Peso Atomico e Molecolare
Peso AtomicoLa massa mediata delle masse relative di tutti gli isotopi naturali costituenti
98.89% 12C1.11% 13C
Carbonio
12 • 0.9889 + 13.0034 • 0.0111 = 12.011
Peso MolecolareLa somma dei pesi atomici degli elementi che sono contenuti in una molecola della sostanza
PM CO2 = 12.011 + 2(15.9994) = 44.0100PM CuSO4·5H2O = 63.546 + 32.064 + 4(15.9994) + 5[1.0079+2(15.9994)] = 248.9341
Unità Atomiche e MolecolariLa Mole
La mole è la quantità di sotanza che contiene un numero di unità chimiche (atomi, molecole, ioni, ... ) pari al numero di atomi contenuti in 12.000 g di 12C
NA = 6.022169·1023
La massa in grammi di una mole di qualunque elemento (molecola) è espressa dallo stesso numero che ne esprime il peso atomico (molecolare)
)(
)(1
molgPM
gmmol
)·(
)(1
molgPA
gmmol
Reazioni e relazioni ponderali
Esempi
1) Quante moli di rame sono contenute in 12.30 g di rame? 2) Quale è la massa media in grammi di un atomo di ossigeno?3) Quale è la massa di 2.36·10-3 moli di sodio4) Quanti atomi ci sono in 10.0 g di ossigeno? Quante molecole?5) Avendo 5.00 g di Li, 5.00 g di Hg e 5.00 g di Cd, quale campione contiene il maggior numero di atomi?6) Quante moli sono contenute in 18.12 g di solfato di rame pentaidrato?7) Calcolare la massa di ciascun elemento contenuta in 3.2 g di cloruro di bario.8) Calcolare la percentuale in peso degli elementi nel solfato di rame pentaidrato. Calcolare la percentuale in peso della sola H2O di idratazione.
1) 1.936·10-1 mol; 2) 2.6567·10-23 g; 3) 5.43·10-2 g; 4) 3.76·1023, 1.88·1023; 5) Li: 4.34·1023; 6) 2.279·10-2; 7) Ba: 2.1 g, Cl: 1.1 g; 8) H: 4.05%, O: 57.83%, S: 12.84%, Cu: 25.28%, H2O: 36.15%
Concentrazione ChimicaLe Soluzioni
Sistema omogeneo che contiene due o più sostanze
solvente soluto
Molarità (M) mol L-1 [A] =moli di soluto A
litri di soluzione
Molalità (m) mol Kg-3 m =moli di soluto
chilogrammi di solvente
Percentuale in peso (% p/p o v/v) % p/p (v/v) = massa (volume)di soluto
massa (volume) di soluzione
Frazione molare () A=moli del componente A
moli totali di tutti i componenti
Parti per milione (ppm) ppm = massa di sostanza
massa del campione
x 100
x 106
Unità di Misura delle Concentrazioni Massa percentuale
Percentuale in peso (% p/p) % p/p = massa di soluto
massa di soluzione x 100
15 g di solfato di sodio vengono sciolti in 500 g di H2O. Calcolare la percentuale in peso dei componenti la soluzione
%1.97100515
500
g
gH2O Na2SO4 %9.2100·
515
15
g
g
Quanti grammi di solfato di rame occorre sciogliere in 500 g di H2O per avere una soluzione al 6.5 % del sale?
50.6100·500
xx gx 8.34
Unità di Misura delle Concentrazioni Densità
La densità è la massa dell’unità di volume della soluzione
Una soluzione acquosa di HBr al 48.5% ha una densità di 1.488 g·cm-
3. Calcolare la concentrazione della soluzione espressa in grammi di soluto per dm3 di soluzione. (722 g·dm-3)
La densità di una soluzione di acido solforico al 96.4% è 1.835 gcm-3. Calcolare il volume che contiene disciolta una mole dell’acido. (55.5 cm3·mol-1)
3cm
gd
Unità di Misura delle Concentrazioni Molarità
Molarità (M) mol L-1 [A] =moli di soluto A
litri di soluzioneCalcolare la concentrazione molare di una soluzione acquosa di
cloruro di nichel preparata sciogliendo 3.75 g di sale e portando ad un volume finale di 500 mL. Calcolare la [Ni2+] e [Cl-]. ([NiCl2]=2.89·10-2 M; [Ni2+]=2.89·10-2 M; [Cl-]=5.79·10-2 M )
Calcolare i grammi di idrossido di sodio che occorrono per preparare 1 dm3 di una soluzione 0.100 M della base. (4.00 g)
Calcolare i grammi di acido nitrico sono disciolti in 5.00 dm3 di una soluzione 1.55·10-2 M dell’acido. (4.88 g)
Calcolare la concentrazione molare di una soluzione di acido nitrico al 69.8%, sapendo che la d=1.42 g·cm-3. (15.7 M)
Si calcoli il volume di una soluzione di acido nitrico al 6908% (d=1.42 g·cm-3) e di H2O che bisogna mescolare per preparare 1 dm3 di una soluzione 0.200 M dell’acido. Si considerino i volumi additivi (12.7 cm3)
È la quantità massima di sostanza che può sciogliersi in un dato solvente. La solubilità è generalmente espressa in
moli/L o in g/L.Composti solubiliComposti solubili s > 10 g /LComposti insolubili Composti insolubili s < 1 g /L
Le SoluzioniSolubilità e Miscibilità
Solvente + Soluto Soluzione SATURASoluzione INSATURA
Quando soluto e solvente sono liquidi, si parla di MISCIBILITÀ
Le Soluzioni Fattori che influenzano la solubilità
Il simile scioglie il suo simileSolvente Covalente
Polare o Ionico: CH3OH, H2O, etc.
Soluti Covalenti Polari o Ionici:Acidi, Sali, etc.
Solvente Covalente Apolare:CHCl3, Idrocarburi, etc.
Soluti Covalenti Apolari:Composti organici
Forze Intermolecolari Solvente
Forze Intermolecolari Soluto (Energia Reticolare)
Calore di Solvatazione
++
-Calore di Solubilizzazione
Endotermica Esotermica
Fattori Entalpici
Fattori EntropiciPerdita ordine molecolare del Soluto e del Solvente
Formazione legami intermolecolari Soluto-Solvente
+
-
+ - G = H-TSG = H-TS
Entropia di Solubilizzazione
Composti solubiliComposti solubili s > 0.1 mol/L
Composti insolubili Composti insolubili s < 0.1 mol/L
NaCl(s) Na+(aq) + Cl-
(aq)
Pb(NO3)2(s) Pb2+(aq) + 2 NO3
-(aq)
BaCO3(s) Ba2+(aq) + CO3
2-(aq)
Pb(OH)2(s) Pb2+(aq) + 2 OH-
(aq)
Le Soluzioni Solubilità degli elettroliti
NO3-
Cl-
SO42-
CO32-
OH-
S2-
Elettroliti Forti: sono completamente dissociati in H2O
Elettroliti Deboli: sono parzialmente dissociati in H2O
C
O
CH3 OHC
O
CH3 O-+ H+
Quando si indica la
concentrazione della
soluzione si fa
riferimento a CaConc.
Formale%
Dissoc.
0.1 1.3
0.01 4.1
0.001 12.4
Reazioni in soluzione acquosa
In soluzione acquosa, si verificherà una reazione chimica fra due o più elettroliti se le combinazioni degli ioni che da essi derivano formano:
un sale insolubile
un elettrolita debole
un gas
Quando è possibile prevedere una reazione chimica fra due o più specie ?
Criterio :
Le reazioni possono essere:1 – di precipitazione2 – acido-base3 – di metatesi4 - di ossidoriduzione (redox) fra un ossidante ed un riducente
Solubilità dei composti chimici
Sono solubili:1. I sali dei metalli alcalini e dello ione ammonio (NH4
+).2. I nitriti, nitrati, clorati, perclorati ed acetati.
(L'acetato di Ag+ ed il perclorato di K+ sono moderatamente solubili).
3. Gli alogenuri, con eccezione dei sali di Pb2+, Ag+ ed Hg22+; PbCl2 é
debolmente solubile.4. I solfati;i solfati di Ca2+ ed Ag+ sono moderatamente solubili;i
solfati di Sr2+, Ba2+, Pb2+,ed Hg22+ sono insolubili.
Sono insolubili (Eccetto i sali del precedente punto 1):1. I carbonati, cromati e fosfati.2. I solfuri; tranne i sali dei metalli alcalini e alcalino-terrosi.3. Gli idrossidi sono generalmente insolubili eccetto quelli dei metalli
alcalini che sono solubili. Gli idrossidi di Ca2+, Sr2+ e Ba2+ sono moderatamente solubili.
4. Tutti gli ossidi dei metalli eccetto quelli dei metalli di alcalini e di Ca2+, Sr2+ e Ba2+ sono insolubili. Gli ossidi dei metalli, quando si sciolgono, reagiscono con l'acqua per formare idrossidi, per esempio:
CaO + H2O → Ca2+ + 2OH-
Elettroliti forti:Acidi forti es. HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4.
Basi forti es. gli idrossidi alcalini ed alcalino terrosi.Sali la maggior parte dei sali inorganici ed organici.
Elettroliti deboliLa grande maggioranza di acidi e basi inorganici ed organici.Gli alogenuri e i cianuri di metalli pesanti, per es. Pb ed Hg, sono
spesso elettroliti deboli
Non-elettrolitiH2OLa grande maggioranza dei composti organici.
Elettroliti
Sviluppo di gas
CO2 CO32- + 2H+ → H2CO3 → CO2(g) + H2O
▼Carbonati, bicarbonati
H2S S2- + 2H+ → H2S(g)
▼Solfuri, purché non estremamente insolubili
SO2 SO3
2- + 2H+ → H2SO3 → SO2(g) + H2O▼Solfiti, bisolfiti
NO, NO2 2NO2
- + 2H+ → 2HNO2 → H2O + NO(g) + NO2(g)
▼ ▼Nitriti colore bruno
3HNO2 → H2O + 2NO(g) + HNO3 (aq)
NH3 NH4
+ + OH- → NH3(g) + H2O▼Sali di ammonio
Gas poco solubili: N2 (0.015) H2(0.018)CO (0.023) O2 (0.031)
Gas abbastanza solubili CO2 (0.88) Cl2 (2.0)
H2S (2.58)
Gas molto solubili: SO2 (39.4) HCl (475)NH3 (700)
Gas in soluzione acquosa
SOLUBILITÁ IN ACQUA DEI GAS PIÚ COMUNI (Litri di gas/litro di H2O) a 20°C
CuCl2(aq) + NaOH(aq) Cu2+ + 2 Cl- + Na+ + OH-
Cu(OH)2 idrossido insolubile
1) Dissociazione elettrolitica
2) Individuazione prodotto insolubile
3) Individuazione ioni spettatori Na+, Cl-
4) Bilanciamento di massa e carica
Cu2+ + 2 OH- Cu(OH)2
Reazioni in soluzione acquosa
NH4NO3(aq) + NaCl(aq) NH4+ + NO3
- + Na+ + Cl-
Nessuno !
1) Dissociazione elettrolitica
2) Individuazione prodotto insolubile
Reazioni in soluzione acquosa
Le possibile combinazioni (NH4NO3, NH4Cl, NaNO3, NaCl) non corrispondono a composti insolubili, ad elettroliti
deboli, non sviluppano gas
Le possibile combinazioni (NH4NO3, NH4Cl, NaNO3, NaCl) non corrispondono a composti insolubili, ad elettroliti
deboli, non sviluppano gas
HCl(aq) + CH3COOK(aq) H+ + Cl- + CH3COO- + K+
CH3COOH
1) Dissociazione elettrolitica
2) Individuazione elettrolita debole
3) Individuazione ioni spettatori K+, Cl-
4) Bilanciamento di massa e carica
Reazioni in soluzione acquosa
H+ + CH3COO- CH3COOH
HCl(aq) + NaOH(aq) H+ + Cl- + Na+ + OH-
H2O
1) Dissociazione elettrolitica
2) Individuazione elettrolita debole
3) Individuazione ioni spettatori Na+, Cl-
4) Bilanciamento di massa e carica
H+ + OH- H2O
Reazioni in soluzione acquosa
Na2CO3(aq) + HCl(aq) 2 Na+ + CO32- + H+ + Cl-
H2CO3 CO2 + H2O
1) Dissociazione elettrolitica
2) Formazione di un gas
3) Individuazione ioni spettatori Na+, Cl-
4) Bilanciamento di massa e carica
CO32- + 2 H+ CO2 + H2O
Reazioni in soluzione acquosa
Composti insolubili Composti insolubili s < 0.1 mol/L
SolubilitàSolubilità: è la quantità massima di sale che può sciogliersi in una soluzione acquosa. La solubilità è espressa in moli/L.
Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione
Composti solubiliComposti solubili s > 0.1 mol/L
NaCl(s) Na+(aq) + Cl-
(aq)
Pb(NO3)2(s) Pb2+(aq) + 2 NO3
-(aq)
BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO4
2-(aq)
PbCl2(s) Pb2+(aq) + 2 Cl-
(aq)
In un sale insolubile il solido e i corrispondenti ioni in soluzione sono in equilibrio tra di loro:
PbCl2(s) Pb2+(aq) + 2 Cl-
(aq)
Kps = [PbKps = [Pb2+2+] · [Cl] · [Cl--]]22
KpsKps: costante del prodotto di solubilità. Per un dato sistema ha un valore costante a t° = cost (25°C)
Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione
AgBr (s) Ag+(aq) + Br-
(aq)
Kps = [Ag+] · [Br-] = 5·10-13
Esempi:Esempi:
Fe(OH)3 (s) Fe3+(aq) + 3 (OH)-
(aq)
Kps = [Fe3+] · [OH-]3 = 3·10-39
Ca3(PO4)2 (s) 3 Ca2+(aq) + 2 (PO4)3-
(aq)
Kps = [Ca2+]3 · [(PO4)3-]2 = 1·10-33
Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione
In una soluzione satura di un sale insolubile, la concentrazione degli ioni all’equilibrio può essere agevolmente calcolata dall’espressione della Kps:
Esempio:Esempio: Calcolare la concentrazione di Pb2+ e di SO42-
all’equilibrio, in una soluzione satura di PbSO4, sapendo che Kps = 1.8·10-8.
PbSO4(s) Pb2+(aq) + SO4
2-(aq)
Kps = [Pb2+] · [SO42-] = 1.8·10-8
[Pb2+] = [SO42-] = x
x2 = Kps = 1.8·10-8 x = Kps = 1.34·10-4
Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione
In una soluzione satura di un sale insolubile, la concentrazione degli ioni all’equilibrio non è altro che la sua solubilità in acqua:
PbSO4(s) Pb2+(aq) + SO4
2-(aq)
= Kps = 1.34·10-4 = s[Pb2+] = [SO42-]
Più in generale per calcolare la solubilità di un sale occorre calcolare la concentrazione degli ioni provenienti dal sale, tenendo conto dei rapporti ponderali ovvero della stechiometria della reazione
Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione
Esempio:Esempio: Calcolare la solubilità in acqua di BaF2, sapendo che Kps = 1.8 ·10-7. Esprimere la solubilità sia in moli/L che in g/L.
BaF2(s) Ba2+(aq) + 2 F-
(aq)
Kps = [Ba2+] · [F-]2 = s ·(2s)2 = 1.8·10-7
[Ba2+] = s [F-] = 2s
4s3 = Kps
Per ogni mole di BaF2 che si scioglie, si formano 1mole di Ba2+ e due moli di F-:
s = = 3.6·10-3Kps 4
3
mol/L
Per trovare la solubilità in g/L:
PM BaF2 = 175.3 g/mol s = 3.6·10-3 mol/L · 175.3 g/mol = 0.63 g/L
Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione
Dall’espressione della costante del prodotto di solubilità è possibile calcolare la concentrazione di uno dei due ioni all’equilibrio, nota la concentrazione dell’altro:
PbCl2(s) Pb2+(aq) + 2 Cl-
(aq)
Kps = [Pb2+] · [Cl-]2 = 1.7·10-5
Esempio:Esempio: Calcolare la concentrazione di Pb2+ all’equilibrio, sapendo che la concentrazione di Cl- = 2.0·10-2 M
[Pb2+] = =Kps
[Cl-]2
1.7·10-5
[2·10-2]2= 4.25·10-2
Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione
Formazione di un precipitatoFormazione di un precipitato
I valori di Kps possono essere utilizzati per prevedere la formazione di un precipitato.
Prodotto ionico: Prodotto ionico:
P = [PbP = [Pb2+2+] · [Cl] · [Cl--]]22
PbCl2(s) Pb2+(aq) + 2 Cl-
(aq)
•Kps è una costante
•P può assumere qualunque valore
Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione
•P > Kps formazione di un precipitato
•P < Kps non si forma precipitato
•P = Kps siamo al punto di precipitazione
Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione
Effetto dello ione comuneEffetto dello ione comune
PbCl2(s) Pb2+(aq) + 2 Cl-
(aq)
La presenza di uno ione comune diminuisce la solubilità
Esempio:Esempio: Calcolare la solubilità di PbCl2 in acqua e in una soluzione 2.0·10-2 M di KCl.
Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione
Solubilizzazione dei precipitatiSolubilizzazione dei precipitati
Per portare in soluzione il precipitato di un sale insolubile occorre aggiungere un reagente in grado di sottrarre uno o entrambi gli ioni componenti.
• Un acido forteacido forte per sottrarre anioni basici
• Un agente complessanteagente complessante per sottrarre cationi metallici
Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione
Acido forteAcido forte
Fe(OH)2(s) Fe2+(aq) + 2 OH-
(aq)
H2OH+
2H+(aq) + 2OH-
(aq) 2H2O
Fe(OH)2(s) + 2H+(aq) Fe2+
(aq) + 2H2O
K = K1·K2 = Kps ·1/(Kw)2 = 5·1011
Kps Fe(OH)2 = 5·10-17
Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione
Acido forteAcido forte
•Tutti i carbonatiTutti i carbonati
•Molti solfuriMolti solfuri
Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione
Formazione di complessiFormazione di complessi
L’ammoniaca e l’idrossido di sodio vengono comunemente usati per sciogliere precipitati contenenti cationi che formano complessi stabili con questi due leganti:
AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-
(aq)
[Ag(NH3)2]+
NH3
Kps AgCl = 1.8 ·10-10
K = K1·K2 = Kps ·Kf = 3.1·10-3
Kf = 1.7 ·107
Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione
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