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Nella situazione a) la sostanza è costituita da ioni già prima di passare

in soluzione. In questo caso, nel passaggio in soluzione, si ha la

dissociazione dell’elettrolita nei suoi ioni costituenti.

Nella situazione b) la sostanza non è costituita da ioni e questi vengono

prodotti solo quando si ha il processo di dissoluzione in acqua. In

questo caso si parla di processo di ionizzazione, seguito dalla

dissociazione degli ioni prodotti. Il processo di ionizzazione è possibile

quando nella molecola esistono legami covalenti fortemente

“polarizzati” (percentuali di caratteristiche ioniche elevate).

La ionizzazione può essere totale (elettroliti forti) o parziale (elettroliti

deboli).

Consideriamo il caso di un elettrolita forte come NaCl. Come già visto

prima, il processo di soluzione in acqua porta a una totale dissociazione

dei suoi ioni costituenti. Tuttavia, all’aumentare della concentrazione,

anche in questo caso si può arrivare alla saturazione della soluzione e

cioè all’equilibrio:

A 20 °C la solubilità di NaCl in acqua è di 35 g per 100 g di acqua. Ciò

significa che se a 20 °C si aggiungono 50 g di NaCl a 100 g di acqua,

(s)

35 g si sciolgono e 15 g rimangono come NaCl indisciolto (corpo di

fondo): la soluzione è satura e descritta dall’equilibrio precedente. Se

invece, alla stessa temperatura, avessimo aggiunto 25 g di NaCl a 100

g di acqua, tutto il NaCl si sarebbe sciolto formando una soluzione non

satura.

Per la soluzione satura possiamo scrivere la costant di equilibrio:

+ -

K = [Na ][Cl ]

dove le concentrazioni molari degli ioni sodio e cloruro sono quelle della

soluzione satura. In una soluzione satura di NaCl, a 20 °C, le

concentrazioni degli ioni sodio e cloruro sono:

+

[Na ] = 6M

-

[Cl ] = 6M 2

La costante di equilibrio quindi è uguale a 36M ; l’alto valore della

costante K indica la forte tendenza del cloruro di sodio a passare in

soluzione dissociandosi nei suoi ioni. Una costante di questo tipo viene

generalmente indicata come K e definita prodotto di solubilità (la

ps

costante è data dal prodotto della concentrazione degli ioni costituenti,

ciascuna elevata al proprio coefficiente stechiometrico).

Il basso valore della K di alcuni sali è molto utile quando si voglia

ps

rimuovere un catione da una soluzione. Per esempio, se si vogliono

rimuovere ioni argento da una soluzione di AgNO è sufficiente

3

aggiungere alla soluzione del cloruro di sodio. In maniera analoga, il

bario contenuto in una soluzione di BaCl , può essere precipitato come

2

carbonato per semplice gorgogliamento di anidride carbonica in

soluzione.

Dai valori di K possono essere calcolati i valori di solubilità dei sali.

ps

Consideriamo per esempio AgCl, sale pochissimo solubile (K = 1,0 x

ps

-10 2

10 M a 25 °C). In acqua si stabilisce il seguente equilibrio:

+(sol) -(sol)

AgCl ↔ Ag + Cl

(s)

con costante di equilibrio:

+ -

K = [Ag ][Cl ]

ps

Poiché i sali sono elettroliti forti e, pertanto, completamente dissociati, il

prodotto di solubilità può essere calcolato dalla solubilità del sale e

viceversa. Infatti se S è la solubilità del cloruro di argento in moli per

litro, dati i rapporti stechiometrici, all’equilibrio avremo:

+ -

[Ag ] = S e [Cl ] = S

da cui:

+ - 2

[Ag ][Cl ] = S = K ps

oppure:

S = √K

ps

La solubilità del sale dipende quindi da K che rappresenta il prodotto

ps

ionico del sale in condizione di saturazione.

In generale il prodotto di solubilità di un sale rappresenta il prodotto

delle concentrazioni molari degli ioni costituenti ciascuna elevata al

proprio coefficiente stechiometrico nell’equazione di equilibrio.

Consideriamo ora una soluzione satura di fluoruro di calcio (CaF ): K

2 ps

-11 3

= 4,0 x 10 M . Si avrà:

2+(sol) -(sol)

CaF ↔ Ca + 2F

2(s)

In questo caso, se S è la solubilità del sale, le concentrazioni molari

degli ioni all’equilibrio saranno:

2+

[Ca ] = S

-

[F ] = 2S

e quindi: 2+ - 2 2 3

K = [Ca ][F ] = (S) (2S) = 4S

ps

Contributi energetici dei fattori implicati nel processo di

dissoluzione:

∆H = entalpia reticolare

I

∆H = entalpia di idratazione

H

∆H = entalpia di soluzione

sol

Il valore dell’entalpia di soluzione non è l’unico fattore che determina la

solubilità di una sostanza. Esiste anche il contributo del fattore di dispersione

(disordine).

Se complessivamente aumenta il disordine del sistema soluto-solvente e

dell’ambiente esterno quando il soluto diffonde nel solvente, la dissoluzione

avviene spontaneamente nella misura dettata dal valore di tale aumento

(solubilità).

Una dissoluzione endotermica sarà spontanea solo se l’aumento di

disordine della dissoluzione è tale da compensare la diminuzione di disordine

dell’ambiente (che si raffredda).

La solubilità di un soluto dipende dalla temperatura, mentre la sua velocità di

dissoluzione aumenta sempre con la temperatura.

Come nel caso della pressione di vapore di un liquido, anche la solubilità di

un soluto è l’espressione di un equilibrio dinamico che si instaura in una

soluzione satura tra le particelle che dal corpo di fondo passano in soluzione

e quelle in soluzione che precipitano nel corpo di fondo.

Per gli equilibri dinamici vale il principio di Le Chatelier: un equilibrio

dinamico tende ad opporsi ad ogni cambiamento delle condizioni che lo

determinano minimizzandole.

Nel caso della temperatura, fornendo calore a una dissoluzione esotermica

(che libera calore) si favorisce il processo endotermico (in questo caso la

precipitazione) con il risultato di una riduzione del numero di particelle in

soluzione e quindi della solubilità e viceversa.

Esercizio: calcolare la molarità di una soluzione che contiene 62,3 g di

saccarosio (PM = 342) in 500 ml di soluzione.

n(mol) = p(g) / PM = 62,3/342 = 0,182 mol

saccarosio

M = n(mol) / V = 0,182/0,500 = 0,364 mol/l = 0,364 M

Esercizio: qual è la molalità di una soluzione acquosa 0,1 M di glucosio

3

(PM = 180) di densità 1,0314 kg/dm ?

p(g) = n(mol) x PM = 0,1 x 180 = 18 g

glucosio 3 3

se d = 1,0314 kg/dm , significa che 1 dm (= 1l) di soluzione ha una massa di

1,0314 kg, cioè di 1031,4 g

se la soluzione è 0,1 M, significa che ogni litro di soluzione contiene 0,1 moli

di soluto

ricordando che 1 litro di soluzione ha una massa di 1031,4 g , è possibile,

sottraendo a questo valore la massa del soluto, calcolare la massa del

solvente:

m = m – m = 1031,4 g – 18 g = 1013,4 g (di solvente)

(solvente) (soluzione) (soluto)

ricordando la formula della molalita  m = n(mol)/kg , abbiamo:

solvente

m = 0,1/1,0134 = 0,098 mol/kg

Calcolo della massa molare

convertire in grammi 2,5 moli di ossigeno molecolare:

 dati: PM = 32 uma

O2

massa molare = 32 g/mol

O2

n(mol) x massa molare = 2,5 mol x 32 g/mol = 80 g

convertire in grammi 2,5 moli di cloruro di sodio:

 dati: PF = 22,9 + 35,45 = 58,44 uma

NaCl

massa molare = 58,44 g/mol

NaCl

n(mol) x massa molare = 2,5 mol x 58,44 g/mol = 146,1 g

convertire in moli 10 g di ammoniaca:

 dati: PM = 3 x 1,008 + 14,01 = 17,03 uma

NH3

massa molare = 17,03 g/mol

NH3

p(g) / massa molare = 10g/17,03 g/mol = 0,587 mol


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DETTAGLI
Corso di laurea: Corso di laurea magistrale in medicina e chirurgia (a ciclo unico - durata 6 anni)
SSD:
Università: Firenze - Unifi
A.A.: 2018-2019

I contenuti di questa pagina costituiscono rielaborazioni personali del Publisher camo.milla di informazioni apprese con la frequenza delle lezioni di Chimica e propedeutica biochimica e studio autonomo di eventuali libri di riferimento in preparazione dell'esame finale o della tesi. Non devono intendersi come materiale ufficiale dell'università Firenze - Unifi o del prof Ranaldi Francesco.

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