Lezione 4. Le soluzioni Acidi e Basi Reazioni Chimiche La Concentrazione delle Soluzioni

2018

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Una soluzione è una miscela omogenea di 2 o più sostanze

Il soluto è la sostanza (o sostanze) presente/i in quantità minore

Il solvente è la sostanza presente in maggiore quantità

Soluzione Solvente Soluto

Bevanda (l)

Aria ( g)

Soluzione di KMnO4

H2O

N2 H2O

zucchero, CO2

O2, Ar, CH4

KMnO4

Soluzioni acquose di KMnO4

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Un elettrolita è una sostanza che conduce elettricità sia in soluzione sia allo stato fuso.

Un nonelettrolita è una sostanza che non conduce l’elettricità sia in soluzione che allo stato fuso

nonelettrolita elettrolita debole elettrolita forte

La Conduzione Elettrica nelle Soluzioni

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Elettroliti forti à 100% dissociazione

NaCl (s) Na+ (aq) + Cl- (aq) H2O

Elettroliti deboli à sono poco dissociati

CH3COOH CH3COO- (aq) + H+ (aq)

La Conduzione Elettrica nelle Soluzioni

Dipende dalla presenza nella soluzione di Cationi (+) e Anioni (-)

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Ionizzazione dell’acido acetico

CH3COOH CH3COO- (aq) + H+ (aq)

Il simbolo indica una reazione reversibile. La reazione può avvenire in entrambe le direzioni.

L’ acido acetico è un elettrolita debole poichè in acqua è parzialmente dissociato.

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Gli ioni in acqua vengono solvatati

Solvatazione è il processo in cui uno ione (positivo o negativo) è circondato da un certo numero di molecole d’acqua.

δ+

δ-

H2O

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Nonelettroliti

Nessun catione (+) e anione (-) è presente in soluzione

C6H12O6 (s) C6H12O6 (aq) H2O

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Proprietà degli Acidi

Reagiscono con certi metalli producendo idrogeno.

Reagiscono con i carbonati e bicarbonati producendo il gas anidride carbonica.

2HCl (aq) + Mg (s) MgCl2 (aq) + H2 (g)

2HCl (aq) + CaCO3 (s) CaCl2 (aq) + CO2 (g) + H2O (l)

Le soluzioni acide conducono l’elettricità (elettroliti forti/deboli).

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Proprietà  delle  Basi  

Le soluzioni acquose basiche conducono l’elettricità.

Esempi:

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Acidi di Arrhenius: sostanze che in H2O liberano ioni H+ (H3O+)

Basi di Arrhenius: sostanze che in H2O liberano ioni OH– .

Ione  idronio,  protone  legato  ad  H2O  

NaOH à Na+ + OH–

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Un acido di Brønsted è un donatore di protoni

acido base acido base

Un acido di Brønsted deve contenere almeno un protone ionizzabile!

Una  base  di  Brønsted  è  un  acce9ore  di  protoni  

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Acidi Monoprotici HCl H+ + Cl-

HNO3 H+ + NO3-

CH3COOH H+ + CH3COO-

Acido forte

Acido forte

Acido debole

Acidi Diprotici H2SO4 H+ + HSO4

-

HSO4- H+ + SO4

2-

Acido forte

Acido debole

Acidi Triprotici H3PO4 H+ + H2PO4

- H2PO4

- H+ + HPO42-

HPO42- H+ + PO4

3-

Acido debole Acido debole Acido debole

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Identificare le seguenti specie come acido o base di Brønsted: (a) HI, (b) CH3COO-, (c) H2PO4

-

HI (aq) H+ (aq) + I- (aq) Acido di Brønsted

CH3COO- (aq) + H+ (aq) CH3COOH (aq) Base di Brønsted

H2PO4- (aq) H+ (aq) + HPO4

2- (aq)

H2PO4- (aq) + H+ (aq) H3PO4 (aq)

Acido di Brønsted

Base di Brønsted

Esempi    

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Reazioni di Neutralizzazione: acido forte - base forte

acido + base sale + aqua

HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (aq) + H2O

H+ + Cl- + Na+ + OH- Na+ + Cl- + H2O

H+ + OH- H2O Reazione ionica netta

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Reazione di Neutralizzazione: acido debole – base forte

Acido debole + base sale + acqua

HCN (aq) + NaOH (aq) NaCN (aq) + H2O

HCN + Na+ + OH- Na+ + CN- + H2O

HCN + OH- CN- + H2O

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Reazione di Neutralizzazione con Produzione di un Gas

acido + base sale + acqua + CO2

2HCl (aq) + Na2CO3 (aq) 2NaCl (aq) + H2O +CO2

2H+ + 2Cl- + 2Na+ + CO32- 2Na+ + 2Cl- + H2O + CO2

2H+ + CO32- H2O + CO2

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Reazioni di Ossido-Riduzione (reazioni di trasferimento elettronico)

2Mg 2Mg2+ + 4e-

O2 + 4e- 2O2-

semi-reazione di Ossidazione (perdita di e-)

semi-reazione di Riduzione (acquisto di e-)

2Mg + O2 + 4e- 2Mg2+ + 2O2- + 4e- 2Mg + O2 2MgO

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Zn (s) + CuSO4 (aq) ZnSO4 (aq) + Cu (s)

Lo Zn si ossida Zn Zn2+ + 2e-

Il Cu2+ si riduce Cu2+ + 2e- Cu

Zn è l’agente riducente

Cu2+ è l’agente ossidante

Il rame reagisce con il nitrato di argento formando argento metallo. Qual’è l’agente ossidante?

Cu (s) + 2AgNO3 (aq) Cu(NO3)2 (aq) + 2Ag (s)

Cu Cu2+ + 2e-

Ag+ + 1e- Ag Ag+ è ridotto Ag+ è l’agente ossidante

Esempi  

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Numero di Ossidazione

Il  numero  di  ossidazione   rappresenta   la   carica  che  ogni  atomo,   in  una   molecola   o   in   uno   ione   poliatomico,   assumerebbe   se   gli  ele9roni  di  legame  fossero  assegna@  all’atomo  più  ele9ronega@vo.  1.  Gli elementi hanno numero di ossidazione (n.o.) zero.

Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4 n.o. = 0

2.  Negli ioni monoatomici, il numero di ossidazione (è pari alla carica dello ione.

Li+, n.o. = +1; Fe3+, n.o. = +3; O2-, n.o. = -2

3.  L’ossigeno ha usualmente n.o. = –2. 4.  In H2O2 e O2

2- n.o. = –1.

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4.  Il n.o. dell’idrogeno è +1, quando è legato ad un metallo il n.o. è –1 (es. NaH - idruro di sodio)

6. La somma di tutti i n.o. degli atomi in una molecola o ione è pari alla carica della molecola o ione.

5.  I metalli del Gruppo IA hanno n.o. +1, quelli del Gruppo IIA è +2; il fluoro è sempre –1.

HCO3–

O = –2 H = +1

3x(–2) + 1 + n.o. C = –1

C = +4

Determinare i n.o. nello ione HCO3

–

7. I n.o. possono essere frazionari. L’ossigeno nello ione superossido, O2

-–, è –½.

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I Numeri di Ossidazione degli Elementi nei loro Composti

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NaIO3

Na = +1 O = -2

3x(-2) + 1 + ? = 0

I = +5

IF7

F = -1

7x(-1) + ? = 0

I = +7

K2Cr2O7

O = -2 K = +1

7x(-2) + 2x(+1) + 2x(?) = 0

Cr = +6

Esempi Individuare il numero di ossidazione degli elementi nei composti NaIO3 IF7 K2Cr2O7

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Esempi di Reazioni di Ossido-Riduzione

Reazione di sintesi A + B C

2Al + 3Br2 2AlBr3

Reazione di decomposizione

2KClO3 2KCl + 3O2

C A + B

0 0 +3 -1

+1 +5 -2 +1 -1 0

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Tipi di Reazioni di Ossido-Riduzione

Reazione di Combustione

A + O2 B

S + O2 SO2 0 0 +4 -2

2Mg + O2 2MgO 0 0 +2 -2

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Ca2+ + CO32- CaCO3

NH3 + H+ NH4+

Zn + 2HCl ZnCl2 + H2

Ca + F2 CaF2

Precipitazione

Acido-Base

Redox (sviluppo di H2 )

Redox (sintesi)

Identificare le seguenti reazioni.

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Aspetti della Chimica: ricerca dell’alcool etilico

3CH3COOH + 2Cr2(SO4)3 + 2K2SO4 + 11H2O

3CH3CH2OH + 2K2Cr2O7 + 8H2SO4 +6

+3

28  28

Reazioni Chimiche: Precipitazione

Precipitato: solido insolubile che si separa dalla soluzione

equazione molecolare

equazione ionica

equazione ionica netta

Pb2+ + 2NO3- + 2Na+ + 2I- PbI2 (s) + 2Na+ + 2NO3

-

Na+ e NO3– sono detti ioni spettatori

PbI2

Pb(NO3)2 (aq) + 2NaI (aq) PbI2 (s) + 2NaNO3 (aq)

precipitato

Pb2+ + 2I- PbI2 (s)

29  29

Solubilità: è la quantità di soluto che si discioglie in un dato volume di solvente ad una specifica temperatura.

30  30

Aspetti della Chimica:

CO2 (aq) CO2 (g)

Ca2+ (aq) + 2HCO3 (aq) CaCO3 (s) + CO2 (aq) + H2O (l) - Una indesiderabile reazione di precipitazione

Deposito di carbonato di calcio

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Modi usuali di esprimere la composizione delle soluzioni 1.  Percento in massa, o peso %. Rappresenta il rapporto % tra la massa di

soluto, ms, o di solvente, mS, e la massa della soluzione:

Peso % di soluto = ms /(ms + mS) · 100

Peso % di solvente = mS /(ms + mS) · 100

2. Percento in volume, o volume %. Rappresenta il rapporto % tra il volume v di un componente e il volume V della soluzione:

Volume % = (v / V) · 100

3. Massa di soluto per unità di volume di soluzione. Questa concentrazione è data dal rapporto tra la massa di soluto ms (spesso espressa in g) e il volume di soluzione, V (di solito espresso in dm3 o L) in cui questo è disciolto:

c = ms/ V (g /dm3 o g / L)

La concetrazione così espressa dipende dalla temperatura

4. Parti per milione (ppm). E’ un modo per esprimere la concentrazione di soluzioni molto diluite. Esprime le parti di soluto ogni milione di parti di soluzione (es mg di un componente ogni kg di soluzione).

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Modi di esprimere la concentrazione delle soluzioni •   Molarità  (M).  E’  definita  dal  rapporto  tra  il  numero  di  moli  di  soluto  (ns)  e  il  volume  V  (espresso  in  dm3  o  L)  di  soluzione  in  cui  è  disciolto:  

C  =  [soluto]  =    ns  /  V        (mol  /dm3    o  mol  /L)  o  M  

Come  simbolo  della  concentrazione  molare  si  usa  la  formula  del  soluto  racchiusa  tra  parentesi  quadre.  Es.  le  scri9ure    [Na2CO3];      [Na+];      [CO3

2-­‐]  indicano  che  le  concentrazioni  di  carbonato  di  sodio  o  dei  suoi  ioni  sono  espresse  in  mol/dm3  o  mol/L  

Anche  la  molarità  dipende  dalla  temperatura  

•   Molalità  (m).  E’  data  dal  rapporto  tra  il  numero  di  moli  di  soluto  (ns)  e  la  massa  di  solvente  (mS)  espressa  in  kg,  in  cui  sono  disciolte:  

 m  =  ns  /  mS      (mol/kg)  

La  molalità  di  una  soluzione  rappresenta  il  numero  di  moli  di  soluto  disciolte  in  un  kg  di  solvente  puro  (non  dipende  dalla  temperatura)  

•   Frazione  molare  (X).  Rappresenta  il  rapporto  tra  il  numero  di  moli  di  un  componente  (soluto  o  solvente)  e  il  numero  totale  di  moli  presen@  nel  sistema  

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Modalità di preparazione di una soluzione

Concentrazione  delle  Soluzioni  

Quanti grammi di KI sono necessari per preparare 500 mL di soluzione di KI 2.80 M ?

volume di soluzione di KI moli KI grammi KI

500. mL = 232 g KI 166 g KI 1 mol KI

x 2.80 mol KI

1 L soln x

1 L 1000 mL

x

Molarità KI Massa  molare  KI  

Esempio  

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La preparazione di una soluzione a concentrazione nota

soluto

solvente

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Diluizione è la procedura per preparare una soluzione meno concentrata da una soluzione più concentrata.

Diluizione Aggiungere solvente

Moli di soluto prima della diluizione (i)

Moli di soluto dopo la diluizione (f) =

MiVi MfVf =

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Preparare 60.0 mL di HNO3 0.20 M da una soluzione 4.00 M di HNO3?

MiVi = MfVf

Mi = 4.00 M Mf = 0.20 M Vf = 0.060 L Vi = ? L

Vi = MfVf Mi

= 0.200 M x 0.060 L 4.00 M = 0.003 L = 3.00 mL

Operativamente: diluire 3.00 mL di acido con acqua fino ad un volume complessivo di 60.0 mL.

Esempio