Soluzioni di elettroliti

Soluzioni di elettroliti

Acidi, basi, sali → in soluzione conducono l'elettricità.

Valori diversi di tensione di vapore, pressione osmotica etc.

Si scindono in ioni [ + cationi ][ - anioni ].

Passaggio in soluzione

Un elettrolita passa in soluzione:

• Si dissocia se era costituito da ioni: (NaCl).
• Si ionizza se aveva legami covalenti: (HCl).

Aumentano le particelle ⇒ proprietà colligative anomale.

Conduttori

• Di prima specie: metalli, flusso di elettroni; non trasporto di materia.
• Di seconda specie: soluzioni di elettroliti; migrazione di ioni (= di materia).

NaCl → Na⁺ + Cl^-

HCl → H⁺ + Cl^-

Acidi poliprotici

Acidi poliprotici (= con più atomi di idrogeno acido): la ionizzazione avviene in stadi successivi.

H₂SO₄ → H⁺ + HSO₄^- → 2H⁺ + SO₄^--

Soluzioni di elettroliti

Acidi, basi, sali in soluzione conducono l'elettricità.

Valori diversi di tensione di vapore, pressione osmotica, etc.

Si scindono in ioni [ + cationi; - anioni ].

Passaggio in soluzione

Un elettrolita passa in soluzione:

• Si dissocia se era costituito da ioni: (NaCl).
• Si ionizza se aveva legami covalenti: (HCl).

Aumentano le particelle ⇒ proprietà colligative anomale.

Conduttori

• Di prima specie: metalli, flusso di elettroni; non trasporto di materia.
• Di seconda specie: soluzioni di elettroliti; migrazione di ioni (= di materia).

NaCl → Na⁺ + Cl^-

HCl → H⁺ + Cl^-

Acidi poliprotici

Acidi poliprotici (= con più atomi di idrogeno acido): la ionizzazione avviene in stadi successivi.

H₂SO₄ → H⁺ + HSO₄^- → 2H⁺ + SO₄^--

Definizioni di acidi e basi (riformulate)

Arrhenius

Acido = dissociandosi, libera ioni H⁺.

Base = dissociandosi, libera ioni OH^- in soluzione acquosa.

Poi modificata: non "libera ioni" ma "aumenta la concentrazione di".

(Nessun riferimento alla dissociazione).

Brønsted-Lowry

Acido = capace di cedere un protone (H⁺).

Base = capace di accettare (e fissare) un protone.

A ↔ B + H⁺

Acido → base coniugata.

Lewis

Acido = in grado di accettare una coppia di elettroni; base = in grado di cederla.

NB: in soluzione in realtà i protoni (H⁺) si legano all’acqua a formare ioni H₃O⁺ (ione idronio).

Ionizzazione degli acidi: HNO₃ + H₂O ↔ H₃O⁺ + NO₃^-

Per comodità si parla comunque di idrogenione (H⁺).

Grado di dissociazione (α)

Elettrolita in soluzione: forte: totalmente dissociato in ioni; debole: parzialmente dissociato.

α = ^{molecole dissociate}⁄_{molecole all'inizio}

α = grado di dissociazione.

α = 0 ⇒ no dissociazione.

α = 1 ⇒ dissociazione completa.

Concentrazione maggiore: forti interazioni elettrostatiche fra gli ioni: ⇒ coppie ioniche che si comportano come particelle uniche (neutre) → α diminuisce.

Numero totale di particelle = (N - α N) + (z α N) = N [1 + α (z-1)].

[1 + α (z-1)]: coefficiente di van't Hoff (i).

Equazioni delle proprietà colligative: per le soluzioni di elettroliti moltiplico il numero di moli di soluto per il coefficiente di van't Hoff (non ho "n", ho "i . n").

Costante di ionizzazione

Ionizzazione di un elettrolita debole: equilibrio omogeneo.

AB_aq A⁺_aq + B^-_aq

Costante di equilibrio:

K_i = [A⁺][B^-] / [AB] = costante di ionizzazione.

Dipende solo dalla temperatura.

Calcoliamo K_i ipotizzando M = molarità.

α = dissociazione dell’elettrolita.

Inizio:

AB: M

A⁺: 0

B^-: 0

Fine:

AB: M-d

A⁺: αM

B^-: αM

K_i = [α² · M] / [1-α]

= [α² / (1-α) · V]

Legge della diluizione di Ostwald

K_i = d^(m+n) / [m^m · nⁿ · M^(m+n-1)]

K_i elevata = acido/base forte.

Ma per gli elettroliti deboli ha valori molto piccoli.

Uso il valore di pK_i.

pK_i = -log₁₀(K_i)

Entalpia di dissoluzione

Calore assorbito o ceduto da una mole di sostanza che si scioglie a P costante formando una soluzione molto diluita.

Stadio endotermico: separazione delle molecole/ioni del soluto.

Nei solidi ionici: equivale all'entalpia reticolare.

Soluti gassosi: è nulla (molecole già separate).

Stadio esotermico: solvatazione delle molecole/ioni ad opera delle molecole del solvente.

Se il solvente è l'acqua: idratazione.

Entalpia di idratazione.

⇒ ΔH_dissolv = ΔH_retic + ΔH_idrat

Es. NaCl.

NaCl_(s) → Na⁺_(g) + Cl^-_(g)   ΔH_ret = +787kJ

Na⁺_(g) + Cl^-_(g) → Na⁺_(aq) + Cl^-_(aq)   ΔH_idr = -784kJ

[ ΔH >0   entalpia soluzione > entalpia solido   endotermico ]

[ ΔH <0   entalpia soluzione < entalpia solido   esotermico ]

Prodotto ionico dell'acqua

Elettrolita (debole): H₂O ↔ H⁺ + OH^-

2H₂O ↔ H₃O⁺ + OH^- in realtà.

Poco ionizzata → [H₂O] lo considero uguale alle moli d'acqua in 1L.

K_w =[H₂O] = [H⁺][OH^-] / [H₂O] [H⁺][OH^-] = K_w

Prodotto ionico dell'acqua.

α = 1.8₁ x 10^-9 1L = 997g = 55.34 moli a 25°C → K_w = 10^-14

[H⁺] = [OH^-] soluzione neutra.

[H⁺] > [OH^-] soluzione acida.

[H⁺] -] soluzione basica (alcalina).

[H⁺] = 10^-7 pH = 7.

[H⁺] > 10^-7 pH.

[H⁺] -7 pH > 7.

pH = -log₁₀[H⁺]

pOH = -log₁₀[OH^-]

pH + pOH = 14 (sempre!)

Indicatori di pH

Assumono un colore diverso a seconda del pH della soluzione con cui sono a contatto, solitamente sono acidi o basi organiche (deboli!).

Zona di viraggio.

Di circa 1-2 unità di pH in cui cambia colore = dove si sposta l'equilibrio (ionizzazione dell'indicatore).

Prodotto di solubilità

AB: elettrolita forte poco solubile.

AB → A⁺ + B^-

K_c = [A⁺] [B^-] / [AB]_(s)

Concentrazione molare nel composto solido ⇒ costante ⇒ inglobata in K_c.

K_c [AB]_(s) = K_S = [A^m+]^m [B^n-]ⁿ

Prodotto di solubilità dell'elettrolita considerato.

Rappresenta il massimo valore che può essere assunto in soluzioni dal prodotto delle concentrazioni degli ioni che formano l'elettrolita.

Solubilità degli elettroliti

Massima quantità (in g o mol) che si scioglie, in condizioni di equilibrio, in un volume definito di solvente ad una data temperatura.

Solubilità a 25°C:

• < 0,1 g/L → composto insolubile.
• > 10 g/L → composto solubile.
• In mezzo: parzialmente solubile.

Dato il generico A_mB_n (s) ⇂ mAⁿ⁺_(aq) + nB^m-

[Aⁿ⁺] = S·m

[B^m-] = S·n

S = solubilità.

K_S = m^m · nⁿ · S^(m+n)

⇒ calcolo S partendo da K.

Retrocessione della ionizzazione

CH₃COOH <—> CH₃COO^- + H⁺ equilibrio di ionizzazione (elettrolita debole).

Aggiungo HCl <—> H⁺ + Cl^-

Se aggiungo un secondo elettrolita che abbia uno ione in comune con il primo, per il principio di Le Chatelier la prima ionizzazione retrocede (= l'equilibrio si sposta a sx).

Spostamento degli acidi deboli dalle soluzioni di sale

Ho una soluzione acquosa di un sale derivante da un acido debole (es. CH₃COONa <—> CH₃COO^- + Na⁺).

Se aggiungo un acido forte, gli anioni non si legano alla base forte già presente (formerebbero un elettrolita forte che quindi si dissocerebbe complet

Idrolisi

(1) NaCl: sale derivante da un acido e una base forti.

Dà origine a ioni che non tendono a unirsi agli ioni H⁺ e OH^- provenienti dalla dissociazione dell'acqua (formerebbero di nuovo la base e l'acido forti che componevano il sale).

Non influenzano la dissociazione dell'acqua.

Non variano il pH della soluzione.

Soluzioni di questi sali: ugual numero di H⁺ e OH^-.

Neutre come l'acqua.