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.
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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.
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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.
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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.
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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.
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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
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fine modulo
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