Avvisi. Totale: 14 CFU. Il voto finale sarà la media pesata fra: 1. Voto di Chimica Generale ed Inorganica (6/14) 2. Voto di Chimica Organica (8/14)

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Viviana Salvatore
5 anni fa
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1 Avvisi Chimica (Corso Integrato): Chimica Generale ed Inorganica (6 CFU) Dott. Francesco Musiani Chimica Organica (8 CFU) Modulo 1 (teoria): Prof. Luca Gentilucci Modulo 2 (laboratorio): Dott. Andrea Gualandi Totale: 14 CFU Il voto finale sarà la media pesata fra: 1. Voto di Chimica Generale ed Inorganica (6/14) 2. Voto di Chimica Organica (8/14)

2 Avvisi Per poter frequentare il laboratorio di chimica è obbligatorio inviare al Dott. Andrea Gualandi l attestato di frequentazione e superamento del corso sulla sicurezza. Mail: andrea.gualandi10@unibo.it

3 Equilibri Eterogenei e Solubilità Alcuni composti ionici sono insolubili. Alcuni di questi sono utilizzati come biominerali. Esempi: Endoscheletro umano: Ca 5 (PO 4 ) 3 (OH) Smalto dei denti: Ca 5 (PO 4 ) 3 (F)

diatomite (o "farina fossile") che viene utilizzata per le sue

4 Equilibri Eterogenei e Solubilità Endoscheletri di diatomee: SiO 2 (quarzo) I depositi di diatomee fossili dono noti come diatomite (o "farina fossile") che viene utilizzata per le sue proprietà abrasive o filtranti o stabilizzanti (nella dinamite).

5 Equilibri Eterogenei e Solubilità Calcite in Calyptrolithophorapapillifera(alga), CaCO 3 Aragonite (CaCO 3 )

6 Equilibri Eterogenei e Solubilità Magnetite in batteri magnetotattici(fe 3 O 4 ) La magnetite è un ossido di Fe 2+ e Fe 3+ : Fe(III) 2 Fe(II)O 4

7 Equilibri Eterogenei e Solubilità Cambiando argomento rispetto ai biominerali Carbonato di calcio e magnesio: CaMg(CO 3 ) 2 (dolomite)

8 Tabella di Solubilità Ione Solubilità Eccezioni NO3 - solubile - ClO4 - solubile - Cl - solubile Ag+, Pb 2+ I - solubile Ag+, Pb 2+ SO4 2- solubile Ca 2+, Ba 2+, Sr 2+, Hg 2+, Pb 2+, Ag + CO3 2- insolubile metalli alcalini, NH4 + PO4 3- insolubile metalli alcalini, NH4 + OH - insolubile metalli alcalini, Ca 2+, Ba 2+, Sr 2+ S 2- insolubile metalli alcalini, alcalino-terrosi, NH4 + Na + solubile - K + solubile - NH4 + solubile -

9 Equilibri Eterogenei e Solubilità Solubilità = concentrazione massima che si può ottenere per un dato soluto in un dato solvente ad una certa temperatura. Prodotto di solubilità = costante di equilibrio della reazione di dissoluzione del soluto nel solvente Esempi: ( ) ( ) + ( ) =

10 Equilibri Eterogenei e Solubilità Esempi: ( ) ( ) + ( ) = ( ) ( ) + ( ) =

11 Equilibri Eterogenei e Solubilità

12 Calcolo della Solubilità Solubilità = concentrazione massima che si può ottenere per un dato soluto in un dato solvente ad una certa temperatura. Esempio: calcolare la solubilità del solfato di bario. = = ; = Esempio: calcolare la solubilità del cloruro di piombo. = = = ; =

13 Calcolo della Solubilità Solubilità = concentrazione massima che si può ottenere per un dato soluto in un dato solvente ad una certa temperatura. Esempio: calcolare la solubilità del solfuro di arsenico. = = = =

14 Significato del Prodotto di Solubilità Il Prodotto di solubilità indica quale deve essere il prodotto delle concentrazioni presenti all equilibrio di solubilizzazione (ognuno elevato al proprio coefficiente stechiometrico), tale per cui non si ha formazione di precipitato. Le espressioni della valgono all equilibrio. Quando il è inferiore alla nonsi ha equilibrio (nessun solido presente). Quando il è superiore alla, si ha formazione di precipitato in modo tale da mantenere costante e uguale alla il.

15 Effetto dello Ione Comune La solubilità di un sale diminuisce se nella stessa soluzione è presente un altro sale contenente uno ione in comune con il composto poco solubile. Esempio: soluzione di BaSO 4 + Na 2 SO 4 Se lo ione a comune è uno ione OH - (idrossidi metallici), la solubilità aumenta al diminuire del phe diminuisce all aumentare del ph.

16 Precipitazione Selettiva di Ioni Metallici Se ad una soluzione contenente ioni metallici di diverso tipo viene aggiunta una base (ad esempio una soluzione di NaOH), è possibile precipitare selettivamenteuno ione metallico dopo l altro. Uno ione metallico inizia a precipitare quando il quoziente di reazione per la formazione dell idrossido metallico diviene maggiore della. Uno ione metallico si può dire completamente precipitato quando la sua concentrazione è minore di 1 x 10-6 M. Quindi, è possibile determinare un intervallo di concentrazioni di ioni OH - entro il quale lo ione metallico precipita.

17 Precipitazione Selettiva di Ioni Metallici Esempio: soluzione di ioni Cu 2+ e Mn 2+ entrambi 0,1 M di Cu(OH) 2 = 2,2 x di Mn(OH) 2 = 2,0 x Il quoziente di reazione per Cu(OH) 2 diventa maggiore della se la concentrazione di ioni OH - è maggiore di: =, =, =, Lo ione Cu 2+ sarà completamente precipitato ad una concentrazione di ioni OH - pari a: =, =, =,

18 Precipitazione Selettiva di Ioni Metallici Quindi lo ione Cu 2+ inizia a precipitare a: = + = +, =, E finisce di precipitare a: = + = +, =, ph Cu 2+

19 Precipitazione Selettiva di Ioni Metallici Analogamente, il quoziente di reazione per Mn(OH) 2 diventa maggiore della se la concentrazione di ioni OH - è maggiore di: =, =, =, Lo ione Mn 2+ sarà completamente precipitato ad una concentrazione di ioni OH - pari a: =, =, =,

20 Precipitazione Selettiva di Ioni Metallici Quindi lo ione Mn 2+ inizia a precipitare a: = + = +, =, E finisce di precipitare a: = + = +, =, ph Cu 2+ Mn 2+ Le due regioni si phsono separate, quindi è possibile precipitare selettivamente ioni Cu 2+ e Mn 2+.

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