Chimica

SOLUZIONI

Soluzione: miscela omogenea di due o più componenti con proprietà chimiche e fisiche identiche in ogni sua parte.

In una soluzione:

• SOLVENTE: componente in eccesso;

• SOLUTI: gli altri.

Le SOLUZIONI ACQUOSE sono soluzioni liquide in cui il solvente è l’acqua.

La distribuzione delle particelle in una soluzione è uniforme: una soluzione è omogenea in ogni sua parte se non è

possibile distinguere solvente e soluto.

I componenti di una soluzione non si separano nel tempo: una soluzione di acqua e acido acetico rimane costante nel

tempo.

In una soluzione soluto e solvente possono essere in diverse proporzioni: si può modificare la concentrazione del

soluto.

I componenti di una soluzione non possono essere separati per filtrazione ma è possibile ottenere i componenti puri

(esempio: distillazione o cristallizzazione per evaporazione).

Tipi di soluzioni:

• SOLUZIONI GASSOSE: due o più gas danno sempre una soluzione gassosa (miscela gassosa) —> esempio: aria;

• SOLUZIONI LIQUIDE:

• Gas in un liquido;

• Liquido in liquido;

• Solido in liquido.

• SOLUZIONI SOLIDE:

• Gas in solido;

• Liquido in solido;

• Solido in solido.

DEFINIZIONI

• CONCENTRAZIONE: misura delle quantità relative delle sostanze nella soluzione;

• SOLUBILITÀ: quantità massima di soluto che si può sciogliere in una determinata quantità di solvente;

• SOLUZIONE SATURA: soluzione in equilibrio nella quale il soluto ha raggiunto la sua solubilità massima ed è

presente anche come fase solida (corpo di fondo).

MODI DI ESPRIMERE LE CONCENTRAZIONI

• MOLARITA’ (M): moli di soluto per litro di soluzione;

• MOLALITA’ (m): moli di soluto per kg di solvente.

MODI DI ESPRIMERE LE CONCENTRAZIONI

• FRAZIONE MOLARE (x): moli di soluto per moli totali;

• PERCENTUALE IN MASSA (massa%): massa di soluto per massa di soluzione;

• NORMALITÀ (N): equivalenti di soluto (e) per litro di soluzione;

• EQUIVALENTE: massa/peso (o massa) equivalente (PE);

• PESO EQUIVALENTE (PE): massa in g pari a PM (peso molare o massa molare MM)/valenza;

• VALENZA (z):

• Reazioni acido-base: numero di protoni cedibili o acquistabili;

• Reazioni redox: numero di elettroni cedibili o acquistabili.

PARTI PER MILIONE (ppm): si tratta di concentrazioni di tracce ossia di soluto in quantità molto piccole.

È un rapporto fra massa del soluto e massa della soluzione (simile alla percentuale di peso). Il rapporto è molto piccolo

e viene moltiplicato per 106 (un milione) per ottenere numeri dell’ordine delle decine.

PARTI PER BILIONE (ppb): si tratta di “ultratracce”.

1 ppb = 1g di soluto per 109g di soluzione

AUMENTO DI CONCENTRAZIONE DELLE SOLUZIONI

Rimuovo parzialmente il solvente, quindi aumenta il rapporto massa/volume, cioè AUMENTA LA CONCENTRAZIONE

(molare).

Formula delle diluizioni:

C = massa molare (molarità)

V = volume

Questo significa che CAMBIA IL VOLUME, ma il NUMERO DI MOLI DI SOLUTO NON CAMBIA.

DILUIZIONE DELLE SOLUZIONI

Aggiungo solvente puro, quindi diminuisce il rapporto massa/volume, cioè DIMINUISCE LA CONCENTRAZIONE.

Resta sempre valida l’equazione:

SOLUZIONI DI ELETTROLITI

• ELETTROLITA: soluto che in soluzione si dissocia dando ioni. Tipici elettroliti sono:

• I sali solubili;

• Gli idrossidi dei metalli del 1° e 2° gruppo;

• Gli acidi forti (HCl, H2SO4, HNO3, HClO3, HClO4).

• ELETTROLITA FORTE: elettrolita completamente dissociato in soluzione;

• ELETTROLITA DEBOLE: elettrolita parzialmente dissociato in soluzione;

• SOLUZIONE ELETTROLITICA: soluzione (tipicamente acquosa) di un elettrolita. Conduce corrente elettrica.

I solidi ionici si sciolgono dividendo gli ioni di carica opposta, che vengono circondati da molecole di acqua

(SOLVATAZIONE).

Dissociazione completa del sale:

NaCl (s) —> Na+ (aq) + Cl- (aq)

Gli ioni sodio e cloruro sono SOLVATATI.

SOLUZIONI DI NON ELETTROLITI

Non solo il grado di polarità è importante nel definire la solubilità.

Nel caso dell’acqua è necessario considerare la sua tendenza a formare legami idrogeno.

Questo consente di portare in soluzione acquosa molecole anche complesse ma contenenti atomi di ossigeno o di

azoto nelle condizioni di formare legami idrogeno.

SOLUBILITA’

Vale la regola IL SIMILE SCIOGLIE IL SIMILE, ovvero:

• I SOLVENTI POLARI (esempio: H2O):

• Sciolgono i composti ionici e covalenti polari (sali, alcoli…);

• Non sciolgono comprati covalenti apolari (esempio: grassi).

• I SOLVENTI APOLARI (esempio: C6H6 benzene):

• Sciolgono i composti covalenti apolari;

• Non sciolgono i composti ionici e covalenti polari.

ACQUA, SAPONE E GRASSO

• L’acqua è polare;

• Il grasso è apolare;

• Il sapone permette di sciogliere un soluto apolare in un solvente polare —> il sapone è un SALE.

SOLUZIONI DI NON ELETTROLITI

I solidi molecolari (formati da aggregati di molecole aventi solo legami covalenti) si sciolgono “staccando” le molecole

l’una dall’altra, però le singole molecole rimangono intatte e vengono circondate da molecole di acqua

(SOLVATAZIONE).

Anche alcuni liquidi si “sciolgono” in acqua.

NON ELETTROLITI: in soluzione vanno solo molecole non ioniche che non conducono la corrente elettrica.

SOLUBILITA’ (S)

Quantità massima di soluto che si scioglie in un preciso volume di solvente ad una certa temperatura; si esprime

solitamente come concentrazione g/l oppure g/kg.

Si definisce una SOLUZIONE SATURA quando il solvente ha disciolto tutto il soluto che poteva e ne rimane una parte

indisciolta.

La solubilità dipende quindi dalla coppia soluto/solvente e dalla temperatura.

SOLUBILITA’ E TEMPERATURA

La temperatura influenza la solubilità di gas, liquidi e solidi.

GAS IN LIQUIDI:

• La solubilità diminuisce al crescere della temperatura;

• Alla temperatura di ebollizione del liquido la solubilità di un gas è neutra.

SOLIDI IN LIQUIDI:

• In genere la solubilità aumenta al crescere della temperatura;

• Ci sono eccezioni (processi esotermici).

COSA AVVIENE NELLA SOLUBILIZZAZIONE

Consideriamo un sale: si sviluppa energia durante la solvatazione (entalpia di solvatazione).

Si spende energia per distruggere il reticolo cristallino (ENERGIA o ENTALPIA RETICOLARE).

Entalpia di solvatazione > energia reticolare —> elevata solubilità (NaCl, CaCl2)

Entalpia di solvatazione < energia reticolare —> scarsa solubilità (AgCl, CaCO3)

Se le interazioni solvente-soluto sono molto più forti di quelle soluto-soluto e di quelle solvente-solvente, allora

osservo uno sviluppo di calore (DISSOLUZIONE ESOTERMICA).

Se le interazioni sovente-soluto sono molto più deboli di quelle soluto-soluto e di quelle solvente-solvente allora

osservo un assorbimento di calore (DISSOLUZIONE ENDOTERMICA).

SOLUBILITÀ DEI GAS NEI LIQUIDI: LEGGE DI HENRY

A T costante un gas poco solubile passa in soluzione fino a raggiungere l’equilibrio tra il gas disciolto e gas presente

nella fase gassosa sovrastante la soluzione.

All’equilibrio la solubilità del gas è data dalla legge di Henry: (a T costante)

S = solubilità del gas

P = pressione della fase gassosa sovrastante la soluzione

SOLUBILITA’ E PRESSIONE

La pressione:

• Non influenza la solubilità di liquidi e solidi (fasi incomprimibili);

• Ha grande influenza sulla solubilità dei gas.

EQUILIBRIO CHIMICO

Le reazioni chimiche possono essere REVERSIBILI.

Questo significa che i reagenti possono reagire dando i prodotti, ma anche la reazione opposta, può, almeno

teoricamente, avvenire.

Questa situazione si indica con una doppia freccia:

Reagenti e prodotti non sono fissi, ma dipende come viene scritta la reazione: convenzionalmente “reagente” è ogni

composto scritto a sinistra della freccia e ogni “prodotto” ogni composto scritto a destra, quindi se scrivo la reazione

in maniera opposta ovviamente i ruoli si scambiano.

La reazione arriva, dopo un certo tempo (che può essere lungo o breve) ad una condizione di EQUILIBRIO, in cui le

quantità relative di reagenti e prodotti non cambiano più.

Considerazioni:

• La maggior parte delle reazioni in soluzione (trasferimento di elettroni e trasferimento di protoni) sono

istantanee;

• Tutti i reagenti si convertono in prodotti nelle quantità richieste dalla stechiometria della reazione reagenti =

prodotti.

Per molte reazioni ciò non avviene (soprattutto in fase gassosa).

Quando si mescolano i reagenti inizia la formazione dei prodotti:

Reagenti —> prodotti

Con il procedere della reazione i reagenti vengono consumati: la REAZIONE RALLENTA.

Aumenta la concentrazione dei prodotti che, a loro volta, si trasformano in reagenti:

Reagenti <— prodotti

Si raggiunge uno stato nel quale la velocità di reazione nei due sensi è uguale.

La REAZIONE è IN EQUILIBRIO:

L’EQUILIBRIO è DINAMICO:

• Equilibrio: concentrazione di reagenti e prodotti è costante;

• Dinamico: continuo scambio fra reagenti e prodotti.

Reazione con completa conversione dei reagenti - irreversibili:

C = concentrazione

Al termine della reazione c(A) = 0, il reagente è stato convertito in prodotto.

Reazioni che avvengono all’equilibrio - reversibili:

Ad un certo punto la concentrazione di A non diminuisce e la concentrazione di B non aumenta, si è raggiunta una

situazione di equilibrio.

Le concentrazioni di A e B rimangono costanti nel tempo (non necessariamente 50:50).

A seconda della reazione vi sono tutte le possibilità:

• I reagenti scompaiono e si formano solo prodotti: equilibrio completamente spostato a destra, la REAZIONE si

dice COMPLETA, si può indicare con una freccia sola diretta verso destra;

• All’equilibrio sono presenti sia reagenti che prodotti, ma i prodotti prevalgono: EQUILIBRIO SPOSTATO A

DESTRA, spesso si indica con la freccia a destra più lunga della freccia rivolta verso sinistra;

• All’equilibrio sono presenti sia reagenti che prodotti in circa eguale quantità: EQUILIBRIO INDIFFERENTE;

• All’equilibrio sono presenti sia reagenti che prodotti, ma i reagenti prevalgono: EQUILIBRIO SPOSTATO A

SINISTRA, spesso si indica con la freccia a sinistra più lunga della freccia rivolta verso destra;

• All’equilibrio non vi sono prodotti e i reagenti rimangono inalterati: la REAZIONE NON AVVIE