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 Medicina e Chirurgia
 
Il Corso Le lezioni del Corso La Cattedra
 
Materiali di approfondimento Risorse Web Il Podcast di questa lezione

Paolo Arcari » 6.Proprietà delle soluzioni


Classificazione della materia

Dal punto di vista chimico, la materia può essere classificata secondo lo schema allegato in sostanze e miscele. Le sostanze comprendono i composti chimici o gli elementi mentre le miscele, formate da più composti, possono essere sia omogenee che eterogenee. Una miscela omogenea è in genere una soluzione mentre una miscela eterogenea è un miscuglio di più sostanze che non presenta le caratteristiche della omogeneità. Nel nostro studio ci interesseremo soprattutto delle soluzioni, cioè di sistemi omogenei. Le soluzioni possono essere gassose (miscele di gas), liquide (miscele di gas o liquido o solido in un liquido), solide (solidi in cui un componente è disperso in modo casuale nell’altro componente). Le soluzioni sono miscele omogenee di due o più sostanze, le cui quantità relative possono variare con continuità. Le caratteristiche di una soluzione dipendono dal tipo di particelle disperse nella soluzione, dalle caratteristiche del mezzo disperdente e dalle loro rispettive interazioni. Si definisce solvente il  mezzo disperdente e cioè il componente presente in quantità maggiore. Si definisce soluto il componente disperso nel solvente.  Le proprietà chimiche e fisiche di una soluzione (conducibilità elettrica, temperatura di ebollizione, ecc.) dipendono dalla quantità di soluto e di solvente, pertanto è sempre necessario specificare la composizione di una soluzione, precisando la sua concentrazione, ovvero le quantità relative dei suoi componenti.

 

Rappresentazione schematica della classificazione della materia.

Rappresentazione schematica della classificazione della materia.


Concentrazione delle soluzioni

La concentrazione di una soluzione esprime il rapporto tra la quantità di soluto e quella della soluzione.

La “quantità” di soluto rappresenta la massa o il volume o il numero di moli. Esistono dunque vari modi per esprimere la concentrazione di una soluzione, quello più importante è rappresentato dalla molarità o concentrazione molare.

La molarità è pari al numero di moli di soluto contenute in un litro di soluzione. L’unità di misura della molarità è moli per litro (moli /litro), indicata a volte con M.

Per esempio:

Una soluzione 1 M (uno molare) di idrossido di sodio contiene, disciolta in un litro di soluzione, una mole di NaOH. Poiché la massa molare di NaOH è 40 g/mole, tale soluzione contiene 40 g di idrossido di sodio per litro di soluzione

[NaOH] = 1 oppure CNaOH= 1 M = 1 mole/ litro oppure mole litro-1

Calcolo della concentrazione

C=\frac{\text{quantita' di soluto}}{\text{quantita' di solvente}}

 

Solubilità

Si definisce solubilità di una sostanza in un determinato solvente la concentrazione massima che essa può raggiungere in quel solvente a una data temperatura. Generalmente la solubilità si esprime in grammi di soluto per 100 g di solvente.

La solubilità di una sostanza dipende da vari fattori: natura del soluto, natura del solvente, temperatura, pressione. Una soluzione che presenta una concentrazione pari alla solubilità della sostanza in quel solvente si dice soluzione satura. La condizione di saturazione è una situazione dinamica in cui si stabilisce un equilibrio tra soluto non disciolto e soluto disciolto nel solvente.

Miscele di gas

Una miscela di gas è una soluzione di più gas e si comporta esattamente come un gas formato da una sola specie chimica. La solubilità dei gas in un liquido è limitata e dipende dal coefficiente di solubilità del gas stesso. Essa è inversamente proporzionale alla temperatura.

Solubilità dei composti ionici in acqua

Generalmente sono solubili in acqua i sali che contengono i cationi dei metalli alcalini (Li+, Na+, K+, ecc.), lo ione ammonio NH4+, gli ioni acetato (CH3COO-), nitato (NO3-), nitrito (NO2-) e perclorato (ClO4-) gli ioni Cl-, Br-e I-, lo ione SO42-. Sono invece poco solubili o insolubili in acqua i composti ionici che contengono gli ioni O2-(ossidi) e OH-(idrossidi), lo ione S2-, gli ioni carbonato (CO32-), fosfato (PO43-) e arsenato (AsO43-).

 

Dissociazione elettrolitica I

La dissociazione elettrolitica è la ripartizione in ioni delle molecole di alcune sostanze, definite elettroliti, quando sono in soluzione acquosa. La dissociazione elettrolitica rappresenta la scissione totale o parziale di una molecola o di uno ione in parti più semplici ad opera di un solvente. Gli elettroliti sono gli acidi, le basi e i sali in soluzione acquosa.

Gli esempi riportati nell’immagine si riferiscono ad elettroliti forti, cioè elettroliti che si dissociano completamente. Ad esempio, il cloruro di sodio (NaCl), allo stato solido è in forma associata mentre quando è sciolto in acqua, si separa negli ioni sodio e cloro. Questa dissociazione è totale. In altre parole, dopo la dissociazione, in soluzione saranno presenti solo ioni Na+ e Cl- e quindi non ci saranno “molecole” di NaCl indissociate. Lo stesso accade per l’acido cloridrico (HCl) e per l’idrossido di sodio (NaOH).

Gli elettroliti forti comprendono tutti i sali, gli acidi forti e le basi forti.

 

Dissociazione elettrolitica del cloruro di sodio (NaCl), acido cloridrico (HCl) e idrossido di sodio (NaOH).

Dissociazione elettrolitica del cloruro di sodio (NaCl), acido cloridrico (HCl) e idrossido di sodio (NaOH).


Dissociazione elettrolitica II

Gli elettroliti deboli sono quelli che in soluzione acquosa non si dissociano completamente. In altre parole, dopo la dissociazione, in soluzione saranno presenti sia gli ioni provenienti dall’elettrolita che una parte di elettrolita non dissociato. Gli elettroliti deboli sono in genere gli acidi e le basi deboli.

Nell’esempio riportato, l’acido cianidrico, un acido debole, in soluzione si dissocia nello ione idrogeno H+ e nello ione cianuro CN-. Tale dissociazione non è completa ma parziale. Non tutto l’acido cianidrico si converte negli ioni idrogeno H+ e cianuro CN-; una parte di esso rimane nella forma molecolare indissociata (HCN).

L’idrossido di ammonio (NH4OH) è un esempio di base debole. Anche in questo caso, una parte delle molecole di idrossido rimangono in soluzione in forma indissociata (NH4OH) ed in equilibrio con i propri ioni: lo ione ammonio (NH4) e lo ione idrossido (OH-).

Dissociazione dell’acido cianidrico (HCN) e dell’idrossido di ammonio (NA4OH)

Dissociazione dell'acido cianidrico (HCN) e dell'idrossido di ammonio (NA4OH)


Grado di dissociazione I

Poichè non tutte le sostanze elettrolitiche in soluzione acquosa hanno lo stesso comportamento in termini di dissociazione, si è resa necessaria l’introduzione del grado di dissociazione. Esso rappresenta  la frazione di molecole dissociate e cioè il rapporto tra il numero di molecole dissociate rispetto al numero di molecole totali. Gli elettroliti deboli comprendono acidi deboli e basi deboli a legame prevalentemente omeopolare; essi in soluzione sono in genere poco dissociati a meno che non siano molto diluiti.

Pertanto, il grado di dissociazione (α) di un elettrolita debole si calcola mediante la relazione riportata in figura.

La tendenza alla dissociazione elettrolitica è una caratteristica degli acidi, delle basi e dei sali non solo quando sono disciolti in solventi polari, ma anche quando sono allo stato fuso. La conduttività elettrica di queste sostanze è tuttavia di molti ordini di grandezza inferiore a quella dei metalli.

Calcolo del grado di dissociazione (α)

\alpha=\frac{\text{numero di moli elettrolita dissociato}}{\text{numero di moli totali}}

Grado di dissociazione II

Esempio:

Calcolare il grado di dissociazione di una soluzione di acido acetico (un acido debole, CH3COOH) con una concentrazione di 0,5 M in e che in seguito alla dissociazione ha una concentrazione di acido dissociato di 0,04 M

Prima della dissociazione non si saranno formati ne ioni acetato (CH3COO-) ne ioni idrogeno (H+).

Dopo la dissociazione, all’equilibrio, la concentrazione dii CH3COO-  è 0,04 M e quella degli ioni (H+) è anch’essa 0,04 M.  La quantità residua di acido indissociato (CH3COOH) sarà pari a 0,5 M – 0,04M. Il grado di dissociazoione è quindi uguale al rapporto tra la concentrazione di acido dissociato 0,04 M e la concentrazione di acido totale 0,5 M. Pertanto, nell’esempio riportato il grado di dissociazione è uguale a 0,08 e corrisponde ad un dissociazione dell’ 8%.

Per gli elettroliti deboli, il grado di dissociazione aumenta con l’aumentare della temperatura e con il diminuire della concentrazione dell’elettrolita (incremento della diluizione dell’elettrolita).

Calcolo del grado di dissociazione

Calcolo del grado di dissociazione


Concentrazione teorica e concentrazione effettiva I

Quando si prepara una soluzione ad una determinata concentrazione, per esempio cloruro di sodio (NaCl) 0,05 M, tale valore viene definito concentrazione teorica, cioè essa è la concentrazione che non tiene conto di eventuali fenomeni che avvengono in soluzione. Infatti, per le sostanze elettrolitiche avviene la dissociazione elettrolitica e pertanto il numero di particelle presenti in soluzione aumenta. Ciò comporta un aumento della concentrazione della soluzione che sarà ora definita concentrazione effettiva.

La concentrazione effettiva rappresenta quindi la concentrazione che si genera in seguito alla dissociazione e sarà determinata dalla somma della concentrazione di tutte le particelle che si formano.

Esempio: una soluzione di cloruro di sodio ha una concentrazione teorica Ct = 0,05 M. Quale è la sua concentrazione effettiva? Il cloruro di sodio (NaCl) è un sale e quindi un elettrolita forte. In soluzione esso si dissocia completamente e dopo la dissociazione si converte completramente in ioni sodio (Na+) e ioni cloro (Cl-). La concentrazione effettiva (Ceff) sarà quindi calcolabile sommando le concentrazioni di tutte le particelle presenti in soluzione pertanto Ceff = 0,1 M.

Calcolo della concentrazione effettiva

Calcolo della concentrazione effettiva


Concentrazione teorica e concentrazione effettiva II

Per il calcolo della concentrazione effettiva di un elettrolita debole (acido o base debole) occorre conoscerne il suo grado di dissociazione (α).

Consideriamo un elettrolita debole: l’acido nitroso (HNO2) con una concentrazione teorica di 0,05 M e con un grado di dissociazione del 3% (quindi α = 0,03).

La concentrazione della quantità dissociata sarà uguale al prodotto della concentrazione teorica per il grado di dissociazione (0,05 M x 0,03) mentre la concentrazione di acido indissociato sarà uguale alla concentrazione teorica di partenza (0,05 M) meno la quantità che si dissocia (0,05 M x 0,03).

La concentrazione effettiva (Ce) sarà quindi uguale alla somma delle concentrazioni delle specie presenti in soluzione:  Ceff = 0,0515 M.

La concentrazione effettiva di una soluzione è sempre maggiore o al più uguale alla concentrazione teorica.

 

Calcolo della concentrazione effettiva per un elettrolita debole

Calcolo della concentrazione effettiva per un elettrolita debole


  • 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