I ° Percorso Didattico Dissociazione ionica- soluzioni Università degli Studi di Perugia Facoltà di Scienze MM. FF. NN. Piano Lauree Scientifiche I ° Percorso Didattico Dissociazione ionica- soluzioni Prof. Raimondo Germani Dipartimento di Chimica, Università di Perugia

Dissociazione Ionica

Dissociazione Ionica Un elettrolita è un soluto che in mezzo acquoso si dissocia in ioni per solvatazione da parte delle molecole di acqua. Il catione e l’anione formatosi per dissociazione sono indipendenti l’uno dall’altro e liberi di muoversi in un campo elettrico migrando rispettivamente verso il catodo e l’anodo. Gli elettroliti possono essere suddivisi in deboli o forti: Elettroliti deboli sono quelle sostanze che subiscono una parziale dissociazione, cioè in soluzione oltre alle specie ioniche sono presenti anche le specie neutre. Elettroliti forti sono quelle sostanze che subiscono una completa dissociazione, cioè in soluzione sono presenti quasi esclusivamente specie ioniche. Per stabilire quantitativamente il carattere ionico di un sale, e quindi il suo grado di dissociazione, si può appunto valutare la conduttività della soluzione contenente un determinato sale. Un metodo visivo molto semplice di verificare se un sale ha carattere ionico, e quindi si dissocia in acqua in ioni, è quello di sfruttare la variazione di colore che si può manifestare tra il sale in fase solida e il colore della risultante soluzione acquosa contenente gli ioni liberi.

Dissociazione Ionica CuSO45H2O I sali rameici (Cu++) di diversi anioni in forma idrata o anidra presentano diversi colori; ad esempio, il solfato di rame è turchese in forma pentaidrata e bianco in forma anidra, il cloruro rameico è marrone scuro in forma anidra e verde in forma diidrata, il bromuro rameico anidro è quasi nero. Le diverse colorazioni sono legate alla diversa natura degli anioni, alla presenza di molecole di acqua di cristallizzazione e alla loro diversa disposizione spaziale attorno agli ioni Cu++ nella struttura cristallina del solido (sfera di coordinazione). CuCl2 2H2O CuBr2 Cu(CH3COO)2H2O CuCl2

Ione Rameico Cu(II) Cu(H2O)62+ Cu(H2O)6 2+ Quando i vari sali solidi contenenti ioni rameici Cu++ sono aggiunti all’acqua, quelli aventi un forte carattere ionico prima si solubilizzano e poi si dissociano in ioni liberando gli ioni rameici Cu++ attorniati solo da molecole di acqua ed indipendenti dall’anione (X-) del sale di partenza. Lo ione Cu++ in acqua sarà solvatato (coordinato) da sei molecole di acqua, nella prima sfera di solvatazione, dando origine ad uno ione acqua-complesso a struttura ottaedrica (bipiramide a base quadrata) che è responsabile della colorazione della soluzione di celeste Cu(H2O)62+. Cu(H2O)62+ Soluzione acquosa di ioni rameici Cu(H2O)6 2+ Sfera di coordinazione ottaedrica

Procedura Materiale occorrente: Diversi sali rameici come ad esempio: Cloruro rameico diidrato CuCl22H2O; Solfato rameico pentaidrato CuSO4 5H2O ed anidro; Acetato rameico diidrato Cu(CH3COO)22H2O; Bromuro rameico anidro CuBr2 o Cloruro rameico CuCl2; Carbonato rameico CuCO3 idrato; Nitrato rameico Cu(NO3)2 idrato; Acqua distillata o demineralizzata; Provette di vetro munite di tappo, spatole per prendere i solidi. ATTENZIONE: Tutti i sali di rame sono potenzialmente pericolosi se ingeriti, se si viene a contatto con le soluzioni acquose dei sali lavare la parte con abbondante acqua.

Procedura In diverse provette, munite di tappo a vite, una per ogni sale rameico che si vuole testare, accuratamente pulita, si introduce una quantità di sale rameico tale da avere una concentrazione finale di ioni Cu+2 circa 0,1 M (questo per avere in tutte le provette circa la stessa intensità di colore) in maniera molto qualitativa si può introdurre una punta di spatolata di solido per ogni sale di rame. I solidi contenuti nelle provette avranno colori diversi per i motivi detti prima. CuSO4 CuBr2 CuCO3 Cu(NO3)2 Cu(CH3COO)2 CuCl2 Aggiungere quindi alle provette 510 ml di acqua distillata (cercare di avere lo stesso volume su tutte le provette).

Procedura Le soluzioni acquose risultanti per i vari sali rameici si presenteranno tutte colorate in azzurro chiaro, eccetto la provetta contenete il carbonato di rame (CuCO3) che, essendo poco solubile, resterà quasi tutto indisciolto come corpo di fondo. Nel caso del sale CuCl2 anidro si può osservare alcune variazioni cromatiche. Aggiungendo al solido solo alcune gocce di acqua il solido diventa verde neon, continuando ad aggiungere acqua la soluzione è inizialmente verde, poi diventa celeste come tutte le altre soluzioni. La diluizione della soluzione riduce la capacità dell’anione cloruro di complessare lo ione rameico.

Soluzioni Solvente: acqua Una soluzione è una miscela microscopicamente omogenea di due o più sostanze (gassose, liquide o solide). In una soluzione, il materiale presente in maggiore quantità è definito solvente e quello in minore quantità soluto. Che cosa vuol dire che una sostanza è solubile in un'altra? Significa che le molecole del soluto si separano fra loro e si disperdono fra quelle del solvente in maniera perfettamente omogenea (il sistema risulta fisicamente e chimicamente omogeneo). Solvente: acqua Invece, le sostanze insolubili si mantengono unite e le loro molecole non si disperdono nel solvente. Il solvente e il soluto possono appartenere ai tre diversi stati della materia. Esempio di soluzioni allo stato solido sono le leghe metalliche, quali l'acciaio (Fe + C), l'ottone (Cu + Zn), il bronzo (Cu + Sn). I gas sono tutti solubili fra di loro. Esistono anche soluzioni di gas in liquidi. Per esempio, l'anidride carbonica si scioglie in acqua entro certi limiti dando origine alle ben note bevande frizzanti. Soluto

Soluzioni: Categorie SOLUTO SOLVENTE ESEMPIO Gas Gas aria (azoto, ossigeno, anidride carbonica) Liquido Gas aria umida (vapor d'acqua in aria) Solido Gas pulviscolo atmosferico (smog) Gas Liquido CO2 in acqua (acqua gassata) Liquido Liquido vino (acqua + alcool) Solido Liquido acqua marina (sale in acqua) Gas Solido gas in silicati (pietra pomice) Liquido Solido leghe dentarie (mercurio e cadmio) Solido Solido leghe metalliche (acciaio, bronzo, peltro)

Miscugli & Colloidi COLLOIDI La distinzione tra una soluzione, un colloide ed un miscuglio si basa sulle dimensioni delle particelle presenti nel sistema. Per convenzione, un colloide è una dispersione di particelle di dimensioni comprese fra 0,2 e 0,002 µm (micron = 10-6 metri). Se le particelle sono più grandi di 0,2 µm, si ha un miscuglio, se sono più piccole di 0,002 µm, si ha una soluzione. In generale i componenti di una soluzione colloidale sono formati da aggregati di molecole, mentre i componenti di una soluzione sono molecole singole. Però, se queste molecole sono abbastanza grandi, come capita nel caso di molte macromolecole (es. proteine, enzimi), la loro soluzione formerà un colloide. Quindi, il criterio di distinzione fra colloidi e soluzioni non può essere la presenza o meno di molecole singole, ma la dimensione delle particelle che le compongono MISCUGLI COLLOIDI SOLUZIONI particelle grandi particelle medie particelle piccole > 0,2 µm 0,2 - 0,002 µm < 0,002 µm

Colloidi La parola colloide richiama alla mente soprattutto sostanze dalla consistenza simile a quella di una colla, la cui fase disperdente (soluto) è quindi liquida. Non va dimenticato però che sono colloidi anche sostanze quali i fumi e gli aerosol. A seconda della fase disperdente, i colloidi si distinguono in sospensioni gassose, liquide, solide. Sospensioni gassose, o aerosol, sono i fumi e le nebbie. I fumi sono sospensioni di particelle solide in un gas. Le nebbie sono sospensioni di particelle liquide in un gas. Sospensioni liquide sono i sol, i gels, le emulsioni, le schiume. Sospensioni solide sono le rocce petrolifere, la pietra pomice. CATEGORIE DI COLLOIDI FASE  DISPERSA FASE  DISPERDENTE NOME ESEMPIO Solido Gas Fumo Aerosol Fumo Liquido Gas Nebbia  Aerosol Nebbia Solido Liquido Sol, Gel Vernice, Gelatina Liquido Liquido Emulsione Latte Gas Liquido Schiuma Schiuma birra Solido Solido Sospensione solida Ametista Liquido Solido Emulsione solida Rocce petrolifere Gas Solido Schiuma solida Pietra pomice

Colloidi I sistemi colloidali sono caratterizzati da un elevato rapporto area/volume fra la superficie delle particelle e il loro volume. Detto in altri termini, poiché nei colloidi la quantità di particelle disperse è molto grande, la loro superficie complessiva è anch'essa molto grande e di conseguenza l'interazione fra le due fasi è importante. Per esempio, un cubo di 1 cm di lato ha una superficie di 6 cm2, il materiale dello stesso cubo ridotto a cubetti di 0,002 µm ha una superficie di 3.000 m2 a causa della grande superficie di contatto fra le due fasi.

Zolfo Lo zolfo è un elemento molto diffuso in natura. È presente sotto forma di zolfo elementare, come idrogeno solforato (H2S), come anidride solforosa (SO2) e solforica (SO3) o sotto forma di solfuri e solfati in molti minerali. Lo zolfo, in tutte le tre fasi, è presente in diverse forme allotropiche. In queste modificazioni gli atomi di zolfo danno origine a molecole cicliche o a catene con diverso numero d’atomi. La distinzione tra una vera soluzione e una soluzione colloidale è normalmente fatta in base alle dimensioni delle particelle presenti. Pur essendo le particelle colloidali in generale troppo piccole perché siano trattenute dalla carta da filtro o per essere visibili al microscopio ottico, la loro presenza può essere messa in evidenza con mezzi ottici. Una proprietà dei sistemi colloidali è quella di diffondere la luce. Questo effetto, detto effetto Tyndall, somiglia per qualche aspetto alla fluorescenza, ma i due fenomeni hanno origini fisiche totalmente differenti. L’esperienza proposta, di facile esecuzione, permette di realizzare un semplice sistema colloidale a partire dallo zolfo e, di verificare l’effetto di diffusione della luce.

Procedura Materiale occorrente: Zolfo in polvere (reperibile presso i negozi di giardinaggio); Alcol etilico al 95%; Acqua distillata o deionizzata; Latte; Alcune provette, un imbutino e della carta da filtro; Un puntatore laser. ATTENZIONE: L’alcool etilico è un solvente infiammabile, durante le operazioni stare lontani da fiamme o da corpi incandescenti.

Procedura Colloide di zolfo Sospendere lo zolfo in polvere, circa una punta di spatola, in 10-20 ml di etanolo 95%. Agitare il contenitore per alcuni minuti, quindi filtrare la sospensione direttamente in una provetta o altro contenitore contenente 15-20 ml d’acqua, raccogliendo alcune gocce della soluzione etanolica. Avvicinando la provetta ad una fonte di luce come una semplice lampadina, si osserverà il fenomeno della dispersione della luce. Se la dispersione non si osserva aggiungere altre gocce finché il fenomeno non è ben visibile L’esperimento avrebbe un risultato più appariscente, se si avesse la possibilità di illuminare il contenitore con un fascio di luce (fascio laser di un puntatore), in una stanza buia. In questo caso, per il fenomeno della diffusione, il contenitore sembrerebbe avere luce propria diffondendola nella stanza.

Procedura Colloide di latte Una sospensione colloidale si può fare anche molto semplicemente utilizzando del latte. Riempire un beaker da 200 ml o un bicchiere fino a ¾ di acqua ed aggiungere 1-2 gocce di latte. Tutta l’acqua contenuta nel bicchiere diventerà immediatamente lattescente. Avvicinando al bicchiere una fonte di luce come una torcia, si osserverà il fenomeno della dispersione della luce. Il latte è una emulsione (una sospensione colloide) di micro-goccioline (20-30 m) di grasso disperse in una soluzione acquosa. Le micro-gocciline sono dovute alle micelle formate dall’aggregazione di diversi monomeri proteici di caseina che associano e disperdono il materiale lipofilo nel mezzo acquoso. Nel latte sono presenti diverse caseine che rappresentano circa 80% in peso delle proteine totali presenti nel latte. In condizioni normali tale sospensione è stabile poiché i vari aggregati di caseina sono carichi negativamente e si respingono elettrostaticamente, evitando la loro fusione e precipitazione.

Concetti ed Aspetti Correlati ZOLFO E SUO CHIMISMO FORME ALLOTROPICHE SOLUZIONI E SOSPENSIONI SISTEMI COLLOIDALI STABILITÀ SISTEMI COLLOIDALI PROPRIETÀ DEI COLLOIDI EFFETTO TYNDALL Effetto Tyndall