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Titolo: Un piccolo aiuto..

Salve a tutti, purtroppo la mia domanda è da vera imbranata, ma ho passato 
gli ultimi giorni a cercare questa "bischerata", ma niente.. Devo dare un 
esame di chimica, niente cose particolarmente preoccupanti, tranne esercizi 
insistenti sull'acidità e la basicità di alcuni composti..Io vado tranquilla 
e liscia come l'olio, finchè non mi si presentano i sali. Purtroppo non 
riesco a capire come si fa a distinguere la basicità e l'acidità dei sali. E 
sui libri non è spiegata per niente questa cosa, almeno non così nettamente. 
E lo stesso problema lo riscontro quando entrano in mezzo composti 
organici.. Sarà una mia avversione agl'acidi e basi?? .-) Scherzi a parte, 
sono infinitamente grata a chiunque sia così gentile da darmi una mano...!
Elisa 

FraDani ha scritto:

Per trovare informazioni sull'acidità e basicità dei sali, la parola
chiave che devi usare nelle ricerche è "idrolisi". È molto probabile
che sul web troverai molto sull'argomento. Ti do comunque qualche
spunto.
I sali possono essere visti come composti ionici, ossia costituiti da
specie chimiche di carica elettrica positiva (cationi) e da specie
chimiche di carica elettrica negativa (anioni) impaccati in reticoli in
proporzioni tali da rendere neutro il composto. Per esempio il cloruro
di sodio ha un reticolo cristallino in cui vi è una uguale quantità
di cationi Na+ e anioni Cl-. Quando un sale si dissolve in acqua il
reticolo collassa (in misura più o meno grande a seconda della
solubilità del sale) e in soluzione saranno presenti gli ioni
saolvatati dalle molecole d'acqua; per esempio per NaCl si potrà
scrivere
NaCl(s) + H2O -> Na+(aq) + Cl-(aq)
Reazioni di dissoluzione analoghe possono essere scritte per molti
altri sali
KHSO4(s) + H2O -> K+(aq) + HSO4-(aq)
Na2CO3(s) + H2O -> 2Na+(aq) + CO3(2-)(aq)
NH4NO3(s) + H2O -> NH4+(aq) + NO3-(aq)
CH3COONa(s) + H2O -> Na+(aq) + CH3COO-(aq)
e così via
a questo punto puoi considerare separatamente le caratteristiche
acido-base degli ioni che trovi in soluzione. Nel caso di NaCl, sia lo
ione sodio che quello cloruro hanno scarsissima influenza sul pH. Per
KHSO4, lo ione K+, analogamente a Na+, non ha particolare influenza
sull'acidità della soluzione, mentre l'anione HSO4- è un acido
relativamente forte, la sua Ka è di circa 10^-2; se la concentrazione
del sale nella soluzione è C, avrai quindi una concentrazione C di un
acido con Ka 10^-2.
Na2CO3 è un sale che dà idrolisi basica, Na+ non ha influenza
apprezzabile, mentre CO3(2-) è la base coniugata di un acido molto
debole (HCO3-) quindi si instaurerà l'equilibrio
CO3(2-)(aq) + H2O <-> HCO3-(aq) + OH-(aq)
che renderà basica la soluzione.
NH4NO3 si dissolve nell'acido coniugato di una base debole (ione
ammonio acido coniugato dell'ammoniaca) e nella base coniugata di un
acido forte (nitrato base coniugata dell'acido nitrico); NH4+ ha quindi
carattere acido, mentre NO3- non ha apprezzabile effetto sul pH di una
soluzione acquosa. L'equilibrio che dovrai considerare sarà dunque
NH4+(aq) + H2O <-> NH3(aq) + H3O+(aq)
CH3COONa si dissolve in un catione, Na+, che non ha effetto sul pH e in
un anione, l'acetato, che è la base coniugata di un acido debole,
quindi ha carattere basico. L'equilibrio da considerare sarà
CH3COO-(aq) + H2O <-> CH3COOH(aq) + OH-(aq)
Dal punto di vista quantitativo, se conosci la costante di
dissociazione acida dell'acido acetico
CH3COOH(aq) + H2O <-> CH3COO-(aq) + H3O+(aq)     Ka = 1,8×10^-5
puoi trovare la costante di equilibrio di idrolisi dell'acetato
combinanandola con l'autodissociazione dell'acqua
2H2O <-> H3O+(aq) + OH-(aq)   Kw = 10^-14
riarrangiandole si ottiene
CH3COO-(aq) + H3O+(aq) <-> CH3COOH(aq) + H2O     K = 1/Ka
2H2O <-> H3O+(aq) + OH-(aq)   Kw = 10^-14
__________________________________________________________________
CH3COO-(aq) + H2O <-> CH3COOH(aq) + OH-(aq)   K = Kw/Ka = 5.6×10^-10
quindi avrai a che fare con una base con costante di dissociazione
basica Kb uguale a 5.6×10^-10.
Anche per tutti i casi sopra esposti si può seguire il medesimo
procedimento. In generale si avrà che per la base coniugata di un
acido debole, la costante di dissociazione basica sarà uguale a Kw/Ka
(dove Ka è la costante di dissociazione acida dell'acido coniugato);
per l'acido coniugato di una base debole, la costante di dissociazione
acida sarà uguale a Kw/Kb (dove Kb è la costante di dissociazione
basica della base coniugata).
Nel primo esempio che ho fatto, si ha l'anione idrogenosolfato che è
la base coniugata di una acido forte (l'acido solforico), quindi come
base non vale una cippa, d'altra parte ha ancora un idrogeno acido ed
è quello che governa la sua chimica acquosa. Questo esempio è un po'
diverso dagli altri.
Il consiglio che ti do è di procurarti un libro, nelle biblioteche
univerisitarie si trovano di sicuro, in cui vi siano sia esercizi
svolti che da svolgere, e di applicarti su problemi di difficoltà
crescente. Ma non prima di aver compreso i concetti che ci stanno
dietro, i fondamenti della chimica acido-base e l'idrolisi dei sali ci
sono in tutti i testi introduttivi alla chimica (anche in quelli delle
scuole superiori), non dovresti avere alcuna difficoltà a procurarti
il materiale necessario.

FraDani ha scritto:
prova a leggerti anche una mia dispensa introduttiva (è per le 
scuole superiori, non per l'univ.) su :
http://www.itisacqui.it/personale/scarica.asp?id=26
il file più utile è, come dice il titolo :
Generale__pH__Formulario_Dimostrazioni_Equilibri_Acido_Base__Idrolisi_Salina_Polivalenza.PDF
e se interessano anche i tamponi :
Generale__pH__Sistemi_Tampone.PDF
a livello essenziale (immagino sufficiente per tutte le facoltà 
che non siano specificamente chimiche) dovrebbe esserci tutto.
ciao
Soviet_Mario


Grazie mille ad entrambi, la spiegazione molto efficiente e le dispense
veramente utili, grazie!
elisa