Le soluzioni - Alessandra Scattarregia · Quanti grammi di KOH contengono lo stesso numero di ......

modulof

Obiettivi del moduloConoscere... • i miscugli omogenei• i componenti di una

soluzione• il concetto di

concentrazione e le relative unità di misura

• la solubilità e i fattori che la influenzano

• le proprietà delle soluzioni

• i sistemi colloidali

Essere in grado di... • classificare i vari tipi di

soluzione• spiegare il processo di

solubilizzazione• determinare la

concentrazione di una soluzione

• distinguere tra elettroliti e non elettroliti

• mettere in relazione le proprietà colligative con la concentrazione

• distinguere tra un colloide e una soluzione

Le soluzioni

NEL LIBRO DIGITALE

Approfondimenti

• L’amalgama per le cure dentarie• Acqua pura per osmosi

Videoesperienze filmate• Misure di conducibilità

Sintesi, test e verifiche interattive

Password to chemistry

1 Che cos’è una soluzione2 La solubilità3 La concentrazione delle soluzioni4 La diluizione

unità f1 Aspetti generali delle soluzioni

1 Le soluzioni ioniche2 La crioscopia e l’ebullioscopia3 La pressione osmotica4 I colloidi

unità f2 Il comportamento delle soluzioni

…e in più sul web

Esperienze guidate • Dal fenomeno alla legge: la solubilità • Determinazione del contenuto

di ossigeno nell’aria• La solubilità• Conducibilità delle soluzioni

ind

ice

glos

sari

o

tavo

la p

erio

dic

a

cost

anti

calc

olat

rice

Le soluzionimodulofSaper riconoscere quando una molecola è polare1. Stabilisci se le seguenti affermazioni sono vere (V) o false (F).

a. HCl è una molecola polare. V F b. CO2 è una molecola polare perché possiede legami polari. V F

c. H2O è una molecola apolare. V F

d. CHCl3 è una molecola polare. V F

e. CCl4 è una molecola apolare. V F

Conoscere i tipi di interazione intermolecolari2. Associa a ciascuna coppia di molecole il tipo di interazione che si instaura: a. dipolo-dipolo 1. H2O / H2O b. forze di London 2. HCl / HCl c. legame a idrogeno 3. I2 / I2

3. Indica tra le seguenti molecole quelle che possono formare legame a idrogeno:

a H2S b HCl c CH4

d CH3OH e PH3

f NH3

Saper convertire le unità di misura4. Esegui le seguenti conversioni: a. 12,45 g = ....................................... mg b. 7,8 x 104 mg = ....................................... kg c. 3,78 g = ....................................... kg d. 34,6 kg = ....................................... g

5. Esegui le seguenti conversioni: a. 25,0 mL = ....................................... L b. 22,4 L = ....................................... mL c. 0,465 L = ....................................... cL d. 1,76 mL = ....................................... cL

Saper utilizzare la mole

6. Calcola quante moli sono contenute in 50 g di ferro, Fe. .....................................................................................................................................................................................................................

7. Qual è la massa di 0,45 moli di cloruro di sodio, NaCl? .....................................................................................................................................................................................................................

8. Ha una massa maggiore una mole di HCl oppure una mole di HF? .....................................................................................................................................................................................................................

9. Quanti grammi di KOH contengono lo stesso numero di molecole presenti in 60 g di NaOH? .....................................................................................................................................................................................................................

Prima di affrontare lo studio di questo modulo, verifica di...

unità f1 Aspetti generalidelle soluzioni

Come già sai, una soluzione è un miscuglio omogeneo le cui proprietà rimango-no costanti in qualsiasi punto del campione. Le due o più specie chimiche che costituiscono la soluzione possono essere mescolate in rapporti di quantità diver-si e sono così finemente disperse che non si distinguono visivamente.

Si definisce soluzione la dispersione omogenea, in diversi rapporti, di due o più specie chimiche che non possono essere distinguibili visivamente.

In una soluzione con due componenti:

il solvente, che è il mezzo disperdente, è il componente presente in quantità maggiore; il soluto, che è il componente disperso, è presente in quantità minore.

Nel caso in cui i componenti siano in stati fisici differenti, la soluzione assume sempre lo stato fisico del solvente. Così, per esempio, se sciogliamo il “soluto zucchero” (solido) nel “solvente acqua” (liquido), si ottiene una soluzione allo stato liquido di zucchero in acqua (Fig. 1).Normalmente si pensa alle soluzioni allo stato liquido, tuttavia esistono anche soluzioni gassose e soluzioni solide.

Le soluzioni liquide sono costituite da liquidi in cui si trovano disciolti gas, liquidi o solidi. Una bevanda gassata, per esempio, è una soluzione liquida che contiene disciolte in acqua sostanze solide, come lo zucchero, e sostanze gasso-se, come l’anidride carbonica. Le soluzioni gassose sono costituite da miscele di gas in cui non si fa distin-zione tra soluto e solvente, in quanto, come già sai, i gas sono miscibili in tutti i rapporti. L’aria è l’esempio più comune. Le soluzioni solide sono costituite da solidi che contengono disciolti gas o al-tri solidi. Le leghe metalliche come il bronzo, l’ottone e l’acciaio sono comuni esempi di soluzioni solide.

In questa unità ci occuperemo principalmente delle soluzioni allo stato liquido e il più delle volte di quelle che utilizzano l’acqua come solvente. In base allo stato fisico del soluto le distingueremo in: gas in

soluzione, liquidi in soluzione e solidi in soluzione.

obiettivoChe cos’è una soluzione1

Conoscere i vari tipi di soluzione

Fig. 1 Sciogliendo lo zucchero nell’acqua, si ottiene una soluzione.

Fig. 2 L’acciaio di cui è costituito questo piatto è un esempio di soluzione allo stato solido.

modulo f Le soluzioni192

Gas in soluzioneSono le soluzioni ottenute sciogliendo un soluto gassoso in un solvente liquido, generalmente acqua. L’esempio più comune di questo tipo di soluzione sono le bevande frizzanti ottenute sciogliendo il gas anidride carbonica nell’acqua, che a sua volta contiene altri componenti. Altri esempi di gas in soluzione sono l’am-moniaca commerciale, che è una soluzione acquosa di ammoniaca gassosa, e l’acido muriatico, che è una soluzione di acido cloridrico gassoso in acqua.La solubilità di un gas in un liquido è fortemente influenzata dalla pressione oltre che dalla temperatura. W. Henry riuscì a dimostrare sperimentalmente che:

la solubilità di un gas in un liquido è direttamente proporzionale alla sua pressione.

Ciò significa che raddoppiando la pressione di un gas sulla superficie libera del solvente raddoppia la sua solubilità.

Anche la temperatura influenza la solubilità di un gas in un liquido. Normalmente un aumento di temperatura provoca una sensibile diminuzione della solubilità del gas in un liquido. Con l’aumento della temperatura, infatti, aumenta l’energia cinetica delle molecole del gas le quali, per effetto dell’aumen-tata velocità del loro moto, tenderanno a sfuggire dal solvente. Per tale motivo, quando una bevanda gassosa viene prelevata dal frigorifero, si sviluppano bolli-cine di gas che a temperatura più alta non possono rimanere in soluzione.

Liquidi in soluzioneNel caso in cui entrambi i componenti si trovano allo stato liquido, viene consi-derato soluto il componente che si trova in quantità minore e solvente il compo-nente che si trova in quantità maggiore. Se entrambi i componenti sono in quantità pressoché uguali, non ha più significato parlare di soluto e di solvente, ma è più corretto parlare di liquidi che presentano completa miscibilità. Due solventi che si sciolgono completamente l’uno nell’altro sono detti, infatti, miscibili. È il caso dell’acqua e dell’etanolo che sono miscibili in tutti i rapporti. L’acqua e l’olio, viceversa, sono detti immiscibili in quanto, se mescolati insieme, si separano in due fasi liquide facilmente distinguibili (Fig. 4).

Ma da che cosa dipende la miscibilità o meno di due liquidi? Esiste una regola empirica secondo la quale

“il simile scioglie il suo simile”. Pertanto, se due liquidi sono entrambi costituiti da molecole polari risulteranno miscibili per la loro affinità. Invece, nel caso in cui uno dei due componenti sia apolare e l’altro polare, i liquidi risulteranno immiscibili in quanto le molecole dell’uno non hanno alcuna affinità con le molecole dell’altro.In Tabella 1 trovi elencati alcuni solventi polari e altri non polari, così da poter prevedere con quale liquido ognuno di essi sarà miscibile.

acqua esanometanolo eptanoetanolo tolueneacetone tetracloruro di carbonioacido acetico etere dietilico

Solvente polare Solvente non polare

Fig. 3 Un esempio di soluzione di un gas in un liquido.

Tab. 1 Polarità di alcuni solventi

Fig. 4 L’acqua e l’olio sono immiscibili e rimangono separati in due fasi liquide distinte.

STOP test di controllo

Completa le frasi inserendo le parole mancanti.1. In una soluzione il solvente è il componente presente

in quantità ……....................….. mentre il soluto è il com-

ponente presente in quantità ……..................................…...

2. La solubilità di un gas in un liquido è ……...................…..

proporzionale alla sua pressione.

Stabilisci se le seguenti affermazioni sono vere(V) o false(F).

3. Un aumento di temperatura diminuisce la solubilità di un gas. V F

4. Le leghe sono soluzioni solide. V F

5. Due liquidi costituiti da molecole polari sono tra loro immiscibili. V F

Aspetti generali delle soluzioni 193f1unità

Solidi in soluzioneSi tratta delle soluzioni di cui maggiormente ci occuperemo e che si ottengono sciogliendo un soluto solido in un solvente liquido.Il liquido ritenuto il solvente per eccellenza è l’acqua. In essa, infatti, sono solu-bili la maggior parte dei sali, degli zuccheri e di tutte le sostanze le cui molecole presentano polarità paragonabile a quella dell’acqua.

Analogamente, sempre in accordo con la regola secondo la quale “il simile scio-glie il suo simile”, composti costituiti da molecole non polari si scioglieranno in solventi non polari.Per questo motivo non è possibile rimuovere l’unto dalle nostre mani usando semplicemente l’acqua, ma occorre usare un solvente apolare, simile all’unto.

Se proviamo ad aggiungere dello zucchero in acqua ci accorgiamo che la quanti-tà che può essere disciolta non è illimitata. A un certo punto, infatti, lo zucchero non si scioglie più, ma si deposita sul fondo della soluzione. La soluzione così ot-tenuta si dice satura e il soluto che si è depositato viene detto corpo di fondo.Il limite di solubilità è diverso per ogni composto ed è una proprietà caratteristica e specifica per ogni sostanza in un determinato solvente a una data temperatura.

Si definisce solubilità la quantità massima di soluto, espressa in grammi, che può sciogliersi in 100 g di un determinato solvente a una data temperatura.

Se la concentrazione della soluzione è inferiore alla sua solubilità massima, la soluzione è insatura. In condizioni particolari è possibile però andare oltre il punto di saturazione, ottenendo così una soluzione chiamata sovrassatura, che è instabile.

Basta infatti agitare la soluzione, o aggiungervi un piccolo cristallo del soluto, per provocare un’im-provvisa precipitazione del soluto disciolto in eccesso e ottenere una soluzione satura.

La solubilità2obiettivoConoscere la solubilità e i fattori dai quali essa dipende


Completa le frasi inserendo le parole mancanti.1. In una soluzione il solvente è il componente presente

in quantità ……....................….. mentre il soluto è il com-

ponente presente in quantità ……..................................…...

2. La solubilità di un gas in un liquido è ……...................…..

proporzionale alla sua pressione.


3. Un aumento di temperatura diminuisce la solubilità di un gas. V F

4. Le leghe sono soluzioni solide. V F

5. Due liquidi costituiti da molecole polari sono tra loro immiscibili. V F

Fig. 5 L’aggiunta di un piccolo cristallo in una soluzione sovrassatura provoca la precipitazione del soluto.


Come puoi osservare nel grafico (Fig. 6), la solubilità è influenzata dalla tempe-ratura: in generale, quando il soluto è solido, essa aumenta all’aumentare della temperatura, mentre sono pochi i composti che risultano meno solubili a tempe-rature più elevate.Con il riscaldamento infatti, cresce l’energia cinetica della soluzione e le mole-cole del solvente, muovendosi più velocemente, “aggrediscono” con maggiore frequenza le molecole del soluto con conseguente aumento della solubilità.

Il processo di solubilizzazione può anche essere accelerato dall’agitazione e dalla riduzione delle dimensioni delle particelle di soluto.Per questo motivo, infatti, quando zuccheriamo una bevanda siamo soliti mesco-larla con un cucchiaino e per salare i cibi si preferisce il “sale fino” al “sale grosso”.L’agitazione favorisce le interazioni tra le molecole del soluto e quelle del solven-te, mentre la riduzione delle dimensioni dei cristalli del soluto aumenta la sua superficie di contatto con il solvente favorendo la solubilizzazione.

100

80

60

40

20

0 20 40 60 80 100Temperatura (ϒC)

Solu

bilit

à (g

solu

to /

100

g H

2O)

KCIO 3

Ca2SO4

NH 4Cl

KNO 3

NaCl

KBr

NaNO 3

10

30

50

70

90

10 30 50 70 90

Pb(NO 3) 2

K2SO4

Completa le frasi inserendo le parole mancanti.1. Una soluzione è insatura quando la sua concentrazione è ……........................….. alla

sua solubilità.

2. La solubilità esprime la ……............................….. quantità in grammi di soluto che può

sciogliersi in ……..................... di un solvente ad una data …….......................................…...

3. L’agitazione e le dimensioni .........................….. delle particelle ……..............................…..

il processo di solubilizzazione.

4. Una soluzione è satura quando il soluto ha raggiunto la …….................................…..

concentrazione possibile ad una certa …….......................................…...

Stabilisci se le seguenti affermazioni sono vere(V) o false(F).5. Un aumento delle temperatura favorisce quasi sempre la solubilità

di un soluto solido. V F

6. Le soluzioni sovrassature sono stabili. V F

7. Una soluzione con corpo di fondo è satura. V F


Fig. 6 Andamento crescente della solubilità dei soluti solidi in funzione della temperatura.


Oltre a conoscere la natura dei componenti di una soluzione, è importante co-noscere il rapporto delle loro quantità. I termini diluita (piccola quantità di solu-to) e concentrata (grande quantità di soluto) hanno un significato quantitativo, ma non preciso e definito. Soltanto la concentrazione o titolo di una soluzio-ne esprime in maniera rigorosa il rapporto tra soluto e solvente.

La concentrazione è il parametro numerico che caratterizza una soluzione, esprimendo in che rapporto si trovano il soluto e il solvente.

Poiché le quantità di soluto e di solvente possono essere misurate in peso, in vo-lume o in numero di moli, esistono diverse unità per esprimere la concentrazio-ne di una soluzione. Esse si distinguono in:

unità fisiche: percentuale in massa, percentuale in volume e percentuale massa su volume; unità chimiche: molarità, molalità, frazione molare.

Unità fisichePercentuale in massa

Esprime la massa di soluto disciolto in 100 unità di massa di soluzione. La sua notazione è % m/m.

Per calcolare il valore della percentuale in mas-sa basterà moltiplicare per 100 il rapporto tra la massa di soluto e la massa di soluzione, espresse nelle stesse unità di massa:

% m/m =

massasolutomassasoluzione

· 100

La soluzione fisiologica per uso farmacologico, per esempio, è una soluzione allo 0,9% in peso di cloruro di sodio, NaCl, in acqua.

La concentrazione delle soluzioni3obiettivoSaper esprimere la concentrazione di una soluzione nelle varie unità fisiche e chimiche

Fig. 7 Confezione di soluzione salina sterile.

Segui l’esempio

Calcola la % m/m di una soluzione che in 200 g contiene 3 g di cloruro di sodio, NaCl.– Applicando la formula relativa

alla % m/m e sostituendo i valori si ha:

% m/m = 3 g

200 g · 100 = 1,5 %

ApplicaCalcola la % m/m:

a. di una soluzione acquosa che in 250 g contiene 3,5 g di zucchero;

b. di una soluzione che in 1 kg contiene 30 g di soluto.


Percentuale in volume

Indica il volume di soluto disciolto in 100 unità di volume di soluzione. La sua notazione è % V/V.

Analogamente al caso precedente, l’unità di misura del volume deve essere la stes-sa sia per il soluto che per la soluzione. Se, per esempio, abbiamo una soluzione acquosa di alcol al 10%, possiamo affermare che in 100 mL di soluzione sono contenuti 10 mL di alcol, o che in 100 L di soluzione ci sono 10 L di alcol.Pertanto, la percentuale in volume si otterrà moltiplicando per 100 il rapporto tra il volume del soluto e quello della soluzione, espressi nelle stesse unità di volume. La formula da applicare, simile alla precedente, è dunque:

Vsoluto% V/V = · 100

Vsoluzione

Fig. 8 La percentuale in volume di alcol etilico in questo liquore è del 60 %.

Segui l’esempio

Calcola quanti mL di alcol sono contenuti in 250 mL di una soluzione acquosa al 25% V/V.– Dalla formula

% V/V = Vsoluto

Vsoluzione

· 100

ricaviamo Vsoluto:

Vsoluto = % V/V · Vsoluzione

100

– Sostituiamo i valori e otteniamo:

Vsoluto = 25 · 250 mL

100 = 62,5 mL

Applica Calcola quanti mL di alcol sono contenuti:

a. in 1 L di grappa al 40% V/V;b. in un boccale di birra da 400 mL al 5% V/V.

Massa su volume

Esprime la massa di soluto disciolta nell’unità di volume di soluzione.

Dire, per esempio, che una soluzione acquosa di cloruro di sodio ha una concentra-zione di 20 g/L significa che 1 L di soluzione contiene 20 g di soluto. In base alle unità di misura, le notazioni più comunemente usate sono g/L, mg/L e g/mL. Nel caso in cui la massa di soluto venga riferita a un volume di soluzione uguale a 100, si ottiene la percentuale in massa su volume, la cui notazione è % m/V.La formula da applicare è: msoluto

% m/V = · 100 Vsoluzione

Segui l’esempio

Calcola la massa di idrossido di potassio, KOH, necessaria per preparare 2 L di una soluzione al 20% m/V.

– Dalla formula

% m/V = msoluto

Vsoluzione · 100

ricaviamo msoluto:

msoluto = % m/V · Vsoluzione

100

– Sostituendo i valori si ottiene: msoluto =

20 g/mL · 2000 mL100

= 400 g

ApplicaCalcola:

a. quanto zucchero devi pesare per avere 3 L di una soluzione al 10% m/V;

b. la percentuale massa su volume di una soluzione ottenuta sciogliendo in acqua 35 g di cloruro di sodio, NaCl, per formare 800 mL di soluzione.


Unità chimicheMolaritàLa molarità, la cui notazione è M, è l’unità chimica più usata per esprimere la concentrazione di una soluzione.

La molarità M indica il numero delle moli di soluto disciolte in un litro di soluzione.

Dire, per esempio, che una soluzione acquosa di NaCl è 0,5 M significa che con-tiene mezza mole di soluto in un litro di soluzione.

Conoscendo il numero di moli di soluto n e il volume della soluzione espresso in litri, per calcolare la molarità basta applicare la formula:

nsolutoM =

VL soluzione

Dalla formula inversa possiamo invece risalire al numero di moli contenute in un dato volume, espresso in litri, di soluzione:

n soluto = M · VL soluzione

Per risalire ai grammi di soluto disciolti, basterà moltiplicare il numero di moli per la sua massa molare:

g soluto = nsoluto · Msoluto

Segui l’esempio

Calcoliamo la molarità M di una soluzione che in 500 mL contiene 10 g di NaOH.– Ricaviamo la massa molare M di NaOH:

MNaOH = 23 + 16 + 1 = 40 g/mol

– Ricaviamo il numero n di moli corrispondenti a 10 g di soluto:

nsoluto = 10 g

40 g/mol = 0,25 mol

– Calcoliamo quindi la molarità:

M = nsoluto

VL soluzione

= 0,25 mol

0,5 L = 0,5 mol/L

ApplicaCalcola la molarità di una soluzione che:

a. in 500 mL contiene 5,95 g di cloruro di sodio, NaCl;

b. in 200 mL contiene 5,85 g di cloruro di potassio, KCl;

c. in 2 L contiene 20 g di acido solforico, H2SO4.

Proviamo ora a calcolare quanti grammi di NaCl sono contenuti in 500 mL di una soluzione 0,2 M:– Applicando la formula inversa della molarità

possiamo ricavare il numero n di moli contenute nella soluzione:

n = M · V = 0,2 mol/L · 0,5 L = 0,1 mol

– Ricaviamo la massa molare del sale NaCl:

M = 23 + 35,5 = 58,5 g/mol

– Per calcolare il numero di grammi del sale basta moltiplicare il numero n di moli di soluto per la sua massa molare M:

g = n · M = 0,1 mol · 58,5 g/mol = 5,85 g

ApplicaCalcola:

a. quanti grammi di KCl sono presenti in 100 mL di una soluzione 0,1 M;

b. quanti grammi di MgCl2 sono contenuti in 250 mL di una soluzione 0,25 M.

Le soluzionifmodulo198

Molalità

La molalità m indica il numero delle moli di soluto disciolte in un kg di solvente.

È l’unità adottata nel SI per la concentrazione; la notazione usata è m e viene così espressa:

m = n soluto

kg solvente

Questa unità di misura è indipendente dalla temperatura a cui si opera, poi-ché il volume non compare nella relazione indicata.Il volume, infatti, è una grandezza che varia al variare della temperatura.

Frazione molare

La frazione molare di ciascun componente di soluzione esprime il rapporto tra il numero di moli di quel componente e il numero totale di moli di tutti i componenti.

Essa è particolarmente usata per le soluzioni gassose che spesso sono costituite da più di due componenti e in cui non si fa distinzione tra soluto e solvente.Se la soluzione è costituita da due componenti A e B, indicando con nA il nume-ro di moli del componente A e con nB il numero di moli del componente B, la frazione molare χA del componente A sarà data dal rapporto:

χA = nA———

nA + nB

mentre la frazione molare χB del componente B sarà data dal rapporto:

χB =

nB———nA + nB

È ovvio che la somma delle frazioni molari è sempre uguale a 1:

χA + χB = 1

Pertanto, dalla frazione molare di un componente si può ricavare la frazione molare dell’altro.

Segui l’esempio

Calcoliamo la molalità di una soluzione ottenuta sciogliendo in 250 g di acqua 0,4 g di NaOH.– Ricaviamo il numero n di moli di NaOH la cui

massa molare è M = 23 + 16 + 1 = 40 g/mol

per cui il numero n di moli del soluto risulta:

nsoluto = g

M =

0,4 g

40 g/mol = 0,01 mol

– Trasformiamo in kg la massa di solvente:

250 g = 250 g

1000 g/kg = 0,250 kg

– Applichiamo la formula

m = nsoluto

kgsoluzione e otteniamo m =

0,01 mol

0,250 kg = 0,04 mol/kg

ApplicaCalcola la molalità delle seguenti soluzioni:

a. 10 g di NaCl in 200 g di acqua;b. 25 g di CaCl2 in 500 g di acqua.


Segui l’esempio

Calcoliamo la frazione molare del cloruro di so-dio, NaCl, e dell’acqua in una soluzione ottenuta sciogliendo 10 g di NaCl in 100 g di acqua.

– Calcoliamo il numero di moli di NaCl contenute in 10 g di questo sale, sapendo che la massa molare è M = 58,44 g/mol:

nNaCl =

gNaCl

MNaCl

= 10 g

58,44 g/mol = 0,17 mol

– Calcoliamo il numero di moli di H2O contenute in 100 g:

nH2O =

gH2O

MH2O

= 100 g

18 g/mol = 5,55 mol

– Il numero totale di moli è: nNaCl + nH2O

= 0,17 + 5,55 = 5,72 mol

– La frazione molare di NaCl sarà data allora dalla formula:


Completa le frasi inserendo le parole mancanti.

1. La concentrazione stabilisce in che rapporto stanno tra

loro le quantità di …..................….. e di ……............…...

2. La % m/m esprime la …..................….. di soluto disciolta

in …..................….. unità di massa di …..................…...

3. La molalità indica il numero delle ….......................….. di

soluto disciolte in un kg di …..........................................…...


4. Una soluzione al 10% V/V contiene 10 g di soluto in 100 mL di soluzione. V F

5. Una soluzione 1 molare contiene 1 mole di soluto in 1 litro di solvente. V F

6. Una soluzione 2 molale contiene 2 moli di soluto disciolte in 1 kg di solvente. V F

7. La molarità non varia con la temperatura. V F

Talvolta può capitare di dovere preparare una soluzione di determinata concen-trazione diluendone una più concentrata.

Immagina di voler diluire un volume iniziale Vi di una soluzione a concentrazio-ne iniziale Mi, fino a portarla a una concentrazione finale Mf.Quanta acqua devi aggiungere?

Poiché a qualunque diluizione la quantità di soluto rimane invariata, possiamo scrivere una uguaglianza tra il numero di moli ni contenute nella soluzione iniziale e quello nf contenuto nella soluzione finale.

obiettivoLa diluizione4

Sapere come varia la concentrazione di una soluzione per effetto della diluizione

χNaCl = nNaCl

nNaCl + nH2O

e sostituendo i valori si ha:

χNaCl = 0,175,72

= 0,030

– Poiché χNaCl + χH2O = 1χH2O

= 1 – χNaCl

ossia, sostituendo i valori:χH2O

= 1 – 0,030 = 0,970

ApplicaCalcola la frazione molare di ciascun componente:

a. di una miscela gassosa che contiene 0,5 moli di ossigeno O2 e 0,25 moli di azoto N2;

b. di una miscela formata da 300 g di etanolo, C2H60, e 300 g di acqua.

Le soluzioni

Scegli il completamento corretto tra quelli proposti.


1. L’aggiunta di solvente a una soluzione…

a la diluisce b aumenta la quantità di soluto presente c riduce la quantità di soluto presente

2. Se il volume di una soluzione raddoppia, il titolo…

a raddoppia b si dimezza c non varia

Poiché è: ni = Mi · Vi e nf = Mf · Vf , dall’uguaglianza ni = nf risulta:

Mi · Vi = Mf · Vf

dove Mi e Vi indicano la molarità e il volume della soluzione iniziale e Mf e Vf la molarità e il volume della soluzione diluita finale.Pertanto, risolvendo rispetto a Vf si ha:

Vf = Mi · Vi

Mf

Ciò significa che alla soluzione iniziale dovrai aggiungere acqua fino a portare il volume di partenza, Vi, al volume finale, Vf.

Per concentrazioni C espresse in unità diverse dalla molarità, più in generale si può scrivere l’eguaglianza tra la quantità di soluto contenuta nel volume Vi della soluzione concentrata (a concentrazione Ci) e quella contenuta nel volume Vf del-la soluzione diluita (a concentrazione Cf). Pertanto si ha:

Ci · Vi = Cf · Vf

Fig. 9 Per effetto della diluizione, l’intensità del colore della soluzione diminuisce.

Segui l’esempio

A 250 mL di una soluzione 0,1 M di KCl vengono aggiunti 750 mL di acqua. Calcola la molarità M della soluzione finale.– Il volume finale della soluzione sarà

Vf = 250 mL + 750 mL = 1000 mL

– Applichiamo la formula:Mi · Vi = Mf · Vf e ricaviamo Mf = Mi Vi

Vf– Sostituiamo i valori e otteniamo:

Mf = 0,1 mol/L · 0,250 L1L

= 0,025 mol/L

ApplicaCalcola

a. la molarità M di una soluzione di idrossido di sodio, NaOH, ottenuta mescolando 100 mL di NaOH 0,1 M con 300 mL di acqua;

b. quanto HCl 12 M occorre per preparare 200 mL di una soluzione di HCl 3 M.

modulo f200

Verifica

Aspetti generali delle soluzionif1unità

201

1 Che cos’è una soluzione

1 Che cosa si intende per soluzione?

2 Spiega la differenza tra soluto e solvente.

3 In base allo stato fisico dei componenti, quali tipi di soluzioni conosci?

4 Che cosa si intende per solubilità?

5 Identifica il soluto, il solvente e lo stato fisico di ciascuna delle seguenti soluzioni:

a. cloro sciolto in acqua di una piscina b. aceto (5% acido acetico e 95% acqua) c. ottone (60% rame e 40% zinco)

6 Identifica il soluto, il solvente e lo stato fisico di ciascuna delle seguenti soluzioni:

a. anidride carbonica sciolta in acqua nelle bibite gas-sate

b. una lega metallica costituita dal 75% di rame e dal 25% di nichel

c. whisky (43% di alcol in acqua)

7 Stabilisci se la solubilità dell’ossigeno in acqua au-menta o diminuisce se:

a. la temperatura della soluzione passa da 20 °C a

40 °C ................. b. la pressione dell’ossigeno passa da 50 mmHg a 100

mmHg ... . . . . . . . . . . . . . .

8 Se in 1 L di acqua si sciolgono 2 g di biossido di carbonio a 1 atm, quanto se ne scioglierà di questo gas a 2 atm?

9 La solubilità del cloro gassoso è 0,63 g / 100 g di ac-qua a 25 °C e alla pressione di 760 mmHg. Qual è la solubilità del cloro in acqua a 25 °C e alla pressione di 1520 mmHg?

[1,26 g / 100 g]

10 In 250 g di acqua è possibile sciogliere al massimo 3,2 g di un certo soluto. Qual è la sua solubilità?

[1,28 g / 100 g]

2 La solubilità

11 Calcola la solubilità del cloruro di sodio, NaCl, in acqua a 20°C se a questa temperatura una soluzione satura è costituita da 140 g di soluto in 350 g di acqua.

[40 g / 100 g]

3 La concentrazione delle soluzioni

12 Che cosa indica la concentrazione di una soluzione?

13 Come si definisce una concentrazione espressa in % m/m e una in % V/V?

14 Qual è la differenza tra una soluzione 0,5 M e una soluzione 0,5 m?

15 Se la frazione molare di un soluto in acqua è 0,25, qual è la frazione molare dell’acqua?

16 Calcola quanti grammi di zucchero occorrono per preparare 500 g di soluzione al 20% m/m.

[100 g]

17 Calcola la concentrazione in % m/m delle seguenti soluzioni ottenute sciogliendo:

a. 13 g di idrossido di bario in 150 g di soluzione

b. 50 g di glucosio in 250 g di soluzione

18 Calcola la concentrazione espressa in % m/m di una soluzione ottenuta sciogliendo 25 g di cloruro di so-dio in 250 mL di acqua. [9,1 %]

19 Calcola quanti grammi di zucchero sono contenuti in: a. 250 g di una soluzione al 5% m/m

b. 500 g di una soluzione al 2,5% m/m

c. 1 kg di una soluzione al 3% m/m

20 Calcola quanti grammi di NaCl e quanti di acqua van-no mescolati per preparare 45 g di una soluzione all’1% m/m del sale.

[0,45 g Nacl, 44,55 g H2O]

21 Calcola quanti grammi di idrossido di sodio e quanti di acqua sono contenuti in un kg di una soluzione al 2,3% m/m. [23 g NaOH, 977 g H2O]

4 La diluizione

202 Verifica

22 Quanti grammi di CuSO4 sono necessari per preparare 100 g di una soluzione allo 0,1% m/m di tale sale?

[0,10 g]

23 Calcola la % V/V di una soluzione acquosa che in 600 mL contiene 60 mL di alcol.

[10 %]

24 Calcola la quantità di alcol contenuta in una botti-glia da 750 mL di vino che ha una gradazione alco-lica di 11° che corrisponde ad una concentrazione all’11% V/V.

[82,50 mL]

25 La dose massima giornaliera di alcol consentita è di 55 mL. Con una crocetta indica, tra le seguenti, le quantità di bevande alcoliche che non superano la dose consigliata.

a 250 mL di birra all’8% V/V

b 150 mL di whisky al 42% V/V

c 300 mL di vino al 12% V/V

26 Calcola quanti grammi di ciascun soluto devi pesare per preparare le seguenti soluzioni acquose:

a. 100 g di soluzione di idrossido di potassio al 3% m/m b. 0,25 L di una soluzione di glucosio al 10% m/V

27 L’aceto può essere considerato una soluzione acquo-sa di acido acetico in acqua. Se un tipo di aceto vie-ne commercializzato come aceto al 5% m/V, calcola la quantità in grammi di acido acetico contenuto in 1 L di questo prodotto.

[50 g]

28 Calcola la molarità di ciascuna delle seguenti solu-zioni:

a. 1,5 g di cloruro di sodio NaCl in 100 mL di soluzione b. 1,5 g di cromato di potassio, K2Cr2O7, in 100 mL di

soluzione

29 Calcola la molarità di ciascuna delle seguenti solu-zioni:

a. 20 g di bromuro di magnesio, MgBr2, in 250 mL di soluzione

b. 5,55 g di carbonato di litio, Li2CO3, in 75 mL di solu-zione

30 Calcola quante moli di acido solforico, H2SO4, sono ne-cessarie per preparare 1 L di una soluzione 0,151 M.

[0,151 moli]

31 Calcola quante moli di idrossido di sodio, NaOH, sono necessarie per preparare 1 L di una soluzione 0,151 M.

[0,151 moli]

32 Calcola quanti grammi di idrossido di potassio, KOH, sono contenuti in 200 mL di una soluzione 0,108 M.

[1,21 g]

33 Calcola quanti grammi di soluto sono contenuti in 310 mL di una soluzione 0,214 M di Na2SO4.

[9,38 g]

34 Calcola quanti grammi di acido nitrico, HNO3, de-vono essere sciolti in acqua per ottenere 250 mL di soluzione 0,01 M. [0,157 g]

35 Calcola per ciascuna delle seguenti soluzioni, di cui trovi indicata la concentrazione, il volume espresso in mL che contiene la quantità di soluto richiesta:

a. 10 g di soluto da NaF 0,275 M b. 10 g di soluto da CdCl2 0,275 M c. 10 g di soluto da K2CO3 0,408 M

36 Calcola la molalità m delle seguenti soluzioni: a. 5,55 g di CaCl2 in 125 g di acqua b. 3 g di KCl in 90 g di acqua

37 Calcola la molalità m delle seguenti soluzioni: a. 2,3 moli di LiI in 400 g di acqua b. 1,3 moli di KOH in 250 g di acqua

38 10,60 g di carbonato di sodio, Na2CO3, vengono sciolti in 1200 g di acqua. Calcola la molalità m del-la soluzione. [0,083 molale]

39 Calcola la molalità m di una soluzione ottenuta so-lubilizzando in 150 mL di acqua 20,84 g di acido nitrico, HNO3.

[2,20 molale]

40 Calcola la frazione molare del soluto e del solvente di una soluzione ottenuta sciogliendo 50 g di NaCl in 450 g di acqua. [χNaCl = 0,033 e χH2O = 0,967]

41 Calcola la frazione molare di una soluzione che in 500 g di acqua contiene 20 g di idrossido di calcio, Ca(OH)2.

[χCa(OH)2 = 0,01 e χH2O = 0,99]

42 Calcola la frazione molare del solvente di una solu-zione la cui frazione molare del soluto è 0,55.

43 A quale volume devi diluire una soluzione 0,5 M di KCl perché la sua concentrazione diventi 0,25 M?

44 A quale volume devi portare 25 mL di una soluzione 1,5 M di HCl perché la concentrazione diventi 0,04 M?

[937,50 mL]

45 Data una soluzione di KOH 5 M, in che modo si pos-sono preparare 250 mL di KOH 0,625 M?

[diluendo 31,25 mL]

46 Qual è la molarità di una soluzione ottenuta di-luendo, a 100 mL, 20 mL di una soluzione 0,1 M di NaOH?

[0,020 M]

203Aspetti generali delle soluzionif1unità

Verifica le competenze

Esempio guidatoDalla percentuale in massa alla molarità

• Calcola la molarità M di una soluzione di acido clo-ridrico, HCl, al 38% m/m sapendo che la sua densi-tà è 1,19 g/mL.

Soluzionea. Dal valore della densità si deduce che 1 mL di soluzione

pesa 1,19 g, pertanto 1 L pesa 1,19 · 1000 = 1190 g

b. Dal valore della % m/m si ricava la quantità di soluto contenuto in 1 L di soluzione che pesa 1190 g mediante la proporzione:

100 : 38 = 1190 : x

da cui:

x = 38 · 1190

100 = 452,2 g

c. Trasformiamo i grammi di soluto così ottenuti in moli:

nHCl = gHCl

MHCl

= 452,2 g

36,47 g/mol = 12,4 mol

d. Poiché il volume della soluzione è 1 L, 12,4 corrisponde alla molarità della soluzione che pertanto è 12,4 M.

47 L’ammoniaca commerciale è una soluzione al 29% di NH3 in acqua. Sapendo che la sua densità è 0,904 g/mL, calcola la sua molarità.

[15,41 M]

48 Qual è la molarità di una soluzione di acido nitrico, HNO3, al 35% m/m che ha densità 1,21 g/mL?

[6,72 M]

49 Calcola la molarità di una soluzione sciropposa che contiene il 15% m/m di saccarosio, C12H22O11, e che ha densità 1,06 g/mL. [0,46 M]

50 Qual è la molarità di una soluzione al 30% m/m di KOH che ha densità 1,11 g/mL? [5,94 M]

Esempio guidatoDalla molarità alla percentuale in massa

• Calcola la % m/m di una soluzione 1,5 M di NaOH sapendo che la sua densità è 1,15 g/mL.

Soluzione

a. Dalla densità ricaviamo che 1 L della soluzione pesa

1,15 · 1000 = 1150 g

b. Dalla molarità si deduce che 1 L di soluzione contiene 1,5 moli. Possiamo calcolare quindi la massa in grammi di soluto contenuta in 1 L di soluzione.

gsoluto = nsoluto · Msoluto = 1,5 mol · 40 g/mol = 60 g

c. Per calcolare quanti grammi di soluto sono contenuti in 100 g di soluzione impostiamo la seguente proporzione:

1150 : 60 = 100 : x

da cui x = 60 · 100

1150 = 5,22% m/m

51 Calcola la % m/m di una soluzione 1,38 M di ammo-niaca commerciale NH3 in acqua sapendo che la sua densità è 1,90 g/mL. [1,23 %]

52 500 mL di una soluzione contenente 1,5 moli di HCl ha una densità 1,06 g/mL. Calcola la % m/m.

[10,32 %]

53 Trasferendo una mole di NaCl in acqua e portando il suo volume a 2,5 L si ottiene una soluzione la cui densità è 1,11 g/mL. Calcola la sua % m/m.

[2,11 %]

54 Calcola la % m/m di una soluzione di Ca(OH)2 0,2 M che ha densità 1,22 g/mL.

[1,21 %]

55 La densità di una soluzione ottenuta sciogliendo 1,5 moli di carbonato di sodio Na2CO3 in 2500 mL di acqua è 1,19 g/mL. Calcola la sua % m/m.

[5,34 %]

Esempio guidatoDalla percentuale in massa alla molalità

• Calcola la molalità m di una soluzione al 20% m/m di NaOH.

Soluzione

a. Dalla percentuale in massa si deduce che 100 g di soluzione sono costituiti da 20 g di NaOH e da 80 g di acqua.

b. Trasformiamo in kg la quantità di solvente:80 g

1000 g/kg = 0,08 kg

c. Ricaviamo il numero di moli corrispondenti a 20 g di NaOH ricordando che la sua massa molare M è 40 g/mol.

nNaOH = gNaOH

MNaOH

= 20 g

40 g/mol = 0,5 mol

d. Calcoliamo ora la molalità m della soluzione:

m = nNaOH

kgsolvente

= 0,5 mol

0,08 kg = 6,25 mol/kg

204 Verifica

56 Calcola la molalità di una soluzione al 5% m/m di KBr. [0,44 m]

57 Una soluzione contiene in 100 g 1,35 g di LiOH. Qual è la sua molalità? [0,57 m]

58 Calcola la molalità di una soluzione al 3% m/m di H2SO4. [0,32 m]

59 Una soluzione glucosata contiene glucosio, C6H12O6, al 10% m/m. Calcola la sua molalità.

[0,62 m]

60 La soluzione fisiologica è una soluzione di NaCl 0,92% m/m. Esprimi in molalità la sua concentra-zione.

[0,16 m]

61 Calcola la molalità m di una soluzione al 30% m/m di HCl. [11,71 m]

Esempio guidatoDalla molalità alla percentuale in massa.

• Calcola la % m/m di una soluzione 0,5 m di NaOH.

Soluzione

a. Dalla definizione di molalità si deduce che in 1 kg di solvente sono state disciolte 0,5 moli di NaOH.

b. Trasformiamo in grammi il numero di moli di NaOH ricor-dando che la sua massa molare M è 40 g/mol.

gNaOH = nNaOH · MNaOH = 0,5 mol · 40 g/mol = 20 g

c. Dalla somma della massa del solvente e quella del soluto otteniamo il peso totale della soluzione:

gsoluzione = gsolv. + gsoluto = 1000 g + 20 g = 1020 g

d. Per calcolare la massa in grammi di soluto contenuta in 100 g di soluzione, impostiamo la proporzione

20 : 1020 = x : 100

da cui:

x = 20 · 100

1020 = 1,96

Tale quantità corrisponde alla % m/m del soluto.

62 Calcola la % m/m di una soluzione 0,1 m di KCl. [0,74 %]

63 Calcola la % m/m di una soluzione di HCl 10,5 m. [27,70 %]

64 Calcola la % m/m di una soluzione 3 m di AgNO3. [33,76 %]

65 Calcola la % m/m di una soluzione di urea, CH4N2O, 1,5 m. [8,43 %]

65 Trasforma in % m/m la concentrazione di una solu-zione di H2SO4, 2 m. [16,40 %]

Esempio guidatoDalla percentuale in massa alla frazione molare

• Calcola la frazione molare dei componenti di una soluzione acquosa di acetone, C3H6O, al 30% m/m.

Soluzione

a. Dai valori della % si deduce che 100 g di soluzione sono costituiti da 30 g di acetone e 70 g di acqua.

b. Calcoliamo il numero di moli dei due componenti tenendo presente che la massa molare dell’acqua è 18 g e quella dell’acetone è 58 g:

nC3H6O = gC3H6O

MC3H6O

= 30 g

58 g/mol = 0,52 mol

nH2O = gH2O

MH2O

= 70 g

18 g/mol = 3,89 mol

c. Calcoliamo adesso il numero di moli totali dalla somma:

ntot = nC3H6O + nH2O = 0,52 + 3,89 = 4,4 mol

d. Possiamo ora calcolare le frazioni molari dei due componenti:

χH2O = nH2O

ntot

= 3,89 mol

4,4 mol = 0,88

χC3H6O = nC3H6O

ntot

= 0,52 mol

4,4 mol = 0,12

e. Puoi infine verificare che la somma delle due frazioni molari corrisponde all’unità:

χH2O + χC3H6O = 0,88 + 0,12 = 1

67 Una miscela gassosa è costituita per il 25% m/m da CO2 e per il 75% m/m da O2. Calcola le frazioni molari dei due componenti.

[χCO2 = 0,20, χO2

= 0,80]

68 Calcola la frazione molare dei componenti di una soluzione acquosa al 30% m/m di etanolo, C2H6O.

[χetanolo = 0,14, χacqua = 0,86]

69 Calcola la frazione molare dei componenti della so-luzione acquosa al 10% m/m di cloruro sodio, NaCl.

[χNaCl = 0,033, χacqua = 0,967]

70 L’aria è costituita dal 78,03% m/m di N2, dal 20,99% m/m di O2, dallo 0,93% m/m di Ar e dallo 0,03% m/m di CO2. Calcola la frazione molare dell’azoto e dell’ossigeno.

[χN2 = 0,81, χ = 0,19]

Aspetti generali delle soluzionif1unità

unità f2 Il comportamento delle soluzioni

La presenza di ioni conferisce all’acqua una proprietà nuova: quella di condurre la corrente elettrica.Se immergiamo in acqua distillata due sbarrette di rame (elettrodi) e le colleghia-mo a una pila, ci accorgiamo che la lampadina inserita nel circuito non si accen-de: ciò significa che l’acqua pura non conduce la corrente elettrica.Se all’acqua aggiungiamo un cucchiaino di zucchero o di urea (solidi molecolari), nel circuito continua a non passare corrente.Se però all’acqua aggiungiamo una piccola quantità di un elettrolita come il cloruro di sodio (solido ionico), allora la lampadina si accende (Fig. 1).

obiettivoLe soluzioni ioniche1

Conoscere il comportamento delle soluzioni ioniche

Fig. 1 Schema di un apparato per lo studio della conducibilità di una soluzione.

anodo(+)

catodo(-)

Na+

Cl-

Gli ioni provenienti dalla solubilizzazione del cloruro di sodio sono particelle ca-riche, positive e negative, che migrano verso gli elettrodi consentendo il passaggio della corrente. In particolare, gli ioni positivi migrano verso l’elettrodo negativo (catodo) e per questo motivo sono chiamati cationi, mentre gli ioni negativi mi-grano verso l’elettrodo positivo (anodo) e vengono chiamati anioni. Va precisato, infine, che l’intensità della corrente, rilevabile dall’intensità lumi-nosa della lampadina inserita nel circuito, dipende dalla quantità di elettrolita presente nella soluzione e, quindi, dal numero di ioni.


I non elettroliti, come lo zucchero e l’urea, poiché non danno luogo alla formazio-ne di ioni in soluzione, non permettono il passaggio della corrente.Possiamo dividere, quindi, le sostanze in due categorie:

elettroliti, che in soluzione acquosa conducono la corrente elettrica; non elettroliti, che in soluzione acquosa non conducono la corrente elettrica.



1. Gli elettroliti sono sostanze che in soluzione acquosa

…...................................... la corrente elettrica.

2. L’intensità della corrente elettrica che attraversa una

soluzione ionica …............................................................ dalla

…............................. di elettrolita presente in soluzione.


3. Il glucosio conduce la corrente elettrica. V F

4. Gli ioni positivi sono detti cationi. V F

5. Gli anioni migrano verso il polo negativo. V F

6. I non elettroliti in soluzione producono ioni. V F

7. I solidi molecolari sono non elettroliti. V F

Le soluzioni, come si è detto, sono miscugli costituiti da particelle di soluto che interagiscono con le particelle del solvente. Ciò causa la variazione delle proprie-tà specifiche del solvente, fra cui i punti fissi che, come sappiamo, sono proprietà caratteristiche delle sostanze pure.L’acqua pura, per esempio, solidifica a 0 °C e bolle a 100 °C. Tali valori, però, vengono alterati quando l’acqua contiene una certa quantità di soluto. In parti-colare si osserva un abbassamento del punto di congelamento e un innalzamento del punto di ebollizione.

Per ciò che riguarda il congelamento possiamo dire che le particelle, interponen-dosi tra quelle del solvente, costituiscono per queste ultime una sorta di ostacolo alla loro aggregazione in un reticolo cristallino.Riguardo all’ebollizione, l’effetto del soluto invece è quello di diminuire la tensio-ne di vapore, che, come si è detto, è la tendenza delle molecole del solvente a libe-rarsi per passare allo stato di vapore, a causa delle interazioni che si instaurano tra le particelle del soluto e le molecole del solvente. È necessario, quindi, un aumento della temperatura per vincere tali interazioni.

L’abbassamento della temperatura di congelamento, detto abbassamento crio-scopico, e l’innalzamento della temperatura di ebollizione, detto innalzamento ebullioscopico, sono chiamate proprietà colligative del solvente, in quanto dipendono soltanto dal numero di particelle di soluto presenti in soluzione e dalla natura del solvente. Pertanto, se in 1 kg di acqua sciogliamo 1 mole di glucosio, avremo lo stesso effetto crioscopico ed ebullioscopico che si avrebbe scio-gliendo 1 mole di urea o 1 mole di qualunque altra sostanza molecolare.Una mole di qualunque sostanza, infatti, contiene sempre un numero di Avogadro di particelle.Se invece nella stessa quantità di acqua sciogliamo una mole di NaCl che è un solido ionico, l’effetto crioscopico ed ebullioscopico saranno pressoché raddoppiati.Una mole di NaCl, infatti, in soluzione genera un numero doppio di particelle: gli ioni Na+ e gli ioni Cl–.

obiettivoLa crioscopia e l’ebullioscopia2

Scoprire in che modo la presenza di un soluto influenza i punti fissi di un solvente

Fig. 2 L’antigelo nel radiatore sfrutta l’abbassamento crioscopico.

Il comportamento delle soluzioni 207f2unità

Per soluti non elettroliti le relazioni che consentono di ottenere l’abbassamento crioscopico e l’innalzamento ebullioscopico in funzione della concentrazione sono:

∆tcr = Kcr · m e ∆teb = Keb · mdove:

∆tcr indica l’abbassamento crioscopico, ovvero la differenza tra il punto di con-gelamento del solvente puro e quello della soluzione; ∆teb indica l’innalzamento ebullioscopico, ovvero la differenza tra il punto di ebollizione della soluzione e quello del solvente puro; Kcr e Keb indicano, rispettivamente, la costante crioscopica e la costante ebullio-scopica che sono caratteristiche per ogni solvente; m indica la concentrazione della soluzione espressa in molalità.

Per le soluzioni di elettroliti, sia il prodotto Kcr · m sia il prodotto Keb · m vanno moltiplicati per il numero i di ioni che l’elettrolita genera in soluzione.Le relazioni pertanto diventano:

∆tcr = Kcr · m · i e ∆teb = Keb · m · i

Nelle formule, i indica il numero complessivo di ioni in soluzione. Così, per esem-pio, per KBr, i = 2, mentre per Na2SO4, i = 3.

acqua 0,515 100cicloesano 2,79 81benzene 2,53 80,1canfora 5,95 208,3

Solvente Keb teb (°C)

Tab. 2 Costanti ebullioscopiche e temperature di ebollizione di alcuni solventi

acqua 1,86 0cicloesano 20 6,5benzene 5,1 5,5canfora 40 178,4

Solvente Kcr tcong (°C)

Tab. 1 Costanti crioscopiche e temperature di congelamento di alcuni solventi

Segui l’esempio

Calcoliamo a quale temperatura congela una so-luzione ottenuta sciogliendo 180 g di glucosio, C6H12O6, in 2 kg di acqua.– La massa molare del glucosio che è un solido

molecolare e quindi non elettrolita è:

M = (6 · 12) + (12 · 1) + (6 · 16) = 180 g/mol– Calcoliamo il numero n di moli che

corrispondono a 180 g del soluto:

n = gM

= 180 g

180 g/mol = 1 mol

– Calcoliamo la molalità della soluzione:

m = nsoluto

kgsolvente

= 1 mol2 kg

= 0,5 mol/kg

– Applicando la formula relativa alla crioscopia ∆tcr = Kcr · m e ricordando che per l’acqua Kcr = 1,86 abbiamo:

∆t = 1,86 · 0,5 = 0,93 Pertanto, poiché l’acqua pura congela a 0 °C,

la soluzione congelerà a –0,93 °C.

ApplicaCalcola:a. la temperatura di ebollizione della soluzione

dell’esercizio svolto;b. la temperatura di congelamento e di ebollizione

di una soluzione di un liquido di un radiatore che contiene 31 g di glicole etilenico (M = 62 g/mol) in 500 g di acqua.

Calcoliamo la temperatura di congelamento di una soluzione ottenuta sciogliendo 58,5 g di NaCl in 1 kg di acqua.– La massa molare di NaCl:

M = 23 + 35,5 = 58,5 g/mol– Ricaviamo il numero n di moli contenute in

58,5 g di soluto

n = gM

= 58,5 g58,5 g/mol

= 1 mol

– Ricaviamo la molalità della soluzione:

m = nkgsolvente

= 1 mol1 kg

= 1 mol/kg

– Applichiamo la formula della crioscopia tenendo conto però che il valore

Kcr · m va moltiplicato per 2 in quanto ogni molecola di NaCl genera in soluzione 2 ioni.

Quindi:∆t = 2 · 1,86 · 1 = 3,72

– Poiché l’acqua pura congela a 0 °C la nostra soluzione congelerà a –3,72 °C.

ApplicaCalcola:a. la temperatura di ebollizione della soluzione

dell’esempio svolto;b. la temperatura di ebollizione e di congelamento

di una soluzione acquosa 0,5 m dell’elettrolita Na2SO4.




1. Le proprietà colligative dipendono dal …...........................

delle particelle disciolte in soluzione e non dalla natu-

ra del …............................

2. Il ∆tcr indica la differenza tra il punto di congelamento

del solvente …................... e quello della …..........................

3. La costante crioscopica e la costante ebullioscopica

sono …....................................................... per ogni solvente.


4. L’abbassamento crioscopico di una soluzione 1 molale di NaCl è uguale a quello di una soluzione 1 molale di glucosio. V F

5. L’innalzamento ebullioscopio di una soluzione 1 molale di KCl è il doppio di quello di una soluzione 1 molale di saccarosio. V F

6. L’abbassamento crioscopico è una proprietà colligativa del soluto. V F

Se una soluzione concentrata di permanganato di potassio viene versata in un reci-piente contenente acqua pura, si osserva che il soluto di colore viola tende a muoversi dalle zone a più alta concentrazione verso quelle a concentrazione più bassa.Tale fenomeno prende il nome di diffusione.Per lo stesso motivo l’acqua tende a muoversi in senso opposto e cioè dalle zone a concentrazione più bassa verso quelle a concentrazione più elevata. Se nessun ostacolo impedisce tale diffusione, le diverse molecole del sistema si distribuiranno uniformemente nell’intero volume a disposizione.

Quando, invece, una soluzione di una data concentrazione viene messa a contat-to, mediante una membrana semipermeabile, con un solvente puro o con un’altra soluzione di diversa concentrazione, si ha il fenomeno dell’osmosi, che è quel processo per cui un solvente passa attraverso una membrana da una soluzio-ne diluita a una più concentrata fino al raggiungimento dell’equilibrio. Una membrana semipermeabile è, infatti, costituita da materiali che consentono solo il passaggio delle molecole del solvente e non del soluto.Il processo dell’osmosi può essere evidenziato per mezzo di un semplice dispositi-vo come quello mostrato in figura.

obiettivoLa pressione osmotica3

Conoscere la pressione osmotica e l’equazione che la mette in relazione alla concentrazione del soluto

H2O δ-δ+ δ-δ+HClCl- -H+ +

δ-δ++

AB

AB

membrana semipermeabile membrana semipermeabile

acqua pura

AB

membrana semipermeabile

Esso è costituito da un tubo a U i cui rami A e B sono separati da una membrana semipermeabile. Se in entrambi i rami poniamo acqua pura, si osserva che i livelli dei due rami sono uguali; ma se nel ramo B del tubo, sciogliamo un soluto, per esempio glucosio, dopo un certo tempo si nota un abbassamento del livello in A e un innalzamento di quello in B dovuto al passaggio delle molecole del solvente puro verso la soluzione.

Fig. 3 Dispositivo per la misura della pressione osmotica.



1. La pressione osmotica è una proprietà …...........................

in quanto dipende dal …........................... di particelle del

soluto e non dalla sua …........................................

2. Nell’equazione di Van’t Hoff, R corrisponde a …................,

T alla …........................................ e c alla …..............................


3. L’equazione che si usa per calcolare la pressione osmotica è simile a quella dei gas ideali. V F

4. Durante il processo osmotico il solvente passa attraverso una membrana semipermeabile da una soluzione concentrata ad una più diluita. V F


Il dislivello crea una pressione che si oppone a quella esercitata dal solvente at-traverso la membrana. Tale pressione è detta pressione osmotica e si indica con p.

La pressione osmotica p corrisponde alla pressione idrostatica che, esercitata su una soluzione separata da un’altra più diluita da una membrana semipermeabile, si oppone al passaggio di solvente dalla soluzione più diluita a quella più concentrata.

Come tutte le grandezze colligative, anche la pressione osmotica dipende dalla concentrazione del soluto e non dalla natura delle particelle presenti nella solu-zione e, in definitiva, dal loro numero in soluzione. La pressione osmotica è collegata alla concentrazione della soluzione mediante un’equazione, detta equazione di Van’t Hoff, che ricorda quella dei gas ideali:

pV = nRTda cui:

π = nV

RT = cRT

dove c indica la concentrazione della soluzione espressa in molarità, T è la tempe-ratura in kelvin della soluzione ed R è una costante di proporzionalità il cui valore corrisponde alla costante universale dei gas, cioè 0,082 L · atm/mol K.

Nel caso di un soluto elettrolita, anche per la pressione osmotica il prodotto cRT va moltiplicato per un numero i corrispondente al numero di ioni generato in soluzio-ne, per cui l’equazione diventa:

π = cRTiSegui l’esempio

Calcoliamo la pressione osmotica p di una solu-zione acquosa che in 2 L contiene 1,8 g di glu-cosio, C6H12O6, alla temperatura di 20 °C:– Calcoliamo il numero n di moli corrispondenti a

1,8 g di glucosio, ricordando che la sua mas-sa molare M è 180 g/mol:

n = gM

= 1,8 g180 g/mol

= 0,01 mol

– La molarità della soluzione è:

M = nsoluto

VL soluzione

= 0,01 mol

2 L = 0,005 mol/L

– Trasformiamo in K la misura della temperatura espressa in °C:

T = (20 + 273,16) = 293,16 K

– Applichiamo la formula relativa alla pressione osmotica, sapendo che R = 0,082 atm L/mol K:π = MRT = 0,005 mol/L · 0,082 atm ·

· L/mol K · 293,16 K = 0,120 atm

ApplicaCalcola:

a. la pressione osmotica di una soluzione 0,1 M di saccarosio, C12H22O11, alla temperatura di 22 °C;

b. la pressione osmotica di una soluzione 0,1 M di LiCl alla temperatura di 20 °C.



1. La pressione osmotica è una proprietà …...........................

in quanto dipende dal …........................... di particelle del

soluto e non dalla sua …........................................

2. Nell’equazione di Van’t Hoff, R corrisponde a …................,

T alla …........................................ e c alla …..............................


3. L’equazione che si usa per calcolare la pressione osmotica è simile a quella dei gas ideali. V F

4. Durante il processo osmotico il solvente passa attraverso una membrana semipermeabile da una soluzione concentrata ad una più diluita. V F


Oltre alle soluzioni vere, per le quali sono valide le proprietà colligative, esistono particolari sistemi, detti colloidi, che sono miscugli per i quali non risulta-no valide le proprietà colligative. Essi si presentano torbidi e opalescenti. Alcuni esempi di sostanze colloidali sono la colla, la gelatina o l’agar agar (una gelatina naturale ricavata da un’alga rossa).

I primi studi sui colloidi vennero condotti intorno al 1860 da T. Graham, che di-stinse le sostanze in due grandi categorie in base alla loro capacità di attraversare particolari membrane animali o vegetali e al loro potere di diffusione in acqua.Graham chiamò cristalloidi le sostanze che in soluzione sono capaci di attraver-sare tali membrane, e colloidi le sostanze che in soluzione non sono capaci di attraversarle e quindi vengono trattenute da esse.Tuttavia questa distinzione si dimostrò insufficiente in quanto una stessa sostanza può dar luogo a soluzioni colloidali in acqua e a soluzioni vere con altri solventi o viceversa.Per esempio, l’oleato di sodio è solubile in alcol etilico con cui forma una soluzio-ne vera, mentre disciolto in acqua dà origine a una soluzione colloidale; viceversa, il cloruro di sodio sciolto in acqua dà luogo a una soluzione vera, mentre disciolto nel benzene forma una soluzione colloidale.

Oggi si preferisce parlare di sistemi colloidali, indicando con tale termine un miscuglio in fase fluida (liquido o gas) contenente particelle solide o liquide disperse.

I sistemi colloidali presentano specifiche caratteristi-che e proprietà, una fra queste è l’effetto Tyndall.Quando un raggio di luce viene fatto passare attra-verso un liquido puro o una soluzione vera, il suo percorso non è visibile lateralmente perché le parti-celle in soluzione sono troppo piccole per disperde-re la luce. Nei sistemi colloidali, invece, le particelle sono di dimensione abbastanza grande da disperdere la luce, per cui quando un raggio di luce le colpisce, un osservatore posto lateralmente può osservarne il percorso.

L’effetto Tyndall ci permette di avere informazioni sulle dimensioni e sulla forma delle particelle. In particolare si è calcolato sperimentalmente che in una soluzione vera le particelle disperse hanno un diametro che non supera i 5 nm (nanometri), mentre nei sistemi colloidali il dia-metro è compreso fra i 5 e i 200 nm. Se si supera quest’ultimo valore di 200 nm, non si può parlare di sistemi colloidali, ma di sospensioni.

Le dimensioni delle particelle non ci danno però alcuna informazione sulla loro natura; le particelle dei sistemi colloidali, infatti, possono essere disperse come ag-gregati di atomi o di molecole oppure disperse come molecole singole, come per esempio le proteine, che in tal caso però hanno un peso molecolare molto elevato. Nelle soluzioni, invece, le particelle si trovano diffuse nel solvente e con esso danno luogo a un miscuglio omogeneo a un’unica fase, mentre i sistemi colloidali sono costituiti da due fasi in quanto più che di un soluto dobbiamo parlare di una fase dispersa, e più che di un solvente dobbiamo parlare di una fase disperdente.

obiettivoI colloidi4

Saper descrivere i sistemi colloidali

Fig. 4 Fascio di luce che attraversa una soluzione colloidale: effetto Tyndall.


Fig. 6 Nella gelatina, goccioline di liquido sono disperse in una fase solida.

Fig. 5 Nell’aerosol, goccioline di liquido sono disperse in una fase gassosa.


1. I sistemi colloidali presentano l’effetto Tyndall. V F

2. Anche i colloidi seguono le leggi relative alle proprietà colligative. V F

3. Nei sol la fase disperdente è in quantità maggiore rispetto alla fase dispersa. V F

4. I sistemi colloidali sono costituiti da due fasi. V F

5. Nei gel prevale la fase solida rispetto a quella liquida o gassosa. V F

6. Le dimensioni delle particelle disperse in un sistema colloidale hanno diametro inferiore a 5 nanometri. V F


Se la fase disperdente, liquida o gassosa, è in quantità maggiore della fase dispersa solida di dimensioni ultra-microscopiche, si ha un sol (termine derivato da soluzio-ne). A seconda della natura della fase disperdente esso viene chiamato con nomi diversi: idrosol, alcosol, aerosol ecc.

Se invece è maggiore la quantità della fase solida, ri-spetto alla fase liquida o gassosa, si ha un gel (termi-ne derivato da gelatina).

I sistemi colloidali rivestono una notevole importanza nei processi biologici e trovano impiego nell’industria.Esempi di processi biologici in cui sono coinvolti i colloidi sono le cellule e le loro membrane, il plasma sanguigno, e la maggior parte dei liquidi circolanti nelle piante e negli animali. Esempi di applicazione industriale si riscontrano invece nel settore dei farmaci, dei materiali plastici e ceramici e nella concia delle pelli. Studi applicativi specifici di settore hanno condotto allo sviluppo della cosiddetta chimica dei colloidi.

212 Verifica

Il comportamento delle soluzionif2unità

1 Le soluzioni ioniche

1 In base a quale proprietà possiamo distinguere un elettrolita da un non elettrolita?

.............................................................................................................

2 In una soluzione ionica si presenta sotto forma di ioni il solvente o il soluto?

.............................................................................................................

3 Perché le particelle di carica elettrica negativa ven-gono anche chiamate anioni?

.............................................................................................................

4 Perché la crioscopia e l’ebullioscopia sono conside-rate proprietà colligative?

.............................................................................................................

5 Che cosa significa che la costante crioscopica del-l’acqua è 1,86?

.............................................................................................................

6 Calcola la temperatura di congelamento e la tem-peratura di ebollizione delle seguenti soluzioni ac-quose, sapendo che la costante crioscopica e quella ebullioscopica dell’acqua sono rispettivamente 1,86 °C kg/mol e 0,51 °C kg/mol

a. glucosio 2 m .............................................................................

b. glicerolo 0,5 m .........................................................................

c. KBr 2 m .......................................................................................

d. LiCl 0,5 m ...................................................................................

7 Calcola la temperatura di congelamento e la tem-peratura di ebollizione delle seguenti soluzioni ac-quose sapendo che la costante crioscopica e quella ebullioscopica dell’acqua sono rispettivamente 1,86 °C kg/mol e 0,51 °C kg/mol

a. urea 3 m .....................................................................................

b. glicole etilenico 1 m .............................................................

c. MgCl2 3 m ...................................................................................

d. CaCl2 3 m ...................................................................................

8 Calcola il punto di congelamento e il punto di ebolli-zione di una soluzione che contiene 2,68 g di nafta-

2 La crioscopia e l’ebullioscopia

lina, C10H8, in 38,4 g di benzene, C6H6, sapendo che i valori della costante crioscopica e di quella ebul-lioscopica del benzene sono rispettivamente 5,1 °C kg/mol e 2,53 °C kg/mol.

9 Calcola il punto di congelamento e il punto di ebol-lizione di una soluzione che contiene 2,68 g di naf-talina, C10H8, in 38,4 g di canfora, C10H16O, sapendo che i valori della costante crioscopica e di quella ebullioscopica della canfora sono rispettivamente 40 °C kg/mol e 5,95 °C kg/mol.

10 Calcola la concentrazione molale m di una soluzione acquosa di saccarosio che bolle a 103 °C.

11 Calcola la massa in grammi di glucosio, C6H12O6, che sono stati disciolti in 1 kg di acqua che conge-la a –6 °C.

[581,40 g]

12 Calcola la massa in grammi di ioduro di potassio, KI, che sciolto in 3,5 L di acqua, provoca un innal-zamento ebullioscopico di 2,5 °C.

[1423,45 g]

13 Calcola a che temperatura congela una soluzione acquosa al 40% m/m di glicole etilenico, C2H6O2.

[–2O °C]

14 Calcola a che temperatura bolle una soluzione ac-quosa al 40% m/m di glicerolo, C3H8O3.

[103,66 °C]

15 Stabilisci se, come antigelo per automobili, è più efficace una soluzione ottenuta sciogliendo in 1 kg di acqua 100 g di glicole etilenico, C2H6O2, oppure 100 g di glicerolo, C3H8O3.

3 La pressione osmotica

16 In che cosa consiste il fenomeno della diffusione?

17 In che cosa consiste il fenomeno dell’osmosi?

18 Dai una definizione operativa di pressione osmotica.

19 Perché una soluzione 0,1 M di NaCl esercita una pressione osmotica pressoché doppia di una solu-zione 0,1 M di glucosio?

20 Riporta alcuni esempi di sistemi colloidali.

4 I colloidi

213Il comportamento delle soluzionif2unità

21 Calcola la pressione osmotica p di una soluzione 1,5 M di urea alla temperatura di 25 °C.

[36,67 atm]

22 Qual è la pressione osmotica p esercitata da una soluzione 1,5 M di bromuro di potassio, KBr, alla temperatura di 25 °C?

[73,35 atm]

23 Calcola la pressione osmotica p a 40 °C di una soluzio-ne acquosa 0,5 molare di glicerolo.

[12,84 atm]

24 Calcola la pressione osmotica p a 30 °C di una solu-zione di glucosio, C6H12O6, 0,1 molare, sapendo che la sua densità a quella temperatura è 1,06 g/mL.

[2,49 atm]

25 Una soluzione è stata ottenuta sciogliendo in ac-qua 23 g di glucosio, C6H12O6, e portando poi il volume a 2 L. Calcola la sua pressione osmotica p a 30 °C.

[1,62 atm]

26 Calcola la pressione osmotica p a 25 °C di una solu-zione acquosa che in 1,5 L contiene 34,2 g di sacca-rosio, C12H22O11.

[1,64 atm]

27 La pressione osmotica p di una soluzione acquosa di un soluto non elettrolita non volatile è 1,27 atm a 0 °C. Qual è la molarità della soluzione?

[0,057 M]

Verifica le competenze

Esempio guidato • Una soluzione, ottenuta sciogliendo in 1 kg di ben-

zene 32,94 g di una sostanza non elettrolita, con-gela a 4,19 °C. Sapendo che il benzene puro conge-la a 5,50 °C e che la sua costante crioscopica Kcr è 5,10 °C kg/mol, determina la massa molare M della sostanza.

Soluzionea. Calcoliamo l’abbassamento crioscopico ∆T:

∆T = 5,50 – 4,19 = 1,31 °C

b. Dalla formula relativa all’abbassamento crioscopico rica-viamo la molalità m della soluzione:

∆T = Kcrm da cui m = ∆T

Kcr

c. Sostituiamo i valori e otteniamo la molalità:

m = 1,31 °C

5,10 °C kg/mol = 0,257 mol/kg

d. Il valore m ricavato corrisponde al numero di moli di sostan-za sciolte in 1 kg di solvente corrispondenti a 32,94 g.

e. Ricordando che

n = g

M possiamo calcolare il valore di M:

M = g

n =

32,94 g

0,257 mol = 128,17 g/mol

28 Una soluzione, ottenuta sciogliendo 10,94 g di una sostanza non elettrolita in 1 kg di acqua, conge-la a –0,44 °C. Sapendo cha la costante crioscopica dell’acqua Kcr è 1,86 °C kg/mol, determina la massa molare M della sostanza. [45,58 g / mol]

29 Una soluzione di 4,8 g di una sostanza non elettro-lita in 22 g di acqua congela a –2,5 °C. Calcola la massa molare M della sostanza. [165,52 g / mol]

30 Una soluzione, ottenuta sciogliendo 10 g di una so-stanza non elettrolita in 100 mL di acqua, bolle a 100,98 °C. Sapendo che la costante ebullioscopica Keb dell’acqua è 0,52 °C kg/mol, calcola la massa molare M della sostanza.

[52,63 g / mol]

31 Una soluzione, ottenuta sciogliendo 0,175 g di urea in 36,11 g di acqua, bolle a 100,042 °C. Calcola la massa molare M dell’urea.

[59,93 g / mol]

32 Sciogliendo 9 g di un elettrolita del tipo MeCl in 1 kg di acqua, si ottiene una soluzione che congela a –0,588 °C. Qual è la massa molare di questo sale?

[56,25 g / mol]

33 Una soluzione che contiene 2,5 g di un composto non elettrolita in 150 g di acqua ha un abbassamen-to crioscopico di 0,2 °C. Calcola la massa molare M del composto.

[156,25 g / mol]

34 Un campione di 3,22 g di un composto non elettro-lita sciolto in 150 mL di acqua provoca un innal-zamento ebulloscopico della soluzione di 0,12 °C. Qual è la massa molare M del composto?

[92 g / mol]

35 In 1 kg di benzene vengono sciolti 24 g di un com-posto non elettrolita. La soluzione ottenuta congela a 4,92 °C. Calcola la massa molare M del composto sapendo che il benzene puro congela a 5,48 °C e che la sua Kcr è 5,12 °C kg/mol.

[218,18 g / mol]

36 Calcola la massa molare di un composto elettrolita del tipo MeCl2 sapendo che una sua soluzione ac-quosa ottenuta sciogliendo 147,2 g di questo com-posto in 1 kg di acqua bolle a 101,2 °C.

[191,17 g / mol]

214 Verifica

Esempio guidato • Una soluzione, che in 100 mL contiene 12,16 g di

una sostanza non elettrolita, esercita una pressio-ne osmotica di 6,92 atm alla temperatura di 15 °C. Calcola la massa molare M della sostanza.

Soluzionea. Applicando la formula:

π = c R T

possiamo ricavare la concentrazione c che, come sappia-mo, è espressa in molarità M:

c = M = π

R Tb. Ricordando che R = 0,082 atm L/mol K e che

T = °C + 273,16 = 15 + 273,16 = 288,16 K

otteniamo:

M = 6,92 atm

0,082 atm L/mol K · 288,16 K = 0,29 mol/L

c. Poiché:

M = molsoluto

Vsoluzione e

mol soluto = g

M si deduce che:

M = gsoluto

M · Vsoluzione

d. Trasformiamo il volume in litri:

VL = VmL

1000 =

100

1000 = 0,1 L

e. Sostituiamo i valori e otteniamo:

M = 12,16 g

0,29 mol/L · 0,1 L = 419,3 g/mol

37 Una soluzione, che in 1 L contiene 5,423 g di una sostanza non elettrolita, esercita una pressione osmotica di 1,34 atm alla temperatura di 25 °C. Determina la massa molare della sostanza.

[98,60 g / mol]

38 0,743 g di un composto non elettrolita sono disciol-ti in acqua a 15 °C e portati al volume di 150 mL. Questa soluzione esercita una pressione osmotica di 1,535 atm. Calcola la massa molare del composto.

[75,82 g / mol]

39 Un litro di una soluzione contenente 75 g di una pro-teina esercita una pressione osmotica di 350 mmHg a 35 °C. Qual è la massa molare di questa proteina?

[4166,67 g / mol]

40 Una soluzione, che in 2 L contiene 23 g di un com-posto organico non elettrolita, esercita una pres-sione osmotica di 1,58 atm a 30 °C. Determina la massa molare del composto.

[179,69 g / mol]

41 Calcola la massa molare delle pepsina, sapendo che una soluzione di 0,5 g di questo enzima in 30 mL di acqua mostra una pressione osmotica p di 8,92 torr a 27 °C.

[34965,03 g / mol]

42 Una soluzione acquosa, che in un litro contiene 9 g di un soluto non elettrolita, esercita a 25 °C una pres-sione osmotica di 1,22 atm. Calcola la massa molare M del soluto.

[180 g / mol]

43 Una soluzione acquosa contiene in un litro 9 g di un composto elettrolita del tipo MeX ed esercita una pressione osmotica di 2,44 atm a 25 °C. Calcola la massa molare M di questo composto.

[180 g / mol]

Il comportamento delle soluzionif2unità

Le soluzioni - Alessandra Scattarregia · Quanti grammi di KOH contengono lo stesso numero di ......

Documents

Transcript of Le soluzioni - Alessandra Scattarregia · Quanti grammi di KOH contengono lo stesso numero di ......