2
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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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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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
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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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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