Corso di Chimica e Propedeutica Biochimica Reazioni in soluzione acquosa

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Roberta Neri
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1 Corso di Chimica e Propedeutica Biochimica Reazioni in soluzione acquosa Alcune immagini sono state prese e modificate da Chimica di Kotz, Treichel & Weaver, Edises 2007, III edizione 1

2 Ioni in soluzione acquosa: gli elettroliti Per capire le reazioni che avvengono in soluzione acquosa, è importante apprendere prima il comportamento dei composti in acqua. In particolare si vogliono studiare quei composti che disciolti in acqua danno luogo alla produzione di ioni. L acqua che beviamo e l acqua del mare contengono molti ioni, la maggior parte dei quali derivano dalla dissoluzione di materiali solidi presenti nell ambiente. Concentrazione di alcuni cationi ed anioni nell ambiente e nella cellula (mm) elemento specie disciolta acqua marina valonia* globuli rossi Plasma sanguigno cloro Cl sodio Na magnesio Mg calcio Ca potassio K carbonio HCO 3, CO <10 <10 30 fosforo HPO 4 2 <1 5 3 <3 * La Valonia è un alga monocellulare che vive nel mare 2

3 La dissoluzione di un solido ionico in acqua richiede la separazione di ciascun ione da quelli di carica opposta che lo circondano nel solido. L H 2 O è un buon solvente per i composti ionici perché ciascuna di H 2 O possiede una estremità carica positivamente e una estremità carica negativamente. Quando un composto ionico si scioglie in acqua, ciascun ione negativo è circondato da molecole di H 2 O che dirigono verso di esso le estremità positive e ciascun ione positivo è circondato da molecole di H 2 O che dirigono verso di esso le estremità negative. CuCl 2 (s) Cu 2+ (aq) + 2 Cl (aq) 3

4 Gli elettroliti e la teoria della dissociazione elettrolitica di Arrhenius Gli elettroliti sono quelle specie chimiche che in soluzione acquosa si scindono parzialmente o totalmente in ioni (cationi ed anioni), cioè in particelle (atomi o poliatomi) cariche elettricamente e solvatate. Le soluzioni degli elettroliti presentano la capacità di condurre la corrente elettrica. Un non-elettrolita è una sostanza che si scioglie in acqua senza produrre ioni e forma una soluzione che non conduce l elettricità glucosio: C 6 H 12 O 6 (s) C 6 H 12 O 6 (aq) Svante Arrhenius ( ) Allorchè un elettrolita si dissolve in una soluzione si dice che: a) si dissocia, se già prima di passare in soluzione era costituito da ioni NaCl (s) Na + (aq) + Cl (aq) b) si ionizza, se prima di passare in soluzione era costituito da molecole con legami covalenti polari HCl (g) H + (aq) + Cl (aq) 4

5 Le soluzioni acquose dei composti ionici conducono la corrente elettrica (elettroliti) e H 2 O +NaCl (s) NaCl (s) Na + (aq) + Cl (aq) 5

6 Classificazione delle soluzioni acquose in base alla loro capacità di condurre l elettricità elettrolita forte elettrolita debole non elettrolita 6

7 Per un elettrolita in soluzione si possono verificare 2 casi: l elettrolita è totalmente dissociato in ioni, e si dice forte (i sali, alcuni acidi e basi) un sale: KCl (s) K + (aq) + Cl (aq) (cloruro di potassio) un acido forte: HCl (g) H + (aq) + Cl (aq) (acido cloridrico) una base forte: NaOH (s) Na + (aq) + OH (aq) (idrossido di sodio) l elettrolita è parzialmente dissociato in ioni (e una parte di esso è presente sotto forma di molecole indissociate), e si dice debole (acidi e basi) un acido debole: HCN (g) H + (aq) + CN (aq) (acido cianidrico) una base debole: NH 3 (g) + H 2 O (l) NH + 3 (aq) + OH (aq) (ammoniaca) La doppia freccia nelle equazioni chimiche degli elettroliti deboli (ed in molte altre reazioni) indica che i reagenti danno luogo ai prodotti, ma anche che i prodotti si ricombinano per dare i reagenti di partenza. La reazione A + B C è detta irreversibile mentre la reazione A + B C è detta reversibile 7

8 La differenza fra un elettrolita forte e debole: il grado di dissociazione elettrolita forte: KCl (s) K + (aq) + Cl (aq) + + prima della dissoluzione dopo la dissoluzione sono presenti ioni K + e Cl idratati e il sale KCl non è più presente elettrolita debole: HCN (g) H + (aq) + CN (aq) prima della dissoluzione + dopo la dissoluzione sono presenti ioni H + e CN idratati e ma anche l acido HCN idratato 8

9 Il grado di dissociazione Si definisce grado di dissociazione α, il rapporto tra il numero di moli di sostanza dissociata e il numero di moli iniziali della stessa sostanza: " = n dissociate 0! "! 1 n iniziali Questa grandezza adimensionale viene utilizzata per descrivere l'effettivo comportamento di un elettrolita debole che in soluzione si dissocia parzialmente. Dipende criticamente dalla concentrazione, temperatura e pressione. elettroliti forti: α = 1 elettroliti deboli: α < 1 non elettroliti: α = 0 Esempio: l acido acetico è un elettrolita debole. Posto in soluzione acquosa si ionizza parzialmente: CH 3 COOH (aq) CH 3 COO (aq) + H + (aq). A 25 C e 1 atm e alla conentrazione di 0.1 M è dissociato per l 1.33%, α =

10 Il numero di particelle prodotte dalla dissociazione Si abbia un elettrolita debole A m B n presente alla concentrazione molare c. In soluzione acquosa: A m B n m A + n B Se il grado di dissociazione è α, allora: numero di moli di A m B n rimaste dopo la dissociazione = c cα numero di moli di A prodotte = mcα numero di moli di B prodotte = ncα Jacobus H. van 't Hoff ( ) numero di moli totali = c cα + mcα + ncα = c [1 α+α(m+n)] = c [1 α+αν] = c [1+α (ν 1)] dove ν = m+n è il numero di particelle che si originano dalla dissociazione di una molecola del composto. Il termine i = 1+α (ν 1) è detto fattore di dissociazione o coefficiente di van't Hoff e viene utilizzato nel calcolo delle proprietà colligative delle soluzioni. 10

11 Si abbiano 4 molecole diatomiche di un elettrolita forte, i.e. α = 1 e ν = 2: c eff = c [1+α (ν 1)] c = 4 = 4 [1 +1 (2 1)] = 8 Si abbiano 4 molecole diatomiche di un elettrolita debole dissociato al 50 %, i.e. α = 0.5 e ν = 2: c eff = c [1+α (ν 1)] c = 4 = 4 [ (2 1)] = 6 11

12 Esempio 1: Si calcoli quante particelle vengono generate dalla dissociazione del cloruro sodico in una soluzione c = 0.1 M. Soluzione NaCl (s) Na + (aq) + Cl (aq) elettrolita forte: dissocia completamente α = 1 particelle generate dalla dissociazione: 2, lo ione Na + e lo ione Cl ν = 2 coefficiente di van't Hoff: i = 1+α (ν 1) = 1+1 (2 1) = 2 concentrazione effettiva: c eff = c i = = 0.2 M In soluzione sono presenti un numero doppio di particelle 12

13 Esempio 2: Si calcoli quante particelle vengono generate dalla dissociazione del carbonato di sodio in una soluzione c = 0.1 M. Soluzione Na 2 CO 3 (s) 2 Na + (aq) + CO 3 2 (aq) elettrolita forte: dissocia completamente α = 1 particelle generate dalla dissociazione: 3, 2 ioni Na + e lo ione CO 3 2 ν = 3 coefficiente di van't Hoff: i = 1+α (ν 1) = 1+1 (3 1) = 3 concentrazione effettiva: c eff = c i = = 0.3 M In soluzione sono presenti un numero triplo di particelle 13

14 Esempio 3: Si calcoli quante particelle vengono generate dalla dissociazione dell acido acetico in una soluzione c = 1 mm se il grado di dissociazione dell acido è α = Soluzione CH 3 COOH (aq) CH 3 COO (aq) + H + (aq) elettrolita debole: dissocia completamente α = particelle generate dalla dissociazione: 2, lo ione CH 3 COO e lo ione H + ν = 2 coefficiente di van't Hoff: i = 1+α (ν 1) = (2 1) = concentrazione effettiva: c eff = c i = = mm In soluzione sono presenti ca. il 12% in più di particelle 14

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