Solvente e soluto Concentrazione e modi di esprimerla Solubilità (solidi, liquidi e gas)

1. Soluzioni e proprietà colligative • Solvente e soluto • Concentrazione e modi di esprimerla • Solubilità (solidi, liquidi e gas)

2. Una soluzione è una miscela omogenea di più composti chimici SOLUZIONI GASSOSE: le miscele gassose sono sempre omogenee e quindi formano sempre una soluzione SOLUZIONI LIQUIDE:si possono formare sciogliendo in un liquido, chiamato solvente, gas, solidi o altri liquidi. SOLUZIONI SOLIDE:sono abbastanza comuni: per esempio le leghe metalliche sono una miscela omogenea solida di più metalli. Ottone (Cu-Zn) Bronzo (Cu-Sn) Acciaio (Fe-C) Inox (Fe-Cr-C)

3. Soluzioni • Le soluzioni sono miscele omogenee di una sostanza, il soluto, in un'altra, il solvente (relativamente abbondante) • I chimici fanno avvenire la maggiore parte delle loro reazioni in soluzione perché in questo modo i reagenti sono mobili e possono entrare in contatto e reagire

4. Soluto B Soluto A Soluto C Solvente Solvente: Componente predominante Soluti: Componenti presenti in quantità minori

5. Misura della concentrazione Quando effettuiamo calcoli stechiometrici riguardanti reazioni che avvengono in soluzione, dobbiamo conoscere quante moli di un soluto sono presenti in un dato volume.

6. Percento in peso NaCl al 2% (p/p) Dire che una soluzione acquosa di NaCl è al 2% in peso significa che in 100 g della soluzione ci sono 2 g di NaCl (e 98 di acqua). 2 g NaCl + 98 g H2O

7. Percento in peso NaCl allo 0.9% (p/p) La soluzione fisiologica di NaCl ha una concentrazione dello 0.9% in peso. Questo significa che in 1 kg di soluzione sono contenuti 9 g di NaCl. 0,9 g NaCl + 99,1 g H2O

8. Percento in peso Saccarosio al 10% (p/p) In 1 kg di una soluzione acquosa di saccarosio al 10% sono contenuti 100 g di saccarosio. 10 g saccarosio + 90 g H2O

9. na Frazione molare di A = xa = na + nb + nc + ,,, + nz Frazione molare Per una soluzione costituita di na moli di A, nb moli di B, nc moli di C, …, nz moli di Z, si definisce frazione molare di un componente il rapporto fra il numero di moli di quel componente ed il numero totale di moli presenti nella miscela La somma delle frazioni molari è uguale a 1

10. 2 x= = 0.5 H2O 2 + 2 Frazione molare (esempio) Una soluzione è costituita da 36 g di acqua e 64 g di metanolo a) 36 g di acqua (PM 18) corrispondono a 2 moli di acqua b) 64 g di metanolo (PM 32) corrispondono a 2 moli dell’alcole La frazione molare dell’acqua si calcola come segue:

11. 0.1 xglucosio = = 0.000998 0.1 + 0.1 + 100 Frazione molare (esempio) Una soluzione è costituita da 18 g di glucosio e 18 g di fruttosio dissolti in 1800 g di acqua. a) 18 g di glucosio (PM 180) corrispondono a 0.1 moli dello zucchero b) 18 g di fruttosio (PM 180) corrispondono a 0.1 moli dello zucchero b) 1800 g di acqua (PM 18) corrispondono a 100 moli di acqua La frazione molare del glucosio si calcola come segue:

12. N. moli di soluto M = Volume di soluzione Molarità

13. Molarità 1 litro Glucosio 180.1272 g Dire che una soluzione di glucosio è 1M significa che in un litro di soluzione è dissolta una mole di glucosio. Soluzione 1M di glucosio Glucosio C6H12O6 PM glucosio : 6 x 12.0112 + 12 x 1.008 + 6 x 15,994 = 180.1272 In 1 litro di soluzione sono disciolti 180,1272 g di glucosio

14. Normalità N. equivalenti di soluto N = Volume di soluzione

15. HCl + NaOH  NaCl + H2O H2SO4 + 2 NaOH  Na2SO4 + 2H2O H3PO4 + 3 NaOH  Na3PO4 + 3H2O • Nella reazione con idrossido di sodio • 1 mole di H2SO4 è equivalente a 2 moli di HCl • 1 mole di H3PO4 è equivalente a 3 moli di HCl

16. HCl + NaOH  NaCl + H2O H2SO4 + 2 NaOH  Na2SO4 + 2H2O H3PO4 + 3 NaOH  Na3PO4 + 3H2O 1 mole di H2SO4 contiene 2 equivalenti dell’acido 1 mole di H3PO4 contiene 3 equivalenti dell’acido

17. HCl + NaOH  NaCl + H2O H2SO4 + 2 NaOH  Na2SO4 + 2H2O H3PO4 + 3 NaOH  Na3PO4 + 3H2O HCl PM = PE = 36.5 H2SO4 PM = 98 PE = 49 H3PO4 PM = 98 PE = 32,66

18. H2SO4 Soluzione 1 N ( 0.5 M) 1 litro 49.028 g Dire che una soluzione di acido solforico è 1N significa che in un litro di soluzione è dissolto un equivalente dell’acido. Acido solforico H2SO4 PM H2SO4 : 2 x 1.008 + 1 x 32,064 + 4 x 15,994 = 98.056 Essendo per H2SO4 : PE = 1/2 PM …. In 1 litro di soluzione 1 N sono disciolti 49.028 g di acido solforico.

19. N. moli di soluto m = Massa di solvente* Molalità Solo solvente, senza soluto * espressa in chilogrammi

20. Dire che una soluzione acquosa di glucosio è 1 molale significa che in 1 kg di acqua è dissolta una mole di glucosio. Glucosio C6H12O6 PM glucosio : 6 x 12.0112 + 12 x 1.008 + 6 x 15,994 = 180.1272 Per preparare una soluzione acquosa 1 m di glucosio 1 mole (180,1272 g) di glucosio vienedissolta con1 kg di acqua

21. Importanza della quantità del soluto Per concentrazionemolare o molarità: il numero di moli di soluto per litro di soluzione • L'unità della concentrazione molare è moli per litro (mol/L), scritta M; per basse concentrazioni è spesso conveniente usare il sottomultiplo 1 mM= l0-3 M La concentrazione in massa di una soluzione è la massa del soluto per litro di soluzione, es g/l

22. Importanza del numero delle molecole • La frazione molare • rapporto tra il numero di moli di molecole di un certo tipo e il numero totale di moli di molecole presenti • la molalità della soluzione • il numero di moli di soluto per chilogrammo di solvente • la parte per milione (ppm) • il numero di particelle di soluto presenti in 1 milione di molecole di soluzione

23. Concentrazione di una soluzione Frazione molare: Molalità: Molarità: ; Q = kg di solvente ; V = L di soluzione

24. Percento in peso • L’acido solforico (H2SO4) concentrato è al 87.7 % p/p, la sua densità è di 1,800 kg/Litro. • Quale è la sua concentrazione molare? • 877 g/kg X 1.8 kg/L = 1578.6 g/L • 1578.6 g/L / 98 mol/g = 16.1 mol/L

25. Soluzioni acquose • L’acqua è il solvente più comune. Ha caratteristiche uniche • dipolo con alta costante dielettrica • Forma quattro legami H. • Il ghiaccio è meno denso dell’acqua • È molto coesiva • scioglie le sostanze ioniche • Scoglie le sostanze polari • Repelle le sostanze non polari • Scambia protoni

26. Elettroliti e non-elettroliti Le sostanze che si sciolgono per dare soluzioni di ioni (per esempio cloruro di sodio) e che conducono elettricità sono dette elettroliti. Invece le sostanze le cui soluzioni non conducono l'elettricità, perché il soluto rimane allo stato molecolare (glucosio ed etanolo), sono dette non elettroliti.

27. Saturazione e solubilità • quando il solvente ha dissolto tutto il soluto possibile ed una parte resta non disciolta la soluzione è detta satura • una soluzione satura è una soluzione in cui il soluto disciolto è inequilibrio dinamico con quello indisciolto • Una soluzione satura rappresenta il limite della capacità del soluto a sciogliersi in una data quantità di solvente, è quindi una misura naturale della solubilità del soluto • dipendono dalla natura del solvente, dalla temperatura e, per i gas, dalla pressione

28. Solubilità

29. L’anidride carbonica si scioglie nell’acqua, e solubilizza i carbonati, questi vengono poi rilasciati Dipendenza della solubilità dal soluto • Data, ad esempio, la loro notevole solubilità, molti nitrati si ritrovano raramente nei depositi minerali. • La bassa solubilità di molti fosfati è un vantaggio per lo scheletro degli animali e dell'uomo dato che le ossa sono in gran parte costituite da fosfato di calcio • gli idrogeno-fosfati sono più solubili dei fosfati • gli idrogeno-carbonati (bicarbonati, HCO3-) sono più solubili dei carbonati.

30. Dipendenza della solubilità dalla natura del solvente • la dipendenza della solubilità di una sostanza dalla natura chimica del solvente può essere riassunta con la regola che “il simile scioglie il simile” • un liquido polare come l'acqua è un solvente molto migliore di uno apolare (tipo il benzene) per composti ionici e polari • liquidi non polari quali benzene e tetracloroetilene (C2Cl4) sono solventi migliori per i composti apolari

31. Effetto della pressione sulla solubilità dei gas • la solubilità dipende dalla pressione esercitata sulla soluzione; la massima dipendenza è dimostrata dai gas, che sono più solubili a pressioni più elevate • Legge di Henry (1801): la solubilità di un gas in un liquido è proporzionale alla pressione parziale del gas • P è la pressione parziale del gas e kH, nota come costante di Henry, dipende dalla natura del gas, del solvente e dalla temperatura

32. Effetto della temperatura sulla solubilità Tutti i gas hanno solubilità minore all'aumentare della temperatura la maggior parte dei solidi sono più solubili in acqua calda che in acqua fredda, ma in maniera variabile, es. Nell’intervallo 0°C - 100°C la solubilità di • Cloruro di sodio aumenta 0.1 volte • Nitrato di argento di 7 volte • Solfato di litio diminuisce di 0.1 volte • Solfato di sodio ha un massimo a 32°C

33. Temperatura e solubilità

34. Contributi all'entalpia di soluzione • alcuni solidi si sciolgano esotermicamente (ad esempio MgCl2) ed altri endotermicamente (K2SO4) • il processo di dissoluzione avviene in due stadi: rottura del solido e l'interazione degli ioni o delle molecole del solido con quelle del solvente. • Corrispondono a: entalpia reticolare (endotermico) entalpia di idratazione (esotermico)

35. Contributi all'entalpia di soluzione Soluzione di NaCl: debolmente endotermica

36. Entalpia di soluzione (DHsol) • Una sostanza che si scioglie endotermicamente è più solubile all’aumentare della temperatura. • Una sostanza che si scioglie esotermicamente è meno solubile all’aumentare della temperatura. • Normalmente il processo di dissoluzione avviene a pressione costante, quindi il calore prodotto o assorbito è equivalente ad una variazione di entalpia, detta Entalpia di soluzione, DHsol, espressa in Kjoule/mole.

37. Entalpie di idratazione dei singoli ioni • sono più esotermiche per gli ioni con maggiore carica • per ioni di uguale carica, sono più esotermici i valori delle entalpie di idratazione degli ioni con raggio minore:

38. Proprietà Colligative • Diagramma dell’acqua e delle soluzioni • Ebullioscopico e crioscopico • Tensione di vapore • Pressione osmotica

39. Proprietà colligative • Una proprietà colligativa è una proprietà che dipende solo dal numero delle particelle del soluto presenti nella soluzione e non dalla loro natura chimica • i cationi e gli anioni in una soluzione di elettroliti contribuiscono separatamente a tale proprietà

40. Temperatura di congelamento della soluzione soluzione Temperatura di ebollizione della soluzione pressione LIQUIDO 1,00 atm SOLIDO GAS 100°C 0°C temperatura

41. Abbassamento della tensione di vapore • Legge di Raoult: la tensione di vapore di una soluzione di un soluto non volatile è proporzionale alla frazione molare del solvente nella soluzione • il soluto occupa una parte della superficie della soluzione, riducendo cosi la velocità con la quale le molecole lasciano quest'ultima

42. Proprietà delle soluzioni ideali: abbassamento della pressione parziale di vapore Pi = Pi° Xi innalzamento della temperatura di ebollizioneTeb = keb mi abbassamento della temperatura di congelamentoTcr = - kcr mi keb kcr Benzene C6H6 2,53 4,9 Etere dietilico C4H10O 2,02 1,8 Alcool etilico C2H6O 1,22 1,9 Acqua H2O 0,512 1,86

43. Innalzamento del punto di ebollizione • L'innalzamento del punto di ebollizione è proporzionale alla molalità m della soluzione • dove kb è la costante ebulloscopica del solvente • Considerare la molalità in termini di ioni, non di formula per i composti ionici

44. Abbassamento del punto di congelamento • Un soluto diminuisce il punto di congelamento (o di solidificazione) di una soluzione: abbassamento crioscopico • Quando à presente un soluto, un numero minore di molecole del solvente è in contatto con la superficie del solido perché‚ alcune delle posizioni che occupavano sono ora occupate dalle particelle del soluto • La diminuzione del punto di congelamento di una soluzione ideale è proporzionale alla molalità • dove kf è la costante crioscopica del solvente

45. Osmosi • L'osmosi è il passaggio di un solvente attraverso una membrana semipermeabile • La pressione necessaria per arrestare il flusso del solvente è detta pressione osmotica • Il soluto ha un effetto sulla velocità con cui le molecole del solvente passano attraverso la membrana da ciascun lato. La velocità è minore dal lato della soluzione perché‚ sebbene lo stesso numero di molecole prema sulla membrana, solo quelle del solvente possono attraversarla

46. pressione che occorre esercitare su A per bloccare il flusso osmotico Pressione osmotica = membrana semipermeabile (fa passare solo il solvente) solvente con soluto solvente puro A B flusso di solvente (osmosi)

48. P OSMOSI Soluzione acquosa H2O p

49. Pressione osmotica La pressione osmotica equivale alla pressione che occorre esercitare per contrastare il passaggio di solvente dal comparto di destra al comparto di sinistra Soluzione acquosa H2O C Si può sperimentalmente osservare che p p = Cx R x T

50. NaCl + H2O Cl- Na+ H2O