Chimica Today | Tutto il meglio della Chimica Online a 360° gradi

Reazione di Reimer- Tiemann- orto-formilazione del fenolo, meccanismo

Fabrice Deseaux

-

6 Dicembre 2023

Reazione di Reimer- Tiemann- orto-formilazione del fenolo, meccanismo

Reazione di Reimer-Tiemann: Meccanismo per l’orto-formilazione del fenolo

La reazione di Reimer-Tiemann è un processo impiegato per la formilazione orto del fenolo, che porta alla produzione di aldeide salicilica, conosciuta anche come 2-idrossibenzaldeide. Questa reazione rappresenta un metodo per ottenere idrossialdeidi aromatiche a partire dal fenolo. Essa avviene in presenza di cloroformio (CHCl3) e NaOH.

Il meccanismo della reazione:

La reazione inizia con la deprotonazione del cloroformio, operata dalla base, con la formazione di un elettrofilo carbocationico:
CHCl3 + OH- → -CCl3 + H2O

Successivamente, il carbanione sviluppa un’eα-eliminazione dando origine al diclorocarbene (:CCl2), un elettrofilo molto forte. L’idrossido deprotona anche il fenolo, formando l’anione fenossido:
C6H5OH + OH- → C6H5O- + H2O
L’anione fenossido è stabilizzato per risonanza e la carica negativa compare sull’ossigeno e nella posizione orto e para dell’anello benzenico.

Il diclorocarbene viene attaccato dall’anione fenossido, producendo un fenolo diclorometil sostituito. L’idrolisi basica di questo intermedio porta all’orto-idrossibenzaldeide e, in misura minore, alla para-idrossibenzaldeide.

La reazione avviene in un reattore batch, in modo discontinuo, alla temperatura di 50-60°C. Si ottengono due isomeri, l’orto e il para, in proporzioni variabili in base alla concentrazione dell’idrossido, al tipo di idrossido usato e al solvente. Data la bassa conversione tra reagenti e prodotti, il fenolo non reagito può essere raccolto e riciclato. Il prodotto della reazione viene impiegato nell’industria cosmetica e farmaceutica.

Molecolarità di una reazione: meccanismo di reazione, esempi

Fabrice Deseaux

-

6 Dicembre 2023

0

Molecolarità di una reazione: meccanismo di reazione, esempi

La Molecolarità di una Reazione: Definizione, Meccanismo e Esempi

La molecolarità di una reazione chimica rappresenta il numero di entità molecolari coinvolte in una reazione elementare, o, in altre parole, il numero di entità presenti nel complesso attivato. Durante lo studio cinetico di una reazione chimica, è essenziale determinare l’ordine della reazione, la quale non può essere dedotta dalla stechiometria della reazione stessa ma deve essere determinata sperimentalmente attraverso la variazione della concentrazione dei reagenti nel tempo.

Il meccanismo di una reazione rappresenta la successione dei processi attraverso i quali si articola la reazione stessa, portando alla formazione dei prodotti. Spesso una reazione procede attraverso una serie di stadi, come nel caso dell’alchilazione del benzene, che avviene attraverso una sequenza di stadi. Nonostante i prodotti intermedi non siano direttamente rivelabili, la loro esistenza viene supposta in base alla legge cinetica dedotta sperimentalmente.

La molecolarità di una reazione elementare è definita come il numero minimo di molecole, atomi, ioni o radicali presenti nei reagenti che prendono parte alla stessa. In generale, la molecolarità di una reazione semplice è data dalla somma del numero di molecole reagenti coinvolte nell’equazione bilanciata, mentre nel caso di una reazione a stadi, la molecolarità si riferisce ad ogni singolo stadio.

Alcuni esempi di reazioni illustrano la molecolarità: la decomposizione del nitrito di ammonio rappresenta una reazione unimolecolare, l’ossidazione del monossido di azoto ad opera dell’ozono rappresenta una reazione bimolecolare, mentre la formazione di biossido di azoto a partire da azoto e ossigeno rappresenta una reazione trimolecolare. In realtà, anche in caso di reazioni con una molecolarità apparentemente superiore a 3, queste avvengono in più stadi, ognuno con una molecolarità massima di 3.

In conclusione, la molecolarità di una reazione non può mai essere uguale a zero, essere un numero frazionario o pari a infinito, e svolge un ruolo essenziale nello studio e nella comprensione delle reazioni chimiche.

pH di una soluzione di NaHCO3: calcolo della costante di equilibrio, esercizi

Fabrice Deseaux

-

6 Dicembre 2023

0

pH di una soluzione di NaHCO3: calcolo della costante di equilibrio, esercizi

Il calcolo del pH di una soluzione di NaHCO3 può essere ottenuto considerando gli equilibri e calcolando le relative costanti. Il bicarbonato di sodio si dissocia in Na+ e HCO3- e pertanto si devono considerare gli equilibri a cui va incontro lo ione idrogeno carbonato.

Lo ione HCO3- partecipa a due equilibri: Nel primo equilibrio lo ione si comporta da acido: HCO3- + H2O ⇌ CO32- + H3O+ e la costante relativa a tale equilibrio è pari alla Ka2. Mentre nel secondo equilibrio, lo ione si comporta da base: HCO3- + H2O ⇌ H2CO3+ OH-. La costante relativa a questo equilibrio vale K = [H2CO3][ OH-]/[ HCO3-].

Moltiplicando numeratore e denominatore per [H3O+] si ha: K = [H2CO3][ OH-] [H3O+] /[ HCO3-][H3O+]. Essendo [ OH-] [H3O+] = Kw, si ha K = [H2CO3]Kw /[ HCO3-][H3O+].

Ricordando Ka1 relativa alla prima dissociazione dell’acido carbonico: H2CO3 + H2O ⇌ HCO3- + H3O+, è data dall’espressione Ka1 = [HCO3-][ H3O+]/[ H2CO3].

La costante K viene indicata con Kb2, pertanto Kb2 = Kw/Ka1.

Calcolo delle costanti di equilibrio: In definitiva gli equilibri e le relative costanti sono: HCO3- + H2O ⇌ CO32- + H3O+ (1) e HCO3- + H2O ⇌ H2CO3+ OH- (2).

Per avere un’indicazione se una soluzione di NaHCO3 è acida o basica si valutano numericamente e se, come avviene in questo caso, Kb2 è maggiore di Ka2, la soluzione è basica. È quindi il valore relativo delle due costanti di dissociazione dell’acido debole H2CO3 il fattore che determina il pH della soluzione.

Sommiamo l’equilibrio (1) e l’equilibrio (2): 2 HCO3- ⇌ CO32- + H2CO3. La costante relativa a questo equilibrio è data da: K = [CO32-][ H2CO3] /[ HCO3-]2. Moltiplichiamo numeratore e denominatore per [H3O+] e raggruppando abbiamo: K = {[CO32-][H3O+] /[ HCO3-] } { [ H2CO3][H3O+] / [HCO3-]} = Ka2/Ka1 = 5.61 ∙ 10-11/4.30 ∙ 10-7 = 1.30 ∙ 10-4.

Calcolare il pH di una soluzione di NaHCO3 avendo concentrazione 0.100 M è possibile tramite l’uso della I.C.E. chart e l’espressione della costante K. Con i calcoli si otterrà un pH di 8.31.

In conclusione, calcolare il pH di una soluzione di NaHCO3 richiede la valutazione degli equilibri e il calcolo delle costanti, il cui rapporto determina se la soluzione è acida o basica. Mediante calcoli e l’impiego delle costanti, è possibile trovare il pH di una specifica soluzione di NaHCO3.

Non metalli: capacità ossidanti, reazioni

Fabrice Deseaux

-

6 Dicembre 2023

0

Non metalli: capacità ossidanti, reazioni

I non metalli e le loro capacità ossidanti e reattività

I non metalli si comportano da ossidanti poiché hanno la tendenza ad acquistare elettroni, e il loro potere ossidante aumenta all’aumentare dell’elettronegatività.

Il fluoro è l’elemento più forte ossidante tra gli alogeni, mentre il cloro e il bromo si comportano da ossidanti. Gli alogenuri possono essere ossidati da agenti ossidanti come KMnO4 e K2Cr2O7. Inoltre, i non metalli esibiscono il loro numero di ossidazione più basso nella forma protonata.

I non metalli possono essere suddivisi in due categorie: quelli con un’elettronegatività maggiore di 2.8 e quelli con un’elettronegatività compresa tra 1.9 e 2.8. Mentre i primi sono ottimi agenti ossidanti, i secondi vengono raramente usati come ossidanti.

Partecipano a reazioni di sintesi: reagiscono con i metalli per formare composti ionici e possono reagire anche con non metalli più reattivi formando composti covalenti.

Alcuni ossidi di non metalli possono decomporsi per riscaldamento in una reazione di ossidoriduzione. Queste proprietà rendono i non metalli fondamentali in diversi processi chimici.

Regole di selezione: molecole simmetriche, molecole lineari

Fabrice Deseaux

-

6 Dicembre 2023

0

Regole di selezione: molecole simmetriche, molecole lineari

Regole di selezione per lo spettroscopia molecolare: molecole simmetriche e molecole lineari

Le regole di selezione per la spettroscopia molecolare sono condizioni che devono essere soddisfatte dagli stati iniziale e finale di un sistema affinché si possa verificare una transizione energetica. Queste regole forniscono istruzioni sulle transizioni consentite e sulle linee che possono essere osservate in uno spettro.

Secondo la meccanica classica, una molecola deve avere un dipolo oscillante a una certa frequenza per interagire con il campo elettromagnetico e assorbire o emettere un fotone di quella frequenza. Pertanto, una regola di selezione fornisce indicazioni sulle caratteristiche che una molecola deve avere per produrre uno spettro.

Ad esempio, la regola di selezione per la rotazione richiede che la molecola abbia un momento di dipolo elettrico permanente, quindi solo le molecole polari possono produrre uno spettro rotazionale.

Molecole simmetriche

Anche le molecole simmetriche come il biossido di carbonio e l’etene, e tutte le molecole biatomiche con legami omopolari, non presentano uno spettro rotazionale. Ciò è giustificato dalla meccanica classica, in cui una molecola con un dipolo elettrico permanente sembra avere un dipolo fluttuante, inducendo oscillazioni nel campo elettromagnetico circostante.

Molecole lineari

Le regole di selezione possono essere ricavate dalla quantomeccanica, in particolare per le molecole lineari in cui ΔJ = ∓1. I fotoni, non avendo massa, possiedono un momento angolare.

Momento angolare

Le transizioni spettroscopiche si basano sulla conservazione del momento angolare. Dopo l’assorbimento o l’emissione del fotone, il momento angolare totale deve essere conservato. La variazione consentita del numero quantico J, dovuta al momento angolare intrinseco del fotone, è ristretta a ∓ 1 unità per la conservazione del momento angolare. Questo implica che la transizione è possibile solo tra livelli adiacenti e che il fotone deve entrare o uscire dalla molecola in una direzione specifica.

Per i rotori sferici, si ha ΔK = 0, indicando che la variazione della componente del momento angolare rispetto all’asse è nulla.

In conclusione, le regole di selezione per la spettroscopia molecolare sono fondamentali per comprendere le transizioni energetiche e le linee spettrali osservabili, e si basano su concetti della meccanica classica e quantomeccanica.

Reagenti di Gilman: sintesi, reazioni

Fabrice Deseaux

-

6 Dicembre 2023

0

Sintesi e reazioni dei reagenti di Gilman

I reagenti di Gilman, composti organo-rame con formula R2CuLi, in cui R rappresenta un gruppo alchilico o arilico, possono essere sintetizzati tramite la reazione di un composto alchillitio con ioduro di rame (I) in dietiletere o tetraidrofurano.

Ad esempio, la reazione tra il litio dimetilrame e l’1-iododecano condotta a 0°C in dietiletere dà con una resa del 90% il n-undecano.

I reagenti di Gilman reagiscono con gli alogenuri alchilici (cloruri, bromuri e ioduri) per dare composti in cui l’alogeno è sostituito dal gruppo R, consentendo così la formazione di nuovi legami C-C con un maggior numero di atomi di carbonio rispetto all’alogenuro alchilico di partenza.

La reazione tra un reattivo di Gilman e un alogenuro alchilico primario dà luogo a reazioni competitive con formazione di altri prodotti di reazione indesiderati, in cui la reattività dell’alogenuro alchilico segue l’ordine I > Br > Cl.

Inoltre, i reagenti di Gilman reagiscono con composti carbonilici α,β insaturi per dare un composto con un gruppo alchilico in posizione β, con alogenuri acilici per formare chetoni e con gli α-alochetoni per ottenere chetoni alchilati.

Acido citrico: proprietà, sintesi, usi

Fabrice Deseaux

-

6 Dicembre 2023

0

Acido citrico: caratteristiche, produzione e impieghi

L’acido citrico rappresenta un acido tricarbossilico organico presente in molte piante e tessuti animali. Nel campo della chimica biologica, il suo prodotto coniugato, il citrato, svolge un ruolo chiave nel ciclo dell’acido citrico, coinvolto nel metabolismo degli organismi aerobici.

Proprietà dell’acido citrico

Con la formula C6H8O7, l’acido citrico è conosciuto anche come acido 3-carbossi-3-idrossi-1,5-pentandioico secondo la nomenclatura IUPAC. Si tratta di un acido debole caratterizzato da costanti di equilibrio K_a1 = 7.1 ∙ 10^-4, K_a2 = 1.7 ∙ 10^-5 e K_a3 = 6.4 ∙ 10^-6. È presente in agrumi come limoni, arance, ribes nero, nonché in varie frutta e verdura.

Sintesi dell’acido citrico

La produzione di acido citrico avviene tramite il trattamento del succo di limone con l’idrossido di calcio, ottenendo così il citrato di calcio. Tale composto viene isolato e successivamente trattato con acido solforico diluito per ottenere nuovamente l’acido citrico. Un metodo alternativo di produzione impiega la fermentazione della canna da zucchero in presenza di Aspergillus niger.

Usi dell’acido citrico

L’acido citrico ha molteplici utilizzi. Viene impiegato come acidificante, aromatizzante, agente chelante e conservante in alimenti e bevande. Le sue proprietà antiossidanti lo rendono utile nell’industria cosmetica, per contrastare i radicali liberi e minimizzare le macchie scure sulla pelle. Inoltre, l’acido citrico viene utilizzato per la cristallizzazione degli zuccheri nei gelati e nelle caramelle, nonché nella produzione di disinfettanti, fertilizzanti e medicinali, spesso combinato con bicarbonato di sodio.

In conclusione, pur offrendo svariati benefici, è importante ricordare che l’assunzione incontrollata o eccessiva di acido citrico può provocare effetti collaterali indesiderati.

Spintronica: dispositivi, vantaggi

Fabrice Deseaux

-

6 Dicembre 2023

0

La Spintronica e i Suoi Dispositivi Innovativi

La spintronica è un campo emergente nell’ambito dei dispositivi nanoelettronici. Questa nuova tecnologia sfrutta lo spin intrinseco degli elettroni per creare dispositivi con nuove funzionalità e prestazioni superiori. Lo spin, che è una forma intrinseca del momento angolare trasportato dalle particelle elementari, è uno degli elementi chiave della spintronica.

Nella meccanica quantistica, lo spin è uno dei due tipi di momento angolare, essendo l’altro il momento angolare orbitale. Quest’ultimo si verifica quando una particella esegue una traiettoria di rotazione o torsione, come nel caso di un elettrone che orbita attorno a un nucleo. Allo stesso modo in cui i pianeti possono ruotare in senso orario o antiorario, lo spin dell’elettrone può essere considerato in senso orario o antiorario.

I vantaggi dei dispositivi spintronici includono una maggiore velocità nell’elaborazione dei dati e una maggiore densità di transistor rispetto ai dispositivi convenzionali. Questi dispositivi si basano sul controllo della carica elettrica e consentono la generazione, la manipolazione e il rilevamento di correnti elettriche spin-polarizzate, rendendo possibili nuove classi di sensori e dispositivi logici.

Nella spintronica, le eterostrutture magnetiche o multistrato sono particolarmente importanti. Questi strati sottili separati da un conduttore non magnetico o da strati isolanti presentano variazioni enormi della conduttanza quando è modificato l’orientamento magnetico.

I dispositivi spintropici seguono un preciso schema: le informazioni sono memorizzate in spin come un orientamento particolare di spin (su o giù), gli spin essendo uniti a elettroni mobili portano l’informazione e infine l’informazione è letta. Grazie alla capacità di conservare l’orientamento dello spin degli elettroni di conduzione per un tempo relativamente lungo, i dispositivi spintronici sono particolarmente adatti per le applicazioni di memorizzazione della memoria e per sensori magnetici.

Dialogenuri alchilici: reazioni

Fabrice Deseaux

-

6 Dicembre 2023

0

Dialogenuri alchilici e le loro reazioni

I dialogenuri alchilici sono dei composti organici in cui sono presenti due atomi di alogeno in sostituzione di due atomi di idrogeno. La loro formula generale è CnH2nX2. A seconda della disposizione degli atomi di alogeno nella molecola si distinguono in dialogenuri geminali, vicinali e alogeni separati da almeno 4 atomi di carbonio.

Reazioni dei dialogenuri alchilici

Le reazioni che coinvolgono i dialogenuri alchilici variano a seconda della disposizione degli alogeni nella molecola e della presenza di metalli riducenti.

Nel caso dei dialogenuri geminali, come ad esempio l’1,1-diiodiometano, si ottiene un carbenoide noto come reagente di Simmons-Smith tramite la seguente reazione: CH2I2 + Zn → IZnCH2I.

Nei dialogenuri vicinali avviene una reazione di eliminazione con formazione di un doppio legame: CH3CH2CHBrCH2Br + Zn → CH3CH2CH=CH2 + ZnBr2.

Se i due atomi di alogeno sono separati da almeno 4 atomi di carbonio si forma un composto organometallico: BrCH2CH2CH2CH2CH2Br + 2 Mg → BrMgCH2CH2CH2CH2CH2MgBr.

Trattamento con basi forti

Il trattamento dei dialogenuri vicinali o geminali con basi forti provoca eliminazione con conseguente formazione di acetileni. Gli acetileni non terminali isomerizzano ad acetileni terminali per azione delle basi forti. Pertanto, la sintesi diretta per eliminazione è generalmente ristretta ai tipi di molecole che hanno il triplo legame terminale ovvero a quelle strutture in cui un nuovo riordinamento molecolare è bloccato da un gruppo fenilico o vinilico.

Esempi di reazioni

1) Da alogenuro geminale: CH3CH2CH2CCl2CH3 + 3 NaNH2 → CH3CH2CH2C≡ C^-Na^+ + 2 NaCl + 2 NH3.
2) Da alogenuro vicinale: C6H5CHBrCH2Br + NaNH2 + H3O+ → C6H5C≡ CH, CH3CH2CH2C≡ C^-Na^+ + H3O+ → CH3CH2CH2C≡ CH.

Nel corso della formazione di un alchino si verificano due reazioni di eliminazione consecutive che portano alla formazione di due legami π; sia i dialogenuri geminali che vicinali danno lo stesso prodotto di reazione. Durante la prima eliminazione si forma un alogenuro vinilico: BrCH2CH2Br + NaNH2 → BrCH=CH2. Mentre durante la seconda reazione di eliminazione, l’ alogenuro vinilico reagisce con sodioammide per dare l’alchino: BrCH=CH2 + NaNH2 → CH≡CH.

Esercizi sugli acidi e le basi.

Fabrice Deseaux

-

6 Dicembre 2023

0

Esercizi su acidi e basi: principi e applicazioni

Esistono diversi tipi di esercizi riguardanti gli acidi e le basi, ognuno dei quali richiede approcci specifici per la risoluzione. Il calcolo del pH, ad esempio, rappresenta uno degli aspetti fondamentali in questo contesto, ma affrontare tali esercizi può incontrare difficoltà dovute all’identificazione del problema, all’analisi dei dati e all’utilizzo delle giuste equazioni.

Acidi e basi: esercizio pratico

Un esempio di esercizio riguarda un acido debole monoprotico con una massa di 0.682 g, solubilizzato in 50.0 mL di soluzione e titolato con NaOH 0.135 M. Dopo l’aggiunta di 10.6 mL di base, il pH della soluzione è pari a 5.65, mentre il punto equivalente viene raggiunto con l’aggiunta di 27.4 mL di base. Sono richiesti calcoli relativi al numero di moli di acido presenti, al peso molecolare dell’acido, alle moli di acido in eccesso a pH 5.65, alla concentrazione di H+ a pH 5.65 e al valore di Ka.

Calcolo della composizione percentuale

Un secondo esercizio coinvolge un campione contenente idrossido di potassio, carbonato di potassio e cloruro di potassio, reagiti con acido cloridrico al fine di calcolarne le percentuali attraverso le moli di CO2 ottenute e l’analisi delle reazioni.

Calcolo del pH

Infine, un altro esercizio riguarda il calcolo del pH di una soluzione di HClO 0.0500 M, noto il valore di Ka, nonché il pH di una soluzione ottenuta mescolando volumi uguali di HClO 0.050 M e NaClO 0.020 M, analizzando inoltre la formazione di una soluzione tampone.

In questi esempi pratici, l’applicazione dei principi di acidi e basi permette di affrontare in maniera concreta le varie tematiche legate a questo argomento.

Titolazione iodometrica del rame: metodica, indicatore

Fabrice Deseaux

-

6 Dicembre 2023

0

Titolazione iodometrica del rame: metodica, indicatore

Titolazione iodometrica del rame: procedura e indicatore

La titolazione iodometrica del rame si basa sull’ossidazione dello ioduro a iodio da parte degli ioni Cu²⁺ che sono ridotti a Cu⁺. Questo metodo rientra nella categoria della iodometria, una tecnica analitica quantitativa che sfrutta l’ossidazione dello ioduro a iodio per la determinazione di agenti ossidanti. La determinazione quantitativa dell’ossidante viene ottenuta tramite titolazione dello iodio con tiosolfato, impiegando la salda d’amido come indicatore.

Fasi della titolazione iodometrica

Le titolazioni iodometriche avvengono in due fasi: la prima fase consiste nella reazione dello ioduro in ambiente neutro o debolmente acido con un agente ossidante, producendo iodio. La seconda fase prevede la titolazione dello iodio liberato con una soluzione standardizzata di tiosolfato di sodio.

Specifica titolazione del rame

Nel caso specifico della titolazione del rame, si ha un’ossidazione dello ioduro a iodio da parte degli ioni Cu²⁺, che vengono ridotti a Cu⁺. La titolazione del rame avviene a un valore di pH intorno a 4-5 e richiede l’uso di un tampone ammoniaca/ammonio o acido acetico/acetato.

Indicatore

L’indicatore utilizzato è la salda d’amido, che a contatto con I₂ dà una colorazione blu. L’aggiunta dell’indicatore deve avvenire in prossimità del punto finale, quando la colorazione giallo-marrone dello iodio diventa appena visibile.

Trasformazione del rame in soluzione

Per analizzare il contenuto di rame presente in una lega, è necessario portarlo in soluzione. Il rame non si ossida in presenza di acidi forti come l’acido cloridrico, ma è possibile portarlo in soluzione utilizzando acido nitrico concentrato, che unisce l’azione acida all’azione ossidante.

La titolazione iodometrica del rame è un processo dettagliato e accurato che consente di determinare con precisione la presenza di rame in una soluzione. Utilizzando i giusti reattivi e seguendo attentamente la procedura, è possibile ottenere risultati affidabili e utili per varie applicazioni analitiche.

Idrolisi di sali. Esercizi svolti e commentati

Fabrice Deseaux

-

6 Dicembre 2023

0

Idrolisi di sali. Esercizi svolti e commentati

L’idrolisi dei sali e gli esercizi risolti

L’idrolisi dei sali, derivanti da un acido debole e una base forte o da un acido forte e una base debole, può conferire alla soluzione un pH non neutro. Ad esempio, il sale derivante da un acido forte e una base forte, come il NaCl, ha un pH neutro e gli ioni Na⁺ e Cl^– non subiscono idrolisi. Al contrario, se il sale deriva da un acido debole e una base forte, come il NaF, il pH della soluzione è basico. Mentre se il sale deriva da un acido forte e una base debole, come il NH₄Cl, il pH sarà acido.

La costante di equilibrio, detta K_a, per l’idrolisi degli ioni NH₄⁺ è data dal rapporto tra K_w (il prodotto ionico dell’acqua) e K_b (la costante basica di NH₃). Mentre per l’idrolisi degli ioni F^–, la costante K_b è il rapporto tra K_w e K_a, la costante basica di HF.

Esercizi:

Idrolisi di un sale derivante da un acido monoprotico

È richiesto di calcolare i grammi di nitrito di potassio necessari per ottenere una soluzione con pH=8.8 e volume di 1.0 L, sapendo che K_a = 7.2 ∙ 10^-4. Il nitrito di potassio KNO₂ si dissocia totalmente in K⁺ e NO₂^–. Lo ione potassio non idrolizza, mentre il nitrito idrolizza secondo l’equilibrio: NO₂^–+ H₂O ⇌ HNO₂ + OH^–.

La concentrazione di OH^– è calcolata come 6.3 ∙ 10^-6 M, da cui si deduce la massa di KNO₂ necessaria, pari a 238 g.

Idrolisi di un sale derivante da un acido diprotico

Si chiede di calcolare il pH di una soluzione di NaHC₂O₄ 0.150 M, sapendo che K_a1 = 5.40 ∙ 10^-2 e K_a2 = 5.40 ∙ 10^-5. L’ossalato di sodio si dissocia completamente in Na⁺ e HC₂O₄^–. Il primo equilibrio (da acido) è rilevante per il calcolo del pH, mentre il secondo (da base) può essere trascurato.

Sulla base di tali dati è possibile costruire un I.C.E. chart per procedere con i calcoli necessari.

In sintesi, l’idrolisi dei sali ha implicazioni dirette sulla natura del pH di una soluzione e può rappresentare un aspetto significativo nell’ambito dell’equilibrio acido-base.Titolo: Calcolo del pH di soluzioni di fosfato di sodio e soluzione tampone

Nel calcolo del pH di una soluzione di fosfato di sodio 0.20 M, otteniamo un valore di 11.5 a tre cifre significative. Per effettuare il calcolo, teniamo in considerazione le costanti di equilibrio K_a1, K_a2 e K_a3 del fosfato di sodio. La costante relativa all’equilibrio di idrolisi K_b3 è calcolata come 0.024. Dopo la risoluzione dell’equazione di 2° grado, otteniamo il valore di x che corrisponde a [OH^–] = 0.058 M e, di conseguenza, il pH della soluzione risulta essere 12.8.

Nel secondo caso, consideriamo una soluzione tampone contenente 0.135 moli di NaHSO₃ e 0.0800 moli di NaOH. Dopo la reazione di formazione di SO₃^2-, le concentrazioni di [HSO₃^–] e [SO₃^2-] risultano essere 0.550 M e 0.800 M, rispettivamente. Utilizzando l’equazione di Henderson-Hasselbalch, calcoliamo il pH della soluzione tampone e otteniamo un valore di 7.15.

Entrambi i casi illustrano l’applicazione di concetti chimici e l’identificazione delle costanti di equilibrio per calcolare il pH di soluzioni di fosfato di sodio e soluzioni tampone.