LE SOLUZIONI E LA SOLUBILITÀ

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1 LE SOLUZIONI E LA SOLUBILITÀ 1

2 CLASSIFICAZIONE DEI LEGAMI CHIMICI LEGAME IONICO LEGAME COVALENTE LEGAME METALLICO LEGAME A IDROGENO INTERAZIONI DI VAN DER WAALS INTERAZIONI IONE-DIPOLO, DIPOLO-DIPOLO 2

3 Gruppo Periodo * ** * ** * Lantanidi ** Attinidi 3 Li 4 Be 5 B 6 C 7 N 8 O 9 F 10 Ne 11 Na 12 Mg 13 Al 14 Si 15 P 16 S 17 Cl 18 Ar 19 K 20 Ca 21 Sc 22 Ti 23 V 24 Cr 25 Mn 26 Fe 27 Co 28 Ni 29 Cu 30 Zn 31 Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36 Kr 37 Rb 38 Sr 39 Y 40 Zr 41 Nb 42 Mo 43 Tc 44 Ru 45 Rh 46 Pd 47 Ag 48 Cd 49 In 50 Sn 51 Sb 52 Te 53 I 54 Xe 55 Cs 56 Ba 57 La 72 Hf 73 Ta 74 W 75 Re 76 Os 77 Ir 78 Pt 79 Au 80 Hg 81 Tl 82 Pb 83 Bi 84 Po 85 At 86 Rn 87 Fr 88 Ra 89 Ac 104 Rf 105 Db 106 Sg 107 Bh 108 Hs 109 Mt 110 Ds 111 Rg 112 Cn 113 Uut 114 Uuq 115 Uup 116 Uuh 117 Uus 118 Uud 1 H 2 He 71 Lu 58 Ce 59 Pr 60 Nd 61 Pm 62 Sm 63 Eu 64 Gd 65 Tb 66 Dy 67 Ho 68 Er 69 Tm 70 Yb 103 Lr 90 Th 91 Pa 92 U 93 Np 94 Pu 95 Am 96 Cm 97 Bk 98 Cf 99 Es 100 Fm 101 Md 102 No Elementi di transizione 1s 2s 3s 4s 5s 6s 7s 3d 4d 5d 6d 2p 3p 4p 5p 6p 7p 4f 5f I II III IV V VI VII VIII ELETTRONEGATIVITÀ ELETTRONEGATIVITÀ 3

4 Elettronegatività di alcuni elementi, secondo Pauling H 2.1 Li 1.0 Be 1.5 B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F 4.0 Na 0.9 Mg 1.2 Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl 3.0 K 0.8 Ca 1.0 As 2.0 Se 2.4 Br 2.8 Te 2.1 I 2.5 4

5 IL LEGAME IONICO Il legame ionico consiste in un'attrazione elettrostatica tra ioni di segno opposto. H Br Na Cl EN = 2.1 EN = 2.8 EN = 0.9 EN = 3.0 EN = = 0.7 EN = = 2.1 Insufficiente per la formazione di un legame ionico Sufficiente per la formazione di un legame ionico gruppo I: un elettrone di valenza Na. Cl.. Na Cl gruppo VII: sette elettroni di valenza.. 5

6 FORMAZIONE LEGAME IONICO E Na 1 Na + + e - Cl + e - E 2 Cl - Na + + Cl - E 3 NaCl E 1 Potenziale ionizzazione di Na E 2 Affinità elettronica del Cl E 3 Attrazione elettrostatica tra gli ioni E 2 + E 3 > E 1 6

7 IL LEGAME IONICO Gli ioni Na + e Cl -, essendo di carica opposta si attireranno e formeranno cristalli di cloruro di sodio. Reticolo bidimensionale di un cristallo ionico di NaCl. Le forze elettrostatiche seguono la legge di Coulomb, che esprime la forza di interazione tra due corpi carichi: k = costante (che dipende anche dalle unità usate) Z a, Z b = cariche (con segno) dei due ioni che interagiscono r ab = distanza tra i due nuclei Occorre notare che la legge riguarda cariche puntiformi, e gli ioni non lo sono, ma può essere considerata valida in prima approssimazione. 7

8 NaCl IL LEGAME IONICO Ogni catione è circondato da anioni e viceversa (in questo modo le repulsioni tra ioni dello stesso segno vengono minimizzate). Cationi e anioni sono in ugual numero perchè il composto nel suo complesso deve essere elettricamente neutro. 8

9 IL LEGAME IONICO gruppo II: due elettroni di valenza gruppo VII: sette elettroni di valenza È un metallo: cede i suoi elettroni Ca F È un non metallo: tende ad acquistare l elettrone che gli manca Ca ++ F - CaF 2 9

10 Le proprietà dei composti ionici danno origine a solidi cristallini hanno alte temperature di fusione e di ebollizione sono ben solubili in acqua sono insolubili in solventi apolari sono isolanti allo stato solido sono conduttori allo stato fuso sono generalmente bianchi 10

11 IL LEGAME COVALENTE Il legame covalente consiste nella condivisione di una o più (massimo tre) coppie di elettroni. gruppo VII: sette elettroni di valenza Un legame di questo tipo, ovvero in cui la differenza di elettronegatività tra gli atomi è nulla, è detto covalente puro. 11

12 IL LEGAME COVALENTE (polare) Se tra due atomi la differenza di elettronegatività non è nulla, ma neanche così elevata da consentire la formazione un legame ionico, si instaurerà un legame covalente polare. EN = 3.0 EN = 2.1 EN = = 0.9 Il baricentro delle cariche positive non coincide con quello delle cariche negative δ + δ - H---Cl 12

13 H 2 O IL LEGAME COVALENTE (polare) gruppo I: un elettrone di valenza EN = 3.5 gruppo VI: sei elettroni di valenza EN = 2.1 EN = = 1.4 Insufficiente per la formazione di un legame ionico 13

14 H 2 O Spoke and ball Space filling Potential surface (transparent) Potential surface (solid) 14

15 Riassumendo: Cl Na Cl H Cl Cl Legame ionico Legame covalente polare Legame covalente puro EN ~ 2 EN ~ 1 EN ~ 0 DIFFERENZA DI ELETTRONEGATIVITÀ 15

16 IL LEGAME METALLICO I metalli presentano strutture cristalline in cui gli atomi sono disposti in reticoli molto compatti. Le strutture fondamentali dei metalli sono: - la struttura cubica a corpo centrato (es., Li, Na, K); - la struttura cubica a facce centrate (es., Ca, Sr, Al, ecc.); - la struttura esagonale compatta (es., Be, Mg, ecc.). Meno compatta Nella struttura cubica a corpo centrato ogni atomo è legato a 8 atomi. Nelle strutture cubica a facce centrate ed esagonale compatta ogni atomo è circondato da 12 atomi. Più compatta 16

17 IL LEGAME METALLICO Le strutture dei metalli non si accordano con i tipi di legame presenti nelle altre sostanze, in quanto la natura dei legami non può essere considerata né ionica né covalente. Per spiegare le proprietà dei metalli si può immaginare che un metallo sia costituito da un reticolo di ioni metallici positivi, circondati e legati tra loro da un fluido elettronico costituito dagli elettroni di valenza. Gli atomi dei metalli hanno numerosi orbitali vacanti nei loro strati esterni, i quali possono interagire e fondersi con gli analoghi orbitali degli atomi vicini. Gli orbitali di valenza, fondendosi tra loro, danno luogo a nuovi orbitali (livelli elettronici) estesi a tutto il cristallo e che risultano parzialmente occupati. Si può dire che gli elettroni di valenza non appartengono ai singoli atomi, ma a tutto il cristallo nel suo complesso. Gli elettroni presenti in questi livelli formano i legami che trattengono insieme gli atomi nel cristallo. 17

18 IL LEGAME METALLICO Tali legami potrebbero essere assimilabili a legami di tipo covalente apolare, (elettroni messi in comune da atomi uguali). Tuttavia, diversamente dai legami covalenti veri e propri, essi non sono direzionali. Proprietà dei metalli conduttori di elettricità e calore duttili e malleabili elevata densità 18

19 IL LEGAME A IDROGENO Il legame a idrogeno è un tipo di attrazione intermolecolare che si instaura tra un atomo di idrogeno legato ad un elemento molto elettronegativo e un elemento altrettanto elettronegativo di un altra molecola che abbia almeno un doppietto libero di elettroni (F, O, N). X H Y δ - δ + X-H Y δ - H è legato a X da un legame covalente polare e contemporaneamente è attirato da un secondo atomo fortemente elettronegativo Y appartenente ad una seconda molecola. L'atomo di idrogeno fa da ponte fra i due atomi X e Y. 19

20 IL LEGAME A IDROGENO Il legame a idrogeno non è forte come un legame covalente o come un legame ionico, ma è più forte delle forze di Van der Waals. L ordine di grandezza dell energia di legame è: - per i legami ionici e covalenti: 100 kcal/mole; - per i legami a idrogeno: 10 kcal/mole; - per le forze di Van der Waals 1 kcal/mole. Gli effetti del legame a idrogeno risultano notevoli in molte proprietà fisiche e chimiche delle sostanze: H 2 O, HF, ecc. presentano temperature di ebollizione e di fusione relativamente elevate. a temperatura ambiente, l acqua è liquida, mentre il suo congenere H 2 S è gassoso. Il ghiaccio ha minore densità rispetto all acqua liquida e occupa un volume maggiore. 20

21 IL LEGAME IDROGENO Perché questo tipo di legame possa formarsi è necessario che le molecole non abbiano un eccessivo movimento. Nell'acqua allo stato liquido esiste una certa percentuale di legame a idrogeno e questa aumenta di circa il 15% quando l'acqua passa dallo stato liquido a quello solido, stato in cui la velocità delle molecole diminuisce notevolmente. Questa disposizione ordinata aumenta lo spazio esistente tra una molecola e l'altra col risultato che la densità del ghiaccio diminuisce rispetto all'acqua allo stato liquido. Questo spiega perché l'acqua quando solidifica aumenta di volume e perché il ghiaccio galleggia sull'acqua. 21

22 ATTRAZIONI DIPOLO-DIPOLO Le attrazioni dipolo-dipolo sono le attrazioni elettriche che si sviluppano tra molecole polari cioè tra un dipolo e l'altro prevalentemente quando le sostanze si trovano negli stati condensati (solido, liquido). H 2 O 22

23 FORZE DI VAN DER WAALS Le forze di van der Waals (o forze di dispersione di London) sono le attrazioni elettriche che si sviluppano tra molecole apolari. Più le molecole sono polarizzabili, più intense sono le forze di attrazione tra i dipoli istantanei. Le molecole diventano sempre più polarizzabili all'aumentare delle dimensioni; ecco perchè Br 2 è un liquido e I 2, costituito da molecole di maggiori dimensioni, è un solido. 23

24 RIASSUNTO DEI TIPI DI LEGAME INTERATOMICI E INTERMOLECOLARI Tipo di legame Modo di formazione Esempi Caratteristiche delle sostanze Interatomico Ionico Covalente Trasferimento di elettroni da atomi elettropositivi ad atomi elettronegativi ed interazione elettrostatica tra gli ioni risultanti. Messa in comune di coppie di elettroni da parte di elementi di elettronegati-vità confrontabile. NaCl, LiH, K 2 S, CaO H 2, Cl 2, CH 4, B 4 C, diamante Esistono come ioni in tutte le fasi; sono conduttori di elettricità allo liquido Molecole molto stabili, non ionizzate e non conduttrici Metallico Intermolecolare Idrogeno Dipolo Elettroni liberi migrano attraverso un reticolo di ioni metallici. Ponte di idrogeno tra due atomi piccoli e molto elettronegativi di una stessa molecola o di due molecole vicine. Attrazione elettrostatica tra dipoli permanenti di molecole covalenti polari. K, Zn, Cu 5 Sn HF, H 2 O, NH 3, DNA, C 2 H 5 OH, CH 3 Cl, SO 2 Conduttori di elettricità in tutte le fasi. Punti di fusione e di ebollizione molto più alti di quelli di sostanze simili che non hanno ponti di idrogeno Punti di fusione ed ebollizione leggermente superiori a quelli di molecole non polari di massa confrontabile. Forze di van der Waals Attrazione elettrostatica tra dipoli indotti in molecole apolari. Ne, Cl 2, CH 4, CCl 4 Punti di fusione ed ebollizione bassi. Cristalli teneri 24

25 DISSOLUZIONE DEL CLORURO DI SODIO NaCl (s) Cl - Na + H 2 O NaCl (acq) - Na + (acq) Cl - (acq) + Nel processo di dissoluzione del NaCl le molecole di acqua dipolari attraggono gli ioni del sale, indebolendo l attrazione elettrostatica tra Na + e Cl -. Inizialmente il fenomeno riguarda la superficie del cristallo, successivamente agiscono sempre più in profondità nel reticolo cristallino, circondando i singoli ioni e consentendo loro di disperdersi nel solvente e quindi di sciogliersi (solvatazione). 25

26 CENNI DI TERMODINAMICA ENTALPIA (H): contenuto termico di una sostanza H (H f - H i ) è il calore assorbito o ceduto dal sistema quando la reazione o il processo ha luogo a pressione costante H > 0 assorbimento di calore reazione endotermica raffreddamento H < 0 liberazione di calore reazione esotermica riscaldamento ENTROPIA (S): è la misura del disordine di una sostanza. Maggiore è il suo disordine, maggiore l entropia. Generalmente S (gas) > S (liquido) > S (solido) Es. Gli ioni in soluzione acquosa sono normalmente più disordinati che nel loro stato solido ( S > 0) Nel caso della reazione di solubilizzazione: HCl (g) H + (acq) + Cl - (acq) S < 0 26

27 I sistemi in natura tendono verso la diminuzione del contenuto di entalpia ( H < 0) e l aumento del contenuto di entropia ( S > 0) Una reazione chimica è spostata verso la formazione dei prodotti (favorita) da un valore negativo di H e/o da un valore positivo di S. Quindi se: H < 0 e S > 0 la reazione è chiaramente favorita H > 0 e S < 0 la reazione è chiaramente sfavorita Se H > 0 e S > 0 o se H < 0 e S < 0 bisogna prendere in considerazione la variazione di energia libera ( G) che fa da arbitro tra le due tendenze opposte a T costanti avremo: G = H - T S G < 0 la reazione è favorita (esoergonica) G > 0 la reazione è sfavorita (endoergonica) G = 0 la reazione è in equilibrio 27

28 Il processo di dissoluzione ( S>0) Nel processo di dissoluzione il solvente deve rompere la coesione dell edificio cristallino. La coesione è rappresentata dall energia reticolare (E retic ), che è la somma delle interazioni attrattive e repulsive tra gli ioni nel cristallo. Quindi per sciogliere un solido bisogna fornire al sistema un energia pari ad E retic Le molecole del solvente interagiscono con cationi ed anioni (nel caso della dissoluzione di un solido ionico) e danno luogo alla solvatazione. Questo implica la formazione di nuove interazioni, e quindi la liberazione di energia a favore del sistema: questa energia si chiama energia di solvatazione (E solvat ). Si possono avere due casi: a) E retic > E solvat significa che l energia liberata dalla solvatazione non è sufficiente a disgregare l edificio cristallino, quindi il sistema deve assorbire energia dall esterno sotto forma di calore (ΔH soluz >0, processo endotermico) b) E retic < E solvat significa che la solvatazione è più forte della coesione del cristallo, quindi l energia in eccesso viene liberata sotto forma di calore (ΔH soluz < 0, processo esotermico) 28

29 Entalpia di soluzione Il calore assorbito ( H>0) o emesso ( H<0) dal sistema durante il processo di dissoluzione si chiama entalpia di soluzione e, per una determinata quantità di sostanza, dipende dal soluto, dal solvente, e dalla temperatura a cui avviene il processo ( H soluzione = E retic E solvat ). ΔH soluz <0 ΔH soluz >0 processo esotermico processo endotermico I processi esotermici risultano inibiti da un aumento di temperatura, mentre i processi endotermici risultano favoriti da un aumento della temperatura. Quindi se un sale si scioglie con sviluppo di calore, allora scaldando la soluzione il sale si scioglierà di meno. Viceversa, il caso più comune è quello delle dissoluzioni endotermiche, per cui la dissoluzione avviene con assorbimento di calore, e un aumento della temperatura fa sciogliere una quantità maggiore di composto. 29

30 The Solution Process ( H<0) 30

31 The Solution Process ( H>0) 331

32 Solubilità Se si scioglie un solido (soluto) in un solvente, si compie una reazione di dissoluzione. Per quanto solubile sia la sostanza nel solvente scelto, ad un certo punto si raggiunge una condizione di equilibrio, in cui il soluto non si scioglie più nel solvente e si deposita sul fondo del recipiente come corpo di fondo. In queste condizioni si è realizzato un equilibrio eterogeneo e si è ottenuta una soluzione satura. La concentrazione di soluto in una soluzione satura a 25 C si definisce solubilità S. 32

33 SOLUBILITA DEI SOLIDI Perché un solido si solubilizzi occorre: vincere le forze di attrazione soluto-soluto ENERGIA RETICOLARE vincere le forze di attrazione solvente-solvente solvatazione, attrazione tra molecole di soluto e molecole di solvente Nel caso dei reticoli ionici, sia l energia reticolare che l energia di solvatazione dipendono da: 1. dimensioni degli ioni ENERGIA DI SOLVATAZIONE 2. carica degli ioni e precisamente dalla densità di carica carica raggio ionico 33

34 Li + Na + K + Rb + Cs + F m.sol. m.sol. Cl m.sol. Br I - m.sol. m.sol Solubilità degli alogenuri alcalini e dimensioni ioniche 34

35 Cs + Ba ++ La 3+ & T.R. Fr + Ra ++ Solubilità dei composti più comuni H + Ioni positivi che formano composti He solubili con quasi tutti gli anioni Li + Be ++ B CO 2- NH OH - F - Ne Na + Mg ++ Al 3+ Si PO 3- Cl - 4 Ar Fe 2+ K + Ca ++ Sc 3+ Ti V Cr 3+ Mn 2+ Co 2+ Ni 2+ Zn 2+ Ga 3+ Ge Se Br - Kr Fe 3+ Rb + Sr ++ Y 3+ Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag + Cd 2+ In 3+ Te I - Xe Cu + Cu 2+ Hg 2 2+ Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Tl 3+ Pb 2+ Bi 3+ Po At - Rn Hg 2+ Sn 2+ As 3+ As 5+ Sn 4+ Sb 3+ NO 3 - Sb 5+ S 2- SO 4 2- H + Ioni positivi che formano composti He scarsamente solubili Li + Be ++ B CO 2- NH OH - F - Ne NO - Cl -, Br -, I - 3 Na + Mg ++ Al 3+ Si PO 3- Cl - 4 Ar K + Ca ++ Sc 3+ Ti V Cr 3+ Mn 2+ Co 2+ Ni 2+ Zn 2+ Ga 3+ Ge Se Br- Kr Rb + Sr ++ Y 3+ Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag + Cd 2+ In 3+ Te I - Xe Cs + Ba ++ La 3+ & T.R. Fe 2+ Fe 3+ Cu + Cu 2+ Hg 2 2+ Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Tl 3+ Pb 2+ Bi 3+ Po At - Rn Hg 2+ Sb Sn 3+Sb Sn 2+ As 3+ As 5+ S 2- SO 4 2- Fr + Ra ++ 35

36 Cs + Ba ++ La 3+ & T.R. Fr + Ra ++ Solubilità dei composti più comuni H + He Ioni positivi che formano composti scarsamente solubili con Li + Be ++ B CO 2- NH OH - F - Ne SO 4 -- Na + Mg ++ Al 3+ Si PO 3- Cl - 4 Ar Fe 2+ K + Ca ++ Sc 3+ Ti V Cr 3+ Mn 2+ Co 2+ Ni 2+ Zn 2+ Ga 3+ Ge Se Br - Kr Fe 3+ Rb + Sr ++ Y 3+ Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag + Cd 2+ In 3+ Te I - Xe Cu + Cu 2+ Hg 2 2+ Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Tl 3+ Pb 2+ Bi 3+ Po At - Rn Hg 2+ Sn 2+ As 3+ As 5+ Sn 4+ Sb 3+ NO 3 - Sb 5+ S 2- SO 4 2- H + He Ioni positivi che formano composti scarsamente solubili con Li + Be ++ B CO 2- NH OH - F - Ne Na + Mg ++ Al 3+ Si PO 3- Cl - 4 Ar K + Ca ++ Sc 3+ Ti V Cr 3+ Mn 2+ Co 2+ Ni 2+ Zn 2+ Ga 3+ Ge Se Br- Kr Rb + Sr ++ Y 3+ Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag + Cd 2+ In 3+ Te I - Xe Cs + Ba ++ La 3+ & T.R. S -- Fe 2+ Fe 3+ Cu + Cu 2+ Hg 2 2+ Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Tl 3+ Pb 2+ Bi 3+ Po At - Rn Hg 2+ Sn 2+ As 3+ As 5+ Sn 4+ Sb 3+ NO 3 - Sb 5+ S 2- SO 4 2- Fr + Ra ++ 36

37 Cs + Ba ++ La 3+ & T.R. Fr + Ra ++ Solubilità dei composti più comuni H + He Ioni positivi che formano composti scarsamente solubili con Li + Be ++ B CO 2- NH OH - F - Ne NO - lo ione ossidrile OH - 3 Na + Mg ++ Al 3+ Si PO 3- Cl - 4 Ar Fe 2+ K + Ca ++ Sc 3+ Ti V Cr 3+ Mn 2+ Co 2+ Ni 2+ Zn 2+ Ga 3+ Ge Se Br - Kr Fe 3+ Rb + Sr ++ Y 3+ Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag + Cd 2+ In 3+ Te I - Xe Cu + Cu 2+ Hg 2 2+ Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Tl 3+ Pb 2+ Bi 3+ Po At - Rn Hg 2+ Sn 2+ As 3+ As 5+ Sn 4+ Sb 3+ Sb 5+ S 2- SO 4 2- H + He Ioni positivi che formano composti scarsamente solubili con Li + Be ++ B CO 2- NH OH - F - Ne NO - PO 3-3 4, CO 3=, SO = 4 Na + Mg ++ Al 3+ Si PO 3- Cl - 4 Ar K + Ca ++ Sc 3+ Ti V Cr 3+ Mn 2+ Co 2+ Ni 2+ Zn 2+ Ga 3+ Ge Se Br- Kr Rb + Sr ++ Y 3+ Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag + Cd 2+ In 3+ Te I - Xe Cs + Ba ++ La 3+ & T.R. Fe 2+ Fe 3+ Cu + Cu 2+ Hg 2 2+ Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Tl 3+ Pb 2+ Bi 3+ Po At - Rn Hg 2+ Sn 2+ As 3+ As 5+ Sn 4+ Sb 3+ Sb 5+ S 2- SO 4 2- Fr + Ra ++ 37

38 a LA CONCENTRAZIONE DELLE SOLUZIONI a soluto/soluzione a a + b a + b b % p/p m a m a + m b. 100 Frazione molare Molarità M (mol/l) n a = V (a+b) n a n a + n b m a PM a. 1 V (a+b) eq a Normalità N (eq/l) = V (a+b) % V/V ze n a = ze m a 1. V (a+b) PM a V a V a + V b. 100 V (a+b) i a = 1 + a (ν - 1) n a i a Osmolarità (osmol/l) = V (a+b) m a i a PM a. 1 V (a+b) 38

39 LA CONCENTRAZIONE DELLE SOLUZIONI soluto/solvente a b a b Molalità m (mol/kg) n a V b = m a PM a V b parti x 100 m a m b. 100 parti x 100 V a V b

40 Problema Preparare 100 ml di soluzione di HNO 3 2N sapendo che quello disponibile in commercio è 14N. Quanti millilitri di HNO 3 concentrato si dovranno utilizzare? HNO 3 2 N HNO 3 14 N 100 ml Quanti equivalenti di acido nitrico ci servono? 2 eq : 1000 ml = x eq : 100 ml x = 0,2 eq Quanti ml di acido concentrato dobbiamo prelevare per avere 0,2 eq? 14 eq : 1000 ml = 0,2 eq : x ml x = 14,3 ml (ml di HNO 3 conc. da prelevare) 100 ml 14,3 ml = 85,7 ml (ml di H 2 O) 40

41 REGOLA DELLA CROCE HNO 3 2N 100 ml HNO 3 14N Normalità della soluzione concentrata (ml della soluzione concentrata, 14N) Normalità della soluzione diluita 0 12 (ml della soluzione diluita, 0 M, cioè acqua) 14 (ml totali di soluzione alla concentrazione desiderata, 2N) Normalità della soluzione desiderata Se mettiamo insieme 2 ml di HNO 3 14N e 12 ml di H 2 O avremo una soluzione di HNO 3 2N. 2 ml : 14 ml = x ml : 100 ml HNO 3 14N totali HNO 3 14N totali x = 14,3 ml (ml di HNO 3 conc, cioè 14N, da prelevare) 100 ml 14,3 ml = 85,7 ml (ml di H 2 O) 41

42 Problema Si devono preparare 100 ml di soluzione di HNO 3 4N avendo a disposizione HNO 3 14N e HNO 3 2N. Quanti millilitri delle due soluzioni si devono utilizzare? HNO 3 4N HNO 3 14N 100 ml HNO 3 2N 14 2 (ml della soluzione 14N) (ml della soluzione 2N) 12 (ml totali di soluzione 4N) Se mettiamo insieme 2 ml di HNO 3 14N e 10 ml di HNO 3 2N avremo 12 di HNO 3 4N. Noi vogliamo 1 litro di soluzione di HNO 3 4N. ml di una soluzione 2 ml : 12 ml = x ml : 100 ml HNO 3 14N totali HNO 3 14N totali x = 16,7 ml (ml di HNO 3 14N da prelevare) 10 ml : 12 ml = x ml : 100 ml HNO 3 2N totali HNO 3 2N totali x = 83,3 ml (ml di HNO 3 2N da prelevare) Il volume di acqua si può calcolare più semplicemente così: (100 ml 16,7 ml) = 83,3 ml 100 ml 42

43 Problema Preparare 100 ml di soluzione di H 2 SO 4 2N sapendo che quello disponibile in commercio è 36N. Quanti millilitri di acido solforico concentrato si dovranno utilizzare? H 2 SO 4 2N 100 ml H 2 SO 4 36N ml : 36 ml = x ml : 100 ml H 2 SO 4 36N totali H 2 SO 4 36N totali x = 5,5 ml (ml di H 2 SO 4 conc., cioè 36N, da prelevare) 100 ml 5,5 ml = 94,5 ml (ml di H 2 O) 43

44 Problema Preparare 100 ml di soluzione di HCl 2N sapendo che quello disponibile in commercio è 12N. Quanti millilitri di HCl concentrato si dovranno utilizzare? HCl 2N 100 ml HCl 12N ml : 12 ml = x ml : 100 ml HCl 12N totali HCl 12N totali x =16,7 ml (ml di HCl conc., cioè 12N, da prelevare) 100 ml 16,7 ml = 83,3 ml (ml di H 2 O) 44

45 Problema Preparare 100 ml di soluzione di HCl 6N sapendo che quello disponibile in commercio è 12N. Quanti millilitri di HCl concentrato si dovranno utilizzare? HCl 6N 100 ml HCl 12N ml : 12 ml = x ml : 100 ml HCl 12N totali HCl 12N totali x = 50 ml (ml di HCl conc., cioè 12N, da prelevare) 100 ml 50 ml = 50 ml (ml di H 2 O) 45

46 Problema Preparare 100 ml di soluzione di NH 4 OH 2N sapendo che quello disponibile in commercio è 14N. Quanti millilitri di NH 4 OH concentrato si dovranno utilizzare? NH 4 OH 2N 100 ml NH 4 OH 14N ml : 14 ml = x ml : 100 ml NH 4 OH 14N totali NH 4 OH 14N totali x =14 ml (ml di NH 4 OH conc., cioè 14N, da prelevare) 100 ml 14 ml = 86 ml (ml di H 2 O) 46

47 Problema È necessario preparare 100 ml di una soluzione di acido acetico 2N, disponendo di una soluzione concentrata (~ 100% V/V; d = 1,049 g/ml). Quale volume della soluzione concentrata e quanta acqua si devono utilizzare? CH 3 COOH 2N 100 ml CH 3 COOH (100% V/V) d = 1,049 g/ml Quanti equivalenti di acido acetico ci servono? 2 eq : 1000 ml = x eq : 100 ml x = 0,2 eq A quanti grammi di acido acetico corrispondono 0,2 eq? 0,2 eq : 60,05 g/eq = 12 g (g di acido acetico necessari per preparare la soluzione richiesta) Il problema ci chiede i ml di acido acetico da prelevare, non i grammi. 1,049 g : 1 ml = 12 g : x ml x = 11,4 ml (ml di acido acetico conc. da prelevare) 100 ml 11,4 ml = 88,6 ml (ml di H 2 O) 47

48 Problema Quanti grammi di NaOH (PM = 40 g/mole) sono necessari per preparare 100 ml di soluzione di NaOH 2N? NaOH 2 N 100 ml Peq NaOH = 40 g/mole Quanti equivalenti di soda ci servono? 2 eq : 1000 ml = x eq : 100 ml x = 0,2 eq A quanti grammi di soda corrispondono 0,2 eq? 0,2 eq : 40 g/eq = 8 g 48

49 Problema Quanti grammi di KOH (PM = 56 g/mole) sono necessari per preparare 100 ml di soluzione di KOH 2N? KOH 2 N 100 ml Peq KOH = 56 g/mole Quanti equivalenti di potassa ci servono? 2 eq : 1000 ml = x eq : 100 ml x = 0,2 eq A quanti grammi di potassa corrispondono 0,2 eq? 0,2 eq : 56 g/eq = 11 g 49