Il problema degli equilibri in soluzione acquosa

Materie:	Appunti
Categoria:	Chimica
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Data:	17.01.2001
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Capitolo 11
IL PROBLEMA DEGLI EQUILIBRI
IN SOLUZIONE ACQUOSA
La legge di azione di massa ed il principio di Le Chatelier possono essere usati per trattare gli equilibri in soluzioni acquose nello stesso modo in cui sono impiegati per trattare gli equilibri in soluzioni non acquose o nei gas. L’unica ragione per cui, di solito, viene dedicato un capitolo a parte agli equilibri in soluzioni acquose и che questi equilibri meritano una speciale attenzione per la loro importanza nel campo della chimica industriale, analitica e fisiologica.
L’acqua и uno dei migliori solventi conosciuti; in particolare и il miglior solvente dei sali e, in genere, di tutte le sostanze in cui sono presenti legami ionici. Molti processi industriali, molti fenomeni geologici e la maggior parte dei processi biologici avvengono in soluzioni acquose.
11.1 LA DISSOCIAZIONE DELL’ACQUA.
Allo stato liquido l’acqua и costituita da aggregati (piщ o meno grandi) di molecole H2O legate fra di loro da legami idrogeno. Una piccola parte delle molecole di acqua и dissociata negli ioni idronio H3O+ e ossidrile OH- secondo la reazione:

In realtа gli ioni H3O+ e OH- sono sempre legati a un certo numero di molecole di acqua, anche se ciт non viene indicato esplicitamente nello scrivere la formula.
L’espressione della costante di equilibrio per la dissociazione elettrolitica dell’acqua и data da:

in acqua pura i valori di [H3O+] e [OH-] devono essere uguali fra loro dato che gli ioni si formano in quantitа uguali.
A 25°C la concentrazione molare di ognuno di essi и 10-7 mol/l, mentre per l’acqua и 55,5 mol/l. Se confrontiamo 10-7 con 55,5, possiamo dedurre che la ionizzazione dell’acqua praticamente non influisce sulla sua concentrazione molare. Nelle soluzioni acquose diluite la concentrazione dell’acqua и praticamente uguale a quella dell’acqua pura e non и influenzata dagli equilibri fra i soluti.
Possiamo quindi ritenere il valore della concentrazione dell’acqua una costante e semplificare l’espressione dell’equilibrio della dissociazione dell’acqua, ottenendo una nuova costante chiamata prodotto ionico dell’acqua:

A 25°C il valore numerico del prodotto ionico dell’acqua и KW=10-14 mol2/l2 e la concentrazione degli ioni H3O+ e OH- и uguale e pari a 10-7 mol/l. La concentrazione di questi ioni aumenta se aumentiamo la temperatura, perchй la reazione di dissociazione dell’acqua и una reazione endotermica.
Se all’acqua pura si aggiunge un acido, la concentrazione degli H3O+ (che d’ora in poi indicheremo con H+) aumenta e l’equilibrio si sposta verso sinistra: la soluzione и detta soluzione acida. Se all’acqua pura si aggiunge una base, la concentrazione degli OH- aumenta e l’equilibrio si sposta verso sinistra: la soluzione и detta soluzione basica.
Poichй deve essere sempre verificato a 25°C che si puт concludere che una soluzione и:
• acida se [H+]>10-7 mol/l;
• neutra se [H+]=[OH-]=10-7 mol/l;
• basica se [H+]