LA FORMAZIONE DELLE SOLUZIONI.

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1 LA FORMAZIONE DELLE SOLUZIONI. Perché le sostanze si sciolgono? Le soluzioni sono miscugli omogenei i cui costituenti conservano le loro proprietà. Nelle soluzioni il solvente è il componente in maggiore quantità. Il soluto è il componente delle soluzioni che si trova in minore misura. La formazione di una soluzione presenta sempre una variazione del contenuto energetico dovuto alla rottura (energia acquisita) e alla formazione (energia liberata) di legami: il sistema tende alla minor energia potenziale possibile.

2 8. La solubilità e le soluzioni sature Quando un soluto non si scioglie più in un solvente, la soluzione si dice satura e il soluto in eccesso corpo di fondo. La solubilità di una sostanza in un certo solvente è la sua concentrazione nella soluzione satura. La solubilità di un solido o un liquido è influenzata dalla temperatura.la solubilità di un gas in un liquido è influenzata dalla pressione e dalla temperatura (aumenta al diminuire della temperatura)

3 IL SIMILE SCIOGLIE IL SUO SIMILE 2. Soluzioni acquose ed elettroliti I composti molecolari (es. GLUCOSIO) formano soluzioni per dispersione nell acqua delle molecole elettricamente neutre; l acqua rompe i deboli legami intermolecolari. Queste soluzioni non conducono elettricità. I composti polari (come gli acidi) in acqua si ionizzano: le molecole dipolari dell acqua spezzano i legami covalenti polari della molecola con conseguente formazione di ioni: HCl (g) H + (aq) + Cl (aq) Queste soluzioni conducono elettricità. I composti ionici in acqua si dissociano, ovvero liberano ioni: le molecole d acqua separano gli ioni di carica opposta già presenti nel composto NaCl (s) Na + (aq) + Cl - (aq) Queste soluzioni conducono elettricità.

4 2. Soluzioni acquose ed elettroliti Nella dissociazione e nella ionizzazione gli ioni vengono circondati dalle molecole d acqua orientate in modo che il polo positivo sia rivolto verso lo ione negativo, e il polo negativo verso lo ione positivo. Si formano ioni idratati.

5 2. Soluzioni acquose ed elettroliti Anche i liquidi possono essere miscibili o non miscibili: ad esempio, l acqua e l alcool etilico (entrambi polari) si miscelano grazie all instaurarsi di forze dipolo-dipolo; liquidi apolari come naftalene e trielina, invece, si miscelano grazie all instaurarsi di forze di van der Waals. Un liquido polare e uno apolare non sono miscibili.

6 2. Soluzioni acquose ed elettroliti Tutti i composti che in soluzione producono ioni per dissociazione o per ionizzazione prendono il nome di elettroliti. Un elettrolita è una sostanza che rende elettricamente conduttrice la soluzione acquosa in cui è disciolto. Soluzioni con alta conducibilità elettrica contengono soluti detti elettroliti forti (tutti i sali; alcuni composti polari es. HCl) Soluzioni con modesta conducibilità elettrica contengono soluti detti elettroliti deboli (la maggior parte dei composti polari) Soluzioni che non presentano conducibilità elettrica contengono soluti detti non elettroliti (es. zuccheri)

7 3. La concentrazione delle soluzioni LA CONCENTRAZIONE La concentrazione di una soluzione è il rapporto tra la quantità di soluto e la quantità di solvente in cui il soluto è disciolto. Poiché tali quantità possono essere espresse in vari modi, la concentrazione può assumere diverse unità di misura

8 La concentrazione 3. La percentuale concentrazione in massa delle soluzioni (% m/m) indica la quantità in grammi di soluto sciolta in 100 grammi di soluzione. La concentrazione percentuale massa su volume (% m/v) indica la quantità in grammi di soluto sciolta in 100 ml di soluzione. La concentrazione percentuale in volume (% V/V) indica il volume in millilitri di soluto sciolto in 100 ml di soluzione. Questo è il metodo usato anche per calcolare il grado alcolico di una bevanda. La concentrazione in parti per milione (ppm) indica il numero di parti di soluto presenti in un milione di parti di soluzione. oppure

9 Es. Calcolare la concentrazione percentuale in massa (m/m) di una soluzione ottenuta sciogliendo 5,4 g di NaCl in 535,6 g di acqua. A. 1% B. 0,10% C. 20% D. 40% E. 10% Ricordando che Avremo: (5,4 g / (5,4g +535,6))*100= (5,4/ 541)*100= 1

10 3. La concentrazione delle soluzioni La concentrazione molare (M) o molarità indica il rapporto fra le moli di soluto e il volume in litri della soluzione. La concentrazione molale (m) o molalità è il rapporto tra le moli di soluto e la massa del solvente espressa in kilogrammi. La frazione molare (X) di un componente di una soluzione è il rapporto fra il suo numero di moli di quel componente e il numero totale di moli di tutti i componenti. La normalità(n) indica il rapporto fra il numero di equivalenti di soluto e il volume in litri della soluzione. Un equivalente è la quantità di composto che corrisponde a una mole di unità reattive. Tra N e M esiste una relazione: N= n eq *M

11 Date due soluzioni, la prima contenente 0,50 mol di NaCl in 250 ml di acqua e la seconda contenente 0,20 mol di NaCl in 100 ml di acqua, si può affermare che: A) le due soluzioni hanno la stessa concentrazione B) la prima soluzione è più concentrata della seconda C) la prima soluzione è più diluita della seconda D) le due soluzioni hanno la stessa molalità, ma la prima ha una molarità maggiore E) la seconda soluzione ha concentrazione più che doppia rispetto alla prima Calcoliamo la molarità di ciascuna soluzione: M1= 0,5/250= 0,002 M2= 0,2/100= 0,002

12 L'equivalente (o grammo-equivalente), in chimica, è un'unità di misura della quantità di sostanza la cui definizione dipende dal tipo di sostanza considerata e dalla reazione in cui questa è coinvolta. Un equivalente di acido è la quantità di sostanza che cede una mole di ioni H+ dissociandosi; Un equivalente di base è la quantità di sostanza che cede una mole di ioni OH dissociandosi; Un equivalente di ossidante è la quantità di sostanza che acquista una mole di elettroni in una reazione redox; Un equivalente di riducente è la quantità di sostanza che cede una mole di elettroni in una reazione redox; Un equivalente di sale è la quantità di sostanza che per dissociazione produce una mole di carica elettrica ionica pari a quella di una costante di Avogadro di elettroni. In generale si può affermare che un equivalente di una specie chimica reagisce sempre con un equivalente di un'altra, dando un equivalente di prodotto (legge dell'equivalenza chimica). Mentre la mole è una quantità definita e costante di materia (corrispondente ad un numero di particelle pari al valore numerico della costante di Avogadro), l'equivalente è una quantità variabile, definita di volta in volta in funzione della tipologia di reazione chimica coinvolta. Il numero di equivalenti è comunque sempre un multiplo intero (1, 2, 3, ecc.) delle moli: il coefficiente di proporzionalità è detto valenza operativa (VO). n eq =n* valenza operativa Esempi: 1 mole di HCl presenta 1 equivalente di HCl Significa che a un equivalente di HCl corrisponde 1 mole di HCl 2 moli di Ca(OH)2 presenteranno 4 equivalenti di Ca(OH)2 Significa che a un solo equivalente di Ca(OH)2 corrispondono 0,5 Moli di Ca(OH)2 1 mole di H2SO4 presenta 2 equivalenti di H2SO4 Significa che a un solo equivalente di H2SO4 corrispondono 0,5 Moli di H2SO4

13 Un grammoequivalente di Al (OH) 3 corrisponde a: A. 3 mol B. 1 mol C. 1/3 di mole D. 6 moli E. 1/6 di mole Da ogni mole di Al (OH) 3 si liberano a 3 moli di (OH) -; quindi un equivalente di Al (OH) 3 corrisponde a 1/3 di mole

14 Es. Quanti grammi di NaOH (PM= 40) si devono aggiungere a 500 ml di acqua per ottenere una soluzione acquosa 1M di NaOH? A. 2 B. 7 C. 20 D. 40 E. 80 1mol:1L= 0,5mol:0,5L g= n*pm=0,5*40=20g Es. Sapendo che il PM dell acido acetico è 60 e quello dell acido cloridrico è 36, per ottenere due soluzioni di uguale molarità devo sciogliere nello stesso volume: A. 0,6 g di ac.acetico e 0,36 g di acido cloridrico B. 12 mg di ac.acetico e 36 mg di acido cloridrico C. 12 g di ac.acetico e 3,6 gdi acido cloridrico D. 12 g di ac.acetico e 12 g di acido cloridrico E. 0,01 g di ac.acetico e 0,01 di acido cloridrico Dobbiamo avere lo stesso numero di moli nello stesso volume. Questo si ottiene solo nel caso A

15 3. La concentrazione delle soluzioni

16 3. La concentrazione delle soluzioni Soluzioni a concentrazione nota si possono preparare o con il metodo della diluizione, oppure con il metodo della titolazione. Nel caso della diluizione da una soluzione di partenza, il numero di moli resta invariato quindi esiste una relazione tra la molarità e il volume iniziale e finale: V i * M i = V f * M f = n Se abbiamo la normalità: V i * N i = V f * N f = equivalenti

17 Es. Quanti ml di acqua vanno aggiunti a 150 ml di HCl 0,4M per ottenere HCl 0,1 M? A. 250 B. 300 C. 150 D. 450 E *0,4=x*0,1 da cui il volume finale deve essere 600 ml. Quindi vanno aggiunti 450 ml di acqua Es. A 50 ml di una soluzione 0,06 M di HCl vengono aggiunti 100 ml di una soluzione 0,06 M di HCl. Come cambia la concentrazione della soluzione? A. Si dimezza B. Diventa un terzo C. Resta uguale D. raddoppia E. triplica Resta uguale perché non abbiamo diluito ma aggiunto una soluzione di pari concentrazione. Sol1: 0,06M= 3 moli in 50 ml sol2 : 0,06M= 6 mol in 100ml sol finale: 9 moli in 150 ml= 0,06 M

18 4. L effetto del soluto sul solvente: le proprietà colligative LE PROPRIETA COLLIGATIVE Una proprietà colligativa è una proprietà che dipende soltanto dal numero di particelle di soluto presenti in soluzione, e non dalla loro natura. 1) L abbassamento della tensione di vapore di una soluzione è uguale al prodotto tra la tensione di vapore del solvente puro e la frazione molare del soluto. ΔP soluzione = P solvente X solvente 2) Il punto di ebollizione di una soluzione è maggiore di quello del solvente puro perché la soluzione ha una tensione di vapore inferiore a quella del solvente puro. con Δt eb = variazione del punto di ebollizione k eb = costante ebullioscopica m = molalità soluzione t eb.soluzione t eb.solvente = Δt eb = k eb * m * n

19 3) Il punto di congelamento di una soluzione è minore di quello del solvente puro perché 6. le particelle L innalzamento di soluto ebullioscopico possono impedire a quelle del solvente di fissarsi e l abbassamento crioscopico al cristallo di solvente puro. con t cong.soluzione t cong.solvente = Δt c = k c *m* n Δt c = variazione del punto di congelamento k c = costante crioscopica m = molalità soluzione n = indice di dissociazione 4) La pressione osmotica è la pressione idrostatica che si deve esercitare sulla soluzione più concentrata separata da una meno concentrata (o dal solvente puro) da una membrana semipermeabile, perché in essa non entri altro solvente (equazione di van t Hoff). M = molarità R = costante universale dei gas T = temperatura assoluta = M *R * T * n

20 Es. Per elettroliti forti, in soluzione sufficientemente diluita (m<10-2 ), la concentrazione attiva ai fini delle proprietà colligative è data dal prodotto della concentrazione analitica dell elettrolita per l indice di dissociazione ν; questo è definito come il numero di ioni in cui l elettrolita si dissocia; così, ad esempio, per NaCl si ha ν =2. L abbassamento crioscopico Δtc di una soluzione acquosa 0,002 m di NaCl può essere calcolato pertanto dall espressione Δtc = Kc 0,002 2, dove Kc è la costante crioscopica dell acqua, che ha il valore 1,86. Quindi l abbassamento crioscopico di una soluzione acquosa 0,0001 m di solfato di alluminio è dato da: A) Δtc = 1, B) Δtc = 1, C) Δtc = 1, D) Δtc = 1, E) Δtc = 1, Dobbiamo calcolare * n per il solfato di alluminio: Al 2 (SO 4 ) 3 dissocia in 2 Al 3+ * 3 SO 4 2- quindi n= 2+3 Quale di queste sostanze (tutte 1M) provoca il maggior incremento del punto di ebollizione di una soluzione: A.Saccarosio B.CaCl2 C.NaCl D.KCl E.Glucosio Considera le dissociazioni e il numero di ioni prodotti. I non elettroliti hanno fattore di dissociazione uguale a 1

21 Stabilire quale di queste soluzioni presenta la maggiore pressione osmotica: A. Acido cloridrico 0,2M B. Acido formico 0,2M C. Saccarosio 0,4M D. Cloruro di sodio 0,2M E. Bicarbonato di magnesio 0,2M Bisogna prima stabilire se si tratta di elettroliti e come dissociano. Poi calcolare il coeff. di dissociazione e moltiplicarlo per la molarità

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