Calcoli stechiometrici in soluzione(Cap. 12)

Le soluzioni

Molarità

Gli elettroliti

Reazioni in soluzione

Reazioni di precipitazione

Titolazioni acido-base

Le soluzioni

Una soluzione è una miscela omogenea fino al livellomolecolare. Le specie in soluzione sono disperse in modo

uniforme l’una nell’altra.

I componenti di una soluzione sono le sostanze pure che sono

state mescolate per formare la soluzione.

Il tipo di soluzione più comune è un solido disciolto in unliquido. Il solido che si scioglie è detto soluto, mentre il liquido in

cui si scioglie è detto solvente.

Componente 1

Componente 2

Soluzione risultante

Esempi

gas gas gas Aria, miscela gassosa

benzina-aria nel carburatore

dell’automobile

gas liquido liquido Ossigeno in acqua, diossido

di carbonio nelle bevande

gassate

gas solido solido Idrogeno in palladio o platino

liquido liquido liquido Acqua e alcool

liquido solido solido Mercurio in oro e argento

solido liquido liquido Cloruro di sodio in acqua

solido solido solido Leghe metalliche

Tipi di soluzioni

Aria: 78% N2, 21% O2, piccole quantità di Ar (g), H2O(g), CO2(g)

Es. Dissoluzione di NaCl(s) in

acqua: gli ioni in soluzione

acquosa sono circondati da un

guscio di molecole d’acqua legate

ma non fisse. Gi ioni sono

solvatati.

Nella formazione di una soluzione le

molecole di solvente circondano le molecole

di soluto. Tale fenomeno è chiamato

solvatazione ed è dovuto alle attrazioni che

si esercitano fra solvente e soluto.

Quando il solvente è l’acqua la solvatazione

prende il nome di idratazione.

Solubilità: concentrazione di soluto in equilibrio con il soluto

indisciolto in una soluzione satura (massima quantità di soluto che

può essere sciolta in una soluzione satura ad una certa

temperatura).

La solubilità è generalmente espressa in grammi di soluto per100 g di solvente (es. NaCl(s) 36 g in 100 g di H2O a 20 °C).

Soluzione satura: soluzione stabile in cui è stata sciolta la

massima quantità di soluto.

Soluzione satura e solubilità

Dipendenza della solubilitàdalla temperatura: la solubilità

di quasi tutti i sali aumenta

all’aumentare della temperatura.

Regole di solubilità dei composti ionici

1) La maggior parte dei sali dei metalli alcalini e dello ioneammonio sono solubili.

2) La maggior parte dei nitrati, acetati e perclorati sonosolubili.

3) La maggior parte dei sali d’argento, di piombo e dimercurio(I) sono insolubili.

4) La maggior parte dei cloruri, bromuri e ioduri sonosolubili.

5) La maggior parte dei carbonati, cromati, solfuri, ossidi,fosfati e idrossidi sono insolubili eccetto gli idrossidi di

Ba2+ , Ca2+ e Sr2+ che sono debolmente solubili.

6) La maggior parte dei solfati sono solubili, eccetto i

solfati di calcio e di bario, che sono insolubili.

Unità di misura della concentrazione: MOLARITA’

La concentrazione del soluto in una soluzione indica la

quantità di soluto disciolto in una data quantità disolvente o in una data quantità di soluzione.

Un metodo comune di esprimere la concentrazione è la

molarità, M.

La molarità è definita come il numero di moli di solutoper litro di soluzione:

molarità = moli di soluto/litri di soluzione

M = n/V (mol·L-1)

M = molarità

n = numero di moli di soluto disciolte nella soluzione

V = volume totale della soluzione in litri

Percentuale in peso (o percentuale in

massa) = numero di grammi di soluto in

100 g di soluzione.

Nota la % in peso e la densità di una

soluzione si può determinare la molarità.

Procedimento usato per preparare un litro di soluzione di K2Cr2O7(aq) 0,100 M:

a) Si pesano 0,100 mol di K2Cr2O7(s) (29,42 g) e

b) si versano in un matraccio o pallone tarato da un litro che è riempito solo in parte di acqua.

c) Il K2Cr2O7(s) si scioglie e si aggiunge altra acqua per portare il volume finale alla tacca di un litro sul matraccio (“portare a volume”).

Diluizione di una soluzione

Il numero di moli di soluto non cambia nella diluizione con solvente:

numero di moli di soluto prima della diluizione = n1 = M1V1

numero di moli di soluto dopo la diluizione = n2 = M2V2

ma n1 = n2 e quindi M1V1= M2V2

Quando diluiamo una soluzione il

volume di solvente aumenta mail numero di moli di solutorimane lo stesso.

I composti molecolari formano soluzioni per dispersione

nell’acqua delle molecole elettricamente neutre; l’acqua rompe

i deboli legami intermolecolari. Queste soluzioni non

conducono elettricità. (es. Saccarosio (zucchero da tavola) in

acqua.

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. Queste

soluzioni conducono elettricità. Es. HCl in acqua

I composti ionici in acqua si dissociano, ovvero liberano

ioni: le molecole d’acqua separano gli ioni di carica opposta

già presenti nel composto. Questo processo viene chiamato

dissociazione. Queste soluzioni conducono elettricità. Es.

NaCl in acqua

Formazione di soluzioni

Elettroliti e non elettroliti

I composti le cui soluzioni acquose conducono la corrente

elettrica sono chiamate elettroliti. Tutti i composti ionici

solubili in acqua sono elettroliti.

I composti le cui soluzioni acquose non conducono la

corrente elettrica, sono chiamati non elettroliti. Le particelle

di soluto presenti in queste soluzioni acquose sono molecole,

non ioni. La maggior parte dei composti molecolari che si

sciolgono in acqua sono non elettroliti.

Le sostanze le cui soluzioni sono buoni conduttori di

corrente elettrica a causa della presenza di ioni, sono

elettroliti forti (si dissociano completamente in ioni).

Le sostanze le cui soluzioni acquose sono cattivi conduttori

di corrente elettrica sono elettroliti deboli (si dissociano

parzialmente in ioni).

Soluzioni di elettroliti

Una soluzione acquosadi NaCl(s) conduce lacorrente elettrica. Lamigrazione degli ionicostituisce una correnteelettrica che attraversala soluzione.

Regole per stabilire se una sostanza è un elettrolita forte,un elettrolita debole, un non elettrolita:

1) Gli acidi HCl(aq), HBr(aq), HI(aq), HNO3(aq), H2SO4(aq) eHClO4(aq) sono elettroliti forti. Gli altri acidi sono elettroliti

deboli.

2) Gli idrossidi solubili dei metalli dei gruppi 1 e 2 sono

elettroliti forti. Quasi tutte le altre basi sono elettroliti

deboli.

3) Quasi tutti i sali solubili in soluzione acquosa sono

elettroliti forti.

4) Gli alogenuri e i cianuri dei “metalli pesanti” (es.

mercurio e piombo) sono elettroliti deboli.

5) Quasi tutti i composti organici (costituiti da C, H ed

eventualmente altri atomi) sono non elettroliti. Fanno

eccezione gli acidi e le basi organiche che sono di solito

elettroliti deboli.

CaCl2(s) è un elettrolita forte e quando viene sciolto in acqua si dissocia completamente in uno ione Ca2+(aq) e due ioni Cl-(aq).

La grandezza che indica quanto un composto si dissocia in ioni

in soluzione si chiama grado di dissociazione (αααα).

Il grado di dissociazione αααα è uguale al rapporto tra il numero di

moli dissociate (nd) e il numero di moli totale inizialmente

presente (nt):

αααα = nd/nt

Il grado di dissociazione si misura determinando la

conducibilità (o conduttività) elettrica della soluzione.

Ad una certa concentrazione di sale maggiore è il grado di

dissociazione, più ioni ci saranno in soluzione, e maggiore sarà

la conducibilità elettrica.

Definiamo la conducibilità molare la conducibilità elettrica della

soluzione per mole del composto disciolto.

Grado di dissociazione

Composto Conducibilità molare (ohm-1cm2 mol-1)

Elettroliti forti

HCl(aq) 391

KCl(aq) 129

NaOH(aq) 221

AgNO3(aq) 109

BaCl2(aq) 210

NaCH3COO(aq) 73

Elettroliti deboli

CH3COOH(aq) 5,2

NH3(aq) 3,5

HgCl2(aq) 2

Conducibilità molari di elettroliti forti e deboli (25°C, soluzioni acquose 0,10 M)

Uso della molarità nei calcoli stechiometrici su reazioni che avvengono in soluzione

Reazione dello zinco metallico con una soluzione acquosa di

acido cloridrico. Le bollicine sono dovute all’idrogeno

gassoso che si libera dalla soluzione. (Esempio 12.6).

Aggiungendo Hg2(NO3)2(aq) aKI(aq) si forma un precipitato diioduro di mercurio(I), Hg2I2(s).

Aggiungendo AgNO3(aq) aNa2CrO4(aq) si forma unprecipitato di cromato diargento, Ag2CrO4(s).

Uso della molarità nei calcoli stechiometrici su reazioni di precipitazione (doppia sostituzione)

Esercizio 12.8

Quando si mescolano duesoluzioni incolori di nitrato dicadmio(II), Cd(NO3)2(aq), e solfurodi sodio, Na2S(aq), si forma unprecipitato giallo arancio.

Titolazione

La determinazione della concentrazione di una soluzione di

un acido di una base può essere effettuata mediante la

tecnica di titolazione, che consiste nell’aggiunta di un

volume misurato con precisione di una soluzione a

concentrazione nota, ad un volume misurato con precisione

della soluzione a concentrazione ignota. Le soluzioni sono

scelte in modo da reagire completamente, ed il

completamento della reazione è segnalato dalla variazione

improvvisa di qualche proprietà fisica, per esempio il colore

di un composto che è stato aggiunto in piccole quantità alla

miscela di reazione (indicatore).

Es. reazione di neutralizzazione

Titolazione

Apparecchiatura per

un esperimento di

titolazione

Il volume in una buretta(apparecchio di vetreria diprecisione) deve essereletto in corrispondenza delfondo del menisco (curvaformata dal liquido edovuta all’adesione dellasoluzione al vetro).Una buretta da 50 mL hauna precisione di ±0,02mL).

Dai dati di titolazione si può calcolare il

peso molecolare di un acido incognito.

Esempio 12.10 ed Esercizio 12.10

Esempio 12.11 e Esercizio 12.11: esercizi di

ricapitolazione

Molti carbonati di vari metallireagiscono con acidi diluitiproducendo diossido di carbonioCO2(g), come uno dei prodotti.

Nella figura un guscio d’uovoprincipalmente costituito da carbonatodi calcio, CaCO3(s), in acido cloridricodiluito, HCl(aq). Le bollicine sullasuperficie dei pezzi di guscio sonoCO2(g) che non è molto solubile inacqua.

Esercizio 12.11