Mario Rippa – La Chimica di Rippa
Struttura
degli atomi e
delle molecole alla
chimica della vita
Dalla
Secondo biennio
Capitolo 18
18.1
18.2
18.3
18.4
18.5
18.6
18.7
18.8
18.9
Acidi e basi
Proprietà degli acidi e delle basi
Acidi e basi secondo Brønsted-Lowry
Coppie coniugate acido-base
Acidi e basi secondo Lewis
La ionizzazione e il prodotto ionico dell’acqua
Soluzioni acide, basiche e neutre
Il pH
Elettronegatività e comportamento acido,
basico o anfotero
Costante di dissociazione e forza di acidi e
basi
Mario Rippa – La chimica di Rippa – secondo biennio - © Italo Bovolenta editore 2012
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Capitolo 18
18.10
18.11
18.12
18.13
18.14
18.15
18.16
18.17
Acidi e basi
Calcolo del pH delle soluzioni
Elettronegatività e forza di acidi e basi
Reazioni acido-base
L’idrolisi salina
Le soluzioni tampone
Gli indicatori di pH
La titolazione acido-base
Equivalente chimico e normalità
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18.1
Proprietà degli acidi e delle basi
Acidi e basi sono tra le sostanze più comuni presenti
in natura e sono normalmente presenti nelle nostre case.
A
B
Acidi e soluzioni acide (A) e basi e soluzioni basiche (B)
sono comunemente utilizzati per la pulizia della casa e nel settore alimentare.
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18.1
Proprietà degli acidi e delle basi
Nel 1675 Boyle descrisse gli acidi come
le sostanze che:
hanno sapore aspro;
reagiscono con i metalli liberando idrogeno;
sono solventi;
danno reazione di neutralizzazione con le basi;
colorano di rosso la cartina tornasole.
Le basi invece:
sono amare;
danno reazione di neutralizzazione con gli acidi;
colorano di blu la cartina tornasole.
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18.1
Proprietà degli acidi e delle basi
Fu Arrhenius a dare una prima spiegazione
al comportamento acido e basico di alcune sostanze.
Egli osservò che gli acidi e le basi in soluzione
conducevano la corrente elettrica, perché
davano luogo alla formazione di ioni.
Secondo Arrhenius gli acidi sono sostanze
capaci di rilasciare in acqua idrogenioni H+,
mentre le basi in acqua liberano ioni idrossido OH–.
Acidi:
HCl(aq) → H+(aq) + Cl–(aq)
HNO3(aq) → H+(aq) + NO–3(aq)
Basi:
NaOH(aq) → Na+(aq) + OH–(aq)
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18.1
Proprietà degli acidi e delle basi
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18.1
Proprietà degli acidi e delle basi
Quando un acido in acqua si ionizza, lo ione H+
si lega tramite un legame dativo
all’atomo di ossigeno di una molecola di acqua.
Si forma così il catione H3O+,
chiamato ione ossonio o ione idronio.
CO2 + 2H2O ⇄ H3O+ + HCO3–
NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH–
Un acido secondo Arrhenius è una sostanza che
incrementa la concentrazione di ioni H3O+ in acqua;
una base secondo Arrhenius è una sostanza che
incrementa la concentrazione di ioni OH– in acqua.
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18.2
Acidi e basi secondo Brønsted-Lowry
Secondo la teoria di Brønsted-Lowry, un acido,
che può essere una molecola o uno ione,
rilascia un idrogenione
a condizione che possa trasferirlo a una base,
che è un’altra molecola o un altro ione.
Un acido è una specie chimica capace
di cedere un idrogenione a una base;
una base è una specie chimica in grado
di accettare un idrogenione da un acido.
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18.2
Acidi e basi secondo Brønsted-Lowry
Secondo la teoria di Brønsted-Lowry,
l’acido perclorico è un acido, in quanto è in grado
di cedere un idrogenione all’acqua.
In soluzione acquosa troviamo ioni ossonio H3O+
e ioni perclorato ClO4–.
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18.3
Coppie coniugate acido-base
Una reazione tra un acido e una base
comporta il trasferimento di un idrogenione
da una specie chimica a un’altra.
Quando un acido perde l’idrogenione
si trasforma nella sua base coniugata.
Quando la base accetta l’idrogenione
si trasforma nel suo acido coniugato.
Le due specie chimiche
che differiscono per un idrogenione
costituiscono una coppia coniugata acido-base.
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18.3
Coppie coniugate acido-base
Ogni reazione acido-base
secondo Brønsted-Lowry richiede il trasferimento
di un idrogenione da un acido a una base
e presenta due coppie coniugate acido-base.
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18.4
Acidi e basi secondo Lewis
Una definizione più generale e più ampia
di acido e base fu proposta nel 1930 da Gilbert Lewis.
Un acido di Lewis
è una specie in grado di accettare
un doppietto elettronico da una base di Lewis
per formare legame dativo.
Una base di Lewis
è una specie in grado di donare
un doppietto elettronico a un acido di Lewis
per formare un legame dativo.
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18.4
Acidi e basi secondo Lewis
I composti che si formano in queste reazioni
sono chiamati complessi
o composti di coordinazione.
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18.4
Acidi e basi secondo Lewis
Sono reazioni acido-base secondo Lewis
quella (A) dell’acido H+ con la base acqua,
quella (B) dell’acido H+ con la base ammoniaca,
quella (C) dell’acido AlCl3 con la base ammoniaca,
quella (D) del generico metallo M++ con la base acqua.
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18.4
Acidi e basi secondo Lewis
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La ionizzazione
e il prodotto ionico dell’acqua
18.5
Alcune molecole d’acqua si ionizzano cedendo
un idrogenione H+ ad altre molecole d’acqua.
Nella reazione si forma lo ione ossonio H3O+
e lo ione idrossido o ossidrilione OH–.
H2O(l) + H2O(l) ← H3O+(aq) + OH–(aq)
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17
La ionizzazione
e il prodotto ionico dell’acqua
18.5
L’acqua è un elettrolita anfotero, in quanto
si può comportare sia da acido che da base.
La reazione di ionizzazione dell’acqua è reversibile e
l’equilibrio è spostato verso sinistra.
Il prodotto delle concentrazioni dello ione ossonio
e dello ione idrossido in acqua è chiamato
prodotto ionico dell’acqua Kw
e ha il valore costante di 1,0·10–14 a 25 °C
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La ionizzazione
e il prodotto ionico dell’acqua
18.5
Nell’acqua
la concentrazione dello ione ossonio
è uguale a quella dello ione idrossido
ed è 1,0·10–7 M.
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18.6
Soluzioni acidi, basiche e neutre
Una soluzione neutra
ha la concentrazione degli ioni ossonio
uguale a quella degli ioni idrossido.
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18.6
Soluzioni acidi, basiche e neutre
Una soluzione acida contiene ioni ossonio
in concentrazione superiore agli ioni idrossido,
cioè [H3O+] è maggiore di 10–7 M.
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18.6
Soluzioni acidi, basiche e neutre
Una soluzione basica contiene ioni idrossid
in concentrazione superiore agli ioni ossonio,
cioè [OH–] è maggiore di 10–7 M.
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18.6
Soluzioni acidi, basiche e neutre
Riassumendo possiamo dire che:
in una soluzione neutra: [H3O+] = [OH–] = 1,0·10–7 M;
in una soluzione acida: [H3O+] > [OH–],
cioè [H3O+] > 10–7 M e [OH–] < 10–7 M;
in una soluzione basica: [H3O+] < [OH–], cioè
[H3O+] < 10–7 M e [OH–] > 10–7 M.
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18.7
Il pH
L’acidità e la basicità delle soluzioni non è espressa
tramite la concentrazione molare degli ioni H3O+
e degli ioni OH–, ma tramite il pH e il pOH.
Il pH di una soluzione è il logaritmo negativo
in base 10 della concentrazione dello ione ossonio,
cioè pH = –log10 [H3O+].
Il pOH di una soluzione è il logaritmo negativo
in base 10 della concentrazione dello ione idrossido,
cioè pOH = –log10 [OH–].
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18.7
Il pH
Poiché il prodotto ionico dell’acqua Kw è costante
in tutte le soluzioni, ed è uguale a 10-14,
per tutte le soluzioni i valori di pH e pOH devono
essere tali che la loro somma sia uguale a 14:
pH + pOH = pKw = 14
Una soluzione è acida se il pH è minore di 7,
neutra se il pH è uguale a 7,
basica se il pH è maggiore di 7.
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18.7
Il pH
Il pH aumenta quando la concentrazione degli ioni ossonio diminuisce;
il prodotto [H3O+]·[OH–] è sempre 1,0·10– 14;
pH + pOH = pKw = 14;
al variare di una unità di pH, le concentrazioni di ioni ossonio
e di ioni idrossido variano di 10 volte.
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18.7
Il pH
Valore del pH di alcune comuni soluzioni.
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18.7
Il pH
Per la misura rapida e diretta del pH delle soluzioni
si usa uno strumento chiamato pH-metro.
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18.8
Elettronegatività e comportamento
acido, basico o anfotero
La formula di un composto può dare indicazioni
sul comportamento acido o basico della sostanza.
Un generico composto X — O — H
si comporta da acido, da base
o da elettrolita anfotero
a seconda che X abbia, rispettivamente,
un valore alto, basso o medio
di elettronegatività.
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18.8
Elettronegatività e comportamento
acido, basico o anfotero
Se il valore di elettronegatività di X è superiore a quello dell’idrogeno,
il composto è un acido; se è inferiore è una base;
se è all’incirca uguale è un elettrolita anfotero.
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18.9
Costante di dissociazione
e forza di acidi e basi
Tutti gli acidi e le basi in soluzione si dissociano
in ioni e quindi sono elettroliti.
Possono essere, però, elettroliti forti o deboli,
cioè possono dissociarsi molto o poco.
Acidi e basi che in acqua sono molto dissociati
sono detti acidi forti e basi forti.
Per un acido o per una base forte si può assumere
che la concentrazione degli ioni H3O+ o degli ioni OH–
in soluzione sia uguale alla concentrazione
dell’acido o della base prima della dissociazione.
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18.9
Costante di dissociazione
e forza di acidi e basi
Acidi e basi che in acqua sono parzialmente dissociati
sono detti acidi deboli e basi deboli.
Un acido debole in acqua
ha la concentrazione degli ioni H3O+
sempre molto inferiore rispetto alla
concentrazione dell’acido prima della dissociazione;
stessa situazione vale per gli ioni OH–
di una base debole.
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18.9
Costante di dissociazione
e forza di acidi e basi
L’equilibrio della loro dissociazione è fortemente
spostato a sinistra e il valore della costante K è basso:
K < 1.
La costante di dissociazione degli acidi
è detta costante di dissociazione dell’acido Ka,
mentre Kb è la costante di dissociazione della base.
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18.9
Costante di dissociazione
e forza di acidi e basi
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18.9
Costante di dissociazione
e forza di acidi e basi
Un valore elevato di Ka indica
che i prodotti nella reazione di dissociazione
sono favoriti rispetto ai reagenti e quindi l’acido è forte;
più forte è l’acido, più debole è la sua base coniugata;
più debole è l’acido, più forte è la sua base coniugata;
maggiore è il valore di Ka in una coppia acido-base
coniugata, minore è il valore di Kb, e viceversa;
il prodotto Ka· Kb è uguale a 10–14.
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18.9
Costante di dissociazione
e forza di acidi e basi
Gli acidi che possono cedere un solo idrogenione
sono detti acidi monoprotici;
gli acidi che possono cedere più idrogenioni
sono detti acidi poliprotici.
In particolare si dicono
diprotici, triprotici o tetraprotici
a seconda che siano in grado di cedere
due, tre o quattro idrogenioni.
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18.9
Costante di dissociazione
e forza di acidi e basi
A ogni reazione di dissociazione corrisponde
un valore di costante di dissociazione Ka.
Il valore di Ka diminuisce man mano che diminuiscono
gli idrogeni ionizzabili, in quanto è più facile togliere uno ione H+
da una molecola neutra.
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18.9
Costante di dissociazione
e forza di acidi e basi
Le basi che possono cedere un solo idrogenione
sono dette basi monoprotiche.
Le basiche possono cedere più ioni idrossido
sono dette basi polibasiche.
In particolare si dicono dibasiche o tribasiche
a seconda che siano in grado di ceder
due o tre ioni idrossido.
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18.10
Calcolo del pH delle soluzioni
Nel caso di acidi e basi forti la concentrazione
dello ione ossonio o dello ione idrossido
è uguale a quella dell’elettrolita di partenza.
pH = –log[H3O+] = –logCa
pOH = –log[OH-] = –logCb
In pratica, per una soluzione 0,1 M di un acido forte
come l’acido nitrico HNO3
pH = –log [H3O+] = –log 10–1 = – (–1) = 1
Per una soluzione 0,1 M di NaOH, che è una base forte:
pOH = –log [OH–] = –log 10–1 = – (–1) = 1
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18.10
Calcolo del pH delle soluzioni
Nel caso di acidi o di basi deboli, che si dissociano
parzialmente in soluzione acquosa, la concentrazione
di ioni ossonio o di ioni idrossido in soluzione è sempre
inferiore alla concentrazione dell’elettrolita di partenza.
Il pH di un acido debole è sempre più alto
del pH di un acido forte alla stessa concentrazione
e il pOH di una base debole è sempre più basso
del pOH di una base forte alla stessa concentrazione.
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18.11
Elettronegatività e forza di acidi e basi
Le formule degli acidi e delle basi
possono fornire indicazioni sulla loro forza.
Consideriamo tre composti del tipo generico HOX, in cui
X è un elemento del gruppo 17 del Sistema periodico:
acido ipocloroso H ⎯ O ⎯ Cl
acido ipobromoso H ⎯ O ⎯ Br
acido ipoiodoso H ⎯ O ⎯ I
Il cloro, che ha un’elettronegatività maggiore
di quella degli altri due elementi, ha maggiore tendenza
ad attirare su di sé gli elettroni di legame.
L’acido ipocloroso è più dissociato e più forte.
L’acido ipoiodoso è il meno dissociato e il meno forte
dei tre, poiché lo iodio è l’elemento meno elettronegativo.
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18.11
Elettronegatività e forza di acidi e basi
Per quanto riguarda gli idrossidi, sono basi più forti
gli idrossidi più solubili e gli idrossidi in cui il metallo
ha un valore di elettronegatività minore.
Negli ossiacidi, l’acidità aumenta all’aumentare degli atomi
di ossigeno legati tramite legame dativo al non-metallo.
Ogni ossigeno legato con legame dativo al
cloro attira su di sé gli elettroni di legame.
L’atomo di cloro attira con più forza
gli elettroni del legame covalente Cl–O,
facendo spostare verso l’ossigeno
gli elettroni del legame O–H.
La dissociazione degli ioni H+ aumenta
e aumenta la forza dell’acido.
L’acido ipocloroso è debolissimo,
l’acido perclorico è invece fortissimo.
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18.12
Reazioni acido base
La reazione tra un acido e una base
prende il nome di reazione di neutralizzazione.
In una reazione di neutralizzazione
una soluzione di una base aggiunta a una quantità
equimolare di un acido in soluzione, o viceversa,
produce una soluzione di un sale in acqua.
HCl + NaOH → NaCl + H2O
acido base
sale acqua
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18.12
Reazioni acido base
Mescolando due soluzioni equimolari di HCl e NaOH,
tutti gli ioni idrossido si uniscono con gli ioni ossonio
formando molecole di acqua.
La soluzione ottenuta ha pH = 7
e contiene ioni sodio e ioni cloruro.
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18.13
L’idrolisi salina
Le soluzioni acquose di alcuni sali non sono neutre.
Il fenomeno per cui la soluzione di un sale
è acida o basica si chiama idrolisi salina.
La reazione di idrolisi acida
avviene nelle soluzioni dei sali provenienti
da un acido forte e una base debole;
la reazione di idrolisi basica
avviene nelle soluzioni dei sali provenienti
da un acido debole e una base forte.
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18.13
L’idrolisi salina
Nel caso del cloruro di ammonio,
un sale che possiamo considerare come proveniente
da un acido forte (HCl) e una base debole (NH3),
avviene una reazione di idrolisi acida.
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18.13
L’idrolisi salina
Nel caso dell’acetato di sodio,
un sale che consideriamo come proveniente da
una base forte (NaOH) e un acido debole (CH3COOH),
avviene una reazione di idrolisi basica.
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18.13
L’idrolisi salina
Nei casi di un sale proveniente da una base e
un acido ugualmente forti (A), o ugualmente deboli (B)
avviene una reazione di idrolisi neutra.
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18.14
Le soluzioni tampone
Alcune soluzioni sono in grado di limitare
le variazioni di pH quando vengono aggiunti acidi o basi.
Il sistema chimico ottenuto unendo un acido debole
a un suo sale con una base forte è in grado
di catturare eventuali ioni H3O+ e OH– aggiunti, impedendo
che il pH cambi, ed è chiamato soluzione tampone.
Una soluzione tampone, costituita da un acido debole
e da un suo sale con una base forte o da una base debole
e un suo sale con un acido forte, è un sistema
in grado di limitare la variazione del pH di una soluzione
in seguito all’aggiunta di un acido o di una base.
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18.14
Le soluzioni tampone
Aggiungendo piccole quantità di
acido o di base all’acqua si ha
una notevole variazione del pH.
Se le stesse aggiunte sono fatte
a una soluzione tampone, ad
esempio di acido acetico
CH3COOH e acetato di sodio
CH3COONa, il pH varia di poco.
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18.14
Le soluzioni tampone
Per le soluzioni tampone formate da un acido debole
e da un suo sale con una base forte
la concentrazione degli ioni H3O+
si ricava moltiplicando la Ka per il rapporto
tra le moli di acido na e quelle del sale ns,
in quanto il volume della soluzione in cui si trovano
il sale e l’acido è lo stesso.
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18.14
Le soluzioni tampone
Per le soluzioni tampone formate da una base
debole e da un suo sale con un acido forte:
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18.15
Gli indicatori di pH
Alcune sostanze assumono colori diversi
a seconda del pH e sono chiamate indicatori di pH.
Gli indicatori di pH sono acidi deboli,
le cui molecole assumono colori diversi
a seconda che siano in forma dissociata o indissociata,
dal cui colore è possibile risalire al pH della soluzione.
Per il principio dell’equilibrio mobile, l’aggiunta
o la sottrazione di ioni ossonio alla soluzione fa spostare
l’equilibrio, e fa cambiare il colore della soluzione.
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18.15
Gli indicatori di pH
Il pH al quale un indicatore cambia il proprio colore
si chiama pH di viraggio.
Il pH di viraggio di un indicatore è uguale
al logaritmo negativo in base 10
della costante di dissociazione dell’acido debole Ka.
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18.16
La titolazione acido base
Il titolo di una soluzione indica il valore
della sua concentrazione.
Si chiama titolazione acido-base
la determinazione della concentrazione
di un acido mediante l’aggiunta di una base
a titolo noto, o viceversa.
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18.16
La titolazione acido base
(A), nella beuta vi è una soluzione di un acido
a concentrazione incognita con qualche goccia di un indicatore di pH.
(B e C), si fa scendere un po’ della soluzione di base,
che reagisce con l’acido, ma il colore della soluzione non cambia.
(D), il repentino passaggio da un colore all’altro segnala che siamo
al pH di viraggio e che tutto l’acido presente ha reagito.
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18.17
Equivalente chimico e normalità
Una mole di acido monoprotico, per esempio HCl,
diprotico, per esempio H2SO4, o triprotico,
per esempio H3PO4, è capace di cedere rispettivamente
una, due o tre moli di ioni ossonio.
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18.17
Equivalente chimico e normalità
Si chiama equivalente chimico la quantità
di un acido che rilascia una mole di ioni ossonio
o la quantità di una base
che reagisce con una mole di ioni ossonio.
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18.17
Equivalente chimico e normalità
La normalità N di una soluzione indica il numero
di equivalenti chimici disciolti in 1 dm3 di soluzione.
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