Sommario della lezione 24. Equilibri di solubilità. Chimica Organica. Elettrochimica

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1 Sommario della lezione 24 Equilibri di solubilità Chimica Organica Elettrochimica

2 EQUILIBRI DI SOLUBILITA

3 Solubilità È la concentrazione del soluto in una soluzione satura (dove è presente il corpo di fondo). Un sale viene classificato: 1. Solubile s 0.1 mol L -1 ; 2. Poco solubile 0.01 s 0.1 mol L -1 ; 3. insolubile s < 0.01 mol L -1

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7 Molti composti ionici, poco solubili o praticamente insolubili, instaurano un equilibrio con gli ioni costituenti nella soluzione satura. Ad esempio per il cloruro di argento si ha: AgCl(s) Ag + (aq) + Cl - (aq) cui corrisponde una costante di equilibrio K ps, detta prodotto di solubilità: K ps =[Ag + ][Cl - ] Altri esempi sono di sali poco solubili sono: PbI 2 (s) Pb 2+ (aq) + 2I - (aq) K ps =[Pb 2+ ][I - ] 2 Ca 3 (PO 4 ) 2 (s) 3 Ca 2+ (aq) + 2 PO 4 3- (aq) K ps =[Ca 2+ ] 3 [PO 4 3- ] 2

8 Si intende con solubilità il numero di moli di sale che si sciolgono per litro di soluzione. Essa è indicata con s ed è legata alle concentrazione dei vari ioni in cui si dissocia il sale dai coefficienti stechiometrici. Ad esempio per i tre composti precedenti si ha: AgCl(s) Ag + (aq) + Cl - (aq) s=[ag + ]=[Cl - ] PbI 2 (s) Pb 2+ (aq) + 2I - (aq) s=[pb 2+ ] s=[i - ]/2 [I - ]=2s Ca 3 (PO 4 ) 2 (s) 3 Ca 2+ (aq) + 2 PO 4 3- (aq) s=[ca 2+ ]/3 [Ca 2+ ]=3s s=[po 4 3- ]/2 [PO 4 3- ]=2s

9 Prodotto di solubilità di alcuni sali poco solubili (T=25 C)

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11 Calcolo del K ps dalla solubilità Calcolare il K ps del PbI 2 sapendo che la sua solubilità è di 1, mol/l PbI 2 (s) [Pb 2+ ]=s [I - ]=2s Pb 2+ (aq) + 2I - (aq) K ps =[Pb 2+ ][I - ] 2 K ps =[Pb 2+ ][I - ] 2 =s(2s) 2 =4s 3 K ps =4s 3 =4(1, ) 3 = 6,9 10-9

12 Calcolo della solubilità dal K ps Calcolare la solubilità del CaF 2 sapendo che il suo K ps vale 3, CaF 2 (s) Ca 2+ (aq) + 2F - (aq) Concentraz. iniziali Variaz. concentraz. - +x +2x Concentraz. Equilibrio - x 2x x K ps =[Ca 2+ ][F - ] 2 =x(2x) 2 =4x 3 3 K ps /4 x 3 K ps/4 3,4 10 /4 2,0 10

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15 Fattori che influenzano la solubilità La TEMPERATURA Lo ioduro di piombo è solubile in acqua calda, ma forma un precipitato quando è posto a contatto con ghiaccio. Al contrario il butirrato di calcio precipita in acqua calda, e si ridiscioglie in acqua fredda.

16 Fattori che influenzano la solubilità La posizione dell equilibrio (ma non il prodotto di solubilità) viene influenzata dalla variazione delle condizioni di equilibrio (Principio di Le Chatelier): Q<K ps Q=K ps Q>K ps la soluzione non è satura: non si ha precipitato; la soluzione è satura (equilibrio); la soluzione è sovrasatura: si ha precipitato.

17 Effetto dello ione comune Consideriamo, ad esempio, AgCl(s) in una soluzione di NaCl. AgCl(s) Ag + (aq) + Cl - (aq) In base al principio di Le Chatelier, l equilibrio viene spostato verso sinistra dalla presenza di Cl - per cui possiamo prevedere che la solubilità in NaCl sia inferiore a quella dell acqua pura.

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19 Esercizio Calcoliamo ad esempio la solubilità di AgBrO 3, per il quale K ps =5,8 10-5, in una soluzione di NaBrO 3 0,10M. In soluzione l NaBrO 3 si dissocia completamente NaBrO 3 (s) Na + (aq) + BrO 3- (aq) per cui la soluzione è 0,10 M in BrO 3 - che uno ione in comune con l AgBrO 3 : AgBrO 3 (s) Ag + (aq) + BrO 3- (aq)

20 Le concentrazioni all equilibrio vanno calcolate da: AgBrO 3 (s) Ag + (aq) + BrO 3- (aq) Concentraz. iniziali - 0 0,10 Variaz. concentraz. - +x +x Concentraz. Equilibrio - x 0,10+x K ps =[Ag + ][BrO 3- ]=x (0,10+x) Si noti che x è molto piccolo per cui 0,10+x 0,10 K -5 ps 5, K ps =x 0,10 x 5,8 10 0,10 0,10 s = x= 5, Si noti che la solubilità è inferiore a quella in acqua pura: x K -5-3 ps 5,8 10 7,6 10

21 Precipitazione Consideriamo due soluzioni di sali solubili contenenti ciascuna uno dei due ioni che partecipano ad un equilibrio di solubilità di un sale poco solubile. Prendiamo ad esempio una soluzione di AgNO 3 ed una di NaCl AgNO 3 (s) Ag + (aq) + NO 3- (aq) NaCl(s) Na + (aq) + Cl - (aq) se le mescoliamo abbiamo nella soluzione risultante la presenza degli ioni Ag + e Cl che partecipano all equilibrio di solubilità: AgCl(s) Ag + (aq) + Cl - (aq)

22 AgCl(s) Ag + (aq) + Cl - (aq) Se le concentrazioni [Ag + ] e [Cl ] subito dopo il mescolamento sono sufficientemente elevate si ha formazione immediata nel corpo della soluzione di AgCl solido: la soluzione diventa improvvisamente torbida per la presenza di particelle di AgCl in sospensione e solo dopo un certo tempo il solido si deposita sul fondo lasciando in soluzione concentrazioni [Ag + ] e [Cl ] compatibili con l equilibrio. Tale fenomeno è noto come precipitazione.

23 Esempio: aggiunta di una soluzione di NaCl ad una di AgNO 3.

24 Elementi di chimica organica

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45 Elettrochimica Celle galvaniche e celle elettrolitiche

46 Reazioni di Ossidoriduzione Importanti. Utilizzando l energia elettrica per produrre energia chimica è possibile far avvenire una reazione di ossidoriduzione non spontanea. Questo processo è chiamato elettrolisi e avviene in un apparato che si chiama cella elettrolitica. Una reazione di ossidoriduzione spontanea può essere utilizzata per convertire energia chimica in energia elettrica. Affinché ciò accada è necessario che la reazione abbia luogo in un particolare apparato detto cella galvanica. Celle Galvaniche Quando una bacchetta metallica di zinco viene immersa in una soluzione di solfato di rame (II), fonte di ioni Cu 2+, sulla bacchetta si forma uno strato di rame metallico. Contemporaneamente parte dello zinco passa in soluzione sotto forma di ioni Zn 2+.

47 Cu(s) + Zn 2+ (aq) Cu 2+ (aq) + Zn(s) Cu 2+ (aq) + Zn(s) Cu(s) + Zn 2+ (aq) Cu Zn Zn 2+ Cu 2+ Cu potere ossidante di Cu 2+ /Cu > potere ossidante di Zn 2+ /Zn

48 Cu 2+ (aq) + Zn(s) Cu(s) + Zn 2+ (aq) ox Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2 e - red Cu 2+ (aq) + 2 e - Cu(s) Se la reazione è spontanea, gli elettroni hanno la tendenza ad andare spontaneamente dallo zinco al rame. Zn Voltmetro Cu V=0 Zn 2+ Cu 2+

49 Cu 2+ (aq) + Zn(s) Cu(s) + Zn 2+ (aq) ox Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2 e - red Cu 2+ (aq) + 2 e - Cu(s) Se la reazione è spontanea, gli elettroni hanno la tendenza ad andare spontaneamente dallo zinco al rame. Zn Voltmetro + Cu V>0 Zn 2+ Cu 2+ Cl - ponte salino K +

50 Una cella galvanica è un apparato in cui si utilizza una reazione redox spontanea per trasformare energia chimica in energia elettrica.

51 Schematizzazione di una pila: Composti allo stato solido o gassoso Composti in soluzione Composti in soluzione Composti allo stato solido o gassoso Anodo: Ossidazione Catodo:Riduzione Esempio: Zn Zn 2 2 Cu Cu

52 Elettrodo standard di riferimento: 2 H 3 O + (aq) + 2 e - H 2 (g) + 2 H 2 O(l) H 2 Pt H O 3 ( 1 atm) ph ( aq) 0 [H 3 O + ] = 1 M... a 25 C H 2 (1 atm) ph=0 Pt 25 C 298 K

53 Potenziale standard di riduzione: Cu 2+ (aq) + 2 e - Cu(s) E = + 0,3419 V H 2 (1 atm) Pt Cu ph=0 25 C [Cu 2+ ]=1.0 M

54 Potenziale standard di riduzione: Zn 2+ (aq) + 2 e - Zn(s) E = - 0,7618 V H 2 (1 atm) Pt Zn ph=0 25 C [Zn 2+ ]=1,0 M

55 Celle Elettrolitiche Fornendo energia elettrica tramite una sorgente esterna si può far avvenire una reazione redox non spontanea. Il termine generalmente utilizzato per indicare processi di questo tipo è elettrolisi. L elettrolisi è il processo in cui si utilizza energia elettrica per far avvenire una reazione redox non spontanea. Una cella elettrolitica è un apparato in cui si verifica una trasformazione chimica in conseguenza del passaggio di corrente elettrica. Lo scienziato inglese Michael Faraday ( ) formulò quelle che oggi sono note come Leggi di Faraday, che si esprimono: 1. La massa di materia che si deposita sotto forma di solido (o liquido) o si sviluppa sotto forma di gas agli elettrodi è direttamente proporzionale alla quantità di elettricità che si applica agli elettrodi. 2. Per depositare o liberare agli elettrodi 1 equivalente di sostanza (quantità che cede o perde una mole di elettroni) occorre sempre la stessa quantità di elettricità pari a coulomb/mole di elettroni. Questa quantità di elettricità è nota come Faraday. Il Faraday rappresenta perciò la quantità di elettricità trasportata da una mole di elettroni, cioè da un numero di Avogadro di elettroni: 1 Faraday = coulomb/mole di elettroni

56 Esistono diverse applicazioni commerciali delle celle elettrolitiche che hanno importanza, fra cui (1) produzione di importanti sostanze chimiche, (2) elettroraffinazione e purificazione dei metalli e (3) placcatura. anodo (ossidazione): 2 Cl (aq) Cl 2 (g) + 2e catodo (riduzione): 2 H 2 O(l) + 2e H 2 (g) + 2 OH (aq)

57 anodo (ossidazione): Cu(s) Cu 2+ (aq) + 2 e catodo (riduzione): Cu 2+ (aq) + 2 e Cu(s)

58 La placcatura è la deposizione, mediante elettrolisi, di un sottile strato di metallo su un oggetto anodo (ossidazione): Ag(s) Ag + (aq) + e catodo (riduzione): Ag + (aq) + e Ag(s)