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Emmanuele De Vendittis » 9.Elettroliti


Elettroliti

In soluzione acquosa i composti ionici (sali, idrossidi) ed alcune sostanze polari (acidi) si dissociano in ioni.

Esempi:

NaCl → Na+ + Cl

HNO3 → H+ + NO3

Ca(OH)2 → Ca++ + 2 OH

H2SO4 → 2 H+ + SO4– –

Le sostanze che si dissociano sono denominate elettroliti e le soluzioni che le contengono sono elettrolitiche, perché conducono la corrente elettrica (ioni = conduttori di II classe)
La dissociazione elettrolitica dipende da vari fattori:

  • natura del soluto (e del solvente)
  • concentrazione del soluto
  • temperatura

Grado di dissociazione

La natura del soluto influenza la dissociazione elettrolitica perché ci sono sostanze che si dissociano completamente in ioni (elettroliti forti) e altre che si dissociano solo parzialmente (elettroliti deboli).
La forza dell’elettrolita può essere valutata con il grado di dissociazione (α) come a fianco riportato.
Il valore di α (numero adimensionale) è compreso tra 0 (sostanza non elettrolitica) ed 1 (elettrolita forte). Valori intermedi (0,1; 0,3) sono riferiti ad elettroliti deboli.

0 ≤ α ≤ 1

Si può facilmente trasformare il valore di α in percento di dissociazione:

% dissociazione = α • 100

Grado di dissociazione

Grado di dissociazione


Grado di dissociazione (segue)

Sono tipici elettroliti forti (α = 1) i sali.

Attenzione
Non confondere solubilità con dissociazione. Alcuni sali sono poco solubili (AgCl, BaSO4), ma il loro α = 1
Sono anche elettroliti forti alcune sostanze polari (acidi forti).

Esempi

HCl → H+ + Cl

H2SO4 → 2 H+ + SO4– –

Le rimanenti sostanze polari (acidi deboli) sono invece elettroliti deboli (α < 1).

Esempi

HNO2 ↔   H+ +  NO2
CH3COOH  ↔  H+ +  CH3COO

Grado di dissociazione (segue)

Per un elettrolita debole il valore di α dipende dalla concentrazione. In particolare α diminuisce con la concentrazione del soluto.

Esempi

[CH3COOH] = 0,01M; α = 0,040

[CH3COOH] = 0,1M; α = 0,013

[CH3COOH] = 1M; α = 0,004

Infine il valore di α aumenta con la temperatura, perché il processo di dissociazione elettrolitica è un processo endotermico.

Coefficiente isotonico

Nelle soluzioni elettrolitiche viene definita la concentrazione teorica e la concentrazione effettiva.
Alcune proprietà delle soluzioni (proprietà colligative) dipendono dal numero di particelle realmente presenti in soluzione e non dalla loro natura.
In questo caso per le soluzioni elettrolitiche si considera la loro concentrazione effettiva e non quella teorica.

  • Concentrazione effettiva: somma delle concentrazioni di tutte le particelle derivanti dal soluto (dissociate e indissociate).
  • Concentrazione teorica: concentrazione del soluto (senza tener conto della dissociazione)

Il parametro che ci consente di tener conto della concentrazione effettiva è il coefficiente isotonico (i), come a fianco riportato

Coefficiente isotonico

Coefficiente isotonico


Coefficiente isotonico (segue)

Anche i è un numero adimensionale, compreso tra 1 ed n, dove n rappresenta il numero di particelle ottenute dalla completa dissociazione dell’elettrolita.

1 ≤ in

A fianco sono riportati esempi di calcolo di i per un elettrolita forte ed uno debole.

Generalizzando, per il calcolo del coefficiente isotonico:

i = 1 + α • (n – 1)

n viene definito indice di dislocazione (numero di particelle ioniche ottenute dalla dissociazione completa del composto) ed è sempre un numero intero > 1.

Esempi di calcolo del coefficiente isotonico

Esempi di calcolo del coefficiente isotonico


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