Reazioni in soluzione acquosa

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1 Reazioni in soluzione acquosa Soluzioni, solvente e soluto Elettroliti Dissoluzione e solvatazione di elettroliti Equazioni chimiche Equazioni ioniche Concentrazione di soluzioni Reazioni di precipitazione Reazioni acido base Reazioni redox

2 Soluzioni, solvente e soluto Soluzione: miscela omogenea di due o più sostanze. La sostanza presente in maggiore quantità si chiama solvente, quella/e in quantità minorè denominata soluto. Le soluzioni possono essere solide (es. lega metallica), liquide (es. acqua di mare), gassose (es. aria).

3 Soluzioni acquose In soluzione acquose il solvente è acqua, il soluto può essere solido, liquido o gassoso.

4 Acqua (H 2 O) come solvente

5 Classificazione dei soluti in soluzione acquosa elettroliti e non elettroliti I soluti solubili in acqua si distinguono in: elettrolita: sostanza che sciolta in acqua dà luogo ad una soluzione che conduce corrente elettrica elettroliti forti (completamente dissociati in ioni in soluzione) elettroliti deboli (parzialmente dissociati in ioni in soluzione) non elettrolita:sostanza che sciolta in acqua dà luogo ad una soluzione che NON conduce corrente elettrica

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7 Elettroliti forti, elettroliti deboli e non elettroliti

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9 Solvatazione di elettroliti in soluzione acquosa

10 Dissoluzione in acqua e solvatazione di un composto ionico

11 Composti ionici di uso comune solubili ed insolubili in 25 C

12 Preparazione di una soluzione acquosa di bicromato di ammonio (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7

13 Equazioni chimiche: dissoluzione in acqua di un composto ionico (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 Na 2 SO 4 (s) 2NH 4+ (aq) + Cr 2 O 7 = (aq) 2Na + (aq) + SO 4= (aq) KBr (s) K + (aq) + Br - (aq) Na 3 PO 4 (s) 3Na+ (aq) + PO 4 3- (aq) AgNO 3 (s) Ag + (aq) + NO 3- (aq)

14 Equazioni chimiche: reazioni ioniche in soluzione acquosa (a) Equazione molecolare reagenti e prodotti scritti come indissociati 2AgNO 3 (aq) + Na 2 CrO 4 (aq) Ag 2 CrO 4 (s) + 2NaNO 3 (aq)

15 Equazioni chimiche: reazioni ioniche in soluzione acquosa (b) Equazione ionica totale composti ionici solubili scritti in forma dissociata 2Ag + (aq) + 2NO 3- (aq) + 2Na + (aq) + CrO 4 2- (aq) Ag 2 CrO 4 (s) + 2Na + (aq) + NO 3- (aq) 2Ag + (aq) + 2NO 3- (aq) + 2Na + (aq) + CrO 4 2- (aq) Ag 2 CrO 4 (s) + 2Na + (aq) + 2NO 3- (aq)

16 Equazioni chimiche: reazioni ioniche in soluzione acquosa 2Ag + (aq) + 2NO 3- (aq) + 2Na + (aq) + CrO 4 2- (aq) Ag 2 CrO 4 (s) + 2Na + (aq) + 2NO 3- (aq) ioni spettatori ioni che non prendono parte alla reazione e compaiono inalterati nell equazione ionica totale (c) equazione ionica netta riporta solo gli ioni coinvolti nella trasformazione chimica, gli ioni spettatori non sono riportati. 2Ag + (aq) + CrO 4 2- (aq) Ag 2 CrO 4 (s)

17 Concentrazione delle soluzioni: molarità (M) La concentrazione di una soluzione rappresenta la quantità di soluto presente in una data quantità di soluzione e può essere espressa in modi molto diversi. La molarità (M), o concentrazione molare, è tra le più utilizzate in chimica ed è data numero di moli di soluto (n) per litro di soluzione (V).

18 Preparazione di una soluzione di molarità nota

19 Molarità (M): esercizi tipo Esercizio 1 Quanti grammi di solfato di sodio sono necessari per preparare litri di una soluzione M? (24.9 g) Quanti grammi di solfato di sodio sono contenuti in 15 ml di una soluzione 0.5 M? (1.1 g) Quanti ml di soluzione 0.5 M sono necessari per fornire moli di solfato di sodio? (76 ml) Esercizio 2 Si preparano due soluzioni di fluoruro di sodio ottenute sciogliendo 21.0 g in 500 ml e 10.5 g in in 100 ml. Quale soluzione è più concentrata?

20 Formula? Na 2 SO 4 Esercizio 1 Massa molare? 142 g/mol moli soluto (mol) = molarità (mol/l) x volume della soluzione V(l) n = M x l = mol m(g)= n (mol) x massa molare (g/mol) = mol x 142 g/mol = 24.9 g n = 0.5 M x litri = moli m (g) = moli x 142 g/mol = 1.1 g Volume di soluzione (l) = moli di soluto (mol) / Molarità (mol/l) V (l) = moli / 0.5 moli/l = l = 76 ml

21 Formula? NaF Esercizio 2 Massa molare? 42 g/mol M= moli di soluto (g) / Volume soluzione (litri) n 1 = g / 42 g/mol = 0.50 mol quindi M 1 = 0.50 mol / 0.50 l = 1M n 2 = 10.5 g / 42 g/mol = 0.25 mol quindi M 2 =0.25 mol /0.1 l = 2.5 M

22 Diluizione di soluzioni Quando una soluzione viene diluita per aggiunta di solvente il numero di moli di soluto rimane invariato. n concentrata(1) = n diluita(2) M 1 V 1 = M 2 V 2

23 Diluizione di soluzioni: esercizio tipo Esercizio 1 Quanti ml di una soluzione di cloruro di sodio 3.0 M sono necessari per preparare 450 ml di soluzione 0.1 M? Esercizio 2 Quanti ml di soluzione 5.0 M di bicromato di potassio devono essere diluiti per preparare 250 ml di soluzione 0.10 M? Esercizio 3 Esercizio 3 Preparazione di 0.8 litri di una soluzione salina isotonica (soluzione di 0.15 M di cloruro di sodio utilizzata in numerose applicazioni tra cui la detersione delle lenti a contatto e trattamento degli eritrociti) a partire da una soluzione stock di concentrazione 6 M.

24 Esercizio 1 M conc V conc = M dil V dil Soluzione esercizi Esecizio 3 M conc V conc = M dil V dil 3.0 mol/l x V conc =0.1 mol/l x l V conc = l = 15 ml Esercizio 2 M conc V conc = M dil V dil 6 M x Vconc. = 0.15 M x 0.8 l V conc = 0.02 l = 20 ml prelievo di 20 ml di soluzione 6M diluizione fino a 0.8 l 5M x V conc = 0.1 M x l V conc = l = 5 ml

25 Parti di soluto per parti di soluzione-1 Parti in massa (a) percentuale in massa (% w/w) % massa = massa soluto / (massa soluto + massa solvente) x 100 % massa = (massa soluto / massa soluzione) x 100 (b) parti per milione (ppm) ppm = (massa soluto /massa soluzione) x 10 6 (c) parti per bilione (ppb) ppb = (massa soluto / massa soluzione) x 10 9

26 Parti di soluto per parti di soluzione-2 Parti in volume (a) percentuale in volume (% v/v) % volume = (volume soluto / volume soluzione) x 100 (b) parti per milione in volume (ppmv) ppmv = (volume soluto /volume soluzione) x 10 6 (c) Parti per bilione in volume (ppbv) ppbv = (volume soluto / volume soluzione) x 10 9 Esempio: monossido di carbonio(co) aria non inquinata 0.05 ppmv (50 ppbv) aria traffico urbano 50 ppmv fumo di una sola sigaretta 500 ppmv Esempio: bevande alcoliche una bottiglia di vino 0.75l contiene 11.5 % alcol in volume. Quanti litri di alcol sono presenti? 0.75 L : x = 1L : 0.115L litri = 86 ml!

27 Parti di soluto per parti di soluzione-3 Frazione molare (X) Frazione molare (X)= moli soluto / (moli di soluto + moli di solvente) Dalla frazione molare si calcola come segue la percentuale molare: Percentuale molare = frazione molare x 100 Esempio: Un campione di alcol per frizioni contiene 142 g di isopropanolo (C 3H 7OH) e 58 g di acqua, calcolare le frazioni molari del solvente e del soluto. massa molare solvente? 18 g/mol moli solvente? 58g / 18g/mol = 3.22 mol massa molare soluto? 60.1 g/mol moli soluto? 142g / 60.1g/mol = 2.36 mol frazione molare soluto? 2.36mol / ( )mol = 0.42 frazione molare solvente? 3.22 mol / ( )mol = 0.58

28 Concentrazione delle soluzioni:molalità (m) Concentrazione di una soluzione espressa in termini di moli di soluto per kg di solvente. m= moli soluto (mol) / kg solvente La molalità (m) dipende dalla massa del solvente, mentre la molarità (M) dal volume della soluzione. Nel caso di soluzioni acquose diluite molarità (M) e molalità (m) assumono valori molto simili. La molarità (M) varia con la temperatura mentre la molalità (m) rimane costante.

29 Molalità (m): esercizi tipo Esercizio 1 Una soluzione è preparata sciogliendo 4.35 g g di glucosio (C 6 H 12 O 6 ) in 25.0 ml di acqua a 25 C. Calcolare la molalità della soluzione.(0.964 m) Esercizio 2 Calcolare la molalità di una soluzione ottenuta sciogliendo 36.5 g di naftalene (C 10 H 8 ) in 425 g di toluene (C 7 H 8 ) (soluzione non acquosa!). (0.670 m) Esercizio 3 Calcolare la molalità di una soluzione preparata sciogliendo 32.0 g di cloruro di calcio in 271 g di acqua. (1.06 m) Esercizio 4 Quanti grammi di glucosio (C 6 H 12 O 6 ) devono sciogliere in 563 g di etanolo (C 2 H 5 OH) per Ottenere una soluzione 2.40 x 10-2 m? (soluzione non acquosa!)

30 Soluzione esercizi Esecizio 1 massa molare glucosio? g/mol moli glucosio? 4.35g / 180.2g/mol = mol m= mol / kg = molale = m Esercizio 2 massa molare naftalene? g/mol moli naftalene? 36.5g / 128.2g/mol = moli m= mol / kg = 0.67 molale = 0.67 m

31 Massa di soluto per volume di soluzione

32 Esercizi Esercizio 1 Il perossido di idrogeno (H 2 O 2 ) è utilizzato in soluzione concentrata nei combustibili per razzi Ed in soluzione diluita come sbiancante e disinfettante. Una soluzione acquosa di H 2 O 2 ha concentrazione 30% massa e densità 1.11 g/ml. Calcolare : (a) molalità soluzione, (b) frazione molare di perossido di idrogeno, (c) molarità soluzione (a) 12.6 m (b) (c) 9.79 M Esercizio 2 Una soluzione di candeggina commerciale contiene 3.62% in peso di ipoclorito di sodio in acqua. Calcolare: (a) molalità della soluzione (b) frazione molare di ipoclorito di sodio (a) m (b) 9.00 x 10-3

33 Reazioni in soluzione acquosa Reazioni di precipitazione CdS PbS Ni(OH) 2 Al(OH) 3 Reazioni acido-base Reazioni di ossido-riduzione

34 Reazioni di precipitazione In una reazione di precipitazione due composti ionici solubili reagiscono per dare un prodotto insolubile (precipitato). La formazione del precipitato comporta la rimozione dalla soluzione degli ioni che lo costituiscono. Esempio: precipitato di ioduro di piombo (II) (giallo) ottenuto aggiungendo una soluzione di ioduro di potassio ad una soluzione di nitrato di piombo (II).

35 Reazioni di precipitazione: equazioni chimiche 2KI (aq) + Pb(NO 3 ) 2 (aq) PbI 2 (s) + 2KNO 3 (aq) 2K + (aq) + 2I - (aq) + Pb +2 (aq) + 2NO 3- (aq) PbI 2 (s) + 2K + (aq) + 2NO 3- (aq) 2I - (aq) + Pb +2 (aq) PbI 2 (s)

36 Reazioni di precipitazione: equazioni chimiche

37 Reazioni di precipitazione: equazioni chimiche 2NaF (aq) + CaCl 2 (aq) CaF 2 (s) + 2NaCl (aq) 2 Na + (aq) + 2 F - (aq) + Ca 2+ (aq) + 2 Cl - (aq) CaF 2 (s) + 2 Na + (aq) + 2 Cl - (aq) 2 F - (aq) + Ca 2+ (aq) CaF 2 (s)

38 Come prevedere se si formerà un precipitato? Composti ionici solubili in acqua composti degli ioni del gruppo 1A(1) composti dello ione ammonio (NH 4+ ) nitrati acetati cloruri, bromuri e ioduri (eccetto Ag +, Pb +2, Cu+, Hg 2 2+ ) fluoruri (eccetto Pb +2, cationi 2A(2) ) Composti ionici insolubili in acqua idrossidi metallici (eccetto cationi gruppo 1A(1) e 2A(2) ) carbonati (eccetto gruppo 1A(1) e ione ammonio ) fosfati (eccetto gruppo 1A(1) e ione ammonio) solfuri (eccetto cationi 1A(1), 1A(2) e ione ammonio) solfati (eccetto Ca +2, Sr +2, Ba +2, Pb +2 ) perclorati

39 Equazioni ioniche: esercizio tipo Scrivere equazione ionica netta della reazione di precipitazione che avviene a seguito del mescolamento di due soluzione di cloruro di calcio e carbonato di sodio, rispettivamente. Scrivere equazione ionica netta della reazione di precipitazione che avviene a seguito del mescolamento di due soluzione di nitrato di argento e fosfato di potassio, rispettivamente. In 1 litro di acqua sono solubilizzati 0.1 moli di ciascuno dei seguenti composti: nitrato di calcio, glucosio (C 6 H 12 O 6 ), cloruro di sodio. Sapendo che la conducibilità elettrica aumenta all aumentare del numero di ioni presenti in soluzione, ordinare le soluzioni in ordine crescente di conducibilità.

40 Reazioni di acido-base Acqua partecipa alle reazione acido-base in soluzione acquosa non solo come solvente ma anche come reagente e prodotto di reazione. Un acido è una sostanza che in soluzione acquosa si dissocia con formazione di ione H + : H HX 2 O H + (aq) + X - (aq) Una base è una sostanza che in soluzione acquosa si dissocia con formazione di ione OH - : MeOH H 2 O Me + (aq) + OH - (aq)

41 Acidi e basi come elettroliti Acidi e basi forti si dissociano completamente in soluzione (elettroliti forti) Acidi e basi deboli si dissociano parzialmente in soluzione (elettroliti deboli)

42 Acidi e basi comuni: forti e deboli Acidi Forti Acido cloridrico, HCl Acido bromidrico, HBr Acido iodidrico, HI Acido nitrico, HNO 3 Acido solforico, H 2 SO 4 Basi Forti Idrossido di sodio, NaOH Idrossido di potassio, KOH Idrossido di calcio, Ca(OH) 2 Idrossido di stronzio, Sr(OH) 2 Idrossido di bario, Ba(OH) 2 Acido perclorico, HClO 4 Deboli Acido fluoridrico, HF Deboli ammoniaca, NH 3 Acido fosforico, H 3 PO 4 Acido acetico, CH 3 COOH

43 Acidi e basi forti: reazione di neutralizzazione Reazione in cui un acido reagisce con una base per formare acqua ed un prodotto che non ha caratteristiche né acide né basiche. I prodotti sono un sale, composto ionico in cui il catione proviene dalla base e l anione dall acido, ed acqua. Nel caso di una reazione di neutralizzazione (i.e acido forte + base forte): HCl (aq) + NaOH (aq) H 2 O (l) + NaCl (aq) H + (aq) + Cl - (aq) + Na + (aq) + OH - (aq) H 2 O(l) + Na + (aq) + Cl - (aq) H + (aq) + OH - (aq) H 2 O(l)

44 Esercizi tipo Scrivere equazione molecolare, ionica completa e ionica netta delle seguenti reazioni: idrossido di bario ed acido solforico idrossido di stronzio ed acido perclorico idrossido di alluminio e acido cloridrico idrossido di bario e acido acetico (CH 3 CO 2 H, acido debole monoprotico) acido fosforoso H 3 PO 3 (acido debole triprotico) e idrossido di potassio (formano un sale solubile)

45 acido forte diprotico e base forte Ba(OH) 2 (aq) + H 2 SO 4 (aq) Ba(SO 4 )(s) + 2H 2 O (l) Ba +2 (aq) + 2OH - (aq) + 2H + (aq) + SO4 = (aq) Ba(SO 4 )(s) + 2H 2 O(l) acido forte monoprotico e base forte Sr(OH) 2 (aq) + 2HClO 4 (aq) Sr(ClO 4 ) 2 (aq) + 2H 2 O(l) Sr +2 (aq) + 2OH - (aq) + 2H + (aq) + 2ClO (aq) Sr (aq) + 2ClO 4- (aq) + 2H 2 O(l) 2OH - (aq) + 2H + (aq) 2H 2 O(l) acido forte monoprotico e base debole Al(OH) 3 (s) + 3HCl (aq) AlCl 3 (aq) + 3H 2 O(l) Al(OH) 3 (s) + 3H + (aq) + 3Cl - (aq) Al +3 (aq) + 3Cl - (aq) + 3H 2 O(l) Al(OH) 3 (s) + 3H + (aq) Al +3 (aq) + 3H 2 O(l)

46 acido debole monoprotico e base forte Ba(OH) 2 (aq) + 2CH 3 CO 2 H (aq) Ba(CH 3 CO 2 ) 2 (aq) + 2H 2 O(l) Ba +2 (aq) + 2OH - (aq) + 2CH 3 CO 2 H (aq) Ba +2 (aq) + 2(CH 3 CO 2 ) - (aq) + 2H 2 O(l) 2OH - (aq) + 2CH 3 CO 2 H (aq) OH - (aq) + CH 3 CO 2 H (aq) 2(CH 3 CO 2 ) - (aq) + 2H 2 O(l) (CH 3 CO 2 ) - (aq) + H 2 O(l)

47 Titolazione acido-base In una titolazione si utilizza una soluzione di concentrazione nota per determinare la concentrazione di un altra soluzione mediante una reazione nota. In una titolazione acido-base, si aggiungono alcune gocce di un indicatore acido-base alla soluzione da titolare. L indicatore è un colorante che cambia colore in ambiente funzione delle proprietà acido-base della soluzione. In una titolazione acido-base si raggiunge il punto di equivalenza moli acido= moli di base Se la concentrazione delle soluzioni è espressa in molarità: M acido V acido =M base V base

48 Esercizio tipo In una titolazione acido base per raggiungere il punto di quivalenza occorre aggiungere 25.0 ml di una soluzione di NaOH M a 15ml di soluzione di HCl o acido debole diprotico (H 2 A). (a) Calcolare molarità della soluzione di HCl moli OH - = litri x M = moli moli OH - = moli H + M(HCl)= moli / litri = moli/litro=0.833 M (b) Calcolare la molarità della soluzione di H 2 A, ammettendo la reazione: H 2 A(aq) + 2OH - 2H 2 O + A 2-1mole H 2 A : 2moli OH - = x : moli MH 2 A = (0.0125/2)mol : l = M

49 Reazioni di ossido-riduzione Evento chimico basato sul movimento netto di elettroni da un reagente all altro, a formare composti ionici oppure covalenti. Mg(s) + O 2 (g) 2MgO(s) H 2 (g) + Cl 2 (g) 2HCl(g)

50 ossidazione/riduzione, ossidante/riducente ossidazione: cessione di elettroni riduzione: acquisto di elettroni agente ossidante: acquista elettroni, si riduce! agente riducente: cede elettroni, si ossida!

51 ossidazione/riduzione, ossidante/riducente

52 reazioni di ossido-riduzione in Natura

53 Numero di ossidazione Ad ogni atomo in una molecola o in un composto ionico è assegnato un numero di ossidazione, che corrisponde alla carica che avrebbe l atomo se gli elettroni fossero completamente trasferiti (ceduti oppure acquistati).

54 Numero di ossidazione Per gli elementi principali il numero del gruppo corrisponde al numero di ossidazione più elevato (sempre positivo), fanno eccezione O e F.

55 Numero di ossidazione degli elementi nei composti

56 In sintesi In una reazione redox i numeri di ossidazione delle specie variano, ed il movimento di elettroni è simultaneo. Ossidazione: aumento numero ossidazione Riduzione: diminuzione numero di ossidazione

57 Esercizi tipo Nelle seguenti reazioni redox identificare l agente ossidante e l agente riducente: Al(s) + H 2 SO 4 Al 2 (SO 4 ) 3 (aq) + 3H 2 (g) Al si ossida (Al agente riducente), H si riduce (H 2 SO 4 agente ossidante) PbO(s) + CO(g) Pb(s) + CO 2 (g) Pb si riduce (PbO agente ossidante), C si ossida (CO, agente riducente) H 2 (g) + O 2 (g) H 2 O(g) H si ossida (H 2 agente riducente), O si riduce (O 2 agente ossidante) Fe(s) + 3Cl 2 (g) FeCl 3 (s) Fe si ossida (Fe agente riducente),cl si riduce (Cl 2 agente ossidante) 0