Lezione 4. Le soluzioni Acidi e Basi Reazioni Chimiche La Concentrazione delle Soluzioni
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- Fabiola Rostagno
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1 2018 Lezione 4. Le soluzioni Acidi e Basi Reazioni Chimiche La Concentrazione delle Soluzioni
2 Una soluzione è una miscela omogenea di 2 o più sostanze Il soluto è la sostanza (o sostanze) presente/i in quantità minore Il solvente è la sostanza presente in maggiore quantità Soluzione Solvente Soluto Bevanda (l) H 2 O zucchero, CO 2 Aria ( g) Soluzione di KMnO 4 N 2 H 2 O O 2, Ar, CH 4 KMnO 4 Soluzioni acquose 2 di KMnO 4
3 La Conduzione Elettrica nelle Soluzioni Un elettrolita è una sostanza che conduce elettricità sia in soluzione sia allo stato fuso. Un nonelettrolita è una sostanza che non conduce l elettricità sia in soluzione che allo stato fuso nonelettrolita elettrolita debole elettrolita forte 3
4 La Conduzione Elettrica nelle Soluzioni Dipende dalla presenza nella soluzione di Cationi (+) e Anioni (-) Elettroliti forti à 100% dissociazione NaCl (s) H 2 O Na + (aq) + Cl - (aq) Elettroliti deboli à sono poco dissociati CH 3 COOH CH 3 COO - (aq) + H + (aq) 4
5 Ionizzazione dell acido acetico CH 3 COOH CH 3 COO - (aq) + H + (aq) Il simbolo indica una reazione reversibile. La reazione può avvenire in entrambe le direzioni. L acido acetico è un elettrolita debole poichè in acqua è parzialmente dissociato. 5
6 Gli ioni in acqua vengono solvatati Solvatazione è il processo in cui uno ione (positivo o negativo) è circondato da un certo numero di molecole d acqua. δ - δ + H 2 O 6
7 Nonelettroliti Nessun catione (+) e anione (-) è presente in soluzione C 6 H 12 O 6 (s) H 2 O C 6 H 12 O 6 (aq) 7
8 Proprietà degli Acidi Reagiscono con certi metalli producendo idrogeno. 2HCl (aq) + Mg (s) MgCl 2 (aq) + H 2 (g) Reagiscono con i carbonati e bicarbonati producendo il gas anidride carbonica. 2HCl (aq) + CaCO 3 (s) CaCl 2 (aq) + CO 2 (g) + H 2 O (l) Le soluzioni acide conducono l elettricità (elettroliti forti/deboli). 8
9 Proprietà delle Basi Le soluzioni acquose basiche conducono l elettricità. Esempi: 9
10 Acidi di Arrhenius: sostanze che in H 2 O liberano ioni H + (H 3 O + ) Ione idronio, protone legato ad H 2 O Basi di Arrhenius: sostanze che in H 2 O liberano ioni OH. NaOH à Na + + OH 10
11 Un acido di Brønsted è un donatore di protoni Una base di Brønsted è un acce9ore di protoni base acido acido base Un acido di Brønsted deve contenere almeno un protone ionizzabile! 11
12 Acidi Monoprotici HCl H + + Cl - HNO 3 H + + NO 3 - CH 3 COOH H + + CH 3 COO - Acido forte Acido forte Acido debole Acidi Diprotici H 2 SO 4 H + + HSO 4 - HSO 4 - H + + SO 4 2- Acido forte Acido debole Acidi Triprotici H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 - H 2 PO - 4 H + + HPO 2-4 HPO 2-4 H + + PO 3-4 Acido debole Acido debole Acido debole 12
13 13
14 Esempi Identificare le seguenti specie come acido o base di Brønsted: (a) HI, (b) CH 3 COO -, (c) H 2 PO 4 - HI (aq) H + (aq) + I - (aq) Acido di Brønsted CH 3 COO - (aq) + H + (aq) CH 3 COOH (aq) Base di Brønsted H 2 PO 4 - (aq) H + (aq) + HPO 4 2- (aq) Acido di Brønsted H 2 PO 4 - (aq) + H + (aq) H 3 PO 4 (aq) Base di Brønsted 14
15 Reazioni di Neutralizzazione: acido forte - base forte acido + base sale + aqua HCl (aq) + NaOH (aq) H + + Cl - + Na + + OH - NaCl (aq) + H 2 O Na + + Cl - + H 2 O H + + OH - H 2 O Reazione ionica netta 15
16 Reazione di Neutralizzazione: acido debole base forte Acido debole + base sale + acqua HCN (aq) + NaOH (aq) HCN + Na + + OH - HCN + OH - NaCN (aq) + H 2 O Na + + CN - + H 2 O CN - + H 2 O 16
17 Reazione di Neutralizzazione con Produzione di un Gas acido + base sale + acqua + CO 2 2HCl (aq) + Na 2 CO 3 (aq) 2NaCl (aq) + H 2 O +CO 2 2H + + 2Cl - + 2Na + + CO 3 2-2Na + + 2Cl - + H 2 O + CO 2 2H + + CO 3 2- H 2 O + CO 2 17
18 Reazioni di Ossido-Riduzione (reazioni di trasferimento elettronico) 2Mg 2Mg e - O 2 + 4e - 2O 2- semi-reazione di Ossidazione (perdita di e - ) semi-reazione di Riduzione (acquisto di e - ) 2Mg + O 2 + 4e - 2Mg O e - 2Mg + O 2 2MgO 18
19 Esempi Zn (s) + CuSO 4 (aq) ZnSO 4 (aq) + Cu (s) Zn Zn e - Lo Zn si ossida Zn è l agente riducente Cu e - Cu Il Cu 2+ si riduce Cu 2+ è l agente ossidante Il rame reagisce con il nitrato di argento formando argento metallo. Qual è l agente ossidante? Cu (s) + 2AgNO 3 (aq) Cu(NO 3 ) 2 (aq) + 2Ag (s) Cu Cu e - Ag + + 1e - Ag Ag + è ridotto Ag + è l agente ossidante 19
20 Numero di Ossidazione Il numero di ossidazione rappresenta la carica che ogni atomo, in una molecola o in uno ione poliatomico, assumerebbe se gli ele9roni di legame fossero assegna@ all atomo più ele9ronega@vo. 1. Gli elementi hanno numero di ossidazione (n.o.) zero. Na, Be, K, Pb, H 2, O 2, P 4 n.o. = 0 2. Negli ioni monoatomici, il numero di ossidazione (è pari alla carica dello ione. Li +, n.o. = +1; Fe 3+, n.o. = +3; O 2-, n.o. = L ossigeno ha usualmente n.o. = In H 2 O 2 e O 2 2- n.o. = 1. 20
21 4. Il n.o. dell idrogeno è +1, quando è legato ad un metallo il n.o. è 1 (es. NaH - idruro di sodio) 5. I metalli del Gruppo IA hanno n.o. +1, quelli del Gruppo IIA è +2; il fluoro è sempre La somma di tutti i n.o. degli atomi in una molecola o ione è pari alla carica della molecola o ione. 7. I n.o. possono essere frazionari. L ossigeno nello ione superossido, O 2 -, è ½. Determinare i n.o. nello ione HCO 3 HCO 3 O = 2 H = +1 3x( 2) n.o. C = 1 C = +4 21
22 I Numeri di Ossidazione degli Elementi nei loro Composti 22
23 Esempi Individuare il numero di ossidazione degli elementi nei composti NaIO 3 IF 7 K 2 Cr 2 O 7 NaIO 3 IF 7 F = -1 7x(-1) +? = 0 I = +7 Na = +1 O = -2 3x(-2) + 1 +? = 0 I = +5 K 2 Cr 2 O 7 O = -2 K = +1 7x(-2) + 2x(+1) + 2x(?) = 0 Cr = +6 23
24 Esempi di Reazioni di Ossido-Riduzione Reazione di sintesi A + B C Al + 3Br 2 2AlBr 3 Reazione di decomposizione C A + B KClO 3 2KCl + 3O 2 24
25 Tipi di Reazioni di Ossido-Riduzione Reazione di Combustione A + O 2 B S + O 2 SO MgO 2Mg + O 2 25
26 Identificare le seguenti reazioni. Ca 2+ + CO 2-3 CaCO 3 NH 3 + H + NH + 4 Zn + 2HCl ZnCl 2 + H 2 Ca + F 2 CaF 2 Precipitazione Acido-Base Redox (sviluppo di H 2 ) Redox (sintesi) 26
27 Aspetti della Chimica: ricerca dell alcool etilico +6 3CH 3 CH 2 OH + 2K 2 Cr 2 O 7 + 8H 2 SO CH 3 COOH + 2Cr 2 (SO 4 ) 3 + 2K 2 SO H 2 O 27
28 Reazioni Chimiche: Precipitazione Precipitato: solido insolubile che si separa dalla soluzione precipitato Pb(NO 3 ) 2 (aq) + 2NaI (aq) PbI 2 (s) + 2NaNO 3 (aq) equazione molecolare Pb NO Na + + 2I - PbI 2 (s) + 2Na + + 2NO 3 - equazione ionica PbI 2 Pb I - PbI 2 (s) equazione ionica netta Na + e NO 3 sono detti ioni spettatori 28 28
29 Solubilità: è la quantità di soluto che si discioglie in un dato volume di solvente ad una specifica temperatura
30 Aspetti della Chimica: Una indesiderabile reazione di precipitazione Ca 2+ (aq) + 2HCO 3 (aq) - CaCO 3 (s) + CO 2 (aq) + H 2 O (l) CO 2 (aq) CO 2 (g) Deposito di carbonato di calcio 30 30
31 Modi usuali di esprimere la composizione delle soluzioni 1. Percento in massa, o peso %. Rappresenta il rapporto % tra la massa di soluto, m s, o di solvente, m S, e la massa della soluzione: Peso % di soluto = m s /(m s + m S ) 100 Peso % di solvente = m S /(m s + m S ) Percento in volume, o volume %. Rappresenta il rapporto % tra il volume v di un componente e il volume V della soluzione: Volume % = (v / V) Massa di soluto per unità di volume di soluzione. Questa concentrazione è data dal rapporto tra la massa di soluto m s (spesso espressa in g) e il volume di soluzione, V (di solito espresso in dm 3 o L) in cui questo è disciolto: c = m s / V (g /dm 3 o g / L) La concetrazione così espressa dipende dalla temperatura 4. Parti per milione (ppm). E un modo per esprimere la concentrazione di soluzioni molto diluite. Esprime le parti di soluto ogni milione di parti di soluzione (es mg di un componente ogni kg di soluzione). 31
32 Modi di esprimere la concentrazione delle soluzioni Molarità (M). E definita dal rapporto tra il numero di moli di soluto (n s ) e il volume V (espresso in dm 3 o L) di soluzione in cui è disciolto: C = [soluto] = n s / V (mol /dm 3 o mol /L) o M Come simbolo della concentrazione molare si usa la formula del soluto racchiusa tra parentesi quadre. Es. le scri9ure [Na 2 CO 3 ]; [Na + ]; [CO 3 2- ] indicano che le concentrazioni di carbonato di sodio o dei suoi ioni sono espresse in mol/dm 3 o mol/l Anche la molarità dipende dalla temperatura Molalità (m). E data dal rapporto tra il numero di moli di soluto (n s ) e la massa di solvente (m S ) espressa in kg, in cui sono disciolte: m = n s / m S (mol/kg) La molalità di una soluzione rappresenta il numero di moli di soluto disciolte in un kg di solvente puro (non dipende dalla temperatura) Frazione molare (X). Rappresenta il rapporto tra il numero di moli di un componente (soluto o solvente) e il numero totale di moli presen@ nel sistema 32
33 Modalità di preparazione di una soluzione 33
34 Esempio Concentrazione delle Soluzioni Quanti grammi di KI sono necessari per preparare 500 ml di soluzione di KI 2.80 M? volume di soluzione di KI moli KI grammi KI 1 L 2.80 mol KI 166 g KI 500. ml x x x = 232 g KI 1000 ml 1 L soln 1 mol KI Molarità KI Massa molare KI
35 solvente La preparazione di una soluzione a concentrazione nota soluto 35
36 Diluizione è la procedura per preparare una soluzione meno concentrata da una soluzione più concentrata. Diluizione Aggiungere solvente Moli di soluto prima della diluizione (i) = Moli di soluto dopo la diluizione (f) M i V i = M f V f 36
37 Esempio Preparare 60.0 ml di HNO M da una soluzione 4.00 M di HNO 3? M i V i = M f V f M i = 4.00 M M f = 0.20 M V f = L V i =? L V i = M f V f M i = M x L 4.00 M = L = 3.00 ml Operativamente: diluire 3.00 ml di acido con acqua fino ad un volume complessivo di 60.0 ml. 37
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