Soluzioni di elettroliti

Soluzioni di elettroliti

AcidiBasiSali

→ in soluzione conducono l'elettricità

valori diversi di tensione di vapore, pressione osmotica etc

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

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: metalliflusso 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 (= 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 ]

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 (= 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 sol. acquosapoi modificata: non "libera ioni" ma "aumenta la concentrazione di."(nessun riferimento alla dissociazione)

Bronsted-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-dM
• 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: idratazioneentalpia 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⁺] < [OH^-] soluzione basica (alcalina)

[H⁺] = 10^-7 pH = 7

[H⁺] > 10^-7 pH < 7

[H⁺] < 10^-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 fortiDà 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