1 CONCENTRAZIONE Le proprietà delle soluzioni di pendono dalle quantità relative delle sostanze che le compongono. La concentrazione esprime la composizione quantitiva soluzione. di una Unità di concentrazione 1. Rapporto tra peso del soluto e peso del solvente (o della soluzione) non dipendono da T PERCENTUALE IN PESO FRAZIONE MOLARE MOLALITA 2. Rapporto tra peso del soluto e volume della soluzione dipendono da T MOLARITA NORMALITA PERCENTUALE IN VOLUME
2 - PERCENTUALE IN PESO: (%)p = grammi di soluto/100 grammi di soluzione - FRAZIONE MOLARE: Rapporto tra moli di soluto e moli totali Xi = n i /n tot -MOLALITA : moli di soluto in 1000 g di solvente m= n/kg -MOLARITA : moli di soluto in 1 litro di soluzione M= n/l in soluzioni acquose diluite molalità=molarità (1000 g acqua= 1 litro) - NORMALITA : equivalenti di soluto in 1 litro di soluzione N= eq/l Eq= g/p.e. P.E.=PM/numero di specie attive Esempio: Acidi PE=PM/numero di protoni dissociabili Basi PE=PM/numero di ossidrili dissociabili
3 LE SOLUZIONI ACQUOSE SONO UN CASO PARTICOLARE DI SOLUZIONI IN FASE LIQUIDA IL SOLVENTE E L ACQUA I SOLUTI POSSONO ESSERE DIVISI IN DUE CLASSI ELETTROLITI -> FORMANO IONI NON ELETTROLITI -> NON FORMANO IONI
4 ELETTROLITI E NON ELETTROLITI ELETTROLITA: soluto che dissocia in soluzione Elettrolita forte: dissocia completamente NaCl -> Na + +Cl - K 2 SO 4 -> 2 K + - + SO 4 Elettrolita forte: NON dissocia completamente CH 3 COOH <->CH 3 COO - +H + NON ELETTROLITA: soluto che NON dissocia in soluzione Glucosio --> Glucosio (sol)
5 ESERCIZIO 1 Determinare in quale volume di soluzione devono essere sciolti 20 g di bicarbonato di sodio (NaHCO 3 ; PM=84) per ottenere una soluzione 0.5 M di questo sale. Molarità=n/V l V l = n/m n= 20/84= 0,24 V l = n/m=0,24/0,5= 0,48 litri ESERCIZIO 2 Calcolare la molalità di una soluzione di acido solforico (H 2 SO4) all 11% in peso. (PM=98). m=n/1000 g di solvente 11% p/p 11 g di acido in 100 g di soluzione 100-11=89 g di solvente m=n/kg di solvente= moli soluto=11/98= 0,11 moli 0,11:0,089=X:1 X= 0,11x1/0,089= 1,26 moli m= 1,26
6 ESERCIZIO 3 Calcolare la Normalità di una soluzione 0.5 M di acido solforico. H 2 SO 4 2 H + - - + SO 4 PM= 98 PE= PM/2= 49 N= g/pe. 1/V= 49/49. 1= 1 ESERCIZIO 4 Quanti ml di acido solforico (H 2 SO 4 ) 1.8 N bisogna prelevare per avere 12 g di soluto? H 2 SO 4 2 H + - - + SO 4 PM= 98 PE= PM/2= 49 n= g/pe =12/49=0,24 V= n/n= 0,24 /1,8=0.13 l
7 ESERCIZIO 5 Una soluzione viene preparata con 684 g di saccarosio (PM=342) in 900 g di acqua (PM=18). Determinare la frazione molare del soluto e del solvente. X= n soluto/ n totali. Saccarosio 684/382= 2 Acqua= 900/18=50 n totali= 52 Xsacc. = 2/52=0,038 Xacqua = 50/52=0,962
8 DILUIZIONI In una diluizione di una soluzione rimane invariata la quantità di soluto. Questa corrisponde al prodotto tra concentrazione e volume della soluzione. C1 V1= C2 V2 V1= C2 V2/C1 Quando si mescolano due soluzioni a diversa concentrazione dello stesso soluto la concentrazione finale si calcola: Vf Cf= C1 V1 + C2 V2 Vf=V1+V2
9 ESERCIZIO 1 Calcolare il volume di acqua da aggiungere a 10 ml di una soluzione 3 M di HCl per ottenere una soluzione 0.2 M. C1 V1= C2 V2 V2= 3 x 0.01 /0.2= 0,15 Volume acqua= 0,15-0,01=0,14 l ESERCIZIO 2 Quale deve essere la molarità di una soluzione di ammoniaca perché 700 ml di essa aggiunti a 300 ml di ammoniaca 0,2 M diano luogo ad una soluzione 0,12 M Vf Cf= C1 V1 + C2 V2 Vf=V1+V2 C1=? C2=0,2 M Cf=0,12 M V1=0.7 l V2=0.3 l Vf=0.7+ 0,3l=1l V2=0.2 l C1= (Cf (V1+V2) + C2 V2)/V1= 8,6 10 2 M
10 PROPRIETA COLLIGATIVE Proprietà delle soluzioni che dipendono dal numero di particelle di soluto ma non dalla loro natura chimica. Dipende però dalla proprietà dei soluti di essere elettroliti. Abbassamento pressione di vapore Abbassamento della temperatura di congelamento Δ T cr = K cr m Innalzamento della temperatura di ebollizione Δ T eb = K eb m Pressione osmotica π=crt Se il soluto è dissociabile, la concentrazione effettiva delle particelle viene calcolata moltiplicando C x [1+α(ν-1)] il binomio di van t Hoff
11 LEGGE DI RAOULT La pressione di vapore di una soluzione è pari alla somma delle pressioni di vapore di ogni componente, ciascuna moltiplicata per la frazione molare. P=PoXo + P1 X1 Se il soluto è non volatile la pressione di vapore della soluzione è sempre minore di quella del solvente puro, ed è proporzionale alla frazione molare del soluto. Δ P= Po-P=PoX1
12 IL BINOMIO DI VANT HOFF C [1+α(ν-1)] ν = numero di particelle generate dalla dissociazione di una molecola Es. NaCl -> Na + +Cl - ν =2 CH 3 COOH <->CH 3 COO - +H + ν =2 Na 2 SO 4 -> 2 Na + + SO 4 - ν =3 Glucosio -> Glucosio (sol) ν =1 α = grado di dissociazione = n. moli dissociate/n. moli totali Elettrolita forte -> α =1 Elettrolita debole -> 0 < α <1 NON Elettrolita -> α =0
13 ESERCIZIO 1 Calcolare il PM di una soluzione di una sostanza non elettrolita sapendo che 1.5 g di questa sciolti in 500 g di benzene ne determinano un aumento del punto di ebollizione di 0.51 C (Keb=2.53 C m -1 ). Δ T eb = K eb m m=δ T eb /K eb = 0.51/2.53= 0.2 moli/kg m= n/kg n= m x Kg = 0.2 x 0.5= 0.1 n= g/pm = 1.5/0.1= 15 PM=g/PM
14 ESERCIZIO 1 Calcolare la pressione osmotica di una soluzione 0.1 M di urea a 25 C. π=crt = 0.1 x 0.082 x 298= 2.45 atm ESERCIZIO 2 Calcolare la pressione osmotica di una soluzione 0.5 M di cloruro di magnesio (MgCl 2 ) a 25 C. MgCl 2 Mg ++ + 2 Cl - π=c [1+α(ν-1)] RT = 0.5 [1+1(3-1)] x 0.082 x 298= 36.7 atm ESERCIZIO 3 Quale e la pressione osmotica a 17 C di una soluzione acquosa costituita da 1.75g di saccarosio (PM= 342) in 150 ml di volume totale? π=c [1+α(ν-1)] RT Il saccarosio non e un elettrolita α=0 ; ν=1 T= 17+273=290 K R= 0.082 C=n/V= g/pm. V= 1,75/342x0.15=0.034 M π=[1+0(1-1)] CRT= CRT= 0.034x0.082x290= 0.81 atm