Post on 15-Feb-2019
Calcoli stechiometrici in soluzione(Cap. 12)
Le soluzioni
Molarità
Gli elettroliti
Reazioni in soluzione
Reazioni di precipitazione
Titolazioni acido-base
Le soluzioni
Una soluzione è una miscela omogenea fino al livellomolecolare. Le specie in soluzione sono disperse in modo
uniforme l’una nell’altra.
I componenti di una soluzione sono le sostanze pure che sono
state mescolate per formare la soluzione.
Il tipo di soluzione più comune è un solido disciolto in unliquido. Il solido che si scioglie è detto soluto, mentre il liquido in
cui si scioglie è detto solvente.
Componente 1
Componente 2
Soluzione risultante
Esempi
gas gas gas Aria, miscela gassosa
benzina-aria nel carburatore
dell’automobile
gas liquido liquido Ossigeno in acqua, diossido
di carbonio nelle bevande
gassate
gas solido solido Idrogeno in palladio o platino
liquido liquido liquido Acqua e alcool
liquido solido solido Mercurio in oro e argento
solido liquido liquido Cloruro di sodio in acqua
solido solido solido Leghe metalliche
Tipi di soluzioni
Aria: 78% N2, 21% O2, piccole quantità di Ar (g), H2O(g), CO2(g)
Es. Dissoluzione di NaCl(s) in
acqua: gli ioni in soluzione
acquosa sono circondati da un
guscio di molecole d’acqua legate
ma non fisse. Gi ioni sono
solvatati.
Nella formazione di una soluzione le
molecole di solvente circondano le molecole
di soluto. Tale fenomeno è chiamato
solvatazione ed è dovuto alle attrazioni che
si esercitano fra solvente e soluto.
Quando il solvente è l’acqua la solvatazione
prende il nome di idratazione.
Solubilità: concentrazione di soluto in equilibrio con il soluto
indisciolto in una soluzione satura (massima quantità di soluto che
può essere sciolta in una soluzione satura ad una certa
temperatura).
La solubilità è generalmente espressa in grammi di soluto per100 g di solvente (es. NaCl(s) 36 g in 100 g di H2O a 20 °C).
Soluzione satura: soluzione stabile in cui è stata sciolta la
massima quantità di soluto.
Soluzione satura e solubilità
Dipendenza della solubilitàdalla temperatura: la solubilità
di quasi tutti i sali aumenta
all’aumentare della temperatura.
Regole di solubilità dei composti ionici
1) La maggior parte dei sali dei metalli alcalini e dello ioneammonio sono solubili.
2) La maggior parte dei nitrati, acetati e perclorati sonosolubili.
3) La maggior parte dei sali d’argento, di piombo e dimercurio(I) sono insolubili.
4) La maggior parte dei cloruri, bromuri e ioduri sonosolubili.
5) La maggior parte dei carbonati, cromati, solfuri, ossidi,fosfati e idrossidi sono insolubili eccetto gli idrossidi di
Ba2+ , Ca2+ e Sr2+ che sono debolmente solubili.
6) La maggior parte dei solfati sono solubili, eccetto i
solfati di calcio e di bario, che sono insolubili.
Unità di misura della concentrazione: MOLARITA’
La concentrazione del soluto in una soluzione indica la
quantità di soluto disciolto in una data quantità disolvente o in una data quantità di soluzione.
Un metodo comune di esprimere la concentrazione è la
molarità, M.
La molarità è definita come il numero di moli di solutoper litro di soluzione:
molarità = moli di soluto/litri di soluzione
M = n/V (mol·L-1)
M = molarità
n = numero di moli di soluto disciolte nella soluzione
V = volume totale della soluzione in litri
Percentuale in peso (o percentuale in
massa) = numero di grammi di soluto in
100 g di soluzione.
Nota la % in peso e la densità di una
soluzione si può determinare la molarità.
Procedimento usato per preparare un litro di soluzione di K2Cr2O7(aq) 0,100 M:
a) Si pesano 0,100 mol di K2Cr2O7(s) (29,42 g) e
b) si versano in un matraccio o pallone tarato da un litro che è riempito solo in parte di acqua.
c) Il K2Cr2O7(s) si scioglie e si aggiunge altra acqua per portare il volume finale alla tacca di un litro sul matraccio (“portare a volume”).
Diluizione di una soluzione
Il numero di moli di soluto non cambia nella diluizione con solvente:
numero di moli di soluto prima della diluizione = n1 = M1V1
numero di moli di soluto dopo la diluizione = n2 = M2V2
ma n1 = n2 e quindi M1V1= M2V2
Quando diluiamo una soluzione il
volume di solvente aumenta mail numero di moli di solutorimane lo stesso.
I composti molecolari formano soluzioni per dispersione
nell’acqua delle molecole elettricamente neutre; l’acqua rompe
i deboli legami intermolecolari. Queste soluzioni non
conducono elettricità. (es. Saccarosio (zucchero da tavola) in
acqua.
I composti polari (come gli acidi) in acqua si ionizzano: le
molecole dipolari dell’acqua spezzano i legami covalenti polari
della molecola con conseguente formazione di ioni. Queste
soluzioni conducono elettricità. Es. HCl in acqua
I composti ionici in acqua si dissociano, ovvero liberano
ioni: le molecole d’acqua separano gli ioni di carica opposta
già presenti nel composto. Questo processo viene chiamato
dissociazione. Queste soluzioni conducono elettricità. Es.
NaCl in acqua
Formazione di soluzioni
Elettroliti e non elettroliti
I composti le cui soluzioni acquose conducono la corrente
elettrica sono chiamate elettroliti. Tutti i composti ionici
solubili in acqua sono elettroliti.
I composti le cui soluzioni acquose non conducono la
corrente elettrica, sono chiamati non elettroliti. Le particelle
di soluto presenti in queste soluzioni acquose sono molecole,
non ioni. La maggior parte dei composti molecolari che si
sciolgono in acqua sono non elettroliti.
Le sostanze le cui soluzioni sono buoni conduttori di
corrente elettrica a causa della presenza di ioni, sono
elettroliti forti (si dissociano completamente in ioni).
Le sostanze le cui soluzioni acquose sono cattivi conduttori
di corrente elettrica sono elettroliti deboli (si dissociano
parzialmente in ioni).
Soluzioni di elettroliti
Una soluzione acquosadi NaCl(s) conduce lacorrente elettrica. Lamigrazione degli ionicostituisce una correnteelettrica che attraversala soluzione.
Regole per stabilire se una sostanza è un elettrolita forte,un elettrolita debole, un non elettrolita:
1) Gli acidi HCl(aq), HBr(aq), HI(aq), HNO3(aq), H2SO4(aq) eHClO4(aq) sono elettroliti forti. Gli altri acidi sono elettroliti
deboli.
2) Gli idrossidi solubili dei metalli dei gruppi 1 e 2 sono
elettroliti forti. Quasi tutte le altre basi sono elettroliti
deboli.
3) Quasi tutti i sali solubili in soluzione acquosa sono
elettroliti forti.
4) Gli alogenuri e i cianuri dei “metalli pesanti” (es.
mercurio e piombo) sono elettroliti deboli.
5) Quasi tutti i composti organici (costituiti da C, H ed
eventualmente altri atomi) sono non elettroliti. Fanno
eccezione gli acidi e le basi organiche che sono di solito
elettroliti deboli.
CaCl2(s) è un elettrolita forte e quando viene sciolto in acqua si dissocia completamente in uno ione Ca2+(aq) e due ioni Cl-(aq).
La grandezza che indica quanto un composto si dissocia in ioni
in soluzione si chiama grado di dissociazione (αααα).
Il grado di dissociazione αααα è uguale al rapporto tra il numero di
moli dissociate (nd) e il numero di moli totale inizialmente
presente (nt):
αααα = nd/nt
Il grado di dissociazione si misura determinando la
conducibilità (o conduttività) elettrica della soluzione.
Ad una certa concentrazione di sale maggiore è il grado di
dissociazione, più ioni ci saranno in soluzione, e maggiore sarà
la conducibilità elettrica.
Definiamo la conducibilità molare la conducibilità elettrica della
soluzione per mole del composto disciolto.
Grado di dissociazione
Composto Conducibilità molare (ohm-1cm2 mol-1)
Elettroliti forti
HCl(aq) 391
KCl(aq) 129
NaOH(aq) 221
AgNO3(aq) 109
BaCl2(aq) 210
NaCH3COO(aq) 73
Elettroliti deboli
CH3COOH(aq) 5,2
NH3(aq) 3,5
HgCl2(aq) 2
Conducibilità molari di elettroliti forti e deboli (25°C, soluzioni acquose 0,10 M)
Uso della molarità nei calcoli stechiometrici su reazioni che avvengono in soluzione
Reazione dello zinco metallico con una soluzione acquosa di
acido cloridrico. Le bollicine sono dovute all’idrogeno
gassoso che si libera dalla soluzione. (Esempio 12.6).
Aggiungendo Hg2(NO3)2(aq) aKI(aq) si forma un precipitato diioduro di mercurio(I), Hg2I2(s).
Aggiungendo AgNO3(aq) aNa2CrO4(aq) si forma unprecipitato di cromato diargento, Ag2CrO4(s).
Uso della molarità nei calcoli stechiometrici su reazioni di precipitazione (doppia sostituzione)
Esercizio 12.8
Quando si mescolano duesoluzioni incolori di nitrato dicadmio(II), Cd(NO3)2(aq), e solfurodi sodio, Na2S(aq), si forma unprecipitato giallo arancio.
Titolazione
La determinazione della concentrazione di una soluzione di
un acido di una base può essere effettuata mediante la
tecnica di titolazione, che consiste nell’aggiunta di un
volume misurato con precisione di una soluzione a
concentrazione nota, ad un volume misurato con precisione
della soluzione a concentrazione ignota. Le soluzioni sono
scelte in modo da reagire completamente, ed il
completamento della reazione è segnalato dalla variazione
improvvisa di qualche proprietà fisica, per esempio il colore
di un composto che è stato aggiunto in piccole quantità alla
miscela di reazione (indicatore).
Es. reazione di neutralizzazione
Titolazione
Apparecchiatura per
un esperimento di
titolazione
Il volume in una buretta(apparecchio di vetreria diprecisione) deve essereletto in corrispondenza delfondo del menisco (curvaformata dal liquido edovuta all’adesione dellasoluzione al vetro).Una buretta da 50 mL hauna precisione di ±0,02mL).
Dai dati di titolazione si può calcolare il
peso molecolare di un acido incognito.
Esempio 12.10 ed Esercizio 12.10
Esempio 12.11 e Esercizio 12.11: esercizi di
ricapitolazione
Molti carbonati di vari metallireagiscono con acidi diluitiproducendo diossido di carbonioCO2(g), come uno dei prodotti.
Nella figura un guscio d’uovoprincipalmente costituito da carbonatodi calcio, CaCO3(s), in acido cloridricodiluito, HCl(aq). Le bollicine sullasuperficie dei pezzi di guscio sonoCO2(g) che non è molto solubile inacqua.
Esercizio 12.11