Chimica propedeutica biochimica di Giordano Perin. Un altro bel ...

Giordano Perin; chimica 8: equilibrio in soluzione
● IONI DI ALCUNI ACIDI POLIPROTICI: dopo la prima dissociazione lo ione risultante
può, a seconda che incontri un acido o una base, comportarsi in modo diverso, cioè
dissociare ulteriormente o tornare allo stato originario.
● ALCUNI IDROSSIDI: il gruppo OHᐨ dissociare come una base o comportarsi da acido se
incontra una base più forte.
● I 20 AMMINOACIDI: presentano infatti gruppi con caratteristiche molto diverse.
LA IONIZZAZIONE DELL'ACQUA: l'acqua normalmente dissocia in piccola parte secondo la
reazione:
2H₂O ⇌ H₃O ᐩ + OHᐨ
Risponde quindi alla legge delle azioni di massa, quindi mi accorgo che:
[H₃O ᐩ]*[OH ᐨ] = Kw = 1*10ᐨ¹⁴
Quindi qualsiasi reazione acido base che avvenga in un ambiente acquoso è strettamente regolata da
tale principio, i valori di ione ossonio e anione idrossido sono strettamente legai fra loro, si tratta
infatti di un EQUILIBRIO MOBILE REGOLATO DAL PRINCIPIO DI LE CHATELIER.
Capiamo quindi come l'indicazione della quantità di ioni ossonio è un buon indicatore per il livello
di acidità di una soluzione, in particolare:
[H₃O ᐩ] > 1*10ᐨ ⁷ → soluzione acida.
[H₃O ᐩ] = 1*10ᐨ ⁷ → soluzione neutra.
[H₃O ᐩ] < 1*10ᐨ ⁷ → soluzione basica.
Tale indicazione si può esprimere in modo decisamente più contratto e facile da comprendere sono
sicuramente il pH e pOH:
pH = ­log[H₃O ᐩ]
pOH = ­log[OH ᐨ]
pk = ­logk
con tali valori si ha quindi che:
pH = 7 → soluzione neutra.
pH > 7 → soluzione basica.
pH < 7 → soluzione acida.
In pratica ci sono due modi per individuare il livello di acidità o basicità di una soluzione:
INDICATORI: si tratta di sostanze che a seconda dell'ambiente con cui entrano in contatto
mutano colore; si tratta sovente di acidi deboli, che reagiscono in acqua in questo modo:
Hin + H₂O ⇌ H₃O ᐩ + inᐨ
ovviamente le due specie coniugate dell'indicatore devono avere colori diversi di modo da
poter riconoscere quale delle due sia prevalente, sostanzialmente:
colore per la soluzione acida = [Hin]/[in ᐨ] = 10/1 → un punto di pH
colore per la soluzione neutra 1/10 < [Hin]/[in ᐨ] < 10/1
colore della soluzione basica = [Hin]/[in ᐨ] = 1/10
naturalmente il punto di neutralità coincide con il punto di pK dell'acido debole utilizzato, il
punto di equilibrio, di conseguenza sappiamo che se vediamo colore intermedio la soluzione
è in condizioni di equilibrio rispetto a quell'acido, se invece vediamo il colore acido
sappiamo che il pH è maggiore della pK, se vediamo un colore basico il pH sarà minore
delle pK di almeno un punto. Definiamo il punto compreso fra pK +1 e pK­1 PUNTO DI
VIRAGGIO, punto nel quale la situazione è neutra rispetto a quell'acido.
INDICATORI UNIVERSALI: si tratta di miscele di indicatori, i più evoluti hanno una
sensibilità intorno al mezzo punto di pH.
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