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Concentrazione Chimica Le Soluzioni Sistema omogeneo che contiene due o più sostanze solventesoluto Molarità (M) mol L -1 [A] = moli di soluto A litri.

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1 Concentrazione Chimica Le Soluzioni Sistema omogeneo che contiene due o più sostanze solventesoluto Molarità (M) mol L -1 [A] = moli di soluto A litri di soluzione Molalità (m) mol Kg -3 m = moli di soluto chilogrammi di solvente Percentuale in peso (% p/p o v/v) % p/p (v/v) = massa (volume)di soluto massa (volume) di soluzione Frazione molare ( ) A = moli del componente A moli totali di tutti i componenti Parti per milione (ppm) ppm = massa di sostanza massa del campione x 100 x 10 6

2 È la quantità massima di sostanza che può sciogliersi in un dato solvente. La solubilità è generalmente espressa in moli/L o in g/L. Composti solubili Composti solubilis > 10 g /L Composti insolubili Composti insolubili s < 1 g /L Le Soluzioni Solubilità e Miscibilità Solvente + SolutoSoluzione SATURASoluzione INSATURA Quando soluto e solvente sono liquidi, si parla di MISCIBILITÀ

3 Composti solubili Composti solubilis > 0.1 mol/L Composti insolubili Composti insolubili s < 0.1 mol/L NaCl (s) Na + (aq) + Cl - (aq) Pb(NO 3 ) 2(s) Pb 2+ (aq) + 2 NO 3 - (aq) BaCO 3(s) Ba 2+ (aq) + CO 3 2- (aq) Pb(OH) 2(s) Pb 2+ (aq) + 2 OH - (aq) Le Soluzioni Solubilità degli elettroliti NO 3 - Cl - SO 4 2- CO 3 2- OH - S 2- Elettroliti Forti: sono completamente dissociati in H 2 O Elettroliti Deboli: sono parzialmente dissociati in H 2 O Quando si indica la concentrazione della soluzione si fa riferimento a Ca Conc. Formale% Dissoc

4 Le Soluzioni Fattori che influenzano la solubilità Il simile scioglie il suo simile Solvente Covalente Polare o Ionico: CH 3 OH, H 2 O, etc. Soluti Covalenti Polari o Ionici: Acidi, Sali, etc. Solvente Covalente Apolare: CHCl 3, Idrocarburi, etc. Soluti Covalenti Apolari: Composti organici Forze Intermolecolari Solvente Forze Intermolecolari Soluto (Energia Reticolare) Calore di Solvatazione Calore di Solubilizzazione Endotermica Esotermica Fattori Entalpici Fattori Entropici Perdita ordine molecolare del Soluto e del Solvente Formazione legami intermolecolari Soluto-Solvente G = H-T S Entropia di Solubilizzazione

5 Reazioni in soluzione acquosa In soluzione acquosa, si verificherà una reazione chimica fra due o più elettroliti se le combinazioni degli ioni che da essi derivano formano: un sale insolubile un elettrolita debole un gas Quando è possibile prevedere una reazione chimica fra due o più specie ? Criterio : Le reazioni possono essere: 1 – di precipitazione 2 – acido-base 3 – di metatesi 4 - di ossidoriduzione (redox) fra un ossidante ed un riducente

6 Solubilità dei composti chimici Sono solubili: 1.I sali dei metalli alcalini e dello ione ammonio (NH 4 + ). 2.I nitriti, nitrati, clorati, perclorati ed acetati. (L'acetato di Ag + ed il perclorato di K + sono moderatamente solubili). 3.Gli alogenuri, con eccezione dei sali di Pb 2+, Ag + ed Hg 2 2+ ; PbCl 2 é debolmente solubile. 4.I solfati;i solfati di Ca 2+ ed Ag + sono moderatamente solubili; i solfati di Sr 2+, Ba 2+, Pb 2+,ed Hg 2 2+ sono insolubili. Sono insolubili (Eccetto i sali del precedente punto 1): 1.I carbonati, cromati e fosfati. 2.I solfuri; tranne i sali dei metalli alcalini e alcalino-terrosi. 3.Gli idrossidi sono generalmente insolubili eccetto quelli dei metalli alcalini che sono solubili. Gli idrossidi di Ca 2+, Sr 2+ e Ba 2+ sono moderatamente solubili. 4.Tutti gli ossidi dei metalli eccetto quelli dei metalli di alcalini e di Ca 2+, Sr 2+ e Ba 2+ sono insolubili. Gli ossidi dei metalli, quando si sciolgono, reagiscono con l'acqua per formare idrossidi, per esempio: CaO + H 2 O Ca OH -

7 EElettroliti forti: Acidi forti es. HCl, HBr, HI, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4. Basi forti es. gli idrossidi alcalini ed alcalino terrosi. Sali la maggior parte dei sali inorganici ed organici. EElettroliti deboli La grande maggioranza di acidi e basi inorganici ed organici. Gli alogenuri e i cianuri di metalli pesanti, per es. Pb ed Hg, sono spesso elettroliti deboli NNon-elettroliti acqua. La grande maggioranza dei composti organici. Elettroliti

8 Sviluppo di gas CO 2 CO H + H 2 CO 3 CO 2(g) + H 2 O Carbonati, bicarbonati H 2 SS H + H 2 S (g) Solfuri, purché non estremamente insolubili SO 2 SO H + H 2 SO 3 SO 2(g) + H 2 O Solfiti, bisolfiti NO, NO 2 2NO H + 2HNO 2 H 2 O + NO (g) + NO 2(g) Nitriti colore bruno 3HNO 2 H 2 O + 2NO (g) + HNO 3 (aq) NH 3 NH OH - NH 3(g) + H 2 O Sali di ammonio

9 Gas poco solubili:N 2 (0.015)H 2 (0.018) CO (0.023)O 2 (0.031) Gas abbastanza solubiliCO 2 (0.88)Cl 2 (2.0) H 2 S (2.58) Gas molto solubili:SO 2 (39.4)HCl (475) NH 3 (700) Gas in soluzione acquosa SOLUBILITÁ IN ACQUA DEI GAS PIÚ COMUNI (Litri di gas/litro di H 2 O) a 20°C

10 CuCl 2(aq) + NaOH (aq) Cu Cl - + Na + + OH - Cu(OH) 2 idrossido insolubile 1) Dissociazione elettrolitica 2) Individuazione prodotto insolubile 3) Individuazione ioni spettatori Na +, Cl - 4) Bilanciamento di massa e carica Cu OH - Cu(OH) 2 Reazioni in soluzione acquosa

11 NH 4 NO 3(aq) + NaCl (aq) NH NO Na + + Cl - Nessuno ! 1) Dissociazione elettrolitica 2) Individuazione prodotto insolubile Reazioni in soluzione acquosa Le possibile combinazioni (NH 4 NO 3, NH 4 Cl, NaNO 3, NaCl) non corrispondono a composti insolubili, ad elettroliti deboli, non sviluppano gas Le possibile combinazioni (NH 4 NO 3, NH 4 Cl, NaNO 3, NaCl) non corrispondono a composti insolubili, ad elettroliti deboli, non sviluppano gas

12 HCl (aq) + CH 3 COOK (aq) H + + Cl - + CH 3 COO - + K + CH 3 COOH 1) Dissociazione elettrolitica 2) Individuazione elettrolita debole 3) Individuazione ioni spettatori K +, Cl - 4) Bilanciamento di massa e carica Reazioni in soluzione acquosa H + + CH 3 COO - CH 3 COOH

13 HCl (aq) + NaOH (aq) H + + Cl - + Na + + OH - H2OH2O 1) Dissociazione elettrolitica 2) Individuazione elettrolita debole 3) Individuazione ioni spettatori Na +, Cl - 4) Bilanciamento di massa e carica H + + OH - H 2 O Reazioni in soluzione acquosa

14 Na 2 CO 3(aq) + HCl (aq) 2 Na + + CO H + + Cl - H 2 CO 3 CO 2 + H 2 O 1) Dissociazione elettrolitica 2) Formazione di un gas 3) Individuazione ioni spettatori Na +, Cl - 4) Bilanciamento di massa e carica CO H + CO 2 + H 2 O Reazioni in soluzione acquosa

15 Composti insolubili Composti insolubili s < 0.1 mol/L Solubilità Solubilità: è la quantità massima di sale che può sciogliersi in una soluzione acquosa. La solubilità è espressa in moli/L. Equilibri di precipitazione Composti solubili Composti solubilis > 0.1 mol/L NaCl (s) Na + (aq) + Cl - (aq) Pb(NO 3 ) 2(s) Pb 2+ (aq) + 2 NO 3 - (aq) BaSO 4(s) Ba 2+ (aq) + SO 4 2- (aq) PbCl 2(s) Pb 2+ (aq) + 2 Cl - (aq)

16 Equilibri di precipitazione In un sale insolubile il solido e i corrispondenti ioni in soluzione sono in equilibrio tra di loro: PbCl 2(s) Pb 2+ (aq) + 2 Cl - (aq) Kps = [Pb 2+ ] · [Cl - ] 2 Kps Kps: costante del prodotto di solubilità. Per un dato sistema ha un valore costante a t° = cost. (25°C)

17 Equilibri di precipitazione AgBr (s) Ag + (aq) + Br - (aq) Kps = [Ag + ] · [Br - ] = 5· Esempi: Fe(OH) 3 (s) Fe 3+ (aq) + 3 (OH) - (aq) Kps = [Fe 3+ ] · [OH - ] 3 = 3· Ca 3 (PO 4 ) 2 (s) 3 Ca 2+ (aq) + 2 (PO 4 ) 3- (aq) Kps = [Ca 2+ ] 3 · [(PO 4 ) 3- ] 2 = 1·10 -33

18 Equilibri di precipitazione In una soluzione satura di un sale insolubile, la concentrazione degli ioni allequilibrio può essere agevolmente calcolata dallespressione della Kps: Esempio: Esempio: Calcolare la concentrazione di Pb 2+ e di SO 4 2- allequilibrio, in una soluzione satura di PbSO 4, sapendo che Kps = 1.8· PbSO 4(s) Pb 2+ (aq) + SO 4 2- (aq) Kps = [Pb 2+ ] · [SO 4 2- ] = 1.8·10 -8 [Pb 2+ ] = [SO 4 2- ] = x x 2 = Kps = 1.8·10 -8 x = Kps = 1.34·10 -4

19 Equilibri di precipitazione In una soluzione satura di un sale insolubile, la concentrazione degli ioni allequilibrio non è altro che la sua solubilità in acqua: PbSO 4(s) Pb 2+ (aq) + SO 4 2- (aq) = Kps = 1.34·10 -4 = s [Pb 2+ ] = [SO 4 2- ] Più in generale per calcolare la solubilità di un sale occorre calcolare la concentrazione degli ioni provenienti dal sale, tenendo conto dei rapporti ponderali ovvero della stechiometria della reazione

20 Equilibri di precipitazione Esempio: Esempio: Calcolare la solubilità in acqua di BaF 2, sapendo che Kps = 1.8 · Esprimere la solubilità sia in moli/L che in g/L. BaF 2(s) Ba 2+ (aq) + 2 F - (aq) Kps = [Ba 2+ ] · [F - ] 2 = s ·(2s) 2 = 1.8·10 -7 [Ba 2+ ] = s[F - ] = 2s 4s 3 = Kps Per ogni mole di BaF 2 che si scioglie, si formano 1mole di Ba 2+ e due moli di F - : s = = 3.6·10 -3 Kps 4 3 mol/L Per trovare la solubilità in g/L: PM BaF 2 = g/mol s = 3.6·10 -3 mol/L · g/mol = 0.63 g/L

21 Dallespressione della costante del prodotto di solubilità è possibile calcolare la concentrazione di uno dei due ioni allequilibrio, nota la concentrazione dellaltro: Equilibri di precipitazione PbCl 2(s) Pb 2+ (aq) + 2 Cl - (aq) Kps = [Pb 2+ ] · [Cl - ] 2 = 1.7·10 -5 Esempio: Esempio: Calcolare la concentrazione di Pb 2+ allequilibrio, sapendo che la concentrazione di Cl - = 2.0·10 -2 M [Pb 2+ ] = = Kps [Cl - ] 2 1.7·10 -5 [2·10 -2 ] 2 = 4.25·10 -2

22 Equilibri di precipitazione Formazione di un precipitato I valori di Kps possono essere utilizzati per prevedere la formazione di un precipitato. Prodotto ionico: P = [Pb 2+ ] · [Cl - ] 2 PbCl 2(s) Pb 2+ (aq) + 2 Cl - (aq) Kps è una costante P può assumere qualunque valore

23 Equilibri di precipitazione P > Kpsformazione di un precipitato P < Kpsnon si forma precipitato P = Kpssiamo al punto di precipitazione

24 Equilibri di precipitazione Effetto dello ione comune PbCl 2(s) Pb 2+ (aq) + 2 Cl - (aq) La presenza di uno ione comune diminuisce la solubilità Esempio: Esempio: Calcolare la solubilità di PbCl 2 in acqua e in una soluzione 2.0·10 -2 M di KCl.

25 Equilibri di precipitazione Solubilizzazione dei precipitati Per portare in soluzione il precipitato di un sale insolubile occorre aggiungere un reagente in grado di sottrarre uno o entrambi gli ioni componenti. acido forte Un acido forte per sottrarre anioni basici agente complessante Un agente complessante per sottrarre cationi metallici

26 Equilibri di precipitazione Acido forte Fe(OH) 2(s) Fe 2+ (aq) + 2 OH - (aq) H2OH2O H+H+ 2H + (aq) + 2OH - (aq) 2H 2 O Fe(OH) 2(s) + 2H + (aq) Fe 2+ (aq) + 2H 2 O K = K 1 ·K 2 = Kps ·1/(K w ) 2 = 5·10 11 Kps Fe(OH) 2 = 5·10 -17

27 Equilibri di precipitazione Acido forte Tutti i carbonatiTutti i carbonati Molti solfuriMolti solfuri

28 Equilibri di precipitazione Formazione di complessi Lammoniaca e lidrossido di sodio vengono comunemente usati per sciogliere precipitati contenenti cationi che formano complessi stabili con questi due leganti: AgCl (s) Ag + (aq) + Cl - (aq) [Ag(NH 3 ) 2 ] + NH 3 Kps AgCl = 1.8 · K = K 1 ·K 2 = Kps ·K f = 3.1·10 -3 K f = 1.7 ·10 7


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