ESERCITAZIONE 11 SOLUZIONI DI ELETTROLITI

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1 ESERCITAZIONE 11 SOLUZIONI DI ELETTROLITI Sono elettroliti gli acidi, le basi e i sali. Quando sono in soluzione le loro molecole sono parzialmente o totalmente scisse in particelle dotate di carica (ioni). Cationi = carica + Anioni = carica - - Grado di dissociazione (o ionizzazione) : α a = n di molecole dissociate/n di molecole iniziali a può variare fra 0 (soluti non dissociati) e 1 (soluti completamente dissociati). - Coefficiente di Van't Hoff : i E' il coefficiente per cui bisogna moltiplicare il numero di molecole di elettrolita poste in soluzione per avere il n totale di molecole indissociate più gli ioni prodotti presenti in soluzione a dissociazione avvenuta. i = 1 + a (z - 1) a = (i - 1)/(z - 1) Legge di Raoult per gli elettroliti ( p0 - p) / p0 = in/( in + N ) p0 = tensione di vapore del solvente p = tensione di vapore della soluzione n = numero di moli di soluto N = numero di moli di solvente i = coefficiente di Van't Hoff Crioscopia e ebullioscopia DTc = ikcm DTt = ikem i = DTc/Kcm i = DTe/Kem Pressione osmotica PV = i nrt Conducibilità Conduttanza specifica k = 1/r : conduttanza di un cubetto di soluzione di un cm di olat 54

2 Conduttanza equivalente L: conduttanza di una soluzione nella quale è disciolto un equivalente di elettrolita. Entrambe si intendono misurate in una cella parallelepipeda a base quadrata di 1 cm 2 di sezione nella quale due pareti opposte siano costituite da due elettrodi infinitamente lunghi. L = kv V = volume in cm3 Se N è la normalità della soluzione: L = k 1000/N Conduttanza equivalente limite L 0 : quella di un elettrolita nelle condizioni limite di dissociazione (= diluizione infinita, a 0 = 1). Essa è data dal contributo delle conduttanze equivalenti limite dei cationi e degli anioni. Costante di ionizzazione Gli elettroliti possono essere forti o deboli: i primi sono completamente dissociati anche a concentrazioni elevate; i secondi sono solo parzialmente dissociati, anche se aumenta la diluizione. Per gli elettroliti deboli la dissociazione è un equilibrio: AB <====> A + + B - elettrolita binario A temperatura costante Kd = [A + ][B - ]/[AB] costante di dissociazione ionica Si può dimostrare che Kd = a 2 M/(1 - a) Legge della diluizione di Ostwald Nel caso generale di un elettrolita non binario la legge della diluizione sarà: AmBn <====> man+ + nbm- Kd = mmnna(m+n)/v(m+n-1)(1-a) Per acidi e basi deboli vale la formula semplificata: [H+] = Ka [acido] [OH-] = Kb [base] perchè la frazione dissociata è molto piccola (trascurabile). Esercizi: 1) Determinare la temperatura di congelamento di una soluzione acquosa contenente 4,52 g di NaOH in 200,5 ml di acqua ( d = 0,996 g/ml ) sapendo che la costante crioscopica dell'acqua è 1,86 C Kg/ mol. NaOH è completamente dissociato. DT c = i K c m Calcolo il numero di moli di NaOH presenti in soluzione: 4,52 g/39,9972 g/mol = 0,133 mol 55

3 Queste moli sono contenute in 200,5 ml di acqua. La molalità sarà: m = 0,113 mol /( 200,5ml x 0,996 g/ml x 10-3 ) = 0,566 m NaOH è completamente dissociato quindi a = 1 e z = 2: NaOH ====> Na + + OH - i = 1 + 1(2-1) = 2 DTc = 1,86 x 2 x 0,566 = 2,11 C La soluzione solidifica a - 2,11 C. 2) Una soluzione acquosa di un solido AB che si può dissociare in ioni A + e B - presenta un innalzamento ebullioscopico di 0,225 C. Calcolare il grado di dissociazione del soluto AB in questa soluzione, sapendo che sono state sciolte 0,135 moli di AB in 431 g di acqua, e che la costante ebullioscopica per l'acqua è 0,512 C Kg/ mol. AB =====> A + + B - z = 2 i = 1 + a(2-1) = 1 + a DT e = i K e m cioè 0,225 = 0,512 x (0,135/0,431)(1 + a ) a = [0,225 - (0,512 x 0,313)]/( 0,512 x 0,313) = 0,404 3) La costante di dissociazione di una soluzione 0,1 M di CdSO4 ( elettrolita debole) è 5x10-3. Calcolare il grado di dissociazione. Kd = a 2 M/(1-a) Kd(1-a) = a2m a 2 x 0,1 + a x 5 x x 10-3 = 0 a = 0,2 4) A quale temperatura bolle una soluzione 2 M di un acido monoprotico HA se il suo grado di dissociazione è = 0,09? Ke per l'acqua = 0,52; densità della soluzione = 1,062 g/ml; peso molecolare dell'acido = 98. * Calcolo la concentrazione molale: 2 M = 2 moli in un litro di soluzione d = 1,062g/ml = 1062g /l per la soluzione) Due moli di soluto sono contenute in un litro di soluzione, cioè 2 x 98 = 196 g di soluto sono contenuti in 1062 g di soluzione, cioè in = 866 g di solvente. m = 2 / 0,866 = 2,3095 m 56

4 * Calcolo i: HA <=====> H + + A - z = 2 i = 1 + 0,09(2-1) = 1,09 * Calcolo DT e dopo dissociazione: DT e = i K e m = 1,09 x 0,52 x 2,3095 = 1,31 Teb = ,31 = 101,31 C 5) A 25 C la conduttanza specifica di una soluzione 0,5 N di un acido monoprotico vale 9,9x10-3 W-1cm-1. Calcolare la costante di ionizzazione dell'acido monoprotico che si dissocia secondo: HA <====> H + + A -. La conduttanza limite equivalente per gli ioni è: l0 H + = 349,8 W-1cm2mol-1 l0 A - = 39,8 W-1cm2mol-1 * Calcolo la conduttanza equivalente: L = k 1000/N = 9,9 x 10-3 x 1000/0,5 = 19,8 W-1cm2mol * Calcolo la conduttanza equivalente limite: L 0 = l 0 H + + l 0 A - =349,8 + 39,8 = 389,6 W-1cm2mol -1 * Calcolo il grado di dissociazione: a = L/ L 0 = 19,8/389,6 = 0,051 Essendo l'acido monoprotico, N e M coincidono: K = a 2 M/(1 - a) = (0,0512-0,5)/(1-0,051) = 1,37 x ) Calcolare la concentrazione molare di tutte le specie presenti all'equilibrio in una soluzione 1 m di CH3COOH (acido acetico) ed il grado di dissociazione. Ka = 1,8 x CH3COOH <=====> CH3COO- + H+ i v -X +X +X e 1-X X X Ka = [CH3COO - ][ H + ]/ [CH3COOH] = X2/(1-X) Considerando l'acido acetico molto poco dissociato posso trascurare X al denomonatore: X = Ka x 1 = 1,8 x 10-5 = 4,24 x

5 All'equilibrio: [ H + ] = 0,00424 M [CH3COO - ] = 0,00424 M [CH3COOH] = 1-0,00424 = 0,9958 M a = 0,00424/1 = 0, ) Calcolare le concentrazioni delle specie all'equilibrio in una soluzione 1,00 x 10-1 M di CdSO4. La costante di dissociazione di CdSO4 è 5x10-5. CdSO4 =========> Cd ++ + SO4 -- i 1,00 x v - X + X + X e 1,00 x X X X Kd = [Cd ++ ][SO4 -- ] / [CdSO4]= X2/(1,00 x X) = 5 x 10-5 X = 2 x 10-2 All'equilibrio: [Cd ++ ] = [SO4 -- ] = 2 x 10-2 M [CdSO4] = 1,00 x X = 8 x

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