Capitolo 7. Le soluzioni

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1 Capitolo 7 Le soluzioni Come visto prima, mescolando tra loro sostanze pure esse danno origine a miscele di sostanze o semplicemente miscele. Una miscela può essere omogenea ( detta anche soluzione) o eterogenea. Una soluzione è quindi un sistema omogeneo formato da due o più sostanze. Una delle sostanze viene chiamata solvente perché ha la funzione di disperdere, sciogliere, l altra o le altre sostanze ( chiamati soluti). Il solvente più comune è l acqua. Alcuni sostanze si sciolgono molto bene in acqua formando così una soluzione omogenea, altri no e dando origine così ad un sistema eterogeneo. A seconda dello stato fisico, sono possibili vari tipi di soluzione. Tabella 4. Esempi di soluzioni solide, liquide e aeriformi Solvente Soluto Esempio gas gas Ossigeno ed elio ( vedi gas per bombole dei sommozzatori) gas liquido Aria e acqua (umidità) gas solido Aria e naftalina (palline di naftalina contenenti aria) liquido gas Acqua e anidride carbonica ( vedi bevande gassate) liquido liquido Acqua e acido acetico (vedi aceto) liquido solido Acqua e sale ( vedi acqua del mare) solido gas palladio-idrogeno (materiale per l accensione di stufe a gas) solido liquido argento-mercurio (amalgama per le otturazioni dentali) solido solido oro-rame (vedi anelli di oro) Alcune definizione importanti: Solubilità: quantità massima di soluto che si scioglie in un litro di acqua a 5 C. Concentrazione: indica quanto soluto (grammi o moli) è sciolto in un litro di acqua o in un Kg di acqua. Esempio Sapendo che la solubilità del cloruro di sodio, NaCl, è di 36 g/100 g di H O a 5 C. Quanti grammi di cloruro di sodio si possono sciogliere in 1,5 kg di acqua a 5 C. Soluzione Basta impostare la proporzione: 36 g NaCl : 100 g H O = x g NaCl : 1500 g H O da cui: 36 g NaCl 1500 g x g NaCl = 100 g H O H O

2 Ci sono diversi modi di esprimere la concentrazione di una soluzione: Tabella 5. Percentuale in grammi: g soluto in 100 grammi soluzione Percentuale in volume: volume di soluto in 100 Simbolo Quantità di soluto Quantità di Soluzione % g/g grammi 100 g % V/V millilitri 100 ml ml di soluzione parti per milione ppm milligrammi 1 litro molarità M moli 1 litro normalità N grammo-equivalenti 1 litro molalità m moli 1 kg solvente Il solvente più comune è l acqua. Le soluzioni acquose si distinguono in soluzioni molecolari e soluzioni ioniche ( chiamate anche soluzioni elettrolitiche ). Una soluzione molecolare, simile a quella che si ottiene sciogliendo zucchero ( il soluto) in acqua, contiene molecole di zucchero omogeneamente disperse; una soluzione ionica, elettrolitica, come quella ottenuta con il sale da cucina, contiene invece ioni, ossia atomi o raggruppamenti di atomi che portano una o più cariche positive o negative. Gli ioni presenti in soluzione si formano in seguito alla dissociazione elettrolitica dalle sostanze sciolte, e per questo sono chiamate elettroliti. Le soluzioni che contengono elettroliti ( chiamate appunto soluzioni elettrolitiche) sono in grado di condurre l elettricità. Sostanze elettrolitiche, o semplicemente elettroliti, sono quindi sostanze che sciolte in acqua, rendono l acqua conduttrice di elettricità. La conduzione avviene perché sono presenti gli ione che si formano in seguito alla dissociazione. Essi sono i responsabili della conduzione. Gli elettroliti sono classificabili e raggruppabili in: - Acidi - Basi - Sali Le soluzioni ioniche, quale che sia la natura dei soluti, contengono, ioni di carica positiva (cationi) e ioni di carica negativa (anioni). Dissociazione ionica dell acqua. Anche se in piccola parte anche l acqua si dissocia in ioni e la dissociazione, secondo la definizione di Arrhenius, può essere scritta come: la cui costante di equilibrio è: H O H + + OH -

3 K = + [ H ][ OH ] [ H O] Se consideriamo costante la concentrazione dell acqua ( ossia la molarità) ( e questo perché è bassa la quantità di acqua dissociata) e la conglobiamo nella K di equilibrio, avremo: K [H O] = [H + ] [OH - ] = K w K w ( w deriva dal termine inglese water = acqua) è chiamata prodotto ionico dell acqua e il suo valore è di circa 1, Il valore di K w, come qualsiasi valore di costante d equilibrio, dipende solo dalla temperatura: infatti a 0 C è 0, , a 5 C è 1, , a 40 C è, La dissociazione dell acqua è molto bassa.. Poiché una molecola d acqua, dissociandosi, produce contemporaneamente uno ione H + e uno ione OH -, le concentrazioni dei due ioni risultano uguali e quindi possiamo scrivere: + [ H ] = [ OH ] = = 10 7 moli / litro Essendo così pochi gli ioni H + e OH -, l acqua pura conduce molto poco la corrente elettrica. Se nell acqua è presente un acido la concentrazione degli ioni H + aumenta, contemporaneamente diminuisce in uguale misura la concentrazione degli ioni OH - perché il prodotto ionico dell acqua deve rimanere, comunque, costante. Un valore di [H + ] = 10-3 mol/l, ad esempio, comporta una diminuzione di [OH - ] da 10-7 a mol/l. Al contrario, se nell acqua è presente un idrossido, aumenta la concentrazione degli ioni OH - e diminuisce in ugual misura la concentrazione degli ioni H +. Un valore di [OH - ] = 10 - mol/l, ad esempio, comporta una diminuzione di H + da 10-7 a 10-1 mol/l. In generale, una soluzione acquosa acida ha una [H + ] > 10-7 mol/l, mentre una soluzione acquosa basica ha una [H + ] < 10-7 mol/l. Le soluzioni che, come l acqua pura, hanno [H + ] = 10-7 mol/l, vengono dette neutre. Il ph Una soluzione acquosa 1 M di HCl ha una [H + ] = 1 mol/l: l acido cloridrico è un acido forte completamente ionizzato, per cui la sua concentrazione molare diventa la concentrazione degli ioni H + presenti nella soluzione. Una soluzione acquosa 1 M di NaOH ha, invece, [H + ] = mol/l: l idrossido di sodio è una base forte completamente dissociata, per cui la sua concentrazione molare diventa la concentrazione degli ioni OH - e, se [OH - ] = 1, la concentrazione degli ioni H + è uguale a mol/l. Come si vede, la concentrazione degli ioni H + può variare da una soluzione all altra anche di migliaia di miliardi di volte. Per esprimere in modo semplice la concentrazione degli ioni H + si ricorre comunemente al cosiddetto ph (pi-acca). La notazione, introdotta nel 1909 dal chimico danese S.P.L. Sörensen ( ), fa riferimento alla p di potenz ( potenza, in senso matematico) e al simbolo dell idrogeno, stabilendo la seguente corrispondenza: ph = - log 10 [H + ] Per definizione, dunque, il ph è il logaritmo decimale cambiato di segno della concentrazione molare degli ioni H + o, anche, il logaritmo decimale del reciproco della concentrazione molare degli ioni H + : 1 ph = log [ H ] + 10 = log + H [ ]

4 Tabella 6. Rapporto fra ioni H + e ioni OH - in soluzione [H + ] ph [OH - ] poh Tabella 7. Il ph di alcune soluzioni ph Soluzioni Ph Soluzioni 0 Soluzione 1M di HCl* 7 Acqua distillata 1,7 Succo gastrico 7,4 Sangue,3 Coca-cola 8,4 Acqua marina,8 Aceto 8,5/9 Sapone da toilette 6 Urina 10,5 Ammoniaca per uso domestico 6-6,5 Acqua gassata 14 Soluzione 1 M di NaOH* * Soluzioni di riferimento in rapporto alle quali è valutato il ph. ESERCIZI 1. La concentrazione di ioni H + di una soluzione è 1, mol/l. Qual è il ph della soluzione?. Calcolare la concentrazione degli ioni H + di una soluzione il cui ph è Qual è il ph di una soluzione in cui la concentrazione di ioni OH - è 1, M? 4. Calcolare il ph di: a) una soluzione 0,1 M di HCl b) una soluzione 1 M di HCl.

5 5. Calcolare il ph di: a) una soluzione 0,1 M di NaOH b) una soluzione 1 M di NaOH. 6. Calcolare il ph delle seguenti soluzioni, in cui: a) [H + ] = 1, mol/l b) [H + ] = 0,001 M c) [OH - ] = 1, mol/l d) [OH - ] = 0,01 M 7. Calcola la concentrazione degli ioni OH - delle soluzioni che hanno i seguenti valori di ph: a) 3,0 b) 4,0 c) 1,0 d) 10,0 8. L aggiunta di un acido in acqua fa : a. Aumentare la [OH - ] b. diminuire il ph c. diminuire la [H 3 O + ] d. aumentare il K W 9. In una soluzione in cui il ph = 4,00 la [H 3 O + ] è pari a: a. 4, b. 1, c. 1, d. 4, In una soluzione di NaOH 0,01 M, il valore del ph è: a.,0 b.,0 c. 1,0 d. 10,0 11. In una soluzione acquosa contenente HClO (K a = 3, 10-8 ), sono presenti: a. molti ioni H 3 O + b. poche molecole di HClO c. molti ioni ClO - d. molti ioni ClO -