Le quattro classi dei composti inorganici
Gli ossidi sono composti di un elemento con l'ossigeno, come CaO o CO₂. Gli ossidi dei metalli sono di solito basici; quelli dei non metalli sono di solito acidi; alcuni, come Al₂O₃ e ZnO, sono anfoteri (reagiscono sia con gli acidi sia con le basi).
Gli acidi liberano ioni H⁺ in acqua (HCl, H₂SO₄, HNO₃). Le basi liberano ioni OH⁻ oppure accettano H⁺ (NaOH, Ca(OH)₂, NH₃). Una base solubile in acqua si chiama alcali. I sali sono formati da uno ione metallico (o NH₄⁺) e dallo ione che resta di un acido (NaCl, CuSO₄, NH₄NO₃).
Le idee su acidi e basi da conoscere
- Arrhenius: l'acido libera H⁺ in acqua; la base libera OH⁻.
- Brønsted–Lowry: l'acido cede un protone; la base lo accetta. NH₃ è una base perché prende H⁺.
- Lewis: l'acido accetta una coppia di elettroni; la base la cede.
Come si chiamano acidi, basi e sali
- Acidi binari: radice + -idrico: HCl acido cloridrico, HBr acido bromidrico.
- Ossoacidi: più ossigeno = -ico, meno ossigeno = -oso: H₂SO₄ solforico, H₂SO₃ solforoso; HNO₃ nitrico, HNO₂ nitroso.
- Basi: idrossido di + metallo: NaOH idrossido di sodio, Fe(OH)₃ idrossido di ferro(III) (il numero romano indica la carica).
- Sali: prima si dice il nome dell'anione, poi quello del metallo, e la terminazione dell'acido cambia: -ico → -ato, -oso → -ito, -idrico → -uro. Quindi H₂SO₄ dà solfati, H₂SO₃ solfiti, HCl cloruri.
- I sali acidi hanno ancora H: NaHCO₃ idrogenocarbonato di sodio. I sali basici hanno ancora OH: Mg(OH)Cl.
Il legame tra le classi
Si può seguire un elemento attraverso le classi, come una linea di famiglia:
Metallo: Ca → CaO → Ca(OH)₂ → CaCO₃ (2Ca + O₂ → 2CaO; CaO + H₂O → Ca(OH)₂; Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃ + H₂O)
Non metallo: S → SO₂ → H₂SO₃ → Na₂SO₃
Le due linee si incontrano in un sale. I sali si formano in tanti modi: acido + base, acido + metallo, acido + ossido basico, base + ossido acido e acido + carbonato.
Introduzione alla titolazione
Una titolazione trova la concentrazione sconosciuta di una soluzione facendola reagire con una soluzione di concentrazione nota (la soluzione standard o titolante).
- Con una pipetta metti un volume esatto (per esempio 25.0 mL) dell'acido sconosciuto in una beuta. Aggiungi 2–3 gocce di indicatore.
- Riempi la buretta con la base standard. Leggi il volume iniziale sul fondo del menisco, all'altezza degli occhi.
- Aggiungi la base agitando. Verso la fine aggiungila goccia a goccia.
- Fermati al primo cambio di colore che resta: è il punto finale. Annota la lettura finale. Ripeti finché due risultati differiscono meno di 0.10 mL (risultati concordanti).
Punto di equivalenza = le moli di acido e di base corrispondono esattamente secondo l'equazione. Punto finale = quando l'indicatore cambia colore. Un buon indicatore li rende quasi uguali.
Curve di titolazione e scelta dell'indicatore
Se riporti il pH in funzione del volume di base aggiunto, ottieni una curva di titolazione a forma di S.
- Acido forte + base forte (HCl + NaOH): il pH parte vicino a 1, salta rapidamente da circa 3 a 11, equivalenza a pH 7. Vanno bene sia la fenolftaleina sia il metilarancio.
- Acido debole + base forte (CH₃COOH + NaOH): parte vicino a pH 3, ha un tratto piatto (zona tampone), equivalenza sopra 7 (circa 8.7). Si usa la fenolftaleina (vira tra 8.2 e 10). A metà equivalenza, pH = pKa.
- Acido forte + base debole (HCl + NH₃): equivalenza sotto 7 (circa 5). Si usa il metilarancio (vira tra 3.1 e 4.4).
- Debole + debole: non c'è un salto netto, quindi nessun indicatore funziona bene; si usa un pHmetro.
Regola: scegli un indicatore il cui intervallo di viraggio cade dentro il tratto ripido della curva.
Calcoli di titolazione
Moli = concentrazione (mol/L) × volume (L). Usa il rapporto dell'equazione bilanciata.
Per HCl + NaOH (1 : 1): CaVa = CbVb.
Per H₂SO₄ + 2NaOH: moli di NaOH = 2 × moli di H₂SO₄, quindi 2CaVa = CbVb.
Prima dell'equivalenza (acido forte): [H⁺] = (moli di acido rimaste) ÷ (volume totale). Dopo: [OH⁻] = (moli di base in eccesso) ÷ (volume totale), poi pH = 14 − pOH (a 25 °C).
Formule e definizioni chiave
- n = C × V (V in litri)
- Reazione 1 : 1: C₁V₁ = C₂V₂
- a·CₐVₐ = b·C_bV_b (a, b = numero di H⁺ / OH⁻ che ciascuno libera)
- pH = −log[H⁺]; pH + pOH = 14 (25 °C)
- Acido debole a metà equivalenza: pH = pKa
Esempi svolti
1. Dai il nome a: (a) HNO₂ (b) K₂SO₄ (c) Fe(OH)₂ (d) NaHCO₃.
(a) acido nitroso (meno O → -oso). (b) solfato di potassio (solforico → solfato). (c) idrossido di ferro(II). (d) idrogenocarbonato di sodio, un sale acido.
2. Scrivi la catena di trasformazioni del magnesio fino al cloruro di magnesio.
2Mg + O₂ → 2MgO; MgO + H₂O → Mg(OH)₂; Mg(OH)₂ + 2HCl → MgCl₂ + 2H₂O.
3. 25.0 mL di HCl richiedono 20.0 mL di NaOH 0.100 M. Trova [HCl].
n(NaOH) = 0.100 × 0.0200 = 0.00200 mol = n(HCl). C = 0.00200 ÷ 0.0250 = 0.0800 M.
4. 20.0 mL di H₂SO₄ sono neutralizzati da 32.0 mL di NaOH 0.250 M. Trova [H₂SO₄].
n(NaOH) = 0.250 × 0.0320 = 0.00800 mol. H₂SO₄ : NaOH = 1 : 2, quindi n(H₂SO₄) = 0.00400 mol. C = 0.00400 ÷ 0.0200 = 0.200 M.
5. 25.0 mL di HCl 0.100 M. Trova il pH dopo l'aggiunta di 20.0 mL di NaOH 0.100 M.
Acido 0.00250 mol, base 0.00200 mol. H⁺ rimasto = 0.000500 mol in 45.0 mL. [H⁺] = 0.000500 ÷ 0.0450 = 0.0111 M. pH = 1.95.
6. Stessa beuta, dopo 30.0 mL di NaOH. Trova il pH.
Base 0.00300 mol, OH⁻ in eccesso = 0.000500 mol in 55.0 mL. [OH⁻] = 0.00909 M, pOH = 2.04, pH = 11.96. Il pH è saltato da circa 2 a 12 in soli 10 mL: è il tratto ripido della curva.
Errori comuni
- Dimenticare di convertire i mL in L prima di calcolare le moli.
- Usare C₁V₁ = C₂V₂ per H₂SO₄ + NaOH: bisogna usare il rapporto 1 : 2.
- Credere che il punto di equivalenza sia sempre a pH 7. Solo acido forte + base forte dà 7.
- Leggere la buretta da sopra o da sotto la linea del menisco (errore di parallasse), oppure non sciacquare prima la buretta con il titolante.