Esercizi: Modelli e coppie coniugate

La comprensione del comportamento degli acidi e delle basi si è evoluta in modo decisivo tra la fine dell'Ottocento e l'inizio del Novecento. Considera le sostanze $\mathrm{HCl}$ e $\mathrm{NH}_3$ a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$.

1. a) Giustifica perché il cloruro di idrogeno si comporta da acido secondo la teoria di Arrhenius e secondo la teoria di Brønsted-Lowry, scrivendo l'equazione chimica corrispondente in soluzione acquosa.
2. b) Spiega con ragionamento perché un'interpretazione storica rigorosa basata solo sulla dissociazione degli idrossidi non descrive direttamente l'ammoniaca. Scrivi la sua reazione con l'acqua e spiega come il trasferimento protonico origini ioni idrossido, in accordo con la definizione acquosa ampliata di base.

Nel quadro della teoria di Brønsted-Lowry, due specie chimiche formano una coppia acido-base coniugata se sono legate dal trasferimento di esattamente un protone ($\mathrm{H}^+$), il che comporta una variazione di una unità nella loro carica elettrica netta.

1. a) Scrivi la formula molecolare o ionica della base coniugata di ciascuna delle seguenti specie chimiche acide: ione idrogenosolfato, $\mathrm{HSO}_4^-$, e ione ossonio, $\mathrm{H}_3\mathrm{O}^+$.
2. b) Scrivi la formula molecolare o ionica dell'acido coniugato corrispondente a ciascuna delle seguenti basi: ione idrogenofosfato, $\mathrm{HPO}_4^{2-}$, e metilammina, $\mathrm{CH}_3\mathrm{NH}_2$.

Si dicono sostanze anfiprotiche quelle che possono cedere o accettare protoni a seconda della specie chimica con cui reagiscono. Lo ione idrogenocarbonato, $\mathrm{HCO}_3^-$, è una specie anfiprotica di grande rilevanza in soluzione acquosa a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$.

1. a) Scrivi la reazione bilanciata in cui lo ione idrogenocarbonato agisce da acido di Brønsted-Lowry nei confronti dell'anione idrossido, $\mathrm{OH}^-$, individuando le due coppie acido-base coniugate.
2. b) Scrivi la reazione bilanciata in cui lo ione idrogenocarbonato agisce da base di Brønsted-Lowry nei confronti dello ione ossonio, $\mathrm{H}_3\mathrm{O}^+$, individuando ugualmente le due coppie coniugate.

Si preparano due soluzioni acquose indipendenti di due acidi monoprotici, $\mathrm{HA}$ e $\mathrm{HB}$, alla stessa concentrazione analitica iniziale $c_0 = 0{,}10\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ e a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$. Nello schema allegato è rappresentato un campione microscopico di volume identico per entrambi i recipienti, dove inizialmente sono state introdotte in totale $6$ molecole di acido in ciascuna soluzione. Osserva la distribuzione delle particelle all'equilibrio illustrata di seguito:

1. a) A partire dal conteggio delle specie presenti all'equilibrio (molecole non dissociate e ioni generati), determina la percentuale o grado di dissociazione di ciascun acido.
2. b) Deduci con ragionamento quale dei due acidi sia più forte, giustificando se due soluzioni che hanno esattamente la stessa concentrazione molare iniziale di soluto generino necessariamente la stessa acidità. Usa il modello ideale e trascura l'autoprotolisi dell'acqua quando tale approssimazione è valida.

Spesso si confondono i termini «forte» e «concentrato» nel descrivere una soluzione acida. Considera a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$ le due soluzioni seguenti: soluzione 1 di acido cloridrico, $\mathrm{HCl}$, con concentrazione $c_1 = 1{,}0\cdot 10^{-4}\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ (acido forte completamente ionizzato), e soluzione 2 di acido acetico, $\mathrm{CH}_3\mathrm{COOH}$, con concentrazione $c_2 = 2{,}0\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ ($K_a = 1{,}8\cdot 10^{-5}$).

1. a) Calcola la concentrazione degli ioni $\mathrm{H}_3\mathrm{O}^+$ in entrambe le soluzioni, trascurando l'autoprotolisi dell'acqua.
2. b) Classifica ciascuna soluzione in base alla sua forza acida intrinseca e alla sua concentrazione, e spiega perché la soluzione di acido debole può presentare una concentrazione di ioni $\mathrm{H}_3\mathrm{O}^+$ maggiore di quella dell'acido forte. Usa il modello ideale e trascura l'autoprotolisi dell'acqua quando tale approssimazione è valida.

Il concetto di neutralizzazione presenta interpretazioni complementari a seconda del quadro teorico utilizzato.

1. a) Descrivi la reazione di neutralizzazione in soluzione acquosa tra soluzioni di idrossido di sodio, $\mathrm{NaOH}$, e acido nitrico, $\mathrm{HNO}_3$, scrivendo l'equazione ionica netta e giustificando il processo secondo la definizione di Arrhenius.
2. b) Considera ora la reazione tra i gas ammoniaca, $\mathrm{NH}_3(\mathrm{g})$, e cloruro di idrogeno, $\mathrm{HCl}(\mathrm{g})$, per formare il solido bianco cloruro di ammonio, $\mathrm{NH}_4\mathrm{Cl}(\mathrm{s})$, in completa assenza di solvente. Stabilisci se questo processo sia una neutralizzazione secondo Arrhenius e secondo Brønsted-Lowry, indicando l'acido, la base e il protone trasferito.

A $25\,^{\circ}\mathrm{C}$, l'acido cianidrico, $\mathrm{HCN}$, ha una costante di acidità $K_a = 4{,}9\cdot 10^{-10}$, mentre l'acido fluoridrico, $\mathrm{HF}$, ha $K_a = 6{,}8\cdot 10^{-4}$. Si fa reagire fluoruro di sodio, $\mathrm{NaF}$, con acido cianidrico in soluzione acquosa omogenea.

1. a) Imposta l'equazione di trasferimento protonico secondo Brønsted-Lowry tra lo ione fluoruro, $\mathrm{F}^-$, e $\mathrm{HCN}$, individua le due coppie acido-base coniugate e deduci se la costante di questa reazione sarà maggiore o minore di uno.
2. b) Calcola il valore numerico esatto della costante di equilibrio di tale reazione a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$ e collega il risultato alla preferenza termodinamica standard, distinguendola dal verso di evoluzione di una miscela concreta, che richiede di conoscerne il quoziente di reazione. Usa il modello ideale e trascura l'autoprotolisi dell'acqua quando tale approssimazione è valida.

In laboratorio si dispone di due flaconi etichettati $\mathrm{X}$ e $\mathrm{Y}$. Si sa che uno contiene acido formico, $\mathrm{HCOOH}$ ($K_a = 1{,}8\cdot 10^{-4}$ a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$), e l'altro contiene acido ipocloroso, $\mathrm{HClO}$ ($K_a = 3{,}0\cdot 10^{-8}$ a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$). Due studenti preparano una soluzione $0{,}050\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ dal flacone $\mathrm{X}$ e un'altra $0{,}050\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ dal flacone $\mathrm{Y}$. Si misurano la conducibilità elettrica e il pH a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$, trovando che la soluzione $\mathrm{X}$ ha $\mathrm{pH} = 2{,}53$, mentre la soluzione $\mathrm{Y}$ ha $\mathrm{pH} = 4{,}41$.

1. a) Identifica con ragionamento a quale acido corrisponda ciascun flacone calcolando la costante di acidità sperimentale di ciascuno di essi.
2. b) Considerando le basi coniugate dei due acidi in soluzione acquosa alla stessa concentrazione molare, giustifica quale dei due anioni subirà un'idrolisi basica più marcata e calcola la sua costante di basicità $K_b$ a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$ sapendo che $K_w = 1{,}0\cdot 10^{-14}$. Usa il modello ideale e trascura l'autoprotolisi dell'acqua quando tale approssimazione è valida.

L'acqua pura a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$ subisce autoionizzazione secondo l'equilibrio $2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}(\mathrm{l}) \rightleftharpoons \mathrm{H}_3\mathrm{O}^+(\mathrm{aq}) + \mathrm{OH}^-(\mathrm{aq})$, con $K_w = 1{,}0\cdot 10^{-14}$ ed entalpia standard di dissociazione $\Delta H^0 > 0$.

1. a) Spiega il comportamento anfiprotico dell'acqua indicando quale funzione svolga ciascuna delle due molecole d'acqua nella reazione di autoprotolisi e specifica le due coppie acido-base coniugate generate.
2. b) Sapendo che a $60\,^{\circ}\mathrm{C}$ il prodotto ionico dell'acqua aumenta fino a $K_w = 9{,}6\cdot 10^{-14}$, giustifica mediante il principio di Le Chatelier perché tale valore aumenta, calcola il pH dell'acqua neutra a $60\,^{\circ}\mathrm{C}$ e stabilisci in modo dettagliato se l'acqua a tale temperatura sia ancora rigorosamente neutra nonostante il suo pH risulti minore di $7{,}00$. Usa il modello ideale per mettere in relazione le concentrazioni con il pH.