Appunti Chimica

Cap. 11 reazioni in soluzione acquosa

Solventi e i reattivi devono essere molto disciolti.

Proprietà generali delle soluzioni acquose

Soluzione: miscela omogenea di 2+ sostanze.

Formata da:

• Solvente: sostanza presente in maggiore quantità.
• Soluti: le altre sostanze presenti, es. solido disciolto nel solvente.

Elettroliti e non elettroliti

H₂O è in grado di condurre energia elettrica e tale capacità dipende dalle sostanze che ci sono disciolte ovvero da soli ioni dei buoni conduttori.

Non tutte le sostanze che vengono disciolte in H₂O la rendono capace di condurre.

• Elettrolita: sostanze che danno origine a ioni in soluzione.
• Non elettrolita: sostanze che non danno origine a ioni in soluzione.

Solvatazione

Solvatazione: interazione tra soluto e solvente oltre che di singole molecole di soluto disciolte e circondate di molecole di solvente.

Cap. 11 reazioni in soluzioni acquose

Solvente: il reagente va subito dissolve.

Proprietà generali delle soluzioni acquose

Soluzione: miscela omogenea di 2+ sostanze formata da:

• Solvente: sostanza presente in quantità.
• Soluti: le altre sostanze presenti, ma sono dissolve nel solvente.

Elettroliti e non elettroliti

H₂O è in grado di condurre energia elettrica, e tale capacità dipende dalle sostanze che ci sono disciolte poiché da soli: non sono buoni conduttori.

Non tutte le sostanze che vengono disciolte in H₂O la rendono capace di condurre.

• Elettrolita: sostanze che dà origine a ioni in soluzione.
• Non elettrolita: sostanze che non dà origine a ioni in soluzione.

Dissoluzione dei composti in acqua

Ex. NaCl.

Quando NaCl si scioglie in H₂O -> ogni ione si separa dal cristallo solido per disperdersi nella soluzione.

Il solido ionico -> si dissocia nei suoi componenti ionici e si solubilizza.

H₂O è un solvente molto efficace nei composti ionici.

La molecola di H₂O è elettroneutrale, invece ha un'inizio parzialmente molecola di carica regolare si “(O^-)” “(+): {s}” positiva [s].

Gli ioni positivi (cationi) sono attratti dalla parte potenziale negativa delle molecole di H₂O, e gli ioni negativi (anioni) sono attratti dalla potenziale positiva.

Quando un composto ionico si scioglie, gli ioni vengono circondati dalle molecole di acqua => ioni solvato.

Si indicano con: Na⁺ (aq) e Cl^- (aq).

Solvatazione: l'interazione tra soluto e solvente. Essa porta le singole molecole di soluto disciolte e circondarsi di molecole di solvente.

Elettroliti: forti e deboli

• Forti: quei soluti che esistono in soluzione completamente, o quasi, sotto forma di ioni.
• Ex. tutti i sali posti idrati e acidi in soluzione.
• Deboli: quei soluti che esistono in soluzione per la più sottoposta concentrando il solvente più che la spedazione, sotto forma di ioni.

Ex. soluzione di acido acetico: la maggior parte dello stesso e presente in soluzione di idrocarburi e solo il 4% come ioni.

Nota: Grado di dissociazione di un elettrolita =/= Concetto di elettrolita forte o debole.

Una sostanza può essere estremamente solubile in H₂O per essendo un elettrolita debole.

Equilibrio chimico

Equilibrio chimico: stato nel quale il numero relativo di ogni tipo di ioni o molecole nelle reagenti è costante nel tempo.

• Si usa per le reazioni che avvengono in entrambe le direzioni per ottenere molto ugualmente balance.
• Si usa quando il reattore avviene in una sola direzione.

Reazione di precipitazione

Sono reazioni che portano alla formazione di una prodotto insolubile.

Precipitato: il solido insolubile che si forma.

Si verifica quando l'attrazione tra alcuni ioni di carica opposta è talmente forte da formare un solido ionico.

Linee guida sulla solubilità dei composti ionici

Solubilità: è la quantità di una sostanza che può essere disciolta in una certa quantità di solvente alla temperatura data.

Sostanze insolubili: quelle con solubilità < 0,01 mol/l:

Quando l'attrazione tra ioni, che occorre opposta nel solido è troppo alta rispetto a quella opposta delle molecole di H₂O è superiore => la sostanza resta indissolta.

Tutti i più comuni composti ionici contenenti ioni di metalli alcalini (Gruppo 1) o ioni di ammonio (NH4⁺