Calcoli stechiometrici in soluzione (Cap. 12)

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1 Calcoli stechiometrici in soluzione (Cap. 12) Le soluzioni Molarità Gli elettroliti Reazioni in soluzione Reazioni di precipitazione Titolazioni acido-base

2 Le soluzioni Una soluzione è una miscela omogenea fino al livello molecolare. 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 un liquido. Il solido che si scioglie è detto soluto, mentre il liquido in cui si scioglie è detto solvente.

3 Compo nente 1 Compo nente 2 Tipi di soluzioni 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 Aria: 78% N 2, 21% O 2, piccole quantità di Ar (g), H 2 O(g), CO 2 (g)

4 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. 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.

5 Soluzione satura e solubilità 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 per 100 g di solvente (es. NaCl(s) 36 g in 100 g di H 2 O a 20 C). Soluzione satura: soluzione stabile in cui è stata sciolta la massima quantità di soluto. Dipendenza della solubilità dalla temperatura: la solubilità di quasi tutti i sali aumenta all aumentare della temperatura.

6 Regole di solubilità dei composti ionici 1) La maggior parte dei sali dei metalli alcalini e dello ione ammonio sono solubili. 2) La maggior parte dei nitrati, acetati e perclorati sono solubili. 3) La maggior parte dei sali d argento, di piombo e di mercurio(i) sono insolubili. 4) La maggior parte dei cloruri, bromuri e ioduri sono solubili. 5) La maggior parte dei carbonati, cromati, solfuri, ossidi, fosfati e idrossidi sono insolubili eccetto gli idrossidi di Ba 2+, Ca 2+ e Sr 2+ che sono debolmente solubili. 6) La maggior parte dei solfati sono solubili, eccetto i solfati di calcio e di bario, che sono insolubili.

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8 Unità di misura della concentrazione: MOLARITA La concentrazione del soluto in una soluzione indica la quantità di soluto disciolto in una data quantità di solvente 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 soluto per litro di soluzione: molarità = moli di soluto/litri di soluzione M = molarità M = n/v (mol L -1 ) n = numero di moli di soluto disciolte nella soluzione V = volume totale della soluzione in litri

9 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.

10 Procedimento usato per preparare un litro di soluzione di K 2 Cr 2 O 7 (aq) 0,100 M: a) Si pesano 0,100 mol di K 2 Cr 2 O 7 (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 K 2 Cr 2 O 7 (s) si scioglie e si aggiunge altra acqua per portare il volume finale alla tacca di un litro sul matraccio ( portare a volume ).

11 Diluizione di una soluzione Il numero di moli di soluto non cambia nella diluizione con solvente: numero di moli di soluto prima della diluizione = n 1 = M 1 V 1 numero di moli di soluto dopo la diluizione = n 2 = M 2 V 2 ma n 1 = n 2 e quindi M 1 V 1 = M 2 V 2 Quando diluiamo una soluzione il volume di solvente aumenta ma il numero di moli di soluto rimane lo stesso.

12 Formazione di soluzioni 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

13 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).

14 Soluzioni di elettroliti Una soluzione acquosa di NaCl(s) conduce la corrente elettrica. La migrazione degli ioni costituisce una corrente elettrica che attraversa la soluzione.

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16 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), HNO 3 (aq), H 2 SO 4 (aq) e HClO 4 (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.

17 CaCl 2 (s) è un elettrolita forte e quando viene sciolto in acqua si dissocia completamente in uno ione Ca 2+ (aq) e due ioni Cl - (aq).

18 Grado di dissociazione La grandezza che indica quanto un composto si dissocia in ioni in soluzione si chiama grado di dissociazione (α). Il grado di dissociazione α è uguale al rapporto tra il numero di moli dissociate (n d ) e il numero di moli totale inizialmente presente (n t ): α = n d /n t 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.

19 Conducibilità molari di elettroliti forti e deboli (25 C, soluzioni acquose 0,10 M) Composto Conducibilità molare (ohm -1 cm 2 mol -1 ) Elettroliti forti HCl(aq) 391 KCl(aq) 129 NaOH(aq) 221 AgNO 3 (aq) 109 BaCl 2 (aq) 210 NaCH 3 COO(aq) 73 Elettroliti deboli CH 3 COOH(aq) 5,2 NH 3 (aq) 3,5 HgCl 2 (aq) 2

20 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).

21 Uso della molarità nei calcoli stechiometrici su reazioni di precipitazione (doppia sostituzione) Aggiungendo Hg 2 (NO 3 ) 2 (aq) a KI(aq) si forma un precipitato di ioduro di mercurio(i), Hg 2 I 2 (s). Aggiungendo AgNO 3 (aq) a Na 2 CrO 4 (aq) si forma un precipitato di cromato di argento, Ag 2 CrO 4 (s).

22 Esercizio 12.8 Quando si mescolano due soluzioni incolori di nitrato di cadmio(ii), Cd(NO 3 ) 2 (aq), e solfuro di sodio, Na 2 S(aq), si forma un precipitato giallo arancio.

23 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

24 Titolazione Apparecchiatura per un esperimento di titolazione Il volume in una buretta (apparecchio di vetreria di precisione) deve essere letto in corrispondenza del fondo del menisco (curva formata dal liquido e dovuta all adesione della soluzione al vetro). Una buretta da 50 ml ha una precisione di ±0,02 ml).

25 Dai dati di titolazione si può calcolare il peso molecolare di un acido incognito. Esempio ed Esercizio Esempio e Esercizio 12.11: esercizi di ricapitolazione

26 Molti carbonati di vari metalli reagiscono con acidi diluiti producendo diossido di carbonio CO 2 (g), come uno dei prodotti. Nella figura un guscio d uovo principalmente costituito da carbonato di calcio, CaCO 3 (s), in acido cloridrico diluito, HCl(aq). Le bollicine sulla superficie dei pezzi di guscio sono CO 2 (g) che non è molto solubile in acqua. Esercizio 12.11

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