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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 (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 (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 ≤ i ≤ n

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.