, la concentrazione è espressa in molarità.

La molarità è data dal rapporto tra le moli del soluto e il volume della soluzione. Si esprime in mol/dm^3 o mol/L e si indica con il simbolo M.
La molarità non rientra tra le unità di misura dell’SI perchè viene ritenuta obsoleta. Essa è formalmente sostituita dalla normalità e dalla molalità.

La normalità è definita come il rapporto tra le moli di soluto e i kg di solventi. Si esprime in mol/kg e si indica con il simbolo m.
La normalità è definita come il rapporto tra il numero di equivalenti e il volume della soluzione. Si esprime in eq/dm^3 e si indica con N.
Quest’ultima unità di misura risulta particolarmente utile nelle titolazioni: un numero uguale di equivalenti di reagenti regisce per dare un egual numero di equivalenti di prodotto.

Vediamo un esempio:
Ca(OH)2 + 2HCl –> CaCl2 + 2H2O

In termini di equivalenti: 2 equivalenti di Ca(OH)2 reagiranno con 2 equivalenti di HCl per dare 2 equivalenti di CaCl2.
Questo perchè:

  • per una base il numero di equivalenti corrisponde al numero di ioni OH- rilasciati
  • per un acido il numero di equivalenti corrisponde al numero di ioni H+ rilasciati
  • per un sale il numero di equivalenti corrisponde alla cariche + (o -) del sale dissociato
  • per un composto ossidante o riducente il numero di equivalenti corrisponde al numero di elettroni scabiati

In termini di moli (e quindi di concentrazioni) invece: 1 mole di Ca(OH)2 reagisce con 2 moli di HCl per dare 1 mole di CaCl2.
Vediamo di ragionare in termini di concentrazioni molari: se la concentrazione di Ca(OH)2 la chiamo x, la concentrazione di HCl sarà uguale a 2x (questo perchè il volume resterà lo stesso ma il numero di moli sarà il doppio); la concentrazione di CaCl2 che si formerà sarà ancora uguale a x (perchè il numero di moli è uguale a quello di Ca(OH)2 ed il volume è sempre lo stesso).

Per scaricare questo articolo:  Parliamo di concentrazioni

La mole: lo stratagemma dei chimici per quantificare le reazioni

3 feb

La mole è uno dei concetti più importanti di tutta la chimica inorganica.

Partiamo dalla definizione: una mole corrisponde alla quantità di sostanza di un sistema che contiene un numero di particelle pari a quelli contenuti in 12 g di C-12.

Tale numero di atomi è il numero di Avogadro, pari a 6.02*10^23.

Ma non è certo da questa definizione che si può capire a cosa serve la mole.

Prendiamo una reazione chimica, molto semplice: la dissociazione dell’NaCl (il comune sale da cucina) in acqua.
L’NaCl è un composto ionico e, in quanto tale, in acqua si dissocia nei suoi ioni costituenti:
NaCl–>Na+ + Cl-

Quando in una reazione chimica non ho numeri (i coefficienti stechiometrici) davanti ai composti, significa che è sottointeso un 1:
1 NaCl –> 1 Na+ + 1Cl-

E cosa significa quell’1?
Significa 1 mole! Dunque 1 mole di NaCl si dissocia in acqua per dare 1 mole di Na+ e 1 mole di Cl-

Prendiamo un’altra celebre reazione, la combustione del metano:
CH4 + 2 O2 –> CO2 + 2 H2O
Qui 1 mole di metano (CH4) reagisce con 2 moli di ossigeno molecolare (O2) per dare 1 mole di anidride carbonica (CO2) e 2 moli di acqua.

Ecco dunque a cosa servono le moli ai chimici: a determinare la quantità di ogni composto necessaria per effettuare una reazione e per prevedere la quantità di composti che si formeranno da tale reazione.

C’è poi un altro concetto importante che permette di passare in modo semplice dalle moli (che non si possono misurare con uno strumento) alla massa in g.

Il peso atomico di ogni atomo (o massa atomica) è la massa di un atomo di un determinato elemento. Si esprime in g o kg ma i numeri che si ottengono sono molto piccoli (10^-25/10^-27); per ovviare a ciò si è passati al concetto di peso atomico relativo.
Il peso atomico relativo di un atomo è il rapporto tra la massa atomica assoluta dell’atomo e la massa atomica di 1/12 dell’atomo di C-12.
La massa di 1/12 dell’atomo di C-12 è il valore adottato nell’SI per l’unità di massa atomica (u o uma).
Dato che poi 12 u corrispondono alla massa atomica di 12 g di C-12, si deduce che il peso atomico relativo è unguale numericamente, ma non dimensionalmente (e concettualmente), alla massa molare di un atomo.
La massa molare è la massa di una mole di atomi e si esprime in g/mol.
Nella tavola periodica è identificabile con il peso atomico relativo.

Il peso atomico dell’atomo è il numero che normalmente si trova in alto a destra, per ogni elemento della tavola periodica.
In alcune tavole periodiche capita però di trovarlo anche sotto all’elemento.
Il numero in alto a sinistra è invece il numero atomico dell’atomo, che corrisponde al numero di protoni contenuti nel nucleo dell’atomo stesso.

C’è una relazione importantissima che lega massa, massa molare e numero di moli:

numero di moli (mol)= massa (g) * massa molare (g/mol)

Con tale relazione si può tranquillamente passare dalle moli alla massa.

Quando si considera un composto e non un signolo elemento, la massa molare è uguale alla somma delle masse molari dei singoli elementi costituenti la molecola.
Impropriamente si parla di peso molecolare (o massa molecolare) per intendere la massa molare di una molecola: invece il peso molecolare è la somma dei pesi atomici relativi e si esprime in u.
Ai fini pratici peso molecolare e massa molare di una molecola risultano uguali in valore (e da qui l’errore) ma dimensionalmente non lo sono.
Si può tranquillamente parlare di peso molecolare per intendere la massa molare di un composto (e tutti i chimici lo fanno), basta però aver ben chiara la differenza concettuale.

Per scaricare questo articolo: La mole: lo stratagemma dei chimici per quantificare le reazioni

Alcune regole di nomenclatura inorganica

2 feb

Per assegnare i nomi dei composti esistono due diversi metodi:

  •  Nomenclatura tipica (la più usata)
  • Nomenclatura razionale (più semplice, detta nomenclatura IUPAC)

Principali radici
1.    Se il nome dell’atomo finisce in –o, perde la –o nel nome del composto
Es: boro -> bor-
2.    Se il nome dell’atomo finisce in –io, perde –io nel nome del composto
Es: carbonio -> carbon-
3.    Gli altri nomi restano invariati ad eccezione di:
a.    Oro -> aur-
b.    Azoto -> nitr-
c.    Fosforo -> fosfor-/fosf-
d.    Zolfo -> solfor-/solf-

I composti binari
Sono di due tipi:

  • Composti binari con l’ossigeno -> ossidi
  • Composti binari con l’idrogeno -> idruri, idracidi

    Composti binari con l’ossigeno
Si distinguono gli ossidi basici e gli ossidi acidi (anidridi).
Un ossido basico è formato da ossigeno+metallo. L’ossigeno ha n.o. -2.
Un ossido acido è formato da ossigeno+non metallo. L’ossigeno ha n.o. -2.
Per quanto riguarda l’assegnazione del nome si opera così:
ossido prefisso metallo-oso/-ico  (Na2O ossido sodico)
anidride prefisso non metallo-osa/ica (CO2 anidride carbonica)
Si usa il prefisso –ico quando il metallo o il non metallo hanno un solo n.o.
Quando invece i n.o. sono più di uno si usano i seguenti suffissi:
•    Se i n.o. sono 2:
o   –oso per il n.o. minore
o    –ico per il n.o maggiore

•    Se i n.o. sono più di 2:
o    Ipo-prefisso-oso per il n.o. minore
o    prefisso-oso
o    prefisso-ico
o    per-prefisso-ico per il n.o. maggiore
IUPAC: ossido di+nome metallo/non metallo
La nomenclatura IUPAC vale sia per gli ossidi basici che per le anidridi.
    Composti binari con l’idrogeno
Distinguiamo fondamentalmente due classi:
•    idracidi: idrogeno+alogeni o zolfo (qui l’idrogeno ha n.o. +1)
•    idruri: idrogeno+metalli (qui l’idrogeno ha n.o. -1)
Gli idracidi, come dice il nome, sono sostante acide. Si assegnano i nomi come segue: acido prefisso elemento-idrico.

HF acido fluoridrico
HCl acido cloridrico
HBr acido bromidrico
HI acido iodidrico
H2S acido solfidrico
Gli idruri invece si nominano così: idruro di+nome elemento.
LiH idruro di litio
NaH idruro di sodio
CaH2 idruro di calcio
Per la IUPAC invece:
•    idracidi: nome elemento-uro di idrogeno (HCl cloruro di idrogeno)
•    idruri: idruro di+nome elemento
Ci sono poi dei composti di cui va ricordata la nomenclatura tradizionale perché ancora in uso:
•    Idrogeno+elementi del V gruppo (n.o. -3)
o    NH3  ammoniaca
o    PH3 fosfina
o    AsH3 arsina
•    Idrogeno+elementi del IV gruppo
o    CH4 metano
o    SiH4 silano

Composti ternari
Distinguiamo due classi:
•    Idrossidi: ossido basico+OH
•    Ossiacidi: ossido acido+H2O
Gli idrossidi sono composti molto stabili ed hanno un comportamento basico quando idrolizzano.
Il nome si assegna così: idrossido di+nome metallo (NaOH idrossido di sodio, Ca(OH)2 idrossido di calcio)
Analoga nomenclatura si assegna anche con le regole IUPAC.
Gli ossoacidi hanno un comportamento acido quando idrolizzano, perché rilasciano ioni H+.
Per la nomenclatura: acido prefisso elemento-ico (oppure quando ho più n.o. come per gli ossidi acidi).
Per la IUPAC invece: acido osso-prefisso elemento-ico +numero di ossidazione in cifre romane
HNO3 acido nitrico – acido ossonitrico (IV)
HNO2 acido nitroso – acido ossonitrico (III)

Sali binari e ternari
I sali binari sono formati da un non metallo e da un metallo.
Per nominarli: prefisso non metallo-uro + prefisso metallo-ico
NaF fluoruro sodico
Per i sali ternari bisogna imparare i suffissi per i vari radicali acidi (idracido che perde un protone)

Per la nomenclatura si opera così: nome anione poliatomico +prefisso metallo-ico
NaNO3 nitrato sodico (o nitrato di sodio)
CaCO3 carbonato calcico (o carbonato di calcio)
Un ultimo appunto: per la IUPAC si inserisce anche un suffisso per indicare il numero di atomi di ogni specie.
Ad esempio:
Ca(OH)2 diidrossido di calcio
Al(OH)2 triidrossido di alluminio
Fe2O3 triossido di ferro

Per scaricare il testo in formato pdf:

Alcune regole di nomenclatura inorganica

Finalmente online!

31 gen

Salve a tutti!
Da oggi è online il mio nuovo blog, in cui mi propongo di spiegare in modo semplice ed efficace ai ragazzi di scuole superiori ed università le basi della chimica e, soprattutto, i concetti fondamentali che servono per risolvere i tanto temuti, ma non così impossibili, esercizi di stechiometria.

Mi impegnerò a pubblicare il più possibile, partendo dal materiale già a mia disposizione, che ho creato appositamente per i miei alunni, che seguo nelle mie lezioni private.
Tutti gli articoli pubblicati, saranno disponibili in formato scaricabile nell’apposita sezione.
Prego tutti gli utenti di citare la fonte, qualora decidessero di sfruttare il mio materiale per uso divulgativo e didattico.

A rileggersi presto!

Beute

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