11) Acidi e basi

CAPITOLO 11
ACIDI E BASI
11.1
(a) entrambi, (b) base, (c) acido, (d) base, (e) acido, (f) base, (g) base, (h) base, (i) acido, (j)
acido.
11.3
11.5
−
(1) HCN (acido) e CN (base) e (2) CH3COO (base) e CH3COOH (acido).
(b)
(1) HCO3 (acido) e CO3
(c)
(1) H2PO4 (acido) e HPO4
(d)
(1) HClO (acido) e ClO (base) e (2) CH3NH2 (base) e CH3NH3 (acido).
(e)
(1) H2O (acido) e OH (base) e (2) CO3
(a)
Le strutture di Lewis sono
−
11.9
−
2−
−
(base) e (2) HCO3 (base) e H2CO3 (acido).
2−
+
(base) e (2) NH3 (base) e NH4 (acido).
+
−
−
-O
11.7
−
(a)
+
2−
O O
C C O H
−
(base) e HCO3 (acido).
-O
O O
C C O−
(b)
H e C2H2O4 possono solo agire da acidi, C2HO4 può agire sia da acido che da base, e
2−
C2O4 può solo agire da base.
(a)
acido di Lewis
(b)
base di Lewis
(c)
base di Lewis
(d)
acido di Lewis
(e)
base di Lewis
(f)
base di Lewis
(g)
acido di Lewis
(h)
acido di Lewis
(a)
(a) Entrambe le molecole hanno lo stesso atomo accettore (boro) ed entrambe hanno
esattamente la stessa struttura (planare trigonale). Il fluoro è più elettronegativo del cloro:
si può quindi prevedere sulla base dell’elettronegatività che il trifluoruro di boro sia più
acido del tricloruro di boro.
Brian B. Laird, Chimica Generale – Copyright © 2010 The McGraw-Hill Companies S.r.l., Publishing Group Italia
(b) poiché ha più grande carica positiva, il ferro (III) dovrebbe essere un acido di Lewis più
forte del ferro (II).
11.11
No. Il pH dipende dall’attività degli ioni H+, che per le soluzioni acquose, dipende
dall’autoionizzazione dell’acqua. La costante di autoionizzazione dell’acqua (Kw) è dipendente
dalla temperatura. A temperature più elevate, Kw diventa più grande, così come la
concentrazione di ioni idrogeno (e quindi l’attività degli ioni idrogeno) dell’acqua neutra.
Pertanto, il pH dell’acqua neutra diminuisce all’aumento della temperatura. Ad esempio, il pH è
6,51 a 60 ˚C (vedi Tabella 11.2 nel testo). Se il pH e la temperatura di una soluzione sono noti,
si può determinare se si tratta di una soluzione acida o basica.
11.13
[OH-] = 7,1 x 10-12 M
11.15
(a)
pH = 3,00
(b)
pH = 13,89
11.17
+
(a) [H ] = 10
+
−2,42
[H ] = 10
(b)
−3
= 3,8 × 10
−11,21
+
−5
= 6,2 × 10
M
(c) [H ] = 10
+
−6,96
−12
+
−15,00
M
(d)
[H ] = 10
−7
= 1,1 × 10
= 1,0 × 10
M
−15
11.19
[H ] = 2,5 × 10
11.21
2,2 x 10-3 g
11.23
La soluzione 0,1 M in HNO3 ha la più alta concentrazione ionica e quindi presenterà la
maggiore deviazione dal comportamento ideale.
11.25
6,4 × 10
11.27
acido forte (b).
−9
M
M
M
acido debole (c).
acido molto debole (d).
11.29
(a)
(d)
(g)
acido forte,
acido debole,
acido forte,
(b)
(e)
(h)
acido debole,
acido debole,
acido debole,
11.31
(a) falsa
11.33
Verso sinistra.
11.35
K = 5,2 x 10-5
11.37
Perché le costanti di equilibrio dipendono dalla temperatura.
(b) falsa
(c)
(f)
(i)
acido forte (primo stadio di ionizzazione),
acido debole,
acido debole.
(c) vera
(d) falsa
−3
11.39 pH ≈ −log(2,5 × 10 ) = 2,60
11.41
K = 4,0 x 10-11
Brian B. Laird, Chimica Generale – Copyright © 2010 The McGraw-Hill Companies S.r.l., Publishing Group Italia
11.43
(a) 1,8 %; (b) 43 %.
11.45
Ka = 9,2 x 10-4
11.47
(a) pH = 11,11; (b) pH = 8,96.
11.49
[NH3] = 0,15 M
11.51
L’acido fosforico è un acido debole ( K a = 7,5 × 10–3) e le sue costanti di ionizzazione
1
diminuiscono sensibilmente per il secondo ( K a = 6,2 × 10–8) e terzo stadio ( K a = 4,8 × 10–13)
2
3
(vedi Tabella 11.6 nel testo). Per cui, in una soluzione contenente acido fosforico, la
concentrazione di acido indissociato (H3PO4) è la più alta, e le uniche altre specie presenti in
concentrazioni significative sono gli ioni H+ e H2PO4-. H3PO4 agisce come un acido di
Brønsted, H2PO4- può agire sia come un acido o come una base di Brønsted.
−
+
−4
11.53
[H ] = [HCO3 ] = 1,0 × 10
11.55
pH = 6,6
11.57
pH = 2,89
11.59
(a) H2SO4 > H2SeO4
2−
M e [CO3 ] = 4,8 × 10
−11
M
(b) H3PO4 > H3AsO4
11.61
−
−
−
Le basi coniugate sono C6H5O per il fenolo e CH3O per il metanolo. Il C6H5O è
stabilizzato per risonanza:
O
O−
O
O
−
−
−
−
Il CH3O non ha alcun tipo di stabilizzazione di risonanza. Una base coniugata più stabile
significa un aumento della forza dell’acido.
11.63
(a) neutra; (b) basica; (c) acida; (d) acida.
11.65
HZ < HY < HX
11.67
pH = 4,82
11.69
basica
11.71
(a)
11.73
Reazione acido-base di Lewis.
Al2O3 < BaO < K2O
(b)
CrO3 < Cr2O3 < CrO
Brian B. Laird, Chimica Generale – Copyright © 2010 The McGraw-Hill Companies S.r.l., Publishing Group Italia
11.75
V(CO2) = 0,107 L
11.77
No, si tratta di un acido debole.
11.79
La reazione di un acido debole con una base forte arriva a compimento con la formazione di
acqua. Indipendentemente dal fatto che la base forte reagisca con un acido forte monoprotico o
un acido debole monoprotico, lo stesso numero di moli di acido dovrà reagire con lo stesso
numero di moli di base. Quindi il volume di base necessario per reagire con soluzioni acide alla
stessa concentrazione di acido (sia forte che debole) sarà lo stesso.
11.81
Alti stati di ossidazione portano a composti covalenti e bassi stati di ossidazione portano a
composti ionici. Pertanto, CrO è ionico e basico e CrO3 è covalente e acido.
11.83
K = 1,7 x 1010
−
H
base1
11.85
+
H2O
acido2
→
−
+
OH
base2
H2
acido1
L’acqua agisce come un acido di Brønsted perché dona uno ione idrogeno (H+). Lo ione idruro
(H-) agisce come una base di Brønsted perché accetta ioni idrogeno (H+)
11.87
pH = 7,00
11.89
NH3
11.91
(a) pD = 7,43
(b) pD < 7,43
(c) pD + pOD = 14,87
11.93
(a)
(f)
HNO2
(b)
−
2−
HCO3 e CO3
11.95
(a)
La struttura di Lewis di H3O è:
HF
BF3
(c)
(d)
NH3
(e)
H2SO3
+
+
H
O
H
H
Si noti che questa struttura è molto simile alla struttura di Lewis di NH3. La geometria è
piramidale trigonale.
(b)
11.97
H4O2+ non esiste, poiché H3O+, carico positivamente, non ha nessuna tendenza ad accettare
lo ione positivo H+. H4O2+, se esistesse, presenterebbe geometria tetraedrica.
Le equazioni sono:
Cl2(g) + H2O(l)
HCl(aq) + HClO(aq)
HCl(aq) + AgNO3(aq)
AgCl(s) + HNO3(aq)
−
In presenza di ioni OH , la prima equazione è spostata a destra:
+
H (da HCl) + OH
−
⎯⎯
→ H2O
Brian B. Laird, Chimica Generale – Copyright © 2010 The McGraw-Hill Companies S.r.l., Publishing Group Italia
Pertanto, la concentrazione di HClO aumenta. L’azione sbiancante è dovuta agli ioni ClO-.
11.99
Le concentrazioni all’equilibrio sono:
−
+
[H ] = [H2PO4 ] = 0,0239 M
[H3PO4] = 0,076 M
2−
[HPO4 ] = 6,2 × 10
3−
[PO4 ] = 1,2 × 10
−8
−18
M
M
11.101 Le concentrazioni all’equilibrio sono:
+
[Na ] = 0,200 M
−
[HCO3 ] ≈ 4,6 × 10
[H2CO3] = 2,4 × 10
−
[OH ] ≈ 4,6 × 10
[H+] = 2,2 × 10
−3
−12
−3
−8
M
M
M
M
11.103 pH = 4,25
11.105 g NaCN = 6,2 x 10-1
11.107 pH = 1,000
11.109 (a) Il pH della soluzione di HA sarebbe inferiore.
(b) La conducibilità elettrica della soluzione HA sarebbe maggiore.
(c) La velocità con cui viene prodotto idrogeno da una soluzione di HA sarebbe maggiore.
11.111 Come l’anidride carbonica, il diossido di zolfo si comporta come un acido di Lewis accettando
una coppia di elettroni dall’acqua (base di Lewis). L’addotto acido-base di Lewis si riarrangia
per formare acido solforoso in modo esattamente analogo a come fa l’addotto diossido di
carbonio - acqua per formare acido carbonico (vedi pagina 535 del libro di testo).
11.113
2,7 x 10-3 g CH3NH2
11.115 (a)
−
N
(b)
11.117
11.119 (a)
−
NH2 + H2O → NH3 + OH
N
3−
+ 3H2O → NH3 + 3OH
−
3−
% ClO- = 66; % HClO = 34
→ 2FeCl3(aq) + 3H2O(l)
Fe2O3(s) + 6HCl(aq) ⎯⎯
Brian B. Laird, Chimica Generale – Copyright © 2010 The McGraw-Hill Companies S.r.l., Publishing Group Italia
+
3+
Fe2O3(s) + 6H (aq) ⎯⎯
→ 2Fe (aq) + 3H2O(l)
+
Dato che HCl dona lo ione H , è l’acido di Brønsted. Fe2O3 è la base di Brønsted.
Primo stadio
(b)
−
2+
−
→ Ca (aq) + HCO3 (aq) + Cl (aq)
CaCO3(s) + HCl(aq) ⎯⎯
secondo stadio
−
−
HCl(aq) + HCO3 (aq) ⎯⎯
→ CO2(g) + Cl (aq) + H2O(l)
In totale
→ CaCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g)
CaCO3(s) + 2HCl(aq) ⎯⎯
Il CaCl2 formato è solubile in acqua.
pH = −0,64
(c)
11.121 (a) Falso. Un acido di Lewis come la CO2 non è un acido di Brønsted. Non ha ioni
idrogeno da donare.
(b)
Falso. Considerare l’acido debole, NH4+. La base coniugata di questo acido è NH3, che è
una molecola neutra.
(c)
Falso. La ionizzazione percentuale di una base diminuisce all’aumentare della
concentrazione di base in soluzione.
(d) Falso. Una soluzione di fluoruro di bario è basica. Lo ione fluoruro, F-, è la base coniugata
di un acido debole. Si idrolizza per produrre ioni OH-.
11.123 Magnesio.
−
−8
11.125 pH = 1,57; in questa soluzione, [CN ] = 1,8 × 10
−
−5
In una soluzione 1,00 M di HCN, [CN ] = 2,2 × 10
M
M
−
[CN ] è maggiore in una soluzione 1,00 M di HCN rispetto alla soluzione 1,00 M HCN/1,00 M HF.
+
Secondo il principio di Le Châtelier, l’alta concentrazione [H3O ] (da HF) sposta l’equilibrio da
destra a sinistra facendo diminuire la ionizzazione di HCN. Il risultato è una minore concentrazione
−
[CN ] in presenza di HF.
Brian B. Laird, Chimica Generale – Copyright © 2010 The McGraw-Hill Companies S.r.l., Publishing Group Italia

Download Report