Le soluzioni. Le soluzioni. La concentrazione

Transcript

1 Le soluzioni Le soluzioni Sistema omogeneo costituito da almeno due componenti Il componente maggioritario è solitamente chiamato solvente I componenti in quantità minore sono chiamati soluti La concentrazione Per caratterizzare una soluzione occorre specificare, oltre alla natura dei componenti, anche le loro quantità relative. La concentrazione può essere espressa in vari modi: Molarità ( M) = moli di soluto/ 1 dm di soluzione Molalità (m) = moli di soluto / 1 kg di solvente Frazione molare x 1 = n 1 /(n 1 n ) Massa percentuale = le parti di soluto (in massa) presenti in 100 parti di soluzione 1

2 Calcolare quanti grammi di NaOH sono necessari per preparare 1.00 dm di una soluzione 0,100 M di NaOH. Si calcolano le moli di soluto necessarie: mol dm - x 1.00 dm = mol di NaOH dalle moli si determinano i grammi corrispondenti mol x 0.0 g mol -1 =.00 g La densità di una soluzione di H SO al 96.% è 1.85 g cm -. Calcolare il volume della soluzione che contiene disciolta 1.0 mol dell acido. 1 dm di soluzione ha massa pari a : 1000 cm x 1.85g cm - = 185 g H SO costituisce solo il 96.% di questa massa, si calcolano quindi i corrispondenti grammi: 185 g x 0.96 = 1769 g di H SO corrispondenti a: 1769 g / g mol -1 = 18.0 mol di H SO Si calcola, quindi, il volume di soluzione contenente tali moli: 18.0 mol : 1 dm = 1.0 mol : x x = 5.55 x 10 - dm Calcolare la massa di nitrato di potassio che deve essere aggiunta a 50 g di acqua per preparare una soluzione 0.00 m di KNO. Una soluzione 0.00 m significa che ci sono 0.00 mol di soluto in 1 kg di solvente Quindi ci occorrono: 0.00 mol /1 kg x 0.50 kg = mol di KNO mol x g/mol = 5.06 g KNO

3 LA MOLECOLA ACQUA 0.96Å H 1s H 1s O 1s s p Le proprietà dell'acqua La vita nelle forme in cui la conosciamo non potrebbe esistere senza acqua. Tutte le cellule, sia di organismi acquatici che terrestri, contengono più del 70% di acqua. La sua molecola ha proprietà inusuali quando le si mettono a confronto con quelle di molecole simili in struttura o dimensione come NH, HF or HS. Punto di ebollizione più alto punto di fusione più alto tensione superficiale più elevata più alto calore di vaporizzazione Tutte queste proprietà indicano che le interazioni tra le singole molecole d'acqua devono essere insolitamente più forti IL LEGAME A IDROGENO Energia di legame idrogeno: 5 kcal per mole

4 L'angolo di legame della molecola d'acqua, 10,5 e la differenza di elettronegatività tra H ed O conferisce una forte caratteristica ionica al legame OH che comporta a sua volta un momento di dipolo elevato. La molecola d'acqua è una molecola fortemente polare Le proprietà uniche dell'acqua si originano dalle interazioni tra l'h di una molecola e il doppietto solitario di elettroni di un'altra molecola d'acqua. Questa interazione è chiamata legame ad idrogeno. Queste interazioni possono originarsi in tutte le molecole in cui sia presente un H su un gruppo donatore (-O-H or N-H) ed un doppietto solitario su un gruppo accettore (O=C, O-H). Importante è che nel gruppo donatore ci sia un'appropriata differenza di elettronegatività. A causa della sua polarità l'acqua da buone interazioni con gli ioni. μ=1.8 Debye 1 Debye = 1 ues Å e =.8 ues 1Å=10-8 cm IL DIAGRAMMA DI FASE DELL ACQUA

5 La polarità dell acqua e le interazioni di legame idrogeno fanno sì che l acqua sia liquida a temperatura ambiente a pressione atmosferica. elevata densità (massimo di densità a C) elevata capacità termica Legami idrogeno si formano e rompono in ps (10-1 s) Elevate temperature di fusione e di ebollizione: Molecola NH H O P.M T f ( C) T eb eb ( C) H S

6 L acqua forma strati di solvatazione intorno agli ioni. 6

7 In soluzione l acqua autodissocia dando luogo all equilibrio: = 10 H 7 O( l ) H O 10 7 OH [ H O ] [ ] K w ( 5 C ) = OH = 10 1 = ph = log [ H O ] = log = Il ph è una misura logaritmica di concentrazione! ph [M] ph [M] ph = log [ H O ] = log = 7

8 CAPILLARITA TENSIONE SUPERFICIALE 8

9 Reazioni in soluzione acquosa Arrhenius nel 1887 dimostrò che il processo di soluzione, in molti casi, è accompagnato dalla dissociazione o rottura delle molecole, generando particelle cariche elettricamente Per dimostrare l avvenuta l dissociazione sono sufficienti Misure di conducibilità elettrica della soluzione H O puro è un pessimo conduttore di elettricità H O NaCl è un ottimo conduttore di elettricità H O zucchero è un pessimo conduttore di elettricità NaCl è un elettrolita Glucosio non è un elettrolita oppure misure delle proprietà colligative Elettroliti Forti Sostanze completamente ionizzate in soluzione acquosa Sali solubili Deboli Sostanze solo parzialmente ionizzate Sostanze covalenti polari 9

10 Grado di dissociazione La dissociazione (completa o parziale) dipende dalle energie di legame e dalle variazioni di ENTROPIA del sistema Per grado di dissociazione si intende il rapporto fra la concentrazione molare della sostanza disciolta sulla concentrazione totale presente in soluzione essa è ricavata da misure di conducibilità e da misure del punto di fusione della soluzione esempio Una soluzione di AB 0,01 M abbassa il punto di fusione di 0,019 C C in acqua (k( f HO=1,86) Calcolare il grado di dissociazione f f = m k f 0,019 = m 1,96 0,019 m = = 0,010 m si composta comeuna soluzione0,010m 1,86 AB A B - 0, x x x Particelle totali in soluzione (0,0100 x ) x x = 0,0100 x 0,0100 x = 0, grado dissociazione = = 10 % - X = 0,000 = 10 - Da cosa dipende il grado di dissociazione? 1. Natura del soluto. Natura del solvente. Temperatura Il comportamento varia con le sostanze. Concentrazione Il grado di dissociazione aumenta con la diluizione CH COOH (H) 1M 0,1M 0,01M 0,001M 10-5 M 10-6 M Grado dissociazione (y) 0, 1,, 15,0 75,0 96,0 Da ciò si deduce che a diluizione infinita il grado di dissociazione è 100% La differenza tra elettroliti forti e deboli è riferita a soluzioni della sostanza 1M 10

11 Comportamento delle sostanze in soluzione Acidi e basi Svante August Arrhenius Wijk (Svezia), 1859 Stoccolma, 197 Premio Nobel per la Chimica 190 Teoria di Arrhenius (1887) Concetto di Acido e Base Secondo Arrhenius (1880): Acido: sostanza che dissociandosi fornisce ioni idrogeno HA H A Base: sostanza che dissociandosi fornisce ioni ossidrile MOH M OH HCl H Cl - HNO H NO - NaOH Na OH - Ca(OH) Mg OH - 11

12 Acido È un composto che in acqua è capace di dissociare idrogenioni (H ) Base È un composto che in in acqua è capace di dissociare ossidrioni (OH - ) TALE TEORIA PRESENTA DEI LIMITI Non si spiega perché: CO in acqua si comporta da acido NH in acqua si comporta da base Per comprendere ciò bisogna tener conto del solvente 1. CO H O D H CO D H - HCO. NH H O D NH OH D NH OH - 1% Estendendo i concetto di ARRHENIUS a qualunque solvente Acido È una sostanza che da il CATIONE caratteristico del solvente NH D NH - NH Ione acido Base È una sostanza che da l l ANIONE caratteristico del solvente SO D SO - SO Ione acido Ione basico Ione basico 1

13 Dissociazione dell acqua H O(l) H O (aq)) OH - (aq) Le concentrazioni molari di [ H O ] e [OH - ] a 5 C C sono uguali a 10-7 M Da ciò la corretta definizione di acido e base secondo ARRHENIUS diventa: Acido Sostanza che in acqua aumenta la concentrazione di [H ] Base Sostanza che in in acqua aumenta la concentrazioni di [OH - ] Johannes Nicolaus Brønsted Thomas Martin Lowry Teoria di Brønsted e Lowry (19) (per acidi e basi in soluzione acquosa) Concetto di Acido e Base Secondo Bronsted-Lowry (19): Acido: sostanza in grado di perdere o donare un protone Base: sostanza in grado di accettare o addizionare un protone Reazioni acido-base e concetto di acido/base coniugata HCl possono funzionare da acidi tutte le molecole in cui è presente idrogeno con numero di ossidazione 1: Possono funzionare da basi tutte le molecole in cui è presente un doppietto elettronico di non legame: H O H O Cl 1

14 Acido Sostanza capace di donare protoni [H ] Base Sostanza capace di ACCETTARE protoni [H ] QUESTA DEFINIZIONE COMPORTA CHE A OGNI ACIDO CORRISPONDE UNA BASE CONIUGATA NH H O NH OH - base 1 acido acido 1 base CH COOH H O CH COO - H O acido 1 base base 1 acido L acqua quindi si può comportare da acido o da base in quanto può dare [H ] o [OH - ] Quindi è una sostanza ANFOTERA Forza degli acidi e delle basi La forza degli acidi e delle basi è la tendenza a donare protoni o ad acquistare protoni ACIDI FORTI (grande tendenza a cedere H ) È coniugato con basi deboli ACIDI DEBOLI (scarsa tendenza a cedere H ) È coniugato con basi forti Infatti: CH COOH H O CH COO- H O H O è un acido più forte di CH COOH H O è una base più debole di CH COO- 1

15 Gilbert Newton Lewis Teoria di Lewis (198) Acido Sostanza capace di accettare un doppietto elettronico (elettrofilo) H AgCl Base Sostanza che possiede un doppietto elettronico disponibile per formare legami covalenti (sostanza nucleofila: : amante del nucleo) : :NH H O: Dissociazione dell acqua e ph 15

16 Dissociazione dell acqua L acqua come debolissimo elettrolita ha il seguente equilibrio di dissociazione: H O H O OH - O nella forma teorica: H O H OH - Per cui la costante dell equilibrio equilibrio sarà: [ H ][ OH k = [ H ] O ] Dissociazione dell acqua Essendo la concentrazione dell acqua una costante, sarà 1 k[ H O] = k = [ H ][ OH ] = 1 10 a 5 C W La k W prende il nome di COSTANTE DI DISSOCIAZIONE O DI IONIZZAZIONE DELL ACQUA Dissociazione dell acqua Poiché [ H ] = [ OH ] Si può affermare che [ H ] = [ OH Per cui possiamo dire : Soluzione neutra: [H ] = [OH - ] = 10-7 ] = 10 7 Soluzione acida: [H ] > [OH - ] quindi [H ] > 10-7 e [OH - ]< 10-7 Soluzione basica: [H ] < [OH - ] quindi [H ] < 10-7 e [OH - ] >

17 Dissociazione dell acqua Per cui possiamo dire che: [H ]=10 - è certamente una soluzione acida [H ]=10-8 è certamente una soluzione basica Quindi valori numerici dell esponente esponente minori di 7 esprimono soluzioni acide, maggiori di 7 esprimono soluzioni basiche ph A.Sorensen nel 1909 propose di esprimere il livello di acidità e basicità di una soluzione mediante il valore assoluto dell esponente esponente in base 10 assegnabile alla concentrazione degli ioni idrogeno nella soluzione, essendo questo modo più comodo dell espressione espressione mediante gli innumerevoli valori di concentrazione in molarità; ; chiamò tale esponente ph Dato che per definizione di logaritmo Logaritmo di un numero è la potenza alla quale deve elevarsi il numero 10 (base dei logaritmi) per ottenere il quel numero Si definisce il ph il logaritmo dell inverso della concentrazione degli ioni idrogeno O, il che è lo stesso, il logaritmo decimale cambiato di segno della concentrazione degli ioni H ph 1 [ H ] = 10 è - log [ H ] 1 ph = log = log[ H [H ] ] 17

18 Scala ph Ne risulta una scala di valori di ph che, per le soluzioni acquose, dato il valore della k W =10-1, risulta costituita da quindici valori da 0 a 1 Soluzioni acide Soluzioni basiche [H ] > 10-7 ph < 7 [H ] < 10-7 ph > 7 K w Soluzione neutra [H ] = 10-7 ph = 7 Scala poh È anche possibile esprimere l aciditl acidità o la basicità di una soluzione in termini di poh Data la relazione [H ] [OH - ] = 10-1 Per la quale [ OH 1 10 ] = [ H ] K w Soluzioni acide ph < 7 poh>7 Soluzione neutra ph = poh = 7 Soluzioni basiche ph > 7 poh <7 Misure di ph Misure con indicatori a viraggio di colore Si usano sostanze (acidi deboli) che cambiano colore al raggiungimento di un determinato e specifico valore di ph, se aggiunti alla soluzione da misurare Misure elettrometriche (batmometria)) del ph Il potenziale di un elettrodo a idrogeno a 0 C C e 1 atm è 0,058 ph, si immerge nella soluzione e si misura la f.e.m. con un elettrodo di riferimento (piaccametri( piaccametri) 18

19 Valori di concentrazioni normali CONCENTRAZIONE N HCl 1 0,1 0,01 0,001 0,0001 0, , , , , ,0001 0,001 0,01 0,1 NaCl 1 H [ H O] = [ H ] [ OH ] a 5 C OH ph poh AMBIENTE A C I D I T À NEUTRALITÀ B A S I D I T À k W = k [ H ] = 10 ph = log 1 = log[ H ] ph [H ] NEUTRALIZZAZIONE Reazione acido base sale H O Si ha una vera neutralizzazione solo quando l acido e la base hanno la stessa forza Quando la forza dell acido e della base sono diverse la soluzione non si neutralizza, ma rimane leggermente acida o basica Esaminiamo le varie possibilità di reazione di neutralizzazione 1. Acido forte base forte HCl NaOH o meglio equazione netta H O H O Cl Na OH H O Na Cl H O OH H O soluzione finale NEUTRA H O NaCl. Acido forte base debole HCl NH OH H O NH Cl NB: NH acidopiù fortedi H O in soluzioneavremo NH Cl H O NH OH H Cl soluzioneleggermente ACIDA 19

20 1. Acido debole base forte CH COOH NaOH CH COONa H O. Acido debole base debole - CHCOO base più forte di OH Na acido più debole di HO CH COO Na H O CH COOH Na soluzione LEGGERMENTE ALCALINA soluzione NEUTRA CH COOH NH OH CH COONH CH COO NH NH H O CH COO H O CH COOH OH NH OH H OH - H O H O Perché gli ioni di Sali di acidi deboli e basi deboli hanno questo comportamento in soluzione? Perché la loro forza come acido e base coniugata è inferiore a quella delle molecole dell H O e pertanto riescono a sottrarre uno ione H o OH - Tale tipo di reazione fra ione e H O prende il nome di IDROLISI (ROTTURA DELLE MOLECOLE DI ACQUA) e si verifica quando lo ione è più basico di OH - o più acido di H esempi NH OH NH NH H O NH OH OH HCl H Cl HCl H O H O Cl H O H OH H O H O OH Scrittura corrente Scrittura esatta Scrittura corrente Scrittura esatta Scrittura corrente Scrittura esatta 0

21 acidi poliprotici Quando in una molecola o in un acido sono presenti rispettivamente più ioni H o gruppi OH - la dissociazione avviene gradualmente H SO H O H O HSO H HPO H O H PO H O PO H O H O H O HSO SO H O H O Acido forte Acido debole H O H PO HPO PO Facendo reagire questi ioni con NaOH si ottengono tre tipi di SALI: Primari o monosodici Secondari o bisodici Terziari o trisodici Sostanze anfotere Gli idrossidi di alluminio, zinco, piombo e cromo presentano comportamento anfotero, cioè si comportano da acidi e da basi a seconda dell ambiente in cui si trovano Al( NO ) NaOH Al( OH ) Na Al( OH ) polvere bianca che precipita NO 1

22 Sostanze anfotere Se si aggiunge qualche goccia ancora di NaOH, il precipitato bianco si dissolve Lo stesso fenomeno si ha se si aggiunge un acido Al( OH ) Al( OH ) OH H Al( OH ) Al H O