Vai alla Home Page About me Courseware Federica Living Library Federica Virtual Campus 3D Le Miniguide all'orientamento Gli eBook di Federica
 
I corsi di Agraria
 
Il Corso Le lezioni del Corso La Cattedra
 
Materiali di approfondimento Risorse Web Il Podcast di questa lezione

Antonello Santini » 7.Elettroliti


Gli elettroliti

Gli elettroliti sono sostanze che sciogliendosi in acqua si separano in ioni negativi e ioni positivi. La soluzione acquosa che si forma conduce la corrente elettrica. Se la scissione è completa o quasi l’elettrolita è forte, ma se è parziale l’elettrolita è debole, e rimane in gran parte in soluzione sotto forma non dissociata. Tra gli elettroliti forti ci sono quasi tutti i sali, e alcuni acidi e basi, che sono considerati acidi forti e basi forti. Tutte le altre sostanze sono chiamate elettroliti deboli. Di conseguenza avremo sali, acidi e basi deboli, ma anche anche sostanze non elettroliti, nel caso che in acqua non si scindono in ioni.

Gli elettroliti e l’acqua: la ionizzazione

Gli elettroliti, come molti acidi e basi forti o anche deboli, sono composti che a contatto con l’acqua, si scindono, liberando ioni. Questo fenomeno si chiama ionizzazione.
Gli ioni che si formano in seguito alla dissociazione elettrolitica sono idratati, cioè si legano a molecole d’acqua.

Una semplice reazione di ionizzazione è quella dell’acido cloridrico HCl:

HCI(g) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl -(aq)

L’acido cloridrico, così come tutti gli altri acidi, in acqua libera lo ione idronio H3O+, spesso abbreviato nelle reazioni con H+.

La dissociazione elettrolitica

I sali, gli acidi e le basi forti sono tutti elettroliti formati da ioni nello stato solido. In soluzione acquosa queste sostanze disgregano il proprio reticolo cristallino e gli ioni originari si separano. Questo fenomeno è chiamato dissociazione elettrolitica.

Esempio: la dissociazione dell’NaOH è la seguente:

NaOH(s) → Na+(aq.) + OH -(aq.)

L’idrossido di sodio, come tutte le basi, in soluzione acquosa libera ioni ossidrile, OH- e, in questo caso anche ioni Na+.

Elettroliti forti e elettroliti deboli

Il processo di dissoluzione in acqua è accompagnato per molte sostanze dalla dissociazione in ioni.
Tutte le sostanze che sciogliendosi in acqua producono ioni si chiamano elettroliti e il processo che porta alla formazione di ioni si chiama ionizzazione.

Esempio: cloruro di sodio NaCl in acqua produce ioni Na+ e ioni Cl-.
Il processo consiste nell’interazione delle molecole di acqua con gli ioni Na+ e Cl- sulla superficie del reticolo cristallino del solido: in seguito a questa interazione gli ioni abbandonano il reticolo cristallino per poter essere circondati dalle molecole di acqua e ciò provoca la dissociazione del solido, rappresentata dall’equazione:

NaCl (s) → Na+(aq) +Cl -(aq)

Elettroliti

Le sostanze che in acqua formano ioni (ovvero gli elettroliti) sono classificati in forti o deboli a seconda che la dissociazione sia completa o solo parziale.
Sono elettroliti forti:

HCl (aq) = Cl-(aq)+H+(aq)

NaOH(aq) = NA+(aq)+OH-(aq)

Molti composti ionici sono elettroliti forti. Tuttavia esistono anche composti ionici come i sali per i quali in acqua la dissociazione non è completa.
Sono elettroliti deboli:

CH3COOH(aq) = CH3 COO-(aq)+H+(aq)

H2O = H+(aq)+OH-(aq)

I non elettroliti

I composti che solubilizzano ma non formano ioni si chiamano non elettroliti.
Sono non elettroliti: zucchero comune, amido, alcol etilico, etc.
La osservazione sperimentale che un composto sia un elettrolita forte (cioè si ionizzi completamente in acqua) non deve essere confuso con la sua solubilità.

Un composto può essere infatti poco solubile, ma dissociarsi completamente.
Esempio:
AgCl è un sale molto poco solubile in acqua, ma il poco composto che si scioglie, si dissocia completamente secondo:

AgCl = Ag+(aq)+Cl-(aq)

Elettroliti

- Un composto può essere molto solubile, ma dissociarsi solo parzialmente.
Esempio:
CH3COOH è molto solubile in acqua, ma solo il 5% circa si dissocia.
- Un composto può essere molto solubile e non dissociarsi affatto come lo zucchero comune (saccarosio).
Tutti i sali sono elettroliti ma alcuni sono anche poco solubili, come:

AgX, Hg2X2, PbX2, dove X=Cl-, Br-, I-
MF2, dove M=Mg2+,Ca2+, Sr2+, Ba2+,Pb2+
MSO4, dove M=Sr2+, Ba2+, Pb2+
moltissimi solfuri (sali contenenti lo ione S2-)
molti carbonati (CO32-)
molti fosfati PO43-
molti ossalati C2O42-

Acidi e basi forti e deboli

Prima definizione di acidi e basi è quella di Arrhenius (1890).

Acido: composto che in soluzione acquosa si dissocia liberando ioni idrogeno H+.
Esempio:

HCl(aq)=Cl-(aq)+H+(aq)

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

Base: composto che in soluzione acquosa si dissocia liberando ioni ossidrile o idrossido OH-
Esempio:

NaOH(aq)=Na+(aq)+OH-(aq)

KOH(aq)=K+(aq)+OH-(aq)

Elettroliti

Gli acidi e le basi, dissociandosi in ioni, sono degli elettroliti e come tali vengono classificati in forti e deboli.

  • Alcuni acidi forti: HCl, HNO3, HClO4, H2SO4
  • Alcuni acidi deboli: CH3COOH, H2CO3, H3PO4
  • Alcune basi forti: NaOH, KOH, Ca(OH)2
  • Alcune basi deboli: NH3, NH2CH3

Elettroliti (segue)

La definizione di Arrhenius è la più semplice ma incompleta perché non spiega in modo esaustivo il comportamento acido o basico delle sostanze.

Ad esempio essa implica che una base debba contenere uno o più gruppi ossidrile nella formula. L’ammoniaca ha formula NH3, eppure si comporta inequivocabilmente come una base.
Essa infatti reagisce con l’acqua:

NH3(aq)+H2O(l)=NH+4(aq)+OH-(aq)

Elettroliti (segue)

Una definizione di acidi e basi (dovuta a Lowry e Brönsted) invece include l’ammoniaca (e molte altre specie chimiche non classificabili come basi di Arrhenius) nella categoria delle basi.

Il comportamento acido è ricondotto al trasferimento di uno ione idrogeno dall’acido ad una molecola di acqua che accettandolo si comporta da base. Ovvero:

HCl(aq)+H2O=Cl-(aq)+H3O+(aq)

Il trasferimento (piuttosto che di dissociazione) di un protone che caratterizza un acido è centrale nella teoria di Lowry e Brönsted.

Elettroliti (segue)


Acidi e basi poliprotici

Alcuni acidi possono generare più di una mole di ioni H+ per mole di acido. Essi vengono detti acidi poliprotici.
Esempio:

H2SO4(aq)=HSO-4(aq)+H+(aq)

HSO-4(aq)=SO2-4(aq)+H+(aq)

Analogamente, alcune basi possono generare più di uno ione idrossido per mole di base:
Esempio:

Ca(OH)2(aq)=Ca(OH)+(aq)+OH-(aq)

Ca(OH)+(aq)=Ca2+(aq)+OH-(aq)

Acidi e basi poliprotici (segue)

Gli acidi e le basi reagiscono tra loro con una reazione detta di neutralizzazione. In questa reazione, i protoni provenienti dall’acido formano molecole d’acqua legandosi agli ioni ossidrile provenienti dalla base; il residuo anionico dell’acido si lega invece al catione della base, per formare un composto ionico che si chiama genericamente sale:

HCl+NaOH=NaCl(Na+(aq.) Cl- (aq.))+H2O

Se la base non possiede gruppi ossidrile, come NH3, i protoni provenienti dall’acido si legano direttamente alla base dando origine ad uno ione positivo che forma un sale con il residuo anionico dell’acido. In questo caso non si ha formazione di acqua:

HCl+NH3=NH4Cl(NH+4 (aq.)Cl-(aq.))

Esercizio

Esercizio svolto n°1
Calcolare la molarità di una soluzione di acido acetico dissociato al 2%.
La Ka di HC2H3O2 è uguale a 1.8 · 10-5 a 25 °C.

Soluzione

HC2H3O2 ↔ H+ + C2H3O2-

Sia x = molarità della soluzione di acido acetico.
Allora [H+] = [C2H3O2-] = 0.020x, e [HC2H3O2] = x – 0.020x = x (approssimativamente).

\frac{[H^+]~\cdot~[C_2H_3O_2^-]}{[HC_2H_3O_2]}~=~~K_a ~~~\text{o}~ ~~\frac{(0.0250 x)(0.020 x)}x= 1.8~\cdot~10^{-5}

E risolvendo, (0.020)^2x=1.8 ~\cdot~10^{-5}~~ \text{e}~~ x=\frac{1.8 ~\cdot~10^{-5}}{(0.020)^2}=\frac{1.8 ~\cdot~10^{-5}}{4~\cdot~10^{-4}}=0.045~\text{M}

Esercizio (segue)

Esercizio svolto n°2
Calcolare il grado di dissociazione ionica (in percentuale) di una soluzione 1.00 M di acido cianidrico, HCN. La Ka dell’HCN è di 4.8 · 10-10.

Soluzione

HCN ↔ H+ + CN-

Poiché H+ e CN- sono presenti in soluzione, per effetto della sola dissociazione, le loro concentrazioni devono essere uguali.
Sia x = [H+] = [CN-]. Allora [HCN] = 1.0 – x. Supponiamo che x sia piccolo rispetto ad 1.00 e che [HCN] = 1.0 mole /l entro il 10% di errore ammesso.
Allora:

K_a=\frac{[H^+]~\cdot~ [CN^-]}{[HCN]}~~o ~~4.8 ~\cdot ~10^{-10}=\frac {x^2}{1.0}, ~\text{e}~x=2.2 ~\cdot ~10^{-5}~ \text{mole/l}

Percentuale dissociata:

\frac{HCN~\text{dissociata}}{HCN~ \text{totale}}~\cdot ~100 = \frac{2.0 ~\cdot ~10^{-5}~\text{mole/l}}{1.0}

Verifica dell’ipotesi: x=(2.2 ~\cdot~ 10^{-5}) è effettivamente molto piccolo rispetto a 1.0.

Esercizio (segue)

Esercizio svolto n°3

Calcolare [H+] e [C2H3O2-] in una soluzione 0.100 M di HC2H3O2 e 0.050 M di HCl. La Ka di HC2H3O2 è uguale a 1.8 · 10-5.

Soluzione

L’HCl contribuisce assai più del HC2H3O2 alla formazione di [H+], quindi si può assumere [H+] uguale alla molarità di HCl, 0.050 mole/l.
Allora se [C2H3O2-] = x, si ha [HC2H3O2] = 0.100 – x = 0.100 (approssimato) e

[C_2H_3O_2^-]=\frac{[HC_2H_3O_2]~\cdot ~ K_a}{[H^+]}=\frac{0.100~\cdot~1.8~\cdot~10^{-5}}{0.05}=3.6~\cdot~10^{-5}

Verifica delle ipotesi

(1) Il contributo dell’acido acetico a [H+], x, è effettivamente piccolo rispetto a 0.050.

(2) x è effettivamente piccolo rispetto a 0.100.

Esempi ed applicazioni numeriche

Preparazione di una soluzione per pesata.

Preparazione di una soluzione per pesata.

Preparazione di una soluzione per diluizione.

Preparazione di una soluzione per diluizione.


I materiali di supporto della lezione

Calcolatrice chimica

Tavola periodica

Il Podcast della lezione

Scarica il podcast di questa lezione

Le altre lezioni del corso con podcast

1. Unità di Misura e Grandezze

2. Concetti di Base

3. Nomenclatura

4. Stechiometria delle reazioni chimiche

5. Soluzioni

6. Equilibrio Chimico

7. Elettroliti

8. Acidi e Basi

9. Solubilità

I podcast del corso sono disponibili anche su iTunesU e tramite Feed RSS.

  • Contenuti protetti da Creative Commons
  • Feed RSS
  • Condividi su FriendFeed
  • Condividi su Facebook
  • Segnala su Twitter
  • Condividi su LinkedIn
Progetto "Campus Virtuale" dell'Università degli Studi di Napoli Federico II, realizzato con il cofinanziamento dell'Unione europea. Asse V - Società dell'informazione - Obiettivo Operativo 5.1 e-Government ed e-Inclusion