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Angelina Lombardi » 6.Le soluzioni: composizione e solubilità


Soluzioni: le definizioni

Si definisce soluzione un sistema omogeneo formato da due o più componenti.

L’omogeneità del sistema si intende estesa fino alle dimensioni molecolari, nel senso che le particelle dei vari componenti possono essere costituite solo da singole molecole o aggregati molecolari di dimensioni dell’ordine di 10-7 cm.

L’omogeneità distingue una soluzione da una miscela.

La definizione data del termine soluzione non implica nessuna restrizione circa lo stato di aggregazione. Le soluzioni infatti possono essere: Gassose, Liquide o Solide.

Le sostanze che costituiscono la soluzione e che ne definiscono la composizione sono i componenti.

Il componente maggioritario è solitamente chiamato solvente. Con il termine di soluto si indica ogni altro componente.


Soluzioni e concentrazione

Il termine concentrazione indica la quantità relativa di un componente.

La concentrazione può essere espressa in vari modi:

  • Molarità (M) : numero di moli di soluto in un litro di soluzione.

M = moli di soluto/volume di soluzione (espresso in L o dm3)

  • Molalità (m) : numero di moli di soluto in 1000 g di solvente.

m = moli di soluto / massa di solvente (espresso in kg)

  • Frazione molare  per il componente iesimo i : numero di moli di i diviso la somma del numero di moli di tutti i componenti.

x_i=\frac n {n_1+n_2+ ... + n_n}=\frac{n_i}{\sum_1^n i}

per un sistema a due componenti:

x_1=n_1/(n_1+n_2)~~~~x_2=n_2/(n_1+n_2)~~~~x_1+x_2=1

Soluzioni e concentrazione (segue)

Percentuale in massa % (p/p o w/w)

Massa del componente espressa come percentuale della massa totale.

Soluzione acquosa di HCl al 30% (p/p o w/w).

30 g di HCl per ogni 100 g di soluzione:
30 g di HCl e 70 g di H2O

Percentuale in volume % (V/V)

Volume del componente espresso come percentuale del volume totale, entrambi misurati prima del mescolamento.

Molarità e molalità

Conoscere il valore della densità di una soluzione è indispensabile per poter convertire l’espressione di concentrazione di una soluzione da molarità a molalità, e vice versa. La densità di un campione è una proprietà intensiva ed è definita come il rapporto tra massa e volume.

\text d=\frac{\text{massa}}{\text{volume}}=\frac {\text g}{\text{mL}}

Massa di una soluzione
Massa (g)= volume (mL) x d (g mL-1)

Volume di soluzione
Volume (mL) = massa (g) /d (g mL-1)


Utilizzo della Molarità

Nota la molarità è possibile determinare:

  • le moli di soluto contenute in un determinato volume di soluzione
n = M \times V
  • il volume di soluzione che contiene una determinata quantità di soluto
V=\frac n M

Solubilità

I gas sono miscibili in tutte le proporzioni, pertanto ogni miscuglio gassoso costituisce una soluzione.

In tutti gli altri casi, la miscibilità può essere limitata ad intervalli definiti di concentrazione. La solubilità di un componente della soluzione coincide con la sua concentrazione nella soluzione satura. Si definisce satura una soluzione in cui il componente disciolto si trova in equilibrio dinamico con il componente indisciolto.

La solubilità dipende dalla natura del soluto e del solvente, dalla temperatura e dalla pressione. Vale il criterio che il “simile discioglie il simile”. Ciò riflette il fatto che, quando si forma la soluzione, le interazioni tra le molecole di soluto e quelle tra le molecole di solvente devono essere sostituite dalle interazioni soluto-solvente.

In una soluzione, le interazioni tra le molecole di soluto e quelle tra le molecole di solvente sono sostituite dalle interazioni soluto-solvente

In una soluzione, le interazioni tra le molecole di soluto e quelle tra le molecole di solvente sono sostituite dalle interazioni soluto-solvente


Solubilità e miscibilità

L’etanolo si scioglie in acqua, ma non nella benzina. I liquidi solubili l’uno nell’altro si dicono miscibili. Sebbene l’etanolo si sciolga in acqua in tutte le proporzioni, sia la benzina che il tetracloruro di carbonio sono insolubili in acqua. I liquidi insolubili l’uno nell’altro si dicono immiscibili.

Anche i gas si disciolgono in molti liquidi. Una soluzione di ammoniaca in acqua è comunemente impiegata come detergente domestico.

I gas si disciolgono anche nei solidi. Ad esempio, l’idrogeno è solubile nel platino. Un solido può formare una soluzione solida con un altro solido.

I solventi più familiari sono i liquidi. Molte sostanze solide si disciolgono nei liquidi. Ad esempio, il cloruro di sodio si discioglie in acqua. I sali allo stato solido hanno reticoli di tipo ionico, e sono quasi tutti elettroliti forti. Sciogliendo un sale in acqua, gli anioni ed i cationi si idratano.

Nel processo di dissoluzione di Na+Cl- in acqua, gli ioni Na+ e Cl- sono completamente circondati da molecole di acqua. Fonte: lezioni del Prof. Ali, Southeast Missouri State University

Nel processo di dissoluzione di Na+Cl- in acqua, gli ioni Na+ e Cl- sono completamente circondati da molecole di acqua. Fonte: lezioni del Prof. Ali, Southeast Missouri State University


Solubilità e temperatura

La temperatura ha una diversa influenza sulla solubilità per diverse coppie soluto-solvente. Nella maggior parte dei casi un aumento di temperatura determina un aumento della solubilità. In altri casi si può osservare un effetto opposto, oppure nessun effetto. Ciò è da mettere in relazione alla natura del processo di dissoluzione, ed al principio dell’equilibrio mobile. L’espressione matematica che lega solubilità e temperatura è del tipo:

Cs= Co e-B/T

in cui Cs indica la concentrazione della soluzione satura, T la temperatura assoluta, e Co e B sono costanti rispetto alla temperatura. Il valore di B è in relazione con il calore sviluppato o assorbito nel processo di dissoluzione. Consideriamo un sistema costituito da una soluzione satura. Se il processo di dissoluzione è endotermico (B ha un valore positivo), il sistema si oppone ad un aumento di temperatura facendo sciogliere altro soluto al fine di ristabilire la condizione di equilibrio. Pertanto, per un processo endotermico, la solubilità aumenta all’aumentare della temperatura. Se il processo di dissoluzione è invece esotermico (B ha un valore negativo), il sistema si oppone all’aumento di temperatura trasformando parte del soluto disciolto, in soluto indisciolto. La solubilità diminuisce all’aumentare della temperatura.

Solubilità di alcuni solidi in acqua in funzione della temperatura. Fonte: lezioni del Prof. Ali, Southeast Missouri State University

Solubilità di alcuni solidi in acqua in funzione della temperatura. Fonte: lezioni del Prof. Ali, Southeast Missouri State University


Preparazione di soluzioni

La preparazione di soluzioni a concentrazione definita, a partire da un soluto allo stato solido, è solitamente effettuata attraverso le seguenti fasi, come mostrato in figura.

  • Si trasferisce una massa nota di un soluto in un recipiente graduato. Il recipiente mostrato in figura è il matraccio.
  • Si aggiungono piccole porzioni di solvente per sciogliere il soluto, agitando per favorire la dissoluzione.
  • Quindi si aggiunge solvente fino a che il menisco del liquido sia tangente alla tacca di calibrazione.
  • Infine si mescola la soluzione ottenuta, per renderla omogenea.
Le diverse fasi di preparazione di una soluzione

Le diverse fasi di preparazione di una soluzione


Soluzioni e concentrazione: esempio 1

1.35 L di una soluzione contengono 127 g di C2H5OH.
Calcolare la molarità.

Si calcolano le moli di soluto corrispondenti alla massa in grammi:

Massa molare C2H5OH = 46.07 g / mol

n C2H5OH = 127 g / 46.07 g mol-1 = 2.76 mol

Note le moli ed il volume, si determina la molarità

M = n/V

[C2H5OH] = 2.76 mol / 1.35 L = 2.04 M

Soluzioni e concentrazione: esempio 2

In che volume sono contenute 0.0525 moli di acido cloridrico, sapendo che [HCl] = 0.693 M?

Una soluzione 0.693 M contiene 0.693 mol di soluto in 1 L di solvente.

Si calcola, quindi, il volume di soluzione contenente 0.0525 moli:

1 L : 0.693 mol = x (L) : 0.0525 mol
x = 0.0525 mol x 1 L / 0.693 mol = 0.0758 L

Oppure: M = n / V da cui V = n / M
V = 0.0525 mol / 0.693 mol L-1 = 0.0758 L

Soluzioni e concentrazione: esempio 3

Calcolare quanti grammi di NaOH sono necessari per preparare 1.00 L di una soluzione 0.100 M di NaOH.

Si calcolano le moli di soluto necessarie: n = V x M

0.100 mol/L x 1.00 L = 0.100 mol di NaOH

Dalle moli si determina, attraverso la massa molare, la quantità in grammi corrispondente:

Massa molare NaOH 40.0 g mol-1

0.100 mol x 40.0 g mol-1 = 4.00 g

Soluzioni e concentrazione: esempio 4

Mescolando 3.65 L di NaCl 0.105 M con 5.11 L di NaCl 0.162 M, quale sarà la concentrazione finale di NaCl?

Si calcola il volume totale della soluzione di NaCl:
VT= (3.65 + 5.11) L = 8.76 L

Si calcolano le moli di soluto contenute in ciascuna soluzione:
n1NaCl = M1 x V1 = 0.105 mol L-1 x 3.65 L = 0.383 mol
n2NaCl = M2 x V2 = 0.162 mol L-1 x 5.11 L = 0.828 mol

Le moli totali di NaCl saranno:
nTotNaCl = 0.383 + 0.828 = 1.211 mol

Dalle moli si determina la molarità della soluzione di NaCl:
[NaCl] = 1.211 mol / 8.76 L = 0.138 M

Soluzioni e concentrazione: esempio 5

Calcolare la massa di nitrato di potassio che deve essere aggiunta a 250 g di acqua per preparare una soluzione 0.200 m di KNO3.

Una soluzione 0.200 m contiene 0.200 mol di soluto in 1 kg di solvente.

Quindi occorrono:

0.200 mol / kg x 0.250 kg = 0.0500 mol di KNO3

0.0500 mol x 101.1 g/mol = 5.06 g KNO3

Soluzioni e concentrazione: esempio 6

Calcolare la molarità di una soluzione al 14.0% in massa di NaOH, sapendo che la sua densità è 1.15 g/ml.

Una soluzione al 14.0 % in massa contiene 14.0 g di NaOH in 100.0 g di soluzione.

n = g/massa molare

Massa molare NaOH = 40.0 g/mol
n = 14.0 g/40.0 g mol-1 = 0.350 mol
La massa della soluzione è in relazione al volume tramite la densità:

V = 100.0 g/1.15 g mL-1 = 86.9 mL = 0.0869 L

M = 0.350 mol / 0.0869 L = 4.03 M

Soluzioni e concentrazione: esempio 7

La densità di una soluzione di H2SO4 al 96.4% in massa è 1.835 g mL-1. Calcolare il volume della soluzione che contiene 1.0 mol dell’acido.

1 L di soluzione ha massa pari a :

1000 mL x 1.835g mL-1 = 1835 g

H2SO4 costituisce solo il 96.4% di questa massa, si calcolano quindi i corrispondenti grammi:

1835 g x 0.964 = 1769 g di H2SO4

corrispondenti a:

1769 g / 98.08 g mol-1 = 18.03 mol di H2SO4

La molarità della soluzione in esame è pari a 18.03 M.
Nota la molarità, si può calcolare il volume di soluzione contemente 1.0 mol di acido:

M = n / V da cui V = n / M
V = 1.0 mol / 18.03 mol L-1 = 0.055 L

Soluzioni e concentrazione: esempio 8

Una soluzione acquosa di HBr al 48.0% in massa ha densità 1.488 g mL-1. Calcolare la concentrazione molare e molale della soluzione.

Massa molare HBr: 80.908 g mol-1
100 g di soluzione contengono 48.0 g di HBr
moli HBr 48.0 g / 80.908 g mol-1 = 0.593 mol

100 g di soluzione occupano un volume di
100 g / 1.488 g mL-1= 67.20 mL

M = n / V = 0.593 mol / 0.06720 L= 8.82 M

Per calcolare la molalità bisogna ricavare la massa del solvente:
massa solvente = massa soluzione – massa soluto
g solvente = 100 g (soluzione) – 48.0 g (soluto) = 52.0 g di acqua
M = n / Kg = 0.0593 mol / 0.0520 Kg= 11.4 m

La soluzione in esame ha concentrazione 8.82 M e 11.4 m.

Soluzioni e concentrazione: esempio 9

Una soluzione acquosa di KOH al 35.9% in massa ha densità 1.357 g mL-1. Calcolare la concentrazione molare e molale della soluzione.

Massa formula KOH: 56.109 g mol-1
100 g di soluzione contengono 35.9 g di KOH
moli KOH 35.9 g / 56.109 g mol-1 = 0.640 mol

100 g di soluzione occupano un volume di:
100 g / 1.357 g mL-1= 73.7 mL

M= n / V = 0.640 mol / 0.0737 L= 8.68 M

Per calcolare la molalità bisogna ricavare la massa del solvente:
massa solvente = massa soluzione – massa soluto
g solvente = 100 g (soluzione) – 35.9 g (soluto) = 64.1 g di acqua
M = n / Kg = 0.0640 mol / 0.0641 Kg= 9.98 m

La soluzione in esame ha concentrazione 8.68 M e 9.98 m.

Soluzioni e concentrazione: esempio 10

Calcolare quanti grammi di acqua e quanti grammi di acido acetico (CH3COOH) devono essere mescolati per preparare 250 g di una soluzione al 20% in massa di acido acetico. Quale sarà la molalità della soluzione?
x= g di acido acetico
y= g di acqua

\left\{\begin{array}{ll}x + y= 250 g \\ \\ x /250 = 0.20 \Rightarrow x= 0.20 \times 250 = 50 g\end{array}\right

y = (250 – 50) g= 200 g

x = g di acido acetico = 50 g
y = g di acqua = 200 g

La soluzione è preparata mescolando 50 g di acido acetico e 200 g di acqua.

Soluzioni e concentrazione: esempio 10 (segue)

250 g di soluzione al 20% in massa contengono
50 g di acido acetico e 200 g di acqua.

Massa molare CH3COOH = 60 g mol-1

nCH3COOH = 50 g / 60 g mol-1= 0.833 mol
m = 0.833 mol / 0.200 kg = 4.16

Soluzioni e concentrazione: esempio 11

Calcolare le frazioni molari di una soluzione acquosa di acido solforico (H2SO4) 1.90 m.

La frazione molare di H2SO4 è:

x H2SO4 = nH2SO4 / nt
nt = nH2SO4 + nH2O

Una soluzione 1.90 m contiene 1.90 mol di H2SO4 in 1000 g di H2O.
nH2O= 1000 g / 18.015 g mol-1= 55.55 mol
nH2SO4= 1.90 mol
nt= nH2SO4 + nH2O =1.90 + 55.55= 57.45 mol
x H2SO4 = nH2SO4 / nt = 1.90 mol / 57.45 mol = 0.0331
x H2O = 1- X H2SO4= 1 – 0.0331= 0.9669

oppure

X H2O = nH2O / nt = 55.55 mol / 57.45 mol = 0.9669

Soluzioni e concentrazione: esempio 12

Una soluzione acquosa di CrCl3 ha una concentrazione 0.015 M. Quante moli di ioni totali sono contenute in 1.70 L di tale soluzione?

nCrCl3 = M x V = 0.015 mol L-1 x 1.70 L = 0.026 mol
nCr3+ = nCrCl3 = 0.026 mol
nCl- = 3 x nCrCl3 = 3 x 0.026 mol = 0.078
ntotali (ioni) = 0.026 mol + 0.078 mol = 0.104 mol

Soluzioni e diluizione

Molto spesso in laboratorio si devono preparare soluzioni ad una determinata concentrazione a partire da soluzioni più concentrate: si effettua cioè una diluizione.

La diluizione consiste nel diminuire la concentrazione di una soluzione, per aggiunta di volume di solvente. Quando una soluzione è diluita il numero totale di moli di soluto rimane inalterato, mentre diminuisce la concentrazione.
Quindi, indicando con nc il numero di moli di soluto della soluzione concentrata e nd il numero di moli di soluto nella soluzione diluita, vale la relazione

nc = nd

Nei problemi relativi al calcolo dei volumi di soluzione da diluire, nota la molarità, vale quindi la relazione

Mc x Vc = Md x Vd

Nel processo di diluizione lo stesso numero di molecole di soluto si trova in un volume maggiore. A) soluzione prima della diluizione; B) soluzione dopo la diluizione. Fonte: Atkins & Jones, Principi di Chimica, Zanichelli e ridisegnata da Flavia Nastri

Nel processo di diluizione lo stesso numero di molecole di soluto si trova in un volume maggiore. A) soluzione prima della diluizione; B) soluzione dopo la diluizione. Fonte: Atkins & Jones, Principi di Chimica, Zanichelli e ridisegnata da Flavia Nastri


Soluzioni e diluizioni: esempio 1

Si desidera preparare 40.0 mL di una soluzione di KMnO4 1.95×10-3 M. Quanti ml di una soluzione 0.100 M bisogna prelevare e quanta acqua bisogna aggiungere?

Si calcolano le moli di soluto, dalla relazione:

M = n / V da cui n = M x V

ndKMnO4 = M x V = 1.95 x 10-3 mol L-1 x 0.0400 L = 7.80 x 10-3 mol
VcKMnO4 = n / M = 7.80 x 10-3 mol / 0.100 mol L-1 = 7.80 x 10-4 L = 0.780 mL

NELL’IPOTESI DI VOLUMI ADDITIVI

VH2O= VT – VcKMnO4 = (40.0 – 0.780) mL = 39.2 mL (acqua da aggiungere)

Soluzioni e diluizioni: esempio 1 (segue)

USANDO L’ESPRESSIONE

nconc= ndil

Mconc x Vconc = Mdil x Vdil

0.100 mol L-1 x Vconc= 1.95 x 10-3 mol L-1 x 0.0400 L

VConc = 1.95 x 10-3 mol L-1 x 0.0400 L / 0.100 mol L-1VConc = 0.780 mL

VH2O= 40.0 mL – 0.780 mL = 39.2 mL

Conoscenze ed abilità acquisite

Al termine di questa lezione lo studente dovrebbe essere capace di:

  • Definire cosa si intende per soluzione e perché esse sono importanti in chimica.
  • Definire il concetto di solubilità
  • Esprimere e calcolare la concentrazione delle soluzioni in molarità, molalità, frazione molare e percentuale in massa
  • Effettuare conversione, in entrambe le direzioni, tra due qualsiasi unità di concentrazione, ad esempio da molarità a frazione molare e vice versa.
  • Descrivere la preparazione di soluzioni a concentrazione nota.
  • Descrivere il concetto di diluizione.
  • Descrivere come si può preparare un determinato volume di soluzione ad una determinata concentrazione (molarità, molalità o percento in massa) a partire da una soluzione più concentrata.
  • Calcolare la concentrazione di una soluzione preparata per mescolamento usando volumi noti di due soluzioni le cui concentrazioni sono espresse nelle stesse unità.
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