Le soluzioni. Soluzione = miscela omogenea di due o più specie chimiche

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1 Le soluzioni 1 Soluzione = miscela omogenea di due o più specie chimiche Possono essere sistemi solidi, liquidi o gas, ma comunemente si parla di soluzioni liquide È il componente che ha lo stesso stato di aggregazione della soluzione Le soluzioni 2 Nel caso di due o più componenti con lo stesso stato di aggregazione si indica come solvente quello presente in maggior quantità soluzione non satura soluzione satura Solubilità di un soluto in un solvente: è la massima quantità di soluto che può essere sciolta in un solvente (a dare una sol. satura) 1

2 Le soluzioni 3 La composizione di una soluzione (=quantità relative dei componenti) è definita in modo quantitativo mediante la concentrazione Le proprietà chimico-fisiche delle soluzioni (reattività, colore ) dipendono non solo dalla natura chimica di solvente e soluti, ma anche dalla loro quantità Modi di esprimere la composizione: concentrazioni in massa 4 m i : massa (in g) del componente i-esimo; m tot : somma delle masse di tutti i componenti Le frazioni ponderali assumono sempre valori compresi tra 0 e 1 Per passare alla % in peso bisogna moltiplicare per 100 Percentuale in peso W i % (%m/m) = W i 100 E eguale alla frazioni ponderale moltiplicata per 100 Non dipende dalla temperatura Utile per esprimere la concentrazione di soluzioni solide (o quando è più comodo preparare la soluzione pesando soluto e solvente) 2

3 Esempi su precentuali in peso 5 Esempio 1 Sull'etichetta di un antiacido gastrico appare la scritta: «contenuto di Mg(OH) 2 pari al 3.65% m/m» Vuol dire che 100 g di sospensione contengono 3,65g di Mg(OH) 2 Esempio 2 Una soluzione contiene il 30 % m/m di soluto. Come la preparo? Pesando 30 g di soluto ed aggiundendo (100-30)=70g di solvente Modi di esprimere la composizione: concentrazioni in volume NB: i valori di concentrazione dipendono dalla temperatura 6 Indica il volume di soluto (in ml) contenuto in 100 ml di soluzione. Si indica con la notazione % V/V Percentuale in volume m/v % m/v = m soluto / V soluzione (dl) Esprime le parti in massa di un componente (soluto) presenti in 100 parti in volume di soluzione. g/dl : grammi di soluto contenuti in 1 dl (100 ml) di soluzione esprime il numero di grammi di soluto contenute in 1 litro di soluzione 3

4 Modi di esprimere la composizione: Concentrazioni in volume 7 Quando la quantità di soluto è molto piccola (e.g. inquinanti ambientali)essa viene spesso indicata in ppm. Possono essere V/V, m/m o m/v ppm (part per million) = 1 parte su 10 ppm (m/m) 6 parti Indicano i mg di soluto presenti in 1 kg di soluzione ppm (v/v) Indicano i ml di soluto presenti in 1 m 3 (=1000 L) di soluzione (usato per le miscele di gas) ppm (m/v) Indicano i mg di soluto presenti in 1 litro di soluzione (per sol. liquide) Modi di esprimere la composizione: Concentrazioni in volume 8 Per soluzioni ancora più diluite si usano i ppb e ppt ppb (part per billion) = 1 parte su 10 9 (un miliardo) parti ppt (part per trillion) = 1 parte su (1000 miliardi) parti Per avere un idea delle grandezze: 1 ppm = 1 goccia in una vasca da bagno piena 1 ppb = 1 goccia in una piscina piena 1 ppt = 1 goccia in 1000 piscine piene 4

5 Come convertire ppm (V/V) in conc. (m/v) e viceversa 9 Nel caso di soluzioni in fase gassosa per cui vale la legge dei gas ideali (PV=nRT) e quindi i volumi di gas sono proporzionali alle moli di gas 1 ppm (V/V) = 1 ml / 10 6 ml di aria = = 1mole/10 6 moli di aria = 10-6 moli/mole aria = = 1µmole / mole di aria Vogliamo convertire in µg/l Se la sostanza ha una massa molecolare PM si ha che 1µmole = 1µg/PM 1 mole di gas ideale occupa un volume di 22.7 L (a T=0 C e P=1atm) 1 ppm (V/V) = 1µg / PM * 22.7 L / L di aria = 1 µg/l *22.7/PM e viceversa 1 µg/l = 1 ppm*pm/22.7 Esempi su ppm etc 10 Esempio 1 L acqua di un pozzo ha una concentrazione di ioni nitrato NO - 3 pari a 55ppm (m/v), un livello considerato non sicuro per la salute. Calcolare la massa di ioni nitrato in 200 ml di acqua 1ppm (m/v) = 1mg/L = 1mg/1000ml quindi 55ppm = 55mg/1000ml -> in 200ml ci sono 11mg Esempio 2 La concentrazione di NO 2 (inquinante atmosferico, PM= 46.01) in un area urbana è di 30 ppb (V/V). A quanti mg/m 3 corrispondono? 1ppb (V/V) = 10-3 ppm (V/V) quindi 30 ppb = 30x10-3 ppm Applico la conversione: 1 µg/l = 1 ppm*pm/22.7 La concentrazione in µg/l = 30x10-3 *46.01/22.7 = µg/l Ma 1µg = 10-3 mg e 1L = 10-3 m 3 quindi 1µg/L = 1mg/m 3 quindi la concentrazione è mg/m 3 5

6 Esempi su ppm etc 11 Esempio 3a 300 ml di etanolo si mescolano con 24 ml di acqua. Assumendo che i volumi siano additivi, calcolare la concentrazione in % V/V di etanolo. % V/V = V soluto /V soluzione x 100 = 300/324x100 = 92.6% Esempio 3b Calcolare la concentrazione dell'etanolo, in % m/v e in % m/m, della soluzione precedente. La densità dell'etanolo è d = 0.79 g/ml; la densità della soluzione è d = 0.82 g/ml Strategia: Per calcolare la concentrazione in % m/m conoscendo la concentrazione in % m/v, e viceversa, si deve conoscere la densità d della soluzione. d = massa/volume da cui si può dedurre m = d*v oppure V = m/d Esempi su ppm etc 12 Esempio 3b - continua Calcolare la concentrazione dell'etanolo, in % m/v e in % m/m, della soluzione precedente. La densità dell'etanolo è d = 0.79 g/ml; la densità della soluzione è d = 0.82 g/ml % m/v = m soluto (g)/v soluzione (dl) con V soluzione =324 ml = 3.24 dl m soluto = d soluto *V soluto = = 0.79g/ml*300ml = 237g quindi % m/v = 237g / 3.24 dl = 73.1 g/dl % m/m = m soluto /m soluzione x100 quindi % m/m = 237g / *100 = 89.2%m/m con m soluto = 237g (vedi sopra) m soluzione = d soluzione *V soluzione = = 0.82g/ml*324ml = g 6

7 Soluzioni e modi di esprimere la composizione (concentrazione) 13 n i : numero di moli del componente i-esimo; n tot : somma delle moli di tutti i componenti Le frazioni molari assumono sempre valori compresi tra 0 e 1 esprime il numero di moli di soluto contenute in 1 litro di soluzione esprime il numero di moli di soluto contenute in 1 kg di solvente 14 Preparazione di una soluzione a molarità nota pesare la necessaria quantità di sostanza solida (soluto) con una bilancia analitica trasferire il soluto nel matraccio tarato e aggiungere H 2 O sufficiente a scioglierlo (agitando) Riempire esattamente fino alla tacca di calibrazione con una spruzzetta 7

8 Preparazione di una soluzione (calcoli stechiometrici) 15 H Na 3 PO 4(s) 2 O 3Na + (aq) + PO 3-4 (aq) Concentrazione di soluzioni 16 n NH3 8

9 Concentrazione di soluzioni 17 Una soluzione acquosa contiene l 8 % m/v di NaOH (PM = 40). Calcolare la sua molarità Ricordiamo le definizioni di %m/v e molarità: % m/v = m soluto (g)/v soluzione (dl) M (molarità) = moli soluto /V soluzione (litri) Quindi 8 % m/v = 8 g di NaOH /100 ml soluzione Converto la massa di NaOH in moli: n NAOH = m NaOH /PM = 8 g / 40 g mol -1 = 0.2 mol In 100 ml di soluzione ci sono 0.2 moli di NaOH, quindi M = 0.2 moli /0.1 L = 2 mol/l è la molarità cercata Concentrazione di soluzioni 18 9

10 Concentrazione di soluzioni 19 Concentrazione di soluzioni 20 10

11 Diluizione 21 Procedimento che permette di preparare una soluzione di un dato reagente a partire da una soluzione più concentrata Diluizione 22 diluizione Nella diluizione varia solo il volume del solvente, mentre le moli del soluto rimangono invariate Dati: M i = molarità iniziale V i = volume iniziale M f = molarità finale V f = volume finale Dato che durante la diluizione le moli di soluto rimangono costanti si ha: Moli prima della diluizione = M i xv i Moli dopo la diluizione = M f xv f M i xv i = M f xv f 11

12 Diluizione (esempio) 23 Elettroliti e non elettroliti 24 Elettrolita: sostanza che si scioglie in acqua generando ioni e quindi una soluzione che conduce corrente elettrica. Gli elettroliti esistono in soluzione sotto forma di ioni (idrati) H NaCl (s) 2 O Na + (aq) + Cl - (aq) il cloruro di sodio è un elettrolita Non elettrolita: sostanza che si scioglie in acqua formando una soluzione che NON conduce corrente elettrica H 2 O C 12 H 22 O 11 (s) C 12 H 22 O 11 (aq) il saccarosio è un NON elettrolita 12

13 Elettroliti e non elettroliti 25 Non elettroliti Elettroliti Elettroliti forti e deboli 26 Elettroliti forti Sostanze che in soluzione sono completamente dissociate negli ioni costituenti = tutte le specie presenti sono in forma ionica tutti i composti ionici solubili in acqua tutti gli acidi forti H 2 O CaCl tutte le basi forti 2 (s) Ca 2+ (aq) + 2Cl - (aq) sale solubile H HNO 3 (aq) 2 O H + (aq) + NO - 3 (aq) acido forte H Elettroliti deboli KOH (s) 2 O K + (aq) + OH - (aq) base forte Sostanze che in soluzione generano specie ioniche ma esistono in maniera preponderante come specie molecolari neutre composti ionici poco solubili in acqua acidi e basi deboli AgCl (s) Ag + (aq) + Cl - (aq) sale poco solubile NH 3 (g) + H 2 O (l) NH + 4 (aq) + OH - (aq) base debole HF (aq) H + (aq) + F - (aq) acido debole 13

14 Elettroliti forti e deboli 27 HNO 3 (l) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + NO 3 - (aq) NH 3 (g) + H 2 O (l) NH 4 + (aq) + OH - (aq) Solubilità di composti ionici 28 Solubile in acqua?? L acqua è un eccellente solvente per le sostanze ioniche perché è una molecola polare δ - δ + δ + Le sostanze polari si sciolgono preferibilmente in solventi polari 14

15 Solubilità di composti ionici 29 A + B - δ - δ + δ + Le molecole di H 2 O che circondano ( = solvatano) le specie ioniche ne prevengono la ricombinazione Solubilità di composti ionici 30 ATTENZIONE!! non tutti i composti ionici si sciolgono in acqua= sono elettroliti forti! La solubilità di composti ionici è il risultati di due forze attrattive differenti: Forze con cui le molecole di H 2 O sono attratte dai cationi/anioni Forze con cui anioni e cationi sono attratti tra loro 15

16 Reazioni ioniche: equazione chimica in forma molecolare e ionica 31 2AgNO 3(aq) + Na 2 CrO 4(aq) Ag 2 CrO 4(s) + 2NaNO 3(aq) Equazione molecolare: Tutti i componenti sono rappresentati dalla loro formula chimica, come se esistessero sotto forma di molecole, o unità formula Ma la realtà è diversa perché i composti ionici sono elettroliti Reazioni ioniche: equazione chimica in forma molecolare e ionica Visto che i composti ionici sono elettroliti, è più realistico rappresentare le specie acquose nella reazione in forma ionica 32 Equazioni ioniche: 2AgNO 3(aq) 2Ag + (aq) + 2NO 3 - (aq) Na 2 CrO 4(aq) 2Na + (aq) + CrO 4 2- (aq) NaNO 3(aq) Na + (aq) + NO 3 - (aq) Equazione ionica totale: 2Ag + (aq)+2no 3 - (aq) +2Na + (aq)+cro 4 2- (aq) Ag 2 CrO 4(s) +2Na + (aq)+2no 3 - (aq) Gli ioni NO 3- e Na + compaiono con gli stessi coefficienti stechiometrici sia a destra che a sinistra dell equazione Si chiamano ioni spettatori in quanto non partecipano direttamente alla reazione chimica-> Si possono semplificare Equazione ionica netta: 2Ag + (aq)+ CrO 4 2- (aq) Ag 2 CrO 4(s) 16

17 Reazioni di neutralizzazione 33 Reazione di neutralizzazione: Acido (forte) + base (forte) sale + acqua HA BOH AB H 2 O + + Reazione in forma molecolare Reazione in forma ionica: H + (aq)+a - (aq) + B + (aq)+oh - (aq) A - (aq)+b + (aq) + H 2 O (l) H + (aq)+a - (aq) + B + (aq)+oh - (aq) A - (aq)+b + (aq) + H 2 O (l) Reazione in forma ionica netta: H + (aq)+ OH - (aq) H 2 O (l) eliminando gli ioni spettatori 34 Esercizi di stechiometria sulle soluzioni 17

18 Stechiometria e volumi di soluzioni 35 Come affrontare problemi di stechiometria in cui la quantità di un reagente/prodotto viene data o richiesta come volume di soluzione a concentrazione molare nota In analogia a quanto visto con problemi stechiometrici ponderali: 1) si passa dalla quantità nota (massa o volume) a moli 2) si passa da moli di reagenti a moli di prodotti o viceversa 3) si riporta il numero di moli ottenuto alla quantità richiesta (massa o volume) Per passare da massa a moli e viceversa: massa moli = massa = moli x massa molare massa molare Per passare da volume a moli e viceversa: moli = molarità x volume moli volume = molarità Stechiometria e volumi di soluzioni 36 Nei calcoli stechiometrici su reazioni chimiche si usano le moli Nei calcoli stechiometrici su reazioni che avvengono in soluzione si usa la molarità (M) 18

19 Preparazione di una soluzione (calcoli stechiometrici e laboratorio) 37 Problema: preparare ml di soluzione acquosa di KMnO 4 con molarità M Moli di KMnO 4 necessarie: 0.04/1000 x 250 = 0.01 moli KMnO 4 che corrispondono a : 0.01 moli x g mol -1 [PM(KMnO 4 )] = g di KMnO 4 Verosimilmente, la massa pesata con la bilancia analitica non sarà esattamente uguale al valore calcolato, es. ipotizziamo di pesare g Calcolare l effettiva concentrazione della soluzione ottenuta: g/ g mol-1 = mol /250x1000 = M Molarità effettiva, da utilizzare per eventuali ulteriori calcoli stechiometrici (differenza di 1% con il valore nominale) Esempio: reazione tra due soluzioni 38 1ml = 10-3 L 1.225x10-2 mol 1.225x10-2 mol 19

20 Esempio: reazione tra un solido e una soluzione 39 Stechiometria in soluzione Esercizio 3 40 cont 20

21 Stechiometria in soluzione Esercizio 3 41 Schema per il calcolo della massa di prodotto: cont Stechiometria in soluzione Esercizio 3 42 Svolgimento calcoli: 21