Soluzioni


Soluzione = soluto + solvente; deve esserci affinità tra loro.
Acqua = solvente universale, poiché è una molecola polare, anche il soluto deve essere polare.
Quando il solvente è insaturo si può continuare a sciogliere il soluto.
Quando il solvente è saturo non si può più sciogliere; se si scalda la soluzione si può ancora un pochino (la soluzione diventa soprasatura, stato di grande instabilità).
Solvatazione: processo di scioglimento. Se il solvente è l’acqua allora si dice idratazione.
Concentrazione: rapporto tra la quantità di soluto e la quantità di solvente (o soluzione).
Concentrazione percentuale in massa: % m/m = (m_soluto (g))/(m_soluzione (g))∙100
Concentrazione percentuale massa su volume: % m/V = (m_soluto (g))/(V_soluzione (mL))∙100
Concentrazione percentuale in volume: % V/V = (V_soluto (mL))/(V_soluzione (mL))∙100
Molarità: M=(n_soluto (mol))/(V_soluzione (L))
Acido forte: ha alta tendenza a dissociarsi in H2O.
Acido debole: ha bassa tendenza a dissociarsi in H2O.
Nei composti organici, i gruppi alcolici OH determinano la polarità delle molecole. Il gruppo OH, sia nell’etanolo (C2H5OH) che nel metanolo (CH3OH), dà la polarità e permette la solubilità in H2O.
I composti covalenti si possono solo ionizzare (acquistare una totale carica).
I composti ionici si possono solo disciogliere (perdere una parziale carica, rimanendo con “metà”).

Definizione di acidi


    • classica: PH minore di 7;
    • Arrhenius: sostanze che, sciolte in acqua, liberano ioni H+; sostanze che, sciolte in acqua, liberano ioni OH-;
    • Brönsted e Lowry: molecole o ioni che possono donare un protone.

Definizione di basi


    • classica: PH maggiore di 7;
    • Arrhenius: sostanze che, sciolte in acqua, liberano ioni OH-;
    • Brönsted e Lowry: molecole o ioni che possono accettare un protone.
Elettrolita: sostanza che rende elettricamente conduttrice la soluzione acquosa in cui è disciolta.
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