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Costante acida dalla pressione osmotica: esercizi svolti

Fabrice Deseaux

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24 Dicembre 2023

Costante acida dalla pressione osmotica: esercizi svolti

Determinazione della costante acida dalla pressione osmotica

Calcolo della costante acida da pressione osmotica

Per ricavare la costante acida di un acido debole, si può sfruttare il calcolo della pressione osmotica. Quest’ultima si definisce con la formula p = CRTi, dove p è la pressione in atmosfere, C rappresenta la concentrazione della soluzione in mol/L, R indica la costante dei gas, T è la temperatura in gradi Kelvin, e i è l’indice di vant’Hoff.

Per un acido debole, l’indice di vant’Hoff assume valori maggiori di 1 e inferiori a 2, differenziandosi da quello degli elettroliti forti che corrisponde al numero di ioni risultanti dalla dissociazione.

Calcolo della costante di equilibrio

Prendiamo ad esempio un acido debole HA con una concentrazione di 0.0100 M e una temperatura di 25.0 °C che genera una pressione di 200.0 torr. Convertendo le unità di misura, otteniamo p = 0.263 atm e T = 298 K. Sostituendo questi valori nella formula della pressione osmotica: 0.263 = 0.0100 ∙ 0.08206 ∙ 298 ∙ i, si risolve per i, ottenendo i = 1.075.

Considerando che ν per HA è 2, con i = 1.075 si calcola α che corrisponde a 0.075. Questo grado di dissociazione rappresenta il rapporto tra le moli dissociate e quelle iniziali, quindi, assumendo 1 L di soluzione, si ottiene che moli dissociate = 0.00075.

Dalla dissociazione di HA a 0.0100 M, alla concentrazione di H⁺ e A^– risulta pari a 0.00075 M, mentre HA rimane a 0.00925 M. Sostituendo tali valori nella formula di K_a, si ottiene un risultato di 6.08 ∙ 10^-5.

Doping e diuretici: idroclorotiazide, effetti

Fabrice Deseaux

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24 Dicembre 2023

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Doping e diuretici: idroclorotiazide, effetti

L’abuso di diuretici nell’ambito del doping sportivo: effetti e conseguenze

Il doping nello sport rappresenta una pratica scorretta e dannosa che compromette l’integrità dell’attività sportiva e la salute degli atleti. Un aspetto del doping comprende l’uso di sostanze vietate come i diuretici, farmaci che promuovono la diuresi per favorire la perdita di peso e mascherare l’assunzione di altre sostanze dopanti.

Origini e contromisure contro il doping

L’uso di sostanze dopanti ha radici antiche, ma la lotta ufficiale contro questo fenomeno è iniziata negli anni ’60. Nel tentativo di contrastare il doping nello sport, nel 1989 è stata istituita l’agenzia internazionale WADA (World Anti-Doping Agency), che si impegna a monitorare e prevenire l’uso di sostanze proibite.

Diuretici: potenziali armi dopanti

I diuretici, sebbene fondamentali per il trattamento di varie patologie, vengono abusati dagli atleti per due motivi principali: inducono una rapida perdita di peso e possono mascherare l’assunzione di altre sostanze vietate riducendone la concentrazione nelle urine.

Effetti avversi dell’idroclorotiazide come diuretico dopante

Uno dei diuretici più comuni rilevati nei test antidoping è l’idroclorotiazide, appartenente alla categoria dei tiazidici. Questo farmaco, utilizzato per curare edemi legati a problemi epatici e renali, può causare gravi squilibri idroelettrolitici quando assunto al di fuori delle prescrizioni mediche.

Rischio per la salute degli atleti e tecniche analitiche per il rilevamento

L’assunzione inappropriata di diuretici può portare a condizioni come tachicardia, ipotensione, ipopotassiemia e disturbi gastrointestinali e neurologici. Per individuare la presenza di diuretici nei test antidoping, vengono impiegate tecniche sofisticate come la cromatografia liquida e la spettrometria di massa, al fine di garantire un ambiente sportivo equo e privo di pratiche dopanti.

Conclusioni sul contrasto al doping e alla diffusione di diuretici come sostanze vietate

La lotta al doping nello sport è un impegno continuo che richiede l’impiego di risorse tecniche sempre più avanzate per contrastare le pratiche illegali e garantire l’integrità delle competizioni. Gli atleti, le istituzioni sportive e le agenzie antidoping devono collaborare per preservare i valori fondamentali dello sport e proteggere la salute e l’equità in ambito competitivo.

La superbase più forte del mondo

Fabrice Deseaux

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24 Dicembre 2023

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Le basi superforti nell’ambito della sintesi organica: una scoperta entusiasmante

Le basi superforti, conosciute anche come “superbase”, sono un elemento di grande interesse per la comunità scientifica grazie alla loro straordinaria capacità di legare gli ioni H+ in modo estremamente efficace. Queste superbasigodono di una rilevanza particolare nel campo della sintesi organica, soprattutto per la deprotonazione degli acidi deboli.

Fino a pochi decenni fa, l’anione CH3- veniva considerato la base più forte conosciuta, ma nel 2008 è stato scoperto l’anione LiO-, caratterizzato da una maggiore basicità. La ricerca si è poi concentrata sugli anioni con due cariche negative, nonostante la loro intrinseca instabilità dovuta alla repulsione tra le cariche negative adiacenti.

Grazie alla chimica computazionale, i ricercatori dell’Università di Wollongong, in Australia, sono riusciti a prevedere la stabilità dell’anione o-dietinilbenzene. La sintesi di questo dianione è stata ottenuta a partire dall’acido 1,2-benzendicarbossilico, noto come acido ftalico, utilizzando la tecnica di ionizzazione evaporativa chiamata elettrospray. Inizialmente è stato generato il dianione dicarbossilato, successivamente sottoposto a processi di decarbossilazione per ottenere il dianione o-dietinilbenzene.

Questa ricerca ha aperto nuove prospettive, poiché le informazioni acquisite su anioni e controioni inerti, insieme alla basicità, potrebbero avere applicazioni cruciali in settori commerciali come il reforming del petrolio, la catalisi nella polimerizzazione, la tecnologia delle batterie e celle a combustibile. Questo potrebbe aprire la strada alla sintesi di nuove molecole e materiali innovativi, contribuendo allo sviluppo di settori industriali emergenti.

Neon catturato da un MOF: interazione neon-metallo di transizione

Chimica News

Fabrice Deseaux

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24 Dicembre 2023

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Neon catturato da un MOF: interazione neon-metallo di transizione

Una scoperta sorprendente nell’interazione del neon con i materiali porosi MOF

Il neon, noto per la sua luminosità e utilizzato in diverse applicazioni come le lampade al neon e i laser ad eccimeri, ha recentemente mostrato un’interessante interazione con i materiali porosi MOF (Metal-Organic Frameworks). Ricercatori del Cambridge Crystallographic Data Centre e dell’Argonne National Laboratory hanno fatto una scoperta straordinaria catturando il neon all’interno di strutture cristalline porose, aprendo così nuove possibilità per un processo economico e a basso impatto ambientale nella produzione di neon.

L’interazione rivoluzionaria tra il neon e i MOF

L’interazione del neon con i metalli di transizione all’interno dei MOF ha suscitato grande interesse. Questi materiali porosi sono composti da ioni metallici o cluster metallici coordinati con leganti bi o polidentati. La scoperta di questa interazione senza precedenti potrebbe rivoluzionare il modo in cui vengono catturati i gas nobili, aprendo la strada a nuove opportunità come la cattura dell’elio.

I dettagli della scoperta

I ricercatori hanno identificato che il neon è stato catturato efficacemente da due MOF differenti: il MOF-PCN-200 e il NiMOF-74. Il primo presenta il rame come metallo di transizione e l’acido 2,5-diidrossi-1,4-benzendicarbossilico come linker, mentre il secondo ha il nichel come metallo di transizione. Attraverso la diffrazione dei raggi X, è emerso che le interazioni del neon con i due MOF presentano caratteristiche distinte, con deboli interazioni di van der Waals nel MOF-PCN-200 e distanze di interazione minori nel NiMOF-74.

Possibili implicazioni e prospettive future

Questa scoperta potrebbe aprire nuove direzioni nella cattura dei gas nobili, stimolando ulteriori ricerche e lo sviluppo di applicazioni innovative in diversi settori. Sono attesi ulteriori studi per esplorare appieno le potenzialità e le applicazioni di questa interessante scoperta che potrebbe avere un impatto significativo in vari ambiti scientifici e tecnologici.

Soluzione piranha; composizione, reazioni

Fabrice Deseaux

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24 Dicembre 2023

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Soluzione piranha; composizione, reazioni

La Chimica della Soluzione Piranha: Composizione e Applicazioni Pratiche

La soluzione piranha è una miscela altamente reattiva che trova impiego nel settore chimico per la rimozione di residui organici da superfici. Questa soluzione è costituita da due varianti principali con differenti formule e reazioni chimiche.

Composizione e Reazioni

La soluzione piranha acida è composta da un rapporto 3:1 tra acido solforico concentrato e perossido di idrogeno al 30%. Al contrario, la soluzione piranha basica si ottiene miscelando idrossido di ammonio e perossido di idrogeno al 30% in un rapporto simile.

La miscela acida reagisce spontaneamente a temperatura ambiente, producendo acido perossimonosolforico, un potente agente ossidante. L’acido solforico, in presenza di ossigeno, può degradare composti organici producendo carbonio, in particolare sotto forma di grafite.

La soluzione piranha è nota per la sua estrema capacità ossidante, e per questo motivo è consigliabile prepararla immediatamente prima dell’utilizzo per evitare reazioni indesiderate.

Applicazioni Pratiche

Uno dei campi in cui la soluzione piranha è ampiamente impiegata è nella pulitura dei wafer di silicio e altri materiali utilizzati in applicazioni particolari che potrebbero assorbire residui organici. La reazione tra saccarosio e acido solforico, unitamente al perossido di idrogeno, genera carbonio, anidride carbonica e solfuro di idrogeno, rendendo la soluzione piranha uno strumento efficace per eliminare contaminanti organici da varie superfici.

Inoltre, l’ossigeno atomico prodotto dalla reazione tra acido solforico e perossido di idrogeno è in grado di rompere i legami carbonio-carbonio, contribuendo alla pulizia efficace dei materiali trattati con questa soluzione.

In conclusione, la soluzione piranha rappresenta una risorsa chimica di fondamentale importanza per la rimozione di contaminanti organici da superfici specifiche, grazie alla sua composizione e alle reazioni altamente reattive che la caratterizzano.

Ammoniaca: struttura, reazioni, usi

Fabrice Deseaux

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24 Dicembre 2023

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La Versatilità dell’Ammoniaca: Struttura, Reazioni e Applicazioni

L’ammoniaca, un gas incolore caratterizzato da un odore pungente, è una molecola fondamentale che forma la base di molte altre specie chimiche, come le ammine e i sali di ammonio quaternari.

Struttura della molecola di ammoniaca

La molecola di ammoniaca presenta una struttura tetraedrica deformata, con un atomo di azoto ibridato sp³ al centro del tetraedro che si lega a tre atomi di idrogeno. La presenza di un doppietto elettronico sull’azoto conferisce all’ammoniaca proprietà basiche, in accordo con la teoria di Brønsted-Lowry. Inoltre, l’ammoniaca è una molecola polare che può formare legami a idrogeno e manifestare fenomeni di autoionizzazione.

Reazioni dell’ammoniaca

L’ammoniaca può essere coinvolta in varie reazioni chimiche, tra cui decomposizione, combustione in presenza di aria, formazione di monossido di azoto e ossidazione ad azoto molecolare. Inoltre, può reagire con gli alogeni e combinarsi con il biossido di carbonio per creare urea.

Applicazioni dell’ammoniaca

L’ammoniaca trova ampio impiego in numerosi settori industriali: è utilizzata nella produzione di rayon e urea, nella sintesi dell’acido nitrico, nella fabbricazione di fertilizzanti e come refrigerante. Trova applicazione anche nella produzione di esplosivi, nelle tinture per capelli e come sgrassante per superfici vetrate. Le soluzioni diluite di ammoniaca sono impiegate in ambito domestico per svariati utilizzi, come lenitivo per le punture di insetti, detergente per tappeti e moquette e per eliminare macchie e odori sgradevoli.

In sintesi, l’ammoniaca riveste un ruolo cruciale in diversi processi industriali e presenta una vasta gamma di applicazioni anche nell’ambito domestico, confermandosi un composto estremamente versatile.

Acido idrazoico: sintesi, reazioni

Fabrice Deseaux

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24 Dicembre 2023

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Acido Idrazoico: Sintesi e Reazioni

L’acido idrazoico, noto anche come HN3 o triazoturo di idrogeno, è un acido debole con una costante di equilibrio K_a pari a 2.8*10^-5. Presenta una natura altamente volatile, con solubilità in acqua, alcali, alcol ed etere. Tuttavia, va sottolineato che questa sostanza è estremamente tossica e può provocare forti emicranie in caso di contatto.

Sintesi dell’Acido Idrazoico

L’acido idrazoico può essere prodotto attraverso la reazione di un azoturo come l’azoturo di sodio o di bario con un acido forte come l’acido solforico. In particolare, la sintesi dall’azoturo di bario è preferibile, poiché consente di ottenere una soluzione di acido idrazoico eliminando il solfato di bario tramite filtrazione. Un’altra via di sintesi prevede la reazione dell’acido nitroso con l’idrazina, generando acido idrazoico e acqua.

Reazioni dell’Acido Idrazoico

L’acido idrazoico agisce come potente ossidante e può sciogliere diversi metalli come zinco, manganese, rame e ferro senza generare idrogeno gassoso. Tuttavia, in presenza di agenti ossidanti forti, l’acido idrazoico assume un ruolo di agente riducente. Quando interagisce con acidi forti, forma sali esplosivi contenenti l’ione H2N=N=N+.

È fondamentale fare attenzione alle soluzioni di acido idrazoico con concentrazioni superiori al 20% a causa della loro instabilità. Sali contenenti metalli pesanti come piombo, cadmio e mercurio possono detonare per riscaldamento o shock meccanico, mentre i sali dei metalli alcalini e alcalino-terrosi, ad eccezione del cesio, non causano reazioni esplosive. L’azoturo di sodio, per esempio, si decompone solo a 300°C e può essere impiegato per isolare metalli in pura forma.

In conclusione, l’acido idrazoico rappresenta una sostanza chimica di notevole importanza, ma richiede una gestione estremamente cauta a causa della sua tossicità e della tendenza alla formazione di composti esplosivi.

Impronte digitali: rilevamento, metodo chimico

Fabrice Deseaux

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24 Dicembre 2023

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Impronte digitali: rilevamento, metodo chimico

La rilevazione delle impronte digitali attraverso il metodo chimico: un’analisi approfondita

Le impronte digitali rappresentano una risorsa preziosa nell’ambito delle indagini criminali, consentendo di identificare un individuo o ridurre il numero di sospetti in un caso. Grazie alla loro unicità e alla loro stabilità nel tempo, le impronte digitali sono considerate un metodo di identificazione estremamente affidabile. Sin dal lontano 1905, quando Scotland Yard identificò l’assassino di un crimine, le impronte digitali sono diventate uno strumento imprescindibile per le forze dell’ordine.

La natura delle impronte digitali

Le impronte digitali sono costituite da tracce lasciate dalla disposizione dei solchi e delle creste cutanee, note come dermatoglifi. Queste tracce si formano quando il sudore rilasciato dalle dita viene depositato su una superficie. Esistono diverse tipologie di impronte digitali: visibili, modellate e latenti. Le prime sono evidenti su superfici sporche o impolverate, le seconde si formano quando l’oggetto viene premuto su materiali come cera o argilla, mentre le ultime sono più difficili da individuare in quanto si formano per effetto della sudorazione.

Tecniche di rilevamento delle impronte digitali

Esistono diverse tecniche per il rilevamento delle impronte digitali, tra cui quelle ottiche, fisiche e chimiche. Tra le tecniche chimiche, un metodo noto risalente al 1950 prevede l’utilizzo della ninidrina. Questo composto reagisce con gli amminoacidi presenti nel sudore, formando un composto viola chiamato porpora di Ruhemann. Per rendere il composto fluorescente, viene aggiunto cloruro di zinco. In alternativa alla ninidrina, può essere impiegato il composto 1,8-diazofluoren-9-one, conosciuto come DFO, che produce composti altamente fluorescenti.

Un altro metodo chimico consiste nell’utilizzo di cianoacrilati, che, reagendo con il residuo acquoso presente nelle impronte, creano un deposito bianco visibile. Queste metodologie chimiche sono fondamentali per il rilevamento e l’analisi delle impronte digitali in contesti investigativi.

Conclusioni

Le impronte digitali rappresentano una fonte di informazioni fondamentale per le autorità investigative. Grazie a metodi avanzati come il rilevamento chimico, è possibile individuare e analizzare in modo accurato le tracce lasciate sulle varie superfici. Questi approcci tecnologici consentono di risolvere casi criminali e di identificare in modo inequivocabile gli individui coinvolti nei vari contesti investigativi.

Etene: sintesi, reazioni

Fabrice Deseaux

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24 Dicembre 2023

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L’importanza dell’etene nella chimica e nelle applicazioni industriali

L’etene, conosciuto anche come etilene, rappresenta il composto base degli alcheni, con la formula CH₂=CH₂. Essendo una molecola non polare, si presenta come un gas incolore con un leggero odore dolciastro. A temperatura ambiente e pressione atmosferica, l’etene risulta solubile in solventi non polari e poco solubile in acqua.

Sintesi e produzione dell’etene

Industrialmente, l’etene viene principalmente ottenuto attraverso il cracking termico del gas naturale o di idrocarburi superiori. Una delle reazioni chiave per la sua produzione è la trasformazione dell’etano in etene, attraverso un processo endotermico che richiede un apporto di calore. La regolazione della pressione è fondamentale per favorire la formazione dei prodotti desiderati.

Applicazioni e reazioni dell’etene

L’etene gioca un ruolo cruciale come fitormone nella regolazione della maturazione dei frutti e nella senescenza delle piante. Dal punto di vista chimico, l’etene è noto per la sua elevata reattività, grazie al suo doppio legame carbonio-carbonio. Le principali reazioni includono l’addizione di alogeni, di acido alogenidrico e di acqua in ambiente acido, oltre all’idrogenazione catalitica, la combustione e l’ossidazione parziale.

L’applicazione principale dell’etene è come monomero per la produzione di polietilene, un processo di polimerizzazione che coinvolge la combinazione di molteplici molecole di etene. Inoltre, l’etene è coinvolto nella reazione di ossidazione ad acetaldeide, che avviene in presenza di acqua e cloruro di palladio.

Conclusioni

In conclusione, l’etene rappresenta una molecola con svariate applicazioni nell’industria chimica e nell’ambito agricolo. Grazie alla sua versatilità e alle molteplici reazioni di cui è capace, l’etene rimane un composto di fondamentale importanza per diversi settori, dimostrandosi un elemento chiave nelle applicazioni industriali e chimiche moderne.

Rodio: storia, proprietà, composti, usi

Fabrice Deseaux

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24 Dicembre 2023

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Il Rodio: una panoramica sul suo utilizzo e le sue proprietà

Il Rodio è un elemento classificato come metallo di transizione, facente parte del Gruppo 9 e situato nel 5° Periodo della Tavola Periodica degli Elementi, con configurazione elettronica [Kr] 4d^8 5s^1.

Storia

La scoperta del Rodio risale al lontano 1803, quando il chimico britannico William Hyde Wollaston lo individuò durante lo studio di una lega di platino proveniente dal Perù. Grazie alla segnalazione di Hippolyte-Victor Collet-Descotils, Wollaston si mise alla ricerca di un nuovo elemento presente in questa lega, fino a individuarlo. Il nome “Rodio” fu scelto per via del suo colore rosso nelle soluzioni contenenti i suoi sali. Questo metallo fa parte del gruppo del platino, insieme al rutenio, palladio, osmio, iridio e platino, con i quali condivide proprietà fisiche e chimiche simili.

Proprietà

Il Rodio è noto per la sua elevata riflettività, che gli conferisce un colore bianco-argenteo, insieme alla sua scarsa reattività agli acidi. Presenta diversi numeri di ossidazione, tra cui i più comuni sono 2, 3 e 4. Va sottolineato che è uno degli elementi meno abbondanti sulla crosta terrestre e si trova principalmente in minerali contenenti platino.

Composti

Tra i composti più significativi di Rodio si annoverano il tricloruro di rodio, l’ossido di rodio (III), l’ossido di rodio (IV), il fluoruro di rodio (VI) e il nitrato di rodio (III). Questi composti sono ampiamente impiegati come precursori di numerose reazioni chimiche e come catalizzatori in molte reazioni.

Usi

Il Rodio trova applicazione nella produzione di leghe con altri metalli come platino, palladio e iridio, utilizzate per resistori, termocoppie, gioielleria e nell’industria vetraria. Inoltre, viene impiegato come materiale per contatti elettrici grazie alla sua bassa resistenza e elevata resistenza alla corrosione. Un altro impiego significativo del Rodio è come catalizzatore nelle marmitte catalitiche dei sistemi di scarico delle automobili.

In conclusione, il Rodio si rivela un elemento versatile con una vasta gamma di utilizzi, che vanno dalla gioielleria all’industria automobilistica, confermando la sua importanza nel panorama metallurgico e chimico.

Autoionizzazione dell’acqua: costanti di equilibrio a varie temperature

Fabrice Deseaux

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24 Dicembre 2023

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Autoionizzazione dell’acqua: costanti di equilibrio a varie temperature

Costanti di equilibrio e variazioni di temperatura nell’autoionizzazione dell’acqua

L’autoionizzazione dell’acqua è un processo fondamentale in chimica che porta alla formazione degli ioni H3O+ e OH-. Questa reazione è bilanciata e rappresentata dall’equilibrio 2 H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + OH-(aq), dove una molecola di acqua funge da acido e l’altra da base.

La costante di equilibrio per questo processo è chiamata Kw e ha un valore di 1.00 ∙ 10^-14 a 25°C. A questa temperatura, il pH e il pOH dell’acqua pura sono entrambi uguali a 7.00 poiché [H3O+]=[OH-].

Tuttavia, la costante di equilibrio Kw varia al variare della temperatura. Con il cambiare dei valori di temperatura, il Kw cambia, come evidenziato nella tabella seguente:

– 0 °C: 1.14 ∙ 10^-15
– 10 °C: 2.93 ∙ 10^-15
– 20 °C: 6.81 ∙ 10^-15
– 25 °C: 1.00 ∙ 10^-14
– 30 °C: 1.47 ∙ 10^-14
– 40 °C: 2.92 ∙ 10^-14
– 50 °C: 5.48 ∙ 10^-14
– 100 °C: 5.13 ∙ 10^-13

Ad esempio, a 100 °C, il valore di Kw è 5.13 ∙ 10^-13. Di conseguenza, la concentrazione di [H3O+] = [OH-] è di 7.16 ∙ 10^-7 M e il pH dell’acqua è di 6.14.

La variazione della costante di equilibrio con la temperatura è un fenomeno importante da considerare in applicazioni chimiche e fisiche che coinvolgono l’acqua e le sue proprietà di ionizzazione.

Sali di acidi poliprotici: pH, esercizi svolti

Fabrice Deseaux

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24 Dicembre 2023

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Sali di acidi poliprotici: pH, esercizi svolti

Come calcolare il pH di una soluzione di sali di acidi poliprotici

I sali degli acidi poliprotici sono composti che derivano dall’acido per la sostituzione di uno o più atomi di idrogeno con un metallo e che subiscono idrolisi. Tra gli esempi più comuni di sali di acidi poliprotici possiamo citare il bicarbonato di sodio (NaHCO3), il solfito di potassio (K2SO3) e l’ossalato di calcio (CaC2O4).

Un esercizio pratico per calcolare il pH di una soluzione di sali è rappresentato dalla soluzione di Na3PO4. In questo caso, il tetraossofosfato (V) di sodio si dissolve in acqua separandosi in 3 ioni Na+ e PO43-. L’equilibrio di idrolisi dell’ione tetraossofosfato (V) è rappresentato da PO43- + H2O ⇌ HPO42- + OH- e la costante di idrolisi K_b3 è pari a 0.021. Risolvendo l’equazione relativa, si ottiene un pH di 12.7 per questa soluzione.

Un altro esercizio pratico riguarda il calcolo del pH di una soluzione di Na2HPO4. In questo caso, l’ione idrogenofosfato può svolgere sia il ruolo di acido di Brønsted e Lowry che di base di Brønsted e Lowry. La costante di equilibrio K_b2 è di 1.6 ∙ 10-7 e il pH della soluzione risulta essere di 10.3.

Infine, per calcolare il pH di una soluzione di NaH2PO4 si considera che l’ione diidrogenofosfato può agire sia come acido di Brønsted e Lowry sia come base di Brønsted e Lowry. La costante di equilibrio per questo caso è di 1.3 ∙ 10-12 e si ottiene un pH di 4.0 per la soluzione.

In conclusione, il calcolo del pH di una soluzione di sali di acidi poliprotici può essere affrontato conoscendo le costanti di equilibrio dei processi di idrolisi e seguendo le appropriate equazioni e formule chimiche corrispondenti.