Le soluzioni
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Le soluzioni
costanti calcolatrice Le soluzioni Obiettivi del modulo Conoscere... •i miscugli omogenei •i componenti di una soluzione • il concetto di concentrazione e le relative unità di misura • la solubilità e i fattori che la influenzano • le proprietà delle soluzioni • i sistemi colloidali Essere in grado di... •classificare i vari tipi di soluzione •spiegare il processo di solubilizzazione • determinare la concentrazione di una soluzione •distinguere tra elettroliti e non elettroliti • mettere in relazione le proprietà colligative con la concentrazione •distinguere tra un colloide e una soluzione unità 1 2 3 4 f1 Aspetti generali delle soluzioni Che cos’è una soluzione La solubilità La concentrazione delle soluzioni La diluizione unità 1 2 3 4 tavola periodica glossario f x÷ –+ indice modulo i g t c f2 Il comportamento delle soluzioni Le soluzioni ioniche La crioscopia e l’ebullioscopia La pressione osmotica I colloidi NEL LIBRO DIGITALE Approfondimenti • L’amalgama per le cure dentarie • Acqua pura per osmosi Videoesperienze filmate • Misure di conducibilità Sintesi, test e verifiche interattive Password to chemistry …e in più sul web Esperienze guidate • Dal fenomeno alla legge: la solubilità • Determinazione del contenuto di ossigeno nell’aria • La solubilità • Conducibilità delle soluzioni modulo f i g t c Le soluzioni Prima di affrontare lo studio di questo modulo, verifica di... Saper riconoscere quando una molecola è polare 1. Stabilisci se le seguenti affermazioni sono vere (V) o false (F). a. HCl è una molecola polare. b. CO2 è una molecola polare perché possiede legami polari. c. H2O è una molecola apolare. d. CHCl3 è una molecola polare. e. CCl4 è una molecola apolare. V F V F V F V F V F Conoscere i tipi di interazione intermolecolari 2. 3. Associa a ciascuna coppia di molecole il tipo di interazione che si instaura: a. dipolo-dipolo 1. H2O / H2O b. forze di London 2. HCl / HCl c. legame a idrogeno 3. I2 / I2 Indica tra le seguenti molecole quelle che possono formare legame a idrogeno: a H2S b HCl c CH4 d CH3OH e PH3 f NH3 Saper convertire le unità di misura 4. Esegui le seguenti conversioni: a. 12,45 g = ....................................... mg b. 7,8 x 104 mg = ....................................... kg c. 3,78 g = ....................................... kg d. 34,6 kg = ....................................... g 5. Esegui le seguenti conversioni: a. 25,0 mL = ....................................... L b. 22,4 L = ....................................... mL c. 0,465 L = ....................................... cL d. 1,76 mL = ....................................... cL Saper utilizzare la mole 6. Calcola quante moli sono contenute in 50 g di ferro, Fe. ..................................................................................................................................................................................................................... 7. Qual è la massa di 0,45 moli di cloruro di sodio, NaCl? ..................................................................................................................................................................................................................... 8. 9. Ha una massa maggiore una mole di HCl oppure una mole di HF? ..................................................................................................................................................................................................................... Quanti grammi di KOH contengono lo stesso numero di molecole presenti in 60 g di NaOH? ..................................................................................................................................................................................................................... x÷ –+ i g t c unità f 1 obiettivo Conoscere i vari tipi di soluzione x÷ –+ Aspetti generali delle soluzioni 1 Che cos’è una soluzione Come già sai, una soluzione è un miscuglio omogeneo le cui proprietà rimangono costanti in qualsiasi punto del campione. Le due o più specie chimiche che costituiscono la soluzione possono essere mescolate in rapporti di quantità diversi e sono così finemente disperse che non si distinguono visivamente. Si definisce soluzione la dispersione omogenea, in diversi rapporti, di due o più specie chimiche che non possono essere distinguibili visivamente. In una soluzione con due componenti: il solvente, che è il mezzo disperdente, è il componente presente in quantità maggiore; il soluto, che è il componente disperso, è presente in quantità minore. Nel caso in cui i componenti siano in stati fisici differenti, la soluzione assume sempre lo stato fisico del solvente. Così, per esempio, se sciogliamo il “soluto zucchero” (solido) nel “solvente acqua” (liquido), si ottiene una soluzione allo stato liquido di zucchero in acqua (Fig. 1). Normalmente si pensa alle soluzioni allo stato liquido, tuttavia esistono anche soluzioni gassose e soluzioni solide. Fig. 1 Sciogliendo lo zucchero nell’acqua, si ottiene una soluzione. Fig. 2 L’acciaio di cui è costituito questo piatto è un esempio di soluzione allo stato solido. Le soluzioni liquide sono costituite da liquidi in cui si trovano disciolti gas, liquidi o solidi. Una bevanda gassata, per esempio, è una soluzione liquida che contiene disciolte in acqua sostanze solide, come lo zucchero, e sostanze gassose, come l’anidride carbonica. Le soluzioni gassose sono costituite da miscele di gas in cui non si fa distinzione tra soluto e solvente, in quanto, come già sai, i gas sono miscibili in tutti i rapporti. L’aria è l’esempio più comune. Le soluzioni solide sono costituite da solidi che contengono disciolti gas o altri solidi. Le leghe metalliche come il bronzo, l’ottone e l’acciaio sono comuni esempi di soluzioni solide. In questa unità ci occuperemo principalmente delle soluzioni allo stato liquido e il più delle volte di quelle che utilizzano l’acqua come solvente. In base allo stato fisico del soluto le distingueremo in: gas in soluzione, liquidi in soluzione e solidi in soluzione. 192 modulo f i g t c Le soluzioni x÷ –+ Gas in soluzione Sono le soluzioni ottenute sciogliendo un soluto gassoso in un solvente liquido, generalmente acqua. L’esempio più comune di questo tipo di soluzione sono le bevande frizzanti ottenute sciogliendo il gas anidride carbonica nell’acqua, che a sua volta contiene altri componenti. Altri esempi di gas in soluzione sono l’ammoniaca commerciale, che è una soluzione acquosa di ammoniaca gassosa, e l’acido muriatico, che è una soluzione di acido cloridrico gassoso in acqua. La solubilità di un gas in un liquido è fortemente influenzata dalla pressione oltre che dalla temperatura. W. Henry riuscì a dimostrare sperimentalmente che: la solubilità di un gas in un liquido è direttamente proporzionale alla sua pressione. Fig. 3 Un esempio di soluzione di un gas in un liquido. Ciò significa che raddoppiando la pressione di un gas sulla superficie libera del solvente raddoppia la sua solubilità. Anche la temperatura influenza la solubilità di un gas in un liquido. Normalmente un aumento di temperatura provoca una sensibile diminuzione della solubilità del gas in un liquido. Con l’aumento della temperatura, infatti, aumenta l’energia cinetica delle molecole del gas le quali, per effetto dell’aumentata velocità del loro moto, tenderanno a sfuggire dal solvente. Per tale motivo, quando una bevanda gassosa viene prelevata dal frigorifero, si sviluppano bollicine di gas che a temperatura più alta non possono rimanere in soluzione. Liquidi in soluzione Nel caso in cui entrambi i componenti si trovano allo stato liquido, viene considerato soluto il componente che si trova in quantità minore e solvente il componente che si trova in quantità maggiore. Se entrambi i componenti sono in quantità pressoché uguali, non ha più significato parlare di soluto e di solvente, ma è più corretto parlare di liquidi che presentano completa miscibilità. Due solventi che si sciolgono completamente l’uno nell’altro sono detti, infatti, miscibili. È il caso dell’acqua e dell’etanolo che sono miscibili in tutti i rapporti. L’acqua e l’olio, viceversa, sono detti immiscibili in quanto, se mescolati insieme, si separano in due fasi liquide facilmente distinguibili (Fig. 4). Ma da che cosa dipende la miscibilità o meno di due liquidi? Esiste una regola empirica secondo la quale “il simile scioglie il suo simile”. Pertanto, se due liquidi sono entrambi costituiti da molecole polari risulteranno miscibili per la loro affinità. Invece, nel caso in cui uno dei due componenti sia apolare e l’altro polare, i liquidi risulteranno immiscibili in quanto le molecole dell’uno non hanno alcuna affinità con le molecole dell’altro. In Tabella 1 trovi elencati alcuni solventi polari e altri non polari, così da poter prevedere con quale liquido ognuno di essi sarà miscibile. Fig. 4 L’acqua e l’olio sono immiscibili e rimangono separati in due fasi liquide distinte. Tab. 1 Polarità di alcuni solventi Solvente polare Solvente non polare acqua metanolo etanolo acetone acido acetico esano eptano toluene tetracloruro di carbonio etere dietilico i g t c unità f 1 Aspetti generali delle soluzioni x÷ –+ Solidi in soluzione Si tratta delle soluzioni di cui maggiormente ci occuperemo e che si ottengono sciogliendo un soluto solido in un solvente liquido. Il liquido ritenuto il solvente per eccellenza è l’acqua. In essa, infatti, sono solubili la maggior parte dei sali, degli zuccheri e di tutte le sostanze le cui molecole presentano polarità paragonabile a quella dell’acqua. Clicca qui per accedere alla scheda L’amalgama per le cure dentarie Analogamente, sempre in accordo con la regola secondo la quale “il simile scioglie il suo simile”, composti costituiti da molecole non polari si scioglieranno in solventi non polari. Per questo motivo non è possibile rimuovere l’unto dalle nostre mani usando semplicemente l’acqua, ma occorre usare un solvente apolare, simile all’unto. Clicca qui per eseguire il test interattivo STOP test di controllo Completa le frasi inserendo le parole mancanti. Stabilisci se le seguenti affermazioni sono vere(V) o false(F). 1. In una soluzione il solvente è il componente presente 3. Un aumento di temperatura diminuisce in quantità ……....................….. mentre il soluto è il componente presente in quantità ……..................................…... 2. La solubilità di un gas in un liquido è ……...................….. la solubilità di un gas. 4. Le leghe sono soluzioni solide. 5. Due liquidi costituiti da molecole polari sono tra loro immiscibili. V F V F V F proporzionale alla sua pressione. obiettivo Conoscere la solubilità e i fattori dai quali essa dipende 2 La solubilità Se proviamo ad aggiungere dello zucchero in acqua ci accorgiamo che la quantità che può essere disciolta non è illimitata. A un certo punto, infatti, lo zucchero non si scioglie più, ma si deposita sul fondo della soluzione. La soluzione così ottenuta si dice satura e il soluto che si è depositato viene detto corpo di fondo. Il limite di solubilità è diverso per ogni composto ed è una proprietà caratteristica e specifica per ogni sostanza in un determinato solvente a una data temperatura. Si definisce solubilità la quantità massima di soluto, espressa in grammi, che può sciogliersi in 100 g di un determinato solvente a una data temperatura. Se la concentrazione della soluzione è inferiore alla sua solubilità massima, la soluzione è insatura. In condizioni particolari è possibile però andare oltre il punto di saturazione, ottenendo così una soluzione chiamata sovrassatura, che è instabile. Basta infatti agitare la soluzione, o aggiungervi un piccolo cristallo del soluto, per provocare un’improvvisa precipitazione del soluto disciolto in eccesso e ottenere una soluzione satura. Fig. 5 L’aggiunta di un piccolo cristallo in una soluzione sovrassatura provoca la precipitazione del soluto. 193 modulo f i g t c Le soluzioni 100 NO Na x÷ –+ 3 KN O 3 90 ) 2O 80 Solubilità (g soluto / 100 g H 194 70 60 50 )2 O3 b(N P 40 NaCl 30 IO 3 20 0 KC K 2SO 4 10 Fig. 6 Andamento crescente della solubilità dei soluti solidi in funzione della temperatura. Cl NH 4 r KB Ca2SO4 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100 Temperatura (ϒC) Come puoi osservare nel grafico (Fig. 6), la solubilità è influenzata dalla temperatura: in generale, quando il soluto è solido, essa aumenta all’aumentare della temperatura, mentre sono pochi i composti che risultano meno solubili a temperature più elevate. Con il riscaldamento infatti, cresce l’energia cinetica della soluzione e le molecole del solvente, muovendosi più velocemente, “aggrediscono” con maggiore frequenza le molecole del soluto con conseguente aumento della solubilità. Il processo di solubilizzazione può anche essere accelerato dall’agitazione e dalla riduzione delle dimensioni delle particelle di soluto. Per questo motivo, infatti, quando zuccheriamo una bevanda siamo soliti mescolarla con un cucchiaino e per salare i cibi si preferisce il “sale fino” al “sale grosso”. L’agitazione favorisce le interazioni tra le molecole del soluto e quelle del solvente, mentre la riduzione delle dimensioni dei cristalli del soluto aumenta la sua superficie di contatto con il solvente favorendo la solubilizzazione. Clicca qui per eseguire il test interattivo STOP test di controllo Completa le frasi inserendo le parole mancanti. 1. Una soluzione è insatura quando la sua concentrazione è ……........................….. alla sua solubilità. 2. La solubilità esprime la ……............................….. quantità in grammi di soluto che può sciogliersi in ……..................... di un solvente ad una data …….......................................…... 3. L’agitazione e le dimensioni .........................….. delle particelle ……..............................….. il processo di solubilizzazione. 4. Una soluzione è satura quando il soluto ha raggiunto la …….................................….. concentrazione possibile ad una certa …….......................................…... Stabilisci se le seguenti affermazioni sono vere(V) o false(F). 5. Un aumento delle temperatura favorisce quasi sempre la solubilità di un soluto solido. 6. Le soluzioni sovrassature sono stabili. 7. Una soluzione con corpo di fondo è satura. V F V F V F unità f 1 Aspetti generali delle soluzioni i g t c x÷ –+ obiettivo 3 La concentrazione delle soluzioni Saper esprimere la concentrazione di una soluzione nelle varie unità fisiche e chimiche Oltre a conoscere la natura dei componenti di una soluzione, è importante conoscere il rapporto delle loro quantità. I termini diluita (piccola quantità di soluto) e concentrata (grande quantità di soluto) hanno un significato quantitativo, ma non preciso e definito. Soltanto la concentrazione o titolo di una soluzione esprime in maniera rigorosa il rapporto tra soluto e solvente. La concentrazione è il parametro numerico che caratterizza una soluzione, esprimendo in che rapporto si trovano il soluto e il solvente. Poiché le quantità di soluto e di solvente possono essere misurate in peso, in volume o in numero di moli, esistono diverse unità per esprimere la concentrazione di una soluzione. Esse si distinguono in: unità fisiche: percentuale in massa, percentuale in volume e percentuale massa su volume; unità chimiche: molarità, molalità, frazione molare. Unità fisiche Percentuale in massa Esprime la massa di soluto disciolto in 100 unità di massa di soluzione. La sua notazione è % m/m. Per calcolare il valore della percentuale in massa basterà moltiplicare per 100 il rapporto tra la massa di soluto e la massa di soluzione, espresse nelle stesse unità di massa: massa % m/m = massa soluto · 100 soluzione La soluzione fisiologica per uso farmacologico, per esempio, è una soluzione allo 0,9% in peso di cloruro di sodio, NaCl, in acqua. Fig. 7 Confezione di soluzione salina sterile. Segui l’esempio Calcola la % m/m di una soluzione che in 200 g contiene 3 g di cloruro di sodio, NaCl. – Applicando la formula relativa alla % m/m e sostituendo i valori si ha: 3g % m/m = · 100 = 1,5 % 200 g Applica Calcola la % m/m: a. di una soluzione acquosa che in 250 g contiene 3,5 g di zucchero; b. di una soluzione che in 1 kg contiene 30 g di soluto. 195 196 modulo f i g t c Le soluzioni x÷ –+ Percentuale in volume Indica il volume di soluto disciolto in 100 unità di volume di soluzione. La sua notazione è % V/V. Analogamente al caso precedente, l’unità di misura del volume deve essere la stessa sia per il soluto che per la soluzione. Se, per esempio, abbiamo una soluzione acquosa di alcol al 10%, possiamo affermare che in 100 mL di soluzione sono contenuti 10 mL di alcol, o che in 100 L di soluzione ci sono 10 L di alcol. Pertanto, la percentuale in volume si otterrà moltiplicando per 100 il rapporto tra il volume del soluto e quello della soluzione, espressi nelle stesse unità di volume. La formula da applicare, simile alla precedente, è dunque: Fig. 8 La percentuale in volume di alcol etilico in questo liquore è del 60 %. % V/V = Vsoluto Vsoluzione · 100 Segui l’esempio Calcola quanti mL di alcol sono contenuti in 250 mL di una soluzione acquosa al 25% V/V. – Dalla formula % V/V = Vsoluto · 100 Vsoluzione ricaviamo Vsoluto: Vsoluto = – Sostituiamo i valori e otteniamo: Vsoluto = 25 · 250 mL = 62,5 mL 100 Applica Calcola quanti mL di alcol sono contenuti: % V/V · Vsoluzione 100 a. in 1 L di grappa al 40% V/V; b. in un boccale di birra da 400 mL al 5% V/V. Massa su volume Esprime la massa di soluto disciolta nell’unità di volume di soluzione. Dire, per esempio, che una soluzione acquosa di cloruro di sodio ha una concentrazione di 20 g/L significa che 1 L di soluzione contiene 20 g di soluto. In base alle unità di misura, le notazioni più comunemente usate sono g/L, mg/L e g/mL. Nel caso in cui la massa di soluto venga riferita a un volume di soluzione uguale a 100, si ottiene la percentuale in massa su volume, la cui notazione è % m/V. La formula da applicare è: msoluto % m/V = · 100 Vsoluzione Segui l’esempio Calcola la massa di idrossido di potassio, KOH, necessaria per preparare 2 L di una soluzione al 20% m/V. – Dalla formula msoluto % m/V = · 100 Vsoluzione ricaviamo msoluto: msoluto = % m/V · Vsoluzione 100 – Sostituendo i valori si ottiene: 20 g/mL · 2000 mL = 400 g msoluto = 100 Applica Calcola: a.quanto zucchero devi pesare per avere 3 L di una soluzione al 10% m/V; b.la percentuale massa su volume di una soluzione ottenuta sciogliendo in acqua 35 g di cloruro di sodio, NaCl, per formare 800 mL di soluzione. unità f 1 Aspetti generali delle soluzioni x÷ –+ i g t c Unità chimiche Molarità La molarità, la cui notazione è M, è l’unità chimica più usata per esprimere la concentrazione di una soluzione. molarità M indica il numero delle moli di soluto disciolte La in un litro di soluzione. Dire, per esempio, che una soluzione acquosa di NaCl è 0,5 M significa che contiene mezza mole di soluto in un litro di soluzione. Conoscendo il numero di moli di soluto n e il volume della soluzione espresso in litri, per calcolare la molarità basta applicare la formula: M= nsoluto VL soluzione Dalla formula inversa possiamo invece risalire al numero di moli contenute in un dato volume, espresso in litri, di soluzione: n soluto = M · VL soluzione Per risalire ai grammi di soluto disciolti, basterà moltiplicare il numero di moli per la sua massa molare: g soluto = nsoluto · Msoluto Segui l’esempio Calcoliamo la molarità M di una soluzione che in 500 mL contiene 10 g di NaOH. – Ricaviamo la massa molare M di NaOH: MNaOH = 23 + 16 + 1 = 40 g/mol – Ricaviamo il numero n di moli corrispondenti a Proviamo ora a calcolare quanti grammi di NaCl sono contenuti in 500 mL di una soluzione 0,2 M: – Applicando la formula inversa della molarità possiamo ricavare il numero n di moli contenute nella soluzione: 10 g di soluto: nsoluto = 10 g 40 g/mol = 0,25 mol – Calcoliamo quindi la molarità: M= Applica nsoluto VL soluzione = 0,25 mol 0,5 L = 0,5 mol/L n = M · V = 0,2 mol/L · 0,5 L = 0,1 mol – Ricaviamo la massa molare del sale NaCl: M = 23 + 35,5 = 58,5 g/mol – Per calcolare il numero di grammi del sale basta moltiplicare il numero n di moli di soluto per la sua massa molare M: g = n · M = 0,1 mol · 58,5 g/mol = 5,85 g Calcola la molarità di una soluzione che: Applica a. in 500 mL contiene 5,95 g di cloruro di sodio, NaCl; b. in 200 mL contiene 5,85 g di cloruro di potassio, KCl; c. in 2 L contiene 20 g di acido solforico, H2SO4. Calcola: a. quanti grammi di KCl sono presenti in 100 mL di una soluzione 0,1 M; b. quanti grammi di MgCl2 sono contenuti in 250 mL di una soluzione 0,25 M. 197 198 modulo f i g t c Le soluzioni x÷ –+ Molalità La molalità m indica il numero delle moli di soluto disciolte in un kg di solvente. È l’unità adottata nel SI per la concentrazione; la notazione usata è m e viene così espressa: n soluto m = kg solvente Questa unità di misura è indipendente dalla temperatura a cui si opera, poiché il volume non compare nella relazione indicata. Il volume, infatti, è una grandezza che varia al variare della temperatura. Segui l’esempio Calcoliamo la molalità di una soluzione ottenuta sciogliendo in 250 g di acqua 0,4 g di NaOH. – Ricaviamo il numero n di moli di NaOH la cui massa molare è M = 23 + 16 + 1 = 40 g/mol per cui il numero n di moli del soluto risulta: g 0,4 g = nsoluto = M = 40 g/mol 0,01 mol – Trasformiamo in kg la massa di solvente: 250 g 250 g = = 0,250 kg 1000 g/kg – Applichiamo la formula m= nsoluto kgsoluzione 0,01 mol e otteniamo m = = 0,04 mol/kg 0,250 kg Applica Calcola la molalità delle seguenti soluzioni: a.10 g di NaCl in 200 g di acqua; b.25 g di CaCl2 in 500 g di acqua. Frazione molare La frazione molare di ciascun componente di soluzione esprime il rapporto tra il numero di moli di quel componente e il numero totale di moli di tutti i componenti. Essa è particolarmente usata per le soluzioni gassose che spesso sono costituite da più di due componenti e in cui non si fa distinzione tra soluto e solvente. Se la soluzione è costituita da due componenti A e B, indicando con nA il numero di moli del componente A e con nB il numero di moli del componente B, la frazione molare χA del componente A sarà data dal rapporto: nA χ = ——— A nA + nB mentre la frazione molare χB del componente B sarà data dal rapporto: nB χ = ——— B nA + nB È ovvio che la somma delle frazioni molari è sempre uguale a 1: χ +χ =1 A B Pertanto, dalla frazione molare di un componente si può ricavare la frazione molare dell’altro. i g t c unità f 1 Aspetti generali delle soluzioni x÷ –+ Segui l’esempio Calcoliamo la frazione molare del cloruro di sodio, NaCl, e dell’acqua in una soluzione ottenuta sciogliendo 10 g di NaCl in 100 g di acqua. – Calcoliamo il numero di moli di NaCl contenute in 10 g di questo sale, sapendo che la massa molare è M = 58,44 g/mol: g 10 g NaCl nNaCl = = = 0,17 mol 58,44 g/mol MNaCl e sostituendo i valori si ha: 0,17 χNaCl = = 0,030 5,72 χH2O = 1 – χNaCl in 100 g: ossia, sostituendo i valori: χH2O = 1 – 0,030 = 0,970 Applica gH2O 100 g = = 5,55 mol MH2O 18 g/mol Calcola la frazione molare di ciascun componente: – Il numero totale di moli è: nNaCl nNaCl + nH2O – Poiché χNaCl + χH2O = 1 – Calcoliamo il numero di moli di H2O contenute nH2O = χNaCl = nNaCl + nH2O = 0,17 + 5,55 = 5,72 mol – La frazione molare di NaCl sarà data allora dalla formula: a.di una miscela gassosa che contiene 0,5 moli di ossigeno O2 e 0,25 moli di azoto N2; b.di una miscela formata da 300 g di etanolo, C2H60, e 300 g di acqua. Clicca qui per eseguire il test interattivo STOP test di controllo Completa le frasi inserendo le parole mancanti. Stabilisci se le seguenti affermazioni sono vere(V) o false(F). 1. La concentrazione stabilisce in che rapporto stanno tra 4. Una soluzione al 10% V/V contiene 10 g loro le quantità di …..................….. e di ……............…... 2. La % m/m esprime la …..................….. di soluto disciolta in …..................….. unità di massa di …..................…... 3. La molalità indica il numero delle ….......................….. di soluto disciolte in un kg di …..........................................…... obiettivo Sapere come varia la concentrazione di una soluzione per effetto della diluizione di soluto in 100 mL di soluzione. 5. Una soluzione 1 molare contiene 1 mole di soluto in 1 litro di solvente. 6. Una soluzione 2 molale contiene 2 moli V F V F di soluto disciolte in 1 kg di solvente. V F 7. La molarità non varia con la temperatura. V F 4 La diluizione Talvolta può capitare di dovere preparare una soluzione di determinata concentrazione diluendone una più concentrata. Immagina di voler diluire un volume iniziale Vi di una soluzione a concentrazione iniziale Mi, fino a portarla a una concentrazione finale Mf . Quanta acqua devi aggiungere? Poiché a qualunque diluizione la quantità di soluto rimane invariata, possiamo scrivere una uguaglianza tra il numero di moli ni contenute nella soluzione iniziale e quello nf contenuto nella soluzione finale. 199 modulo 200 f i g t c Le soluzioni x÷ –+ Poiché è: ni = Mi · Vi e nf = Mf · Vf , dall’uguaglianza ni = nf risulta: Mi · Vi = Mf · Vf dove Mi e Vi indicano la molarità e il volume della soluzione iniziale e Mf e Vf la molarità e il volume della soluzione diluita finale. Pertanto, risolvendo rispetto a Vf si ha: Vf = Mi · Vi Mf Ciò significa che alla soluzione iniziale dovrai aggiungere acqua fino a portare il volume di partenza, Vi, al volume finale, Vf. Per concentrazioni C espresse in unità diverse dalla molarità, più in generale si può scrivere l’eguaglianza tra la quantità di soluto contenuta nel volume Vi della soluzione concentrata (a concentrazione Ci) e quella contenuta nel volume Vf della soluzione diluita (a concentrazione Cf). Pertanto si ha: Ci · Vi = Cf · Vf Fig. 9 Per effetto della diluizione, l’intensità del colore della soluzione diminuisce. Segui l’esempio A 250 mL di una soluzione 0,1 M di KCl vengono Applica aggiunti 750 mL di acqua. Calcola la molarità M della soluzione finale. – Il volume finale della soluzione sarà Vf = 250 mL + 750 mL = 1000 mL Calcola a.la molarità M di una soluzione di idrossido di sodio, NaOH, ottenuta mescolando 100 mL di NaOH 0,1 M con 300 mL di acqua; b.quanto HCl 12 M occorre per preparare 200 mL di una soluzione di HCl 3 M. – Applichiamo la formula: Mi · Vi = Mf · Vf e ricaviamo Mf = Mi Vi Vf – Sostituiamo i valori e otteniamo: Mf = 0,1 mol/L · 0,250 L = 0,025 mol/L 1L Clicca qui per eseguire il test interattivo STOP test di controllo Scegli il completamento corretto tra quelli proposti. 1. L’aggiunta di solvente a una soluzione… a la diluisce b aumenta la quantità di soluto presente c riduce la quantità di soluto presente 2. Se il volume di una soluzione raddoppia, il titolo… a raddoppia b si dimezza c non varia Clicca qui per aprire la sintesi dei concetti principali i g t c Verifica unità f 1 1 2 Aspetti generali delle soluzioni 11. Calcola la solubilità del cloruro di sodio, NaCl, in acqua a 20°C se a questa temperatura una soluzione satura è costituita da 140 g di soluto in 350 g di acqua. Che cos’è una soluzione La solubilità [40 g / 100 g]. . 1. Che cosa si intende per soluzione? 2. Spiega la differenza tra soluto e solvente. 3. In base allo stato fisico dei componenti, quali tipi di soluzioni conosci? 4. Che cosa si intende per solubilità? 5. Identifica il soluto, il solvente e lo stato fisico di ciascuna delle seguenti soluzioni: a.cloro sciolto in acqua di una piscina b.aceto (5% acido acetico e 95% acqua) c. ottone (60% rame e 40% zinco) 6. Identifica il soluto, il solvente e lo stato fisico di 7. Stabilisci se la solubilità dell’ossigeno in acqua au- menta o diminuisce se: a.la temperatura della soluzione passa da 20 °C a 40 °C ................. b.la pressione dell’ossigeno passa da 50 mmHg a 100 mmHg . . . . . . . . ......... La diluizione 13. Come si definisce una concentrazione espressa in % m/m e una in % V/V? 14. Qual è la differenza tra una soluzione 0,5 M e una soluzione 0,5 m? 15. Se la frazione molare di un soluto in acqua è 0,25, qual è la frazione molare dell’acqua? La concentrazione delle soluzioni 12. Che cosa indica la concentrazione di una soluzione? ciascuna delle seguenti soluzioni: a.anidride carbonica sciolta in acqua nelle bibite gassate b.una lega metallica costituita dal 75% di rame e dal 25% di nichel c. whisky (43% di alcol in acqua) 3 4 [40 g / 100 g] . . x÷ –+ 201 8. Se in 1 L di acqua si sciolgono 2 g di biossido di carbonio a 1 atm, quanto se ne scioglierà di questo gas a 2 atm? 9. La solubilità del cloro gassoso è 0,63 g / 100 g di ac- qua a 25 °C e alla pressione di 760 mmHg. Qual è la solubilità del cloro in acqua a 25 °C e alla pressione di 1520 mmHg? [1,26 g / 100 g] 10. In 250 g di acqua è possibile sciogliere al massimo 3,2 g di un certo soluto. Qual è la sua solubilità? [1,28 g / 100 g] . 16. Calcola quanti grammi di zucchero occorrono per preparare 500 g di soluzione al 20% m/m. [100 g] 17. Calcola la concentrazione in % m/m delle seguenti soluzioni ottenute sciogliendo: a.13 g di idrossido di bario in 150 g di soluzione b.50 g di glucosio in 250 g di soluzione 18 Calcola la concentrazione espressa in % m/m di una soluzione ottenuta sciogliendo 25 g di cloruro di sodio in 250 mL di acqua. [9,1 %] 19. Calcola quanti grammi di zucchero sono contenuti in: a.250 g di una soluzione al 5% m/m b.500 g di una soluzione al 2,5% m/m c. 1 kg di una soluzione al 3% m/m 20. Calcola quanti grammi di NaCl e quanti di acqua vanno mescolati per preparare 45 g di una soluzione all’1% m/m del sale. [0,45 g Nacl, 44,55 g H2O] 21 Calcola quanti grammi di idrossido di sodio e quanti di acqua sono contenuti in un kg di una soluzione al 2,3% m/m. [23 g NaOH, 977 g H2O] x÷ –+ i g t c Verifica 202 22. Quanti grammi di CuSO4 sono necessari per preparare 100 g di una soluzione allo 0,1% m/m di tale sale? [0,10 g] 33 Calcola quanti grammi di soluto sono contenuti in 310 mL di una soluzione 0,214 M di Na2SO4. 23 Calcola la % V/V di una soluzione acquosa che in 600 mL contiene 60 mL di alcol. 34 Calcola quanti grammi di acido nitrico, HNO3, devono essere sciolti in acqua per ottenere 250 mL di soluzione 0,01 M. [0,157 g] [10 %] 24. Calcola la quantità di alcol contenuta in una bottiglia da 750 mL di vino che ha una gradazione alcolica di 11° che corrisponde ad una concentrazione all’11% V/V. . [82,50 mL] 25. La dose massima giornaliera di alcol consentita è di 55 mL. Con una crocetta indica, tra le seguenti, le quantità di bevande alcoliche che non superano la dose consigliata. a 250 mL di birra all’8% V/V b 150 mL di whisky al 42% V/V c 300 mL di vino al 12% V/V 26. Calcola quanti grammi di ciascun soluto devi pesare per preparare le seguenti soluzioni acquose: a.100 g di soluzione di idrossido di potassio al 3% m/m b.0,25 L di una soluzione di glucosio al 10% m/V 27 L’aceto può essere considerato una soluzione acquosa di acido acetico in acqua. Se un tipo di aceto viene commercializzato come aceto al 5% m/V, calcola la quantità in grammi di acido acetico contenuto in 1 L di questo prodotto. [50 g] 28. Calcola la molarità di ciascuna delle seguenti soluzioni: a.1,5 g di cloruro di sodio NaCl in 100 mL di soluzione b.1,5 g di cromato di potassio, K2Cr2O7, in 100 mL di soluzione 29 Calcola la molarità di ciascuna delle seguenti soluzioni: a.20 g di bromuro di magnesio, MgBr2, in 250 mL di soluzione b.5,55 g di carbonato di litio, Li2CO3, in 75 mL di soluzione [9,38 g] 35. Calcola per ciascuna delle seguenti soluzioni, di cui trovi indicata la concentrazione, il volume espresso in mL che contiene la quantità di soluto richiesta: a.10 g di soluto da NaF 0,275 M b.10 g di soluto da CdCl2 0,275 M c. 10 g di soluto da K2CO3 0,408 M 36. Calcola la molalità m delle seguenti soluzioni: a.5,55 g di CaCl2 in 125 g di acqua b.3 g di KCl in 90 g di acqua 37. Calcola la molalità m delle seguenti soluzioni: a.2,3 moli di LiI in 400 g di acqua b.1,3 moli di KOH in 250 g di acqua 38 10,60 g di carbonato di sodio, Na2CO3, vengono sciolti in 1200 g di acqua. Calcola la molalità m della soluzione. [0,083 molale] 39. Calcola la molalità m di una soluzione ottenuta solubilizzando in 150 mL di acqua 20,84 g di acido nitrico, HNO3. [2,20 molale] 40 Calcola la frazione molare del soluto e del solvente di una soluzione ottenuta sciogliendo 50 g di NaCl in 450 g di acqua. [χNaCl = 0,033 e χH O = 0,967] 2 41. Calcola la frazione molare di una soluzione che in 500 g di acqua contiene 20 g di idrossido di calcio, Ca(OH)2. [χCa(OH) = 0,01 e χH O = 0,99] 2 2 42. Calcola la frazione molare del solvente di una soluzione la cui frazione molare del soluto è 0,55. 43. A quale volume devi diluire una soluzione 0,5 M di KCl perché la sua concentrazione diventi 0,25 M? 30. Calcola quante moli di acido solforico, H2SO4, sono ne- 44. A quale volume devi portare 25 mL di una soluzione 1,5 M di HCl perché la concentrazione diventi 0,04 M? . . cessarie per preparare 1 L di una soluzione 0,151 M. [0,151 moli] 31. Calcola quante moli di idrossido di sodio, NaOH, sono necessarie per preparare 1 L di una soluzione 0,151 M. . [0,151 moli] [937,50 mL] 45. Data una soluzione di KOH 5 M, in che modo si possono preparare 250 mL di KOH 0,625 M? . [diluendo 31,25 mL] 32. Calcola quanti grammi di idrossido di potassio, KOH, sono contenuti in 200 mL di una soluzione 0,108 M. 46. Qual è la molarità di una soluzione ottenuta diluendo, a 100 mL, 20 mL di una soluzione 0,1 M di NaOH? . . [1,21 g] [0,020 M] i g t c unità f 1 x÷ –+ Aspetti generali delle soluzioni Verifica le competenze Esempio guidato gsoluto = nsoluto · Msoluto = 1,5 mol · 40 g/mol = 60 g Dalla percentuale in massa alla molarità • Calcola la molarità M di una soluzione di acido cloridrico, HCl, al 38% m/m sapendo che la sua densità è 1,19 g/mL. Soluzione a. Dal valore della densità si deduce che 1 mL di soluzione pesa 1,19 g, pertanto 1 L pesa 1,19 · 1000 = 1190 g b. Dal valore della % m/m si ricava la quantità di soluto contenuto in 1 L di soluzione che pesa 1190 g mediante la proporzione: 100 : 38 = 1190 : x da cui: x= = 452,2 g 100 c. Trasformiamo i grammi di soluto così ottenuti in moli: g 452,2 g nHCl = HCl = = 12,4 mol MHCl 36,47 g/mol d. Poiché il volume della soluzione è 1 L, 12,4 corrisponde alla molarità della soluzione che pertanto è 12,4 M. 47 L’ammoniaca commerciale è una soluzione al 29% di NH3 in acqua. Sapendo che la sua densità è 0,904 g/mL, calcola la sua molarità. [15,41 M] 48 Qual è la molarità di una soluzione di acido nitrico, HNO3, al 35% m/m che ha densità 1,21 g/mL? 1150 : 60 = 100 : x 60 · 100 da cui x = = 5,22% m/m 1150 51 Calcola la % m/m di una soluzione 1,38 M di ammo- niaca commerciale NH3 in acqua sapendo che la sua densità è 1,90 g/mL. [1,23 %] 52 500 mL di una soluzione contenente 1,5 moli di HCl ha una densità 1,06 g/mL. Calcola la % m/m. 38 · 1190 c. Per calcolare quanti grammi di soluto sono contenuti in 100 g di soluzione impostiamo la seguente proporzione: [6,72 M] 49 Calcola la molarità di una soluzione sciropposa che contiene il 15% m/m di saccarosio, C12H22O11, e che ha densità 1,06 g/mL. [0,46 M] [10,32 %] 53 Trasferendo una mole di NaCl in acqua e portando il suo volume a 2,5 L si ottiene una soluzione la cui densità è 1,11 g/mL. Calcola la sua % m/m. [2,11 %] 54 Calcola la % m/m di una soluzione di Ca(OH)2 0,2 M che ha densità 1,22 g/mL. [1,21 %] 55 La densità di una soluzione ottenuta sciogliendo 1,5 moli di carbonato di sodio Na2CO3 in 2500 mL di acqua è 1,19 g/mL. Calcola la sua % m/m. [5,34 %] Esempio guidato Dalla percentuale in massa alla molalità • Calcola la molalità m di una soluzione al 20% m/m di NaOH. 50 Qual è la molarità di una soluzione al 30% m/m di KOH che ha densità 1,11 g/mL? [5,94 M] Soluzione Esempio guidato b.Trasformiamo in kg la quantità di solvente: 80 g = 0,08 kg 1000 g/kg Dalla molarità alla percentuale in massa • Calcola la % m/m di una soluzione 1,5 M di NaOH sapendo che la sua densità è 1,15 g/mL. Soluzione a. Dalla densità ricaviamo che 1 L della soluzione pesa 1,15 · 1000 = 1150 g b. Dalla molarità si deduce che 1 L di soluzione contiene 1,5 moli. Possiamo calcolare quindi la massa in grammi di soluto contenuta in 1 L di soluzione. a. Dalla percentuale in massa si deduce che 100 g di soluzione sono costituiti da 20 g di NaOH e da 80 g di acqua. c. Ricaviamo il numero di moli corrispondenti a 20 g di NaOH ricordando che la sua massa molare M è 40 g/mol. nNaOH = gNaOH MNaOH = 20 g 40 g/mol = 0,5 mol d.Calcoliamo ora la molalità m della soluzione: nNaOH 0,5 mol m= = = 6,25 mol/kg kgsolvente 0,08 kg 203 204 Verifica i g t c x÷ –+ unità f 1 Aspetti generali delle soluzioni 56 Calcola la molalità di una soluzione al 5% m/m di Esempio guidato KBr. [0,44 m] Dalla percentuale in massa alla frazione molare 57 Una soluzione contiene in 100 g 1,35 g di LiOH. Qual è la sua molalità? [0,57 m] • Calcola la frazione molare dei componenti di una 58 Calcola la molalità di una soluzione al 3% m/m di H2SO4. [0,32 m] Soluzione 59 Una soluzione glucosata contiene glucosio, C6H12O6, al 10% m/m. Calcola la sua molalità. [0,62 m] 60 La soluzione fisiologica è una soluzione di NaCl 0,92% m/m. Esprimi in molalità la sua concentrazione. soluzione acquosa di acetone, C3H6O, al 30% m/m. a. Dai valori della % si deduce che 100 g di soluzione sono costituiti da 30 g di acetone e 70 g di acqua. b.Calcoliamo il numero di moli dei due componenti tenendo presente che la massa molare dell’acqua è 18 g e quella dell’acetone è 58 g: g 30 g nC H O = C3H6O = = 0,52 mol 3 6 MC H O 58 g/mol 3 6 [0,16 m] 61 Calcola la molalità m di una soluzione al 30% m/m di HCl. [11,71 m] Dalla molalità alla percentuale in massa. • Calcola la % m/m di una soluzione 0,5 m di NaOH. Soluzione a. Dalla definizione di molalità si deduce che in 1 kg di solvente sono state disciolte 0,5 moli di NaOH. b.Trasformiamo in grammi il numero di moli di NaOH ricordando che la sua massa molare M è 40 g/mol. 2 gsoluzione = gsolv. + gsoluto = 1000 g + 20 g = 1020 g d.Per calcolare la massa in grammi di soluto contenuta in 100 g di soluzione, impostiamo la proporzione 20 : 1020 = x : 100 da cui: x= 20 · 100 χC 62 Calcola la % m/m di una soluzione 0,1 m di KCl. [0,74 %] 63 Calcola la % m/m di una soluzione di HCl 10,5 m. [27,70 %] 64 Calcola la % m/m di una soluzione 3 m di AgNO3. 18 g/mol = 3,89 mol 3H6O + nH O = 0,52 + 3,89 = 4,4 mol 2 3H6O = nC3H6O ntot = 0,52 mol 4,4 mol = 0,12 e.Puoi infine verificare che la somma delle due frazioni molari corrisponde all’unità: χH O + χC 2 3H6O = 0,88 + 0,12 = 1 67 Una miscela gassosa è costituita per il 25% m/m da CO2 e per il 75% m/m da O2. Calcola le frazioni molari dei due componenti. [χCO = 0,20, χO = 0,80] 2 2 68 Calcola la frazione molare dei componenti di una soluzione acquosa al 30% m/m di etanolo, C2H6O. 2O [χetanolo = 0,14, χacqua = 0,86] 69 Calcola la frazione molare dei componenti della soluzione acquosa al 10% m/m di cloruro sodio, NaCl. 1020 Tale quantità corrisponde alla % m/m del soluto. MH 70 g d.P ossiamo ora calcolare le frazioni molari dei due componenti: n 3,89 mol χH O = H2O = = 0,88 2 4,4 mol ntot = 1,96 = c. Calcoliamo adesso il numero di moli totali dalla somma: gNaOH = nNaOH · MNaOH = 0,5 mol · 40 g/mol = 20 g c. Dalla somma della massa del solvente e quella del soluto otteniamo il peso totale della soluzione: 2O nH O = ntot = nC Esempio guidato gH [33,76 %] 65 Calcola la % m/m di una soluzione di urea, CH4N2O, 1,5 m. [8,43 %] 65 Trasforma in % m/m la concentrazione di una soluzione di H2SO4, 2 m. [16,40 %] [χNaCl = 0,033, χacqua = 0,967] 70 L’aria è costituita dal 78,03% m/m di N2, dal 20,99% m/m di O2, dallo 0,93% m/m di Ar e dallo 0,03% m/m di CO2. Calcola la frazione molare dell’azoto e dell’ossigeno. [χN = 0,81, χ = 0,19] 2 i g t c unità f2 obiettivo Conoscere il comportamento delle soluzioni ioniche x÷ –+ Il comportamento delle soluzioni 1 Le soluzioni ioniche La presenza di ioni conferisce all’acqua una proprietà nuova: quella di condurre la corrente elettrica. Se immergiamo in acqua distillata due sbarrette di rame (elettrodi) e le colleghiamo a una pila, ci accorgiamo che la lampadina inserita nel circuito non si accende: ciò significa che l’acqua pura non conduce la corrente elettrica. Se all’acqua aggiungiamo un cucchiaino di zucchero o di urea (solidi molecolari), nel circuito continua a non passare corrente. Se però all’acqua aggiungiamo una piccola quantità di un elettrolita come il cloruro di sodio (solido ionico), allora la lampadina si accende (Fig. 1). Na+ Cl- Clicca qui per vedere il filmato Misure di conducibilità anodo (+) catodo (-) Fig. 1 Schema di un apparato per lo studio della conducibilità di una soluzione. Gli ioni provenienti dalla solubilizzazione del cloruro di sodio sono particelle cariche, positive e negative, che migrano verso gli elettrodi consentendo il passaggio della corrente. In particolare, gli ioni positivi migrano verso l’elettrodo negativo (catodo) e per questo motivo sono chiamati cationi, mentre gli ioni negativi migrano verso l’elettrodo positivo (anodo) e vengono chiamati anioni. Va precisato, infine, che l’intensità della corrente, rilevabile dall’intensità luminosa della lampadina inserita nel circuito, dipende dalla quantità di elettrolita presente nella soluzione e, quindi, dal numero di ioni. 206 modulo f Le soluzioni i g t c x÷ –+ I non elettroliti, come lo zucchero e l’urea, poiché non danno luogo alla formazione di ioni in soluzione, non permettono il passaggio della corrente. Possiamo dividere, quindi, le sostanze in due categorie: e lettroliti, che in soluzione acquosa conducono la corrente elettrica; n on elettroliti, che in soluzione acquosa non conducono la corrente elettrica. STOP test di controllo Clicca qui per eseguire il test interattivo Completa le frasi inserendo le parole mancanti. Stabilisci se le seguenti affermazioni sono vere(V) o false(F). 1. Gli elettroliti sono sostanze che in soluzione acquosa 3. Il glucosio conduce la corrente elettrica. V F 4. Gli ioni positivi sono detti cationi. V F 5. Gli anioni migrano verso il polo negativo. V F 6. I non elettroliti in soluzione producono ioni. V F 7. I solidi molecolari sono non elettroliti. V F …...................................... la corrente elettrica. 2. L’intensità della corrente elettrica che attraversa una soluzione ionica …............................................................ dalla …............................. di elettrolita presente in soluzione. obiettivo Scoprire in che modo la presenza di un soluto influenza i punti fissi di un solvente 2 La crioscopia e l’ebullioscopia Le soluzioni, come si è detto, sono miscugli costituiti da particelle di soluto che interagiscono con le particelle del solvente. Ciò causa la variazione delle proprietà specifiche del solvente, fra cui i punti fissi che, come sappiamo, sono proprietà caratteristiche delle sostanze pure. L’acqua pura, per esempio, solidifica a 0 °C e bolle a 100 °C. Tali valori, però, vengono alterati quando l’acqua contiene una certa quantità di soluto. In particolare si osserva un abbassamento del punto di congelamento e un innalzamento del punto di ebollizione. Per ciò che riguarda il congelamento possiamo dire che le particelle, interponendosi tra quelle del solvente, costituiscono per queste ultime una sorta di ostacolo alla loro aggregazione in un reticolo cristallino. Riguardo all’ebollizione, l’effetto del soluto invece è quello di diminuire la tensione di vapore, che, come si è detto, è la tendenza delle molecole del solvente a liberarsi per passare allo stato di vapore, a causa delle interazioni che si instaurano tra le particelle del soluto e le molecole del solvente. È necessario, quindi, un aumento della temperatura per vincere tali interazioni. Fig. 2 L’antigelo nel radiatore sfrutta l’abbassamento crioscopico. L’abbassamento della temperatura di congelamento, detto abbassamento crioscopico, e l’innalzamento della temperatura di ebollizione, detto innalzamento ebullioscopico, sono chiamate proprietà colligative del solvente, in quanto dipendono soltanto dal numero di particelle di soluto presenti in soluzione e dalla natura del solvente. Pertanto, se in 1 kg di acqua sciogliamo 1 mole di glucosio, avremo lo stesso effetto crioscopico ed ebullioscopico che si avrebbe sciogliendo 1 mole di urea o 1 mole di qualunque altra sostanza molecolare. Una mole di qualunque sostanza, infatti, contiene sempre un numero di Avogadro di particelle. Se invece nella stessa quantità di acqua sciogliamo una mole di NaCl che è un solido ionico, l’effetto crioscopico ed ebullioscopico saranno pressoché raddoppiati. Una mole di NaCl, infatti, in soluzione genera un numero doppio di particelle: gli ioni Na+ e gli ioni Cl–. Tab. 1 Costanti crioscopiche e temperature di congelamento di alcuni solventi Solvente acqua cicloesano benzene canfora Kcr 1,86 20 5,1 40 unità f 2 x÷ –+ i g t c tcong (°C) 0 6,5 5,5 178,4 Tab. 2 Costanti ebullioscopiche e temperature di ebollizione di alcuni solventi Solvente Keb teb (°C) acqua cicloesano benzene canfora 0,515 2,79 2,53 5,95 100 81 80,1 208,3 Il comportamento delle soluzioni Per soluti non elettroliti le relazioni che consentono di ottenere l’abbassamento crioscopico e l’innalzamento ebullioscopico in funzione della concentrazione sono: dove: ∆tcr = Kcr · m e ∆teb = Keb · m tcr indica l’abbassamento crioscopico, ovvero la differenza tra il punto di con∆ gelamento del solvente puro e quello della soluzione; ∆teb indica l’innalzamento ebullioscopico, ovvero la differenza tra il punto di ebollizione della soluzione e quello del solvente puro; Kcr e Keb indicano, rispettivamente, la costante crioscopica e la costante ebullioscopica che sono caratteristiche per ogni solvente; m indica la concentrazione della soluzione espressa in molalità. Per le soluzioni di elettroliti, sia il prodotto Kcr · m sia il prodotto Keb · m vanno moltiplicati per il numero i di ioni che l’elettrolita genera in soluzione. Le relazioni pertanto diventano: ∆tcr = Kcr · m · i e ∆teb = Keb · m · i Nelle formule, i indica il numero complessivo di ioni in soluzione. Così, per esempio, per KBr, i = 2, mentre per Na2SO4, i = 3. Segui l’esempio Calcoliamo a quale temperatura congela una so- Calcoliamo la temperatura di congelamento di luzione ottenuta sciogliendo 180 g di glucosio, C6H12O6, in 2 kg di acqua. – La massa molare del glucosio che è un solido molecolare e quindi non elettrolita è: una soluzione ottenuta sciogliendo 58,5 g di NaCl in 1 kg di acqua. – La massa molare di NaCl: M = 23 + 35,5 = 58,5 g/mol M = (6 · 12) + (12 · 1) + (6 · 16) = 180 g/mol – Ricaviamo il numero n di moli contenute in – Calcoliamo il numero n di moli che corrispondono a 180 g del soluto: g 180 g n= = = 1 mol M 180 g/mol – Calcoliamo la molalità della soluzione: m= nsoluto 1 mol = = 0,5 mol/kg kgsolvente 2 kg – Applicando la formula relativa alla crioscopia ∆tcr = Kcr · m e ricordando che per l’acqua Kcr = 1,86 abbiamo: ∆t = 1,86 · 0,5 = 0,93 Pertanto, poiché l’acqua pura congela a 0 °C, la soluzione congelerà a –0,93 °C. Applica Calcola: a.la temperatura di ebollizione della soluzione dell’esercizio svolto; b.la temperatura di congelamento e di ebollizione di una soluzione di un liquido di un radiatore che contiene 31 g di glicole etilenico (M = 62 g/mol) in 500 g di acqua. 58,5 g di soluto g 58,5 g n= = = 1 mol M 58,5 g/mol – Ricaviamo la molalità della soluzione: m= n = 1 mol = 1 mol/kg kgsolvente 1 kg – Applichiamo la formula della crioscopia tenendo conto però che il valore Kcr · m va moltiplicato per 2 in quanto ogni molecola di NaCl genera in soluzione 2 ioni. Quindi: ∆t = 2 · 1,86 · 1 = 3,72 – Poiché l’acqua pura congela a 0 °C la nostra soluzione congelerà a –3,72 °C. Applica Calcola: a.la temperatura di ebollizione della soluzione dell’esempio svolto; b.la temperatura di ebollizione e di congelamento di una soluzione acquosa 0,5 m dell’elettrolita Na2SO4. 207 208 modulo f i g t c Le soluzioni Clicca qui per eseguire il test interattivo STOP test di controllo Completa le frasi inserendo le parole mancanti. Stabilisci se le seguenti affermazioni sono vere(V) o false(F). 1. Le proprietà colligative dipendono dal …........................... 4. L’abbassamento crioscopico di una soluzione 1 molale di NaCl è uguale a quello di una soluzione 1 molale di glucosio. delle particelle disciolte in soluzione e non dalla natura del …............................ 2. Il ∆tcr indica la differenza tra il punto di congelamento 3. La costante crioscopica e la costante ebullioscopica 1 molale di KCl è il doppio di quello di una soluzione 1 molale di saccarosio. 6. L’abbassamento crioscopico 3 La pressione osmotica Conoscere la pressione osmotica e l’equazione che la mette in relazione alla concentrazione del soluto Cl- - H2O δ+ δ- HCl δ+ V F V F è una proprietà colligativa del soluto. sono …....................................................... per ogni solvente. H+ + V F 5. L’innalzamento ebullioscopio di una soluzione del solvente …................... e quello della ….......................... obiettivo x÷ –+ δ- Se una soluzione concentrata di permanganato di potassio viene versata in un recipiente contenente acqua pura, si osserva che il soluto di colore viola tende a muoversi dalle zone a più alta concentrazione verso quelle a concentrazione più bassa. Tale fenomeno prende il nome di diffusione. Per lo stesso motivo l’acqua tende a muoversi in senso opposto e cioè dalle zone a concentrazione più bassa verso quelle a concentrazione più elevata. Se nessun ostacolo impedisce tale diffusione, le diverse molecole del sistema si distribuiranno uniformemente nell’intero volume a disposizione. δ concentrazione Quando, invece,+ una soluzione di una data viene messa a contatδto, mediante una membrana semipermeabile, con un solvente puro o con un’altra soluzione di diversa concentrazione, si ha il fenomeno dell’osmosi, che è quel processo per cui un solvente passa attraverso una membrana da una soluzione diluita a una più concentrata fino al raggiungimento dell’equilibrio. Una membrana semipermeabile è, infatti, costituita da materiali che consentono solo il passaggio delle molecole del solvente e non del soluto. Il processo dell’osmosi può essere evidenziato per mezzo di un semplice dispositivo come quello mostrato in figura. + acqua pura B Fig. 3 Dispositivo per la misura della pressione osmotica. membrana semipermeabile A B membrana semipermeabile A B A membrana semipermeabile Esso è costituito da un tubo a U i cui rami A e B sono separati da una membrana semipermeabile. Se in entrambi i rami poniamo acqua pura, si osserva che i livelli dei due rami sono uguali; ma se nel ramo B del tubo, sciogliamo un soluto, per esempio glucosio, dopo un certo tempo si nota un abbassamento del livello in A e un innalzamento di quello in B dovuto al passaggio delle molecole del solvente puro verso la soluzione. i g t c unità f 2 x÷ –+ Il comportamento delle soluzioni Il dislivello crea una pressione che si oppone a quella esercitata dal solvente attraverso la membrana. Tale pressione è detta pressione osmotica e si indica con p. La pressione osmotica p corrisponde alla pressione idrostatica che, esercitata su una soluzione separata da un’altra più diluita da una membrana semipermeabile, si oppone al passaggio di solvente dalla soluzione più diluita a quella più concentrata. Clicca qui per accedere alla scheda Acqua pura per osmosi Come tutte le grandezze colligative, anche la pressione osmotica dipende dalla concentrazione del soluto e non dalla natura delle particelle presenti nella soluzione e, in definitiva, dal loro numero in soluzione. La pressione osmotica è collegata alla concentrazione della soluzione mediante un’equazione, detta equazione di Van’t Hoff, che ricorda quella dei gas ideali: pV = nRT da cui: π = n RT = cRT V dove c indica la concentrazione della soluzione espressa in molarità, T è la temperatura in kelvin della soluzione ed R è una costante di proporzionalità il cui valore corrisponde alla costante universale dei gas, cioè 0,082 L · atm/mol K. Nel caso di un soluto elettrolita, anche per la pressione osmotica il prodotto cRT va moltiplicato per un numero i corrispondente al numero di ioni generato in soluzione, per cui l’equazione diventa: π = cRTi Segui l’esempio Calcoliamo la pressione osmotica p di una solu- zione acquosa che in 2 L contiene 1,8 g di glucosio, C6H12O6, alla temperatura di 20 °C: – Calcoliamo il numero n di moli corrispondenti a 1,8 g di glucosio, ricordando che la sua massa molare M è 180 g/mol: g 1,8 g n= = = 0,01 mol M 180 g/mol – La molarità della soluzione è: n 0,01 mol M = soluto = = 0,005 mol/L VL soluzione 2L – Trasformiamo in K la misura della temperatura espressa in °C: T = (20 + 273,16) = 293,16 K STOP test di controllo – Applichiamo la formula relativa alla pressione osmotica, sapendo che R = 0,082 atm L/mol K: π = MRT = 0,005 mol/L · 0,082 atm · · L/mol K · 293,16 K = 0,120 atm Applica Calcola: a.la pressione osmotica di una soluzione 0,1 M di saccarosio, C12H22O11, alla temperatura di 22 °C; b.la pressione osmotica di una soluzione 0,1 M di LiCl alla temperatura di 20 °C. Clicca qui per eseguire il test interattivo Completa le frasi inserendo le parole mancanti. Stabilisci se le seguenti affermazioni sono vere(V) o false(F). 1. La pressione osmotica è una proprietà …........................... 3. L’equazione che si usa per calcolare in quanto dipende dal …........................... di particelle del soluto e non dalla sua …........................................ 2. Nell’equazione di Van’t Hoff, R corrisponde a …................, T alla …........................................ e c alla ….............................. la pressione osmotica è simile a quella dei gas ideali. V F 4. Durante il processo osmotico il solvente passa attraverso una membrana semipermeabile da una soluzione concentrata ad una più diluita. V F 209 210 modulo obiettivo Saper descrivere i sistemi colloidali f Le soluzioni i g t c x÷ –+ 4 I colloidi Oltre alle soluzioni vere, per le quali sono valide le proprietà colligative, esistono particolari sistemi, detti colloidi, che sono miscugli per i quali non risultano valide le proprietà colligative. Essi si presentano torbidi e opalescenti. Alcuni esempi di sostanze colloidali sono la colla, la gelatina o l’agar agar (una gelatina naturale ricavata da un’alga rossa). I primi studi sui colloidi vennero condotti intorno al 1860 da T. Graham, che distinse le sostanze in due grandi categorie in base alla loro capacità di attraversare particolari membrane animali o vegetali e al loro potere di diffusione in acqua. Graham chiamò cristalloidi le sostanze che in soluzione sono capaci di attraversare tali membrane, e colloidi le sostanze che in soluzione non sono capaci di attraversarle e quindi vengono trattenute da esse. Tuttavia questa distinzione si dimostrò insufficiente in quanto una stessa sostanza può dar luogo a soluzioni colloidali in acqua e a soluzioni vere con altri solventi o viceversa. Per esempio, l’oleato di sodio è solubile in alcol etilico con cui forma una soluzione vera, mentre disciolto in acqua dà origine a una soluzione colloidale; viceversa, il cloruro di sodio sciolto in acqua dà luogo a una soluzione vera, mentre disciolto nel benzene forma una soluzione colloidale. Oggi si preferisce parlare di sistemi colloidali, indicando con tale termine un miscuglio in fase fluida (liquido o gas) contenente particelle solide o liquide disperse. I sistemi colloidali presentano specifiche caratteristiche e proprietà, una fra queste è l’effetto Tyndall. Quando un raggio di luce viene fatto passare attraverso un liquido puro o una soluzione vera, il suo percorso non è visibile lateralmente perché le particelle in soluzione sono troppo piccole per disperdere la luce. Nei sistemi colloidali, invece, le particelle sono di dimensione abbastanza grande da disperdere la luce, per cui quando un raggio di luce le colpisce, un osservatore posto lateralmente può osservarne il percorso. Fig. 4 Fascio di luce che attraversa una soluzione colloidale: effetto Tyndall. L’effetto Tyndall ci permette di avere informazioni sulle dimensioni e sulla forma delle particelle. In particolare si è calcolato sperimentalmente che in una soluzione vera le particelle disperse hanno un diametro che non supera i 5 nm (nanometri), mentre nei sistemi colloidali il diametro è compreso fra i 5 e i 200 nm. Se si supera quest’ultimo valore di 200 nm, non si può parlare di sistemi colloidali, ma di sospensioni. Le dimensioni delle particelle non ci danno però alcuna informazione sulla loro natura; le particelle dei sistemi colloidali, infatti, possono essere disperse come aggregati di atomi o di molecole oppure disperse come molecole singole, come per esempio le proteine, che in tal caso però hanno un peso molecolare molto elevato. Nelle soluzioni, invece, le particelle si trovano diffuse nel solvente e con esso danno luogo a un miscuglio omogeneo a un’unica fase, mentre i sistemi colloidali sono costituiti da due fasi in quanto più che di un soluto dobbiamo parlare di una fase dispersa, e più che di un solvente dobbiamo parlare di una fase disperdente. i g t c unità f 2 x÷ –+ Il comportamento delle soluzioni Se la fase disperdente, liquida o gassosa, è in quantità maggiore della fase dispersa solida di dimensioni ultramicroscopiche, si ha un sol (termine derivato da soluzione). A seconda della natura della fase disperdente esso viene chiamato con nomi diversi: idrosol, alcosol, aerosol ecc. Fig. 5 Nell’aerosol, goccioline di liquido sono disperse in una fase gassosa. Se invece è maggiore la quantità della fase solida, rispetto alla fase liquida o gassosa, si ha un gel (termine derivato da gelatina). Fig. 6 Nella gelatina, goccioline di liquido sono disperse in una fase solida. I sistemi colloidali rivestono una notevole importanza nei processi biologici e trovano impiego nell’industria. Esempi di processi biologici in cui sono coinvolti i colloidi sono le cellule e le loro membrane, il plasma sanguigno, e la maggior parte dei liquidi circolanti nelle piante e negli animali. Esempi di applicazione industriale si riscontrano invece nel settore dei farmaci, dei materiali plastici e ceramici e nella concia delle pelli. Studi applicativi specifici di settore hanno condotto allo sviluppo della cosiddetta chimica dei colloidi. STOP test di controllo Clicca qui per eseguire il test interattivo Stabilisci se le seguenti affermazioni sono vere(V) o false(F). 1. I sistemi colloidali presentano l’effetto Tyndall. 2. Anche i colloidi seguono le leggi relative alle proprietà colligative. 3. Nei sol la fase disperdente è in quantità maggiore rispetto alla fase V F 4. I sistemi colloidali sono costituiti da due fasi. 5. Nei gel prevale la fase solida rispetto a quella liquida o gassosa. 6. Le dimensioni delle particelle disperse in un sistema colloidale hanno V F dispersa. diametro inferiore a 5 nanometri. Clicca qui per aprire la sintesi dei concetti principali V F V F V F V F 211 unità f2 1 2 Il comportamento delle soluzioni lina, C10H8, in 38,4 g di benzene, C6H6, sapendo che i valori della costante crioscopica e di quella ebullioscopica del benzene sono rispettivamente 5,1 °C kg/mol e 2,53 °C kg/mol. Le soluzioni ioniche La crioscopia e l’ebullioscopia . 9. Calcola il punto di congelamento e il punto di ebollizione di una soluzione che contiene 2,68 g di naftalina, C10H8, in 38,4 g di canfora, C10H16O, sapendo che i valori della costante crioscopica e di quella ebullioscopica della canfora sono rispettivamente 40 °C kg/mol e 5,95 °C kg/mol. 1. In base a quale proprietà possiamo distinguere un elettrolita da un non elettrolita? . .............................................................................................................. 2. In una soluzione ionica si presenta sotto forma di ioni il solvente o il soluto? . .............................................................................................................. 3. Perché le particelle di carica elettrica negativa vengono anche chiamate anioni? . .............................................................................................................. 4. Perché la crioscopia e l’ebullioscopia sono considerate proprietà colligative? . .............................................................................................................. 5. Che cosa significa che la costante crioscopica dell’acqua è 1,86? . .............................................................................................................. 6. Calcola la temperatura di congelamento e la temperatura di ebollizione delle seguenti soluzioni acquose, sapendo che la costante crioscopica e quella ebullioscopica dell’acqua sono rispettivamente 1,86 °C kg/mol e 0,51 °C kg/mol . a. glucosio 2 m .............................................................................. . b. glicerolo 0,5 m ......................................................................... . c. KBr 2 m ........................................................................................ . d. LiCl 0,5 m ................................................................................... 10. Calcola la concentrazione molale m di una soluzione acquosa di saccarosio che bolle a 103 °C. 11. Calcola la massa in grammi di glucosio, C6H12O6, che sono stati disciolti in 1 kg di acqua che congela a –6 °C. . [581,40 g] 12. Calcola la massa in grammi di ioduro di potassio, KI, che sciolto in 3,5 L di acqua, provoca un innalzamento ebullioscopico di 2,5 °C. . [1423,45 g] 13. Calcola a che temperatura congela una soluzione acquosa al 40% m/m di glicole etilenico, C2H6O2. . [–2O °C] 14. Calcola a che temperatura bolle una soluzione acquosa al 40% m/m di glicerolo, C3H8O3. . x÷ –+ i g t c Verifica 212 7. Calcola la temperatura di congelamento e la temperatura di ebollizione delle seguenti soluzioni acquose sapendo che la costante crioscopica e quella ebullioscopica dell’acqua sono rispettivamente 1,86 °C kg/mol e 0,51 °C kg/mol . [103,66 °C] 15. Stabilisci se, come antigelo per automobili, è più efficace una soluzione ottenuta sciogliendo in 1 kg di acqua 100 g di glicole etilenico, C2H6O2, oppure 100 g di glicerolo, C3H8O3. 3 4 La pressione osmotica I colloidi . 16. In che cosa consiste il fenomeno della diffusione? 17. In che cosa consiste il fenomeno dell’osmosi? . a. urea 3 m ...................................................................................... . b. glicole etilenico 1 m .............................................................. 18. Dai una definizione operativa di pressione osmotica. . c. MgCl2 3 m . .................................................................................. . d. CaCl2 3 m .................................................................................... 8. Calcola il punto di congelamento e il punto di ebolli- 19. Perché una soluzione 0,1 M di NaCl esercita una pressione osmotica pressoché doppia di una soluzione 0,1 M di glucosio? zione di una soluzione che contiene 2,68 g di nafta- 20. Riporta alcuni esempi di sistemi colloidali. i g t c unità f 2 x÷ –+ Il comportamento delle soluzioni . 21. Calcola la pressione osmotica p di una soluzione 1,5 M di urea alla temperatura di 25 °C. 25 Una soluzione è stata ottenuta sciogliendo in ac- qua 23 g di glucosio, C6H12O6, e portando poi il volume a 2 L. Calcola la sua pressione osmotica p a 30 °C. [36,67 atm] 22. Qual è la pressione osmotica p esercitata da una soluzione 1,5 M di bromuro di potassio, KBr, alla temperatura di 25 °C? [73,35 atm] 26 Calcola la pressione osmotica p a 25 °C di una solu- 23. Calcola la pressione osmotica p a 40 °C di una soluzione acquosa 0,5 molare di glicerolo. [12,84 atm] 24 Calcola la pressione osmotica p a 30 °C di una soluzione di glucosio, C6H12O6, 0,1 molare, sapendo che la sua densità a quella temperatura è 1,06 g/mL. [2,49 atm] [1,62 atm] zione acquosa che in 1,5 L contiene 34,2 g di saccarosio, C12H22O11. [1,64 atm] 27 La pressione osmotica p di una soluzione acquosa di un soluto non elettrolita non volatile è 1,27 atm a 0 °C. Qual è la molarità della soluzione? [0,057 M] Verifica le competenze Esempio guidato • Una soluzione, ottenuta sciogliendo in 1 kg di ben- zene 32,94 g di una sostanza non elettrolita, congela a 4,19 °C. Sapendo che il benzene puro congela a 5,50 °C e che la sua costante crioscopica Kcr è 5,10 °C kg/mol, determina la massa molare M della sostanza. Soluzione a. Calcoliamo l’abbassamento crioscopico ∆T: ∆T = 5,50 – 4,19 = 1,31 °C b. Dalla formula relativa all’abbassamento crioscopico ricaviamo la molalità m della soluzione: ∆T ∆T = Kcrm da cui m= Kcr c. Sostituiamo i valori e otteniamo la molalità: 1,31 °C m= = 0,257 mol/kg 5,10 °C kg/mol d. Il valore m ricavato corrisponde al numero di moli di sostanza sciolte in 1 kg di solvente corrispondenti a 32,94 g. e. Ricordando che n= g M possiamo calcolare il valore di M: M= g n = 32,94 g 0,257 mol = 128,17 g/mol 28 Una soluzione, ottenuta sciogliendo 10,94 g di una sostanza non elettrolita in 1 kg di acqua, congela a –0,44 °C. Sapendo cha la costante crioscopica dell’acqua Kcr è 1,86 °C kg/mol, determina la massa molare M della sostanza. [45,58 g / mol] 29 Una soluzione di 4,8 g di una sostanza non elettrolita in 22 g di acqua congela a –2,5 °C. Calcola la massa molare M della sostanza. [165,52 g / mol] 30 Una soluzione, ottenuta sciogliendo 10 g di una sostanza non elettrolita in 100 mL di acqua, bolle a 100,98 °C. Sapendo che la costante ebullioscopica Keb dell’acqua è 0,52 °C kg/mol, calcola la massa molare M della sostanza. [52,63 g / mol] 31 Una soluzione, ottenuta sciogliendo 0,175 g di urea in 36,11 g di acqua, bolle a 100,042 °C. Calcola la massa molare M dell’urea. [59,93 g / mol] 32 Sciogliendo 9 g di un elettrolita del tipo MeCl in 1 kg di acqua, si ottiene una soluzione che congela a –0,588 °C. Qual è la massa molare di questo sale? [56,25 g / mol] 33 Una soluzione che contiene 2,5 g di un composto non elettrolita in 150 g di acqua ha un abbassamento crioscopico di 0,2 °C. Calcola la massa molare M del composto. [156,25 g / mol] 34 Un campione di 3,22 g di un composto non elettrolita sciolto in 150 mL di acqua provoca un innalzamento ebulloscopico della soluzione di 0,12 °C. Qual è la massa molare M del composto? [92 g / mol] 35 In 1 kg di benzene vengono sciolti 24 g di un com- posto non elettrolita. La soluzione ottenuta congela a 4,92 °C. Calcola la massa molare M del composto sapendo che il benzene puro congela a 5,48 °C e che la sua Kcr è 5,12 °C kg/mol. [218,18 g / mol] 36 Calcola la massa molare di un composto elettrolita del tipo MeCl2 sapendo che una sua soluzione acquosa ottenuta sciogliendo 147,2 g di questo composto in 1 kg di acqua bolle a 101,2 °C. [191,17 g / mol] 213 214 Verifica i g t c x÷ –+ unità • Una soluzione, che in 100 mL contiene 12,16 g di una sostanza non elettrolita, esercita una pressione osmotica di 6,92 atm alla temperatura di 15 °C. Calcola la massa molare M della sostanza. Soluzione a. Applicando la formula: π=cRT possiamo ricavare la concentrazione c che, come sappiamo, è espressa in molarità M: π c=M= RT b. Ricordando che R = 0,082 atm L/mol K e che T = °C + 273,16 = 15 + 273,16 = 288,16 K otteniamo: 6,92 atm 0,082 atm L/mol K · 288,16 K c. Poiché: M= e M M · Vsoluzione d. Trasformiamo il volume in litri: 1000 = = 0,1 L 1000 12,16 g 0,29 mol/L · 0,1 L 38 0,743 g di un composto non elettrolita sono disciolti in acqua a 15 °C e portati al volume di 150 mL. Questa soluzione esercita una pressione osmotica di 1,535 atm. Calcola la massa molare del composto. [75,82 g / mol] 39 Un litro di una soluzione contenente 75 g di una proteina esercita una pressione osmotica di 350 mmHg a 35 °C. Qual è la massa molare di questa proteina? [4166,67 g / mol] 40 Una soluzione, che in 2 L contiene 23 g di un composto organico non elettrolita, esercita una pressione osmotica di 1,58 atm a 30 °C. Determina la massa molare del composto. [179,69 g / mol] [34965,03 g / mol] 42 Una soluzione acquosa, che in un litro contiene 9 g di un soluto non elettrolita, esercita a 25 °C una pressione osmotica di 1,22 atm. Calcola la massa molare M del soluto. [180 g / mol] 43 Una soluzione acquosa contiene in un litro 9 g di un 100 e. Sostituiamo i valori e otteniamo: M= [98,60 g / mol] g gsoluto VmL sostanza non elettrolita, esercita una pressione osmotica di 1,34 atm alla temperatura di 25 °C. Determina la massa molare della sostanza. 41 Calcola la massa molare delle pepsina, sapendo che una soluzione di 0,5 g di questo enzima in 30 mL di acqua mostra una pressione osmotica p di 8,92 torr a 27 °C. Vsoluzione si deduce che: M= = 0,29 mol/L molsoluto mol soluto = VL = Il comportamento delle soluzioni 37 Una soluzione, che in 1 L contiene 5,423 g di una Esempio guidato M= f2 composto elettrolita del tipo MeX ed esercita una pressione osmotica di 2,44 atm a 25 °C. Calcola la massa molare M di questo composto. [180 g / mol] = 419,3 g/mol Clicca qui per eseguire il test di verifica di fine modulo Clicca qui per eseguire il test in inglese Password to chemistry