Caso di soluzione ottenuta da una reazione chimica col solvente

1. Caso di soluzione ottenuta da una reazione chimica col solvente

4. Solubilizzazione di un composto ionico ad opera dell’acqua La variazione di energia si chiama DHdissoluzione Alcuni solidi si sciolgono in liquidi con processo endotermico altri con processo esotermico .

6. Preparazione di un litro di CuSO4 per diluizione

7. L’etichetta su una bottiglia di acido cloridrico concentrato

10. LE SOLUZIONI Sono miscele omogenee di due o più sostanze Componenti Sostanze che compongono la soluzione Componente presente in maggiore quantità Solvente Ogni altro componente Soluto Le proprietà delle soluzioni non dipendono dalle quantità assolute di ciascun componente quanto dai rapporti tra le quantità dei vari componenti ovvero dalle quantità relative dei vari componenti → le concentrazioni

11. Metodi misura della concentrazionein soluzioni ideali Percentuale in massa (m%). La quantita' di soluto e' espressa in unita' di massa (ad esempio g) ed e' rapportata in percentuale alla massa della soluzione espressa nelle stesse unita' di misura: m (%) = msoluto/msoluzione x100 Quindi m(%) rappresenta grammi di soluto per 100 grammi di soluzione

12. Metodi misura della concentrazione Percentuale in volume La quantita' di soluto e' espressa in unita' di volume (ad esempio l) ed e' rapportata in percentuale al volume della soluzione espressa nelle stesse unita' di misura V(%)=Vsoluto/Vsooluzione x100 Poco usato perché i volumi spesso non sono additivi

13. Le percentuali Indica la composizione percentuale dei vari componenti la soluzione. Percentuale in moli : moli di soluto in 100 moli totali Percentuale in peso (% P/P) : grammi di soluto in 100 grammi totali Percentuale in peso di soluto per volume di soluzione (% P/V): grammi di soluto in 100 ml totali Percentuale in peso rispetto al solvente : grammi di soluto in 100 g di solvente puro Percentuale in volume (%V/V): volume di soluto in 100 volumi di soluzione

14. Metodi misura della concentrazione Frazione molare (c) La quantita' di soluto e' espressa in moli ed e' rapportata alla quantita' di soluzione espressa come somma delle moli di tutti i componenti: c=nsoluto/ntotali Quindi la frazione molare c rappresenta il numero di moli di soluto che corrisponde ad 1 mole di soluzione.

15. Metodi misura della concentrazione Molarita' (M)La quantita' di soluto e' espressa in moli ed e' rapportata alla quantita' di soluzione, espressa in litri: M= n/V(l) con n= numero di moli V= volume in l Quindi la molarita' rappresenta il numero di moli di soluto presenti in 1l di soluzione + utile della M quando la temperatura della soluzione varia

16. Metodi misura della concentrazione Molalita' (m )La quantita' di soluto e' espressa in moli ed e' rapportata alla quantita' di solvente (non soluzione) espressa in kg : m= n/msolvente(kg) Quindi la molalita' rappresenta il numero di moli di soluto presenti in 1kg di solvente

17. Metodi misura della concentrazione • Parti per milione ppm= parti soluto/106parti soluzione (mg/L) • Parti per miliardo ppb= parti soluto/109 parti soluzione (μg/L) Le parti possono essere espresse in massa o in volume

18. Metodi misura della concentrazione Normalità (N) N= neq/V (l) esprime il numero di equivalenti di soluto per litro di soluzione. Gli equivalenti sono le quantità di sostanza che hanno la stessa capacità di combinazione nelle reazioni chimiche. Gli equivalenti sono numericamente uguali alle moli o a frazioni semplici di esse.

19. EQUIVALENTI Peso equivalente: di una sostanza la sua quantità in grammi che reagisce completamente con 1 g di idrogeno o con 8 g di ossigeno. Si definisce equivalente o grammoequivalente di una sostanza la quantità in grammi corrispondente al peso equivalente. Gli equivalenti o sono quantità in grammi delle diverse sostanze che reagiscono completamente tra loro. Gli equivalenti reagiscono e si formano sempre in rapporto unitario (1 : 1). Un composto può entrare in reazioni diverse con rapporti stechiometrici diversi, il peso equivalente non può essere dedotto a priori ma solo considerando il composto nel contesto della reazione a cui partecipa o per la quale deve essere usato.

20. m (g) neq (eq) = PE (g/eq) Per un elettrolita (acido, base, sale) il numero di equivalenza z è uguale al numero di equivalenti del suo anione o del suo catione P.M. P.E. = z = z (eq) • n (mol) • Per un catione o un anione il numero di equivalenza z coincide con la sua carica. • z è uguale al numero di elettroni ceduti o acquistati da una sostanza durante una reazione redox

21. Esempio  Calcolare il peso equivalente dei seguenti acidi o basi: a) perclorico; b) solforico; c) idrossido di zinco a) HClO4→ monovalente quindi z = 1 eq/mol P.E. = P.M./z = 100.46 (g/mol)/ 1(eq/mol) = 100.46 g/eq b) H2SO4→ divalente quindi z = 2 eq/mol P.E. = P.M./z = 98.08 (g/mol)/ 2(eq/mol) = 49.04 g/eq c) Zn(OH)2→ divalente quindi z = 2 eq/mol P.E. = P.M./z = 99.41 (g/mol)/ 2(eq/mol) = 49.71 g/eq

22. Reazione di neutralizzazione. Il peso equivalente è il peso in grammi di sostanza che cede una mole di H+ se si tratta di un acido o acquista una mole di H+ se si tratta di una base. P.E.=P.M.\n° moli H+ scambiati Reazione di ossidoriduzione. Il peso equivalente è il peso in grammi di sostanza che cede acquista o cede una mole di elettroni. P.E.=P.M.\n° moli e- scambiati

23. Esempio Calcolare il peso equivalente di KMnO4 nella semireazione di riduzione in ambiente acido. Determinare, inoltre la normalità di una soluzione che contiene 0.02 moli di KMnO4 in un litro. MnO4- + 8H+ + 5e-→ Mn2+ + 4H2O PE (KMnO4) = PM / 5 = 158 /5 = 31.6 g/eq Poiché 0.02 moli su 1 l → 0.02 M N = z M = 5 • 0.02 = 0.1

24. Attività Il concetto di attività viene inteso come la concentrazione con la quale le specie prendono effettivamente parte ad un processo L'attività è in relazione con la concentrazione analitica C (per i gas la pressione parziale p) tramite l'equazione a = f*C (a = f*p, per i gas), dove a è l’attività della specie in esamea concentrazione C (o pressione parziale p) e f, detto coefficiente di attività, è un fattore correttivo adimensionale con valori compresi tra 0 e 1. Per concentrazioni < 10-3 esso tende a 1; per concentrazioni > 10-3 esso tende a zero quanto più la soluzione è concentrata: esso quindi è una misura della non idealità del componente in esame Responsabile di questo fenomeno nel caso di ioni è l’attrazione elettrostatica tra due ioni in soluzione concentrata nella quale gli ionireagiscono elettrostaticamenteinmodorilevante

25. Soluzione a concentrazione nota → soluzione a concentrazione minore Soluzione1 a concentrazione M1, volume V1→ soluzione2 a concentrazione M2 (M2 < M1) e V2, tra le due soluzioni esiste la relazione: V1M1 = V2M2 m% • d M = • 10 PMB LE DILUIZIONI La molarità M di una soluzione di densità d (g/ml) in cui m% è la percentuale in peso del generico soluto B di peso molare PMB si ricava dalla seguente relazione:

26. Solubiltà = massima concentrazione di soluto ottenibile a una certa T o concentrazione della soluzione in presenza di un corpo di fondo

27. DHsoluzione.= Eret+ DHsolvatazione Queste due energie dipendono dalla carica e dalle dimensioni degli ioni dove Eretenergia che occorre fornire per allontanare gli ioni del reticolo a distanza infinita Se Eret> DHsolvatazione processo endotermico Se Eret < DHsolvatazione processo esotermico La dissoluzione di solidi contenenti ioni a carica elevata (es. AlF3, Cr2O3) è troppo endotermica (elevata Ereticolare) perché tali solidi possano essere molto solubili in acqua.

28. Zucchero candito

29. Effetto dell’aumento di temperatura sulla solubilità di alcuni sali

30. Solubilità dell’ossigeno

32. Legge di Henry Pgas= k Cgas Dove P è la pressione parziale del gas e C la concentrazione del gas disciolto nel liquido

34. Se il soluto è poco volatile Psolv.= csolvP°solv

35. Legge di Raoult Pi= ciP°i

36. Dimostrazione abbassamento tensione di vapore

37. Soluzione ideale: le forze attrattive A-B devono essere simili alle forze attrattive A-A e B-B (es. benzene-toluene) Soluzioni ideali a due componenti (volatili) P = PA + PB (legge di Dalton) PA = A P°A; PB = B P°B (legge di Raoult) P = A P°A + B P°B

38. Soluzioni non ideali con deviazioni positive Le forze attrattive A-B sono più deboli delle forze attrattive A-A e B-B (Teb più bassa; es. acqua-etanolo; etanolo-benzene) Processo endotermico

39. Soluzioni non ideali con deviazioni negative Le forze attrattive A-B sono più forti delle forze attrattive A-A e B-B [Teb più alta; es. acqua-acido (legami idrogeno); acetone- cloroformio] Processo esotermico Soluzioni reali diluite si avvicinano al comportamento ideale

40. vapore l+v liquido 0,45 0,73 Distillazione (miscele ideali) Teb(toluene): 110,6°C Teb(benzene): 80,1°C

41. Alla fine: benzene quasi puro come distillato e toluene quasi puro come residuo Distillazione frazionata 0,2

42. Distillazione frazionata

43. Raoult: dev. negative Da sinistra: cloroformio quasi puro come distillato e azeotropo come residuo Da destra: acetone quasi puro come distillato e azeotropo come residuo Distillazione (miscele non ideali) Raoult: dev. positive Da sinistra: etanolo quasi puro come residuo e azeotropo come distillato Da destra: benzene quasi puro come residuo e azeotropo come distillato

44. Nei fermentatori non si può ottenere etanolo puro da soluzioni acquose, perché l’etanolo forma con l’acqua un azeotropo minimobollente al 95% in etanolo.

45. Le curve di riscaldamento e di raffreddamento dell’acqua pura e di una soluzione acquosa (verde)

47. Abbassamento crioscopico e innalzamento ebullioscopico di una soluzione DTc= Kc m DTe=Ke m

49. Pressione osmotica pV= nRT