FORMULE. NORMALITÀ (N): quantità di soluto come numero di equivalenti sciolti in un volume di soluzione uguale ad un litro.

ESERCIZI MOLARITÀ

FORMULE

NORMALITÀ (N): quantità di soluto come numero di equivalenti sciolti in un

volume di soluzione uguale ad un litro.

Normalità (N) =

= 𝑛𝑢𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑖 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑖 𝑑𝑖 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜

𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑖𝑛 𝑖𝑡𝑟𝑖 𝑑𝑒𝑙𝑙𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑧𝑖𝑜𝑛𝑒 = ^𝑒𝑞

𝑙

Calcolare la molarità di una soluzione che contiene 0,300 mol di HCl in un volume di 545 ml.

M = ^𝑚𝑜𝑙

𝑙 = ^0,300

0,545 = 0,550 mol/l

OPPURE posso impostare una proporzione:

0,300 : 0,545 = x :1,000 Dai cui risulta:

x= 0,300 𝑥 1,00

0,545 = 0,550 mol/l

Calcolare la concentrazione in g x L

e la molarità di una soluzione ottenuta solubilizzando 0,5407 g di urea

(NH

CONH

) in 250 mL di acqua pura. Assumere che il volume della soluzione coincida con il volume del solvente.

• La concentrazione:

g x L^-1 e = ^{𝑚(NH2CONH2)}

𝑉 = ^0,5407

0,250 = 2,16^𝑔

𝑙

• La molarità:

n(NH₂CONH₂) = ^𝑚(NH₂CONH₂)

𝑀.𝑀(NH₂CONH₂)=

0,5407 𝑔

60,07 𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 9 x 10^-3 mol M (NH₂CONH₂) = ^{𝑚𝑜𝑙𝑖}(NH₂CONH₂)

𝑉 𝑖𝑛 𝑙𝑖𝑡𝑟𝑖 = 9 𝑥 10−3 𝑚𝑜𝑙

0,250 𝑙 = 3,6 𝑥 10−2 𝑚𝑜𝑙 𝑙

M.M (NH₂CONH₂) = 60,07

In realtà in questo caso la molarità

• M = ^𝑔ൗ𝐿

𝑀.𝑀 ^𝑔ൗ_𝑚𝑜𝑙 = ^2,16

60,07 = 3,6 x 10−2𝑚𝑜𝑙 𝐿

Esercizio per casa:

Calcolare la molalità di una soluzione

preparata solubilizzando 2,4264 g di KNO₃ in 500 mL di acqua pura.

- Indicare anche la nomenclatura trazionale e di IUPAC;

- Calcolare anche la massa molecolare (M.M).

PROPRIETÀ DELLA

SOLUZIONE ELETTROLITICA

Il ruolo dell’acqua come solvente

• Funzione ATTIVA

• REAZIONI IONICHE

Quando l’acqua scioglie un solido ionico (es cloruro di potassio). Questa trasformazione con un semplice apparecchio che misura la conduttività elettrica. La corrente

elettrica che fluisce nella soluzione implica il movimento di particelle cariche.

NaCl

Na

+ Cl

Una sostanza che conduce corrente

elettrica quando è sciolta in acqua è un

H₂O

• Gli ioni carichi di segno opposto si separano l’uno dall’altro, si circondano di molecole di acqua e si disperdono in modo casuale:

SOLVATAZIONE.

• Si ottiene quindi un GUSCIO DI IDRATAZIONE.

• ATTENZIONE: l’acqua è necessaria ma non è un reagente.

CLASSIFICAZIONE DEGLI ELETTROLITI:

Una soluzione acquosa di un elettrolita

conduce corrente perché il soluto si separa in ioni quando si scioglie.

Possiamo distinguere:

- Elettroliti FORTI: si dissociano molto, conducendo più corrente.

- Elettroliti DEBOLI: non si dissociamo facilmente, conducendo meno correte.

- NON ELETTROLITI: se non si dissociano in soluzione.

PROPRIETÀ COLLIGATIVE *

Si considera:

- abbassamento della pressione di vapore

- innalzamento della temperatura di ebollizione - abbassamento della temperatura di

solidificazione

- pressione osmotica.

* Dipendono dal numero di particelle nella soluzione.

ABBASSAMENTO DELLA PRESSIONE DI VAPORE

A. Solvente puro: vaporizza perché le particelle che si muovono in modo casuale in fase di vapore

sono più disordinate rispetto a quando sono situate l’una vicina all’altra nel liquido.

B. Soluzione: ha delle particelle più in disordine del solvente puro, quindi il solvente ha una minore tendenza a vaporizzare per raggiungere lo stesso grado di disordine.

Legge di Raoult

La pressione di vapore del solvente sopra la soluzione (P_solvente) è uguale alla frazione molare di solvente nella soluzione (X_solvente) moltiplicata per la pressione di

vapore del solvente puro.

P_solvente = X_solventex Psolvente0

SOLUZIONE IDEALE è la soluzione che segue la legge di Raoult a diverse concentrazioni.

Per cui dovendo considerare la frazione molare:

X_solvente + X _soluto = 1; Perciò X _solvente = 1 – X _soluto Dalla legge di Roult otteniamo che:

P _solvente = X_solvente x Psolvente0 =

= (1 – X _soluto) x Psolvente0

INNALZAMENTO DELLA TEMPERATURA DI EBOLLIZIONE:

la temperatura della soluzione alla quale la pressione di vapore eguaglia la pressione di atmosferica.

Anche detto INNALZAMENTO EBULLIOSCOPICO (ΔT_eb):

La temperatura di ebollizione di una soluzione è più alta di quella del solvente puro.

Quindi:

È necessaria una temperatura più alta perché la pressione di vapore della soluzione uguagli la pressione di vapore.

ΔT_eb ∝ m ossia ΔT_eb =K_ebm

Dove K_eb è una costante ha come unità il grado Celsius per unità molale (°C/m) ed è specifica di un dato

solvente.

ABBASSAMENTO DELLA TEMPERATURA DI

SOLIDIFICAZIONE: temperatura a cui la pressione di vapore è uguale a quella del solvente puro.

ABBASSAMENTO DELLA TEMPERATURA DI SOLIDIFICAZIONE (O ABBASSAMENTO

CRIOSCOPICO, ΔT_cr): poiché la pressione di

vapore della soluzione è inferiore a quella del solvente a qualsiasi temperatura, la soluzione solidifica a una temperatura inferiore a quella a cui solidifica il solvente.

ΔT_cr ∝ m ossia ΔT_cr =K_crm

Dove K_cr è una costante ha come unità il grado Celsius per unità molale (°C/m) ed è specifica di un dato

solvente.

PRESSIONE OSMOTICA

OSMOSI:

Una membrana è inserita nella curva di un tubo a U e separa una soluzione acquosa di zucchero dall’acqua pura.

La MEMBRANA SEMIPERMEABILE si lascia attraversare dall’acqua ma non dal soluto.

Questo flusso netto di acqua dall’esterno all’interno della soluzione aumenta il volume della soluzione e quindi diminuisce la concentrazione.

Quindi l’altezza della soluzione in un ramo del tubo sale e quella del solvente nell’altro ramo scende.

L’equilibrio si ha quando il numero di molecole di acqua che escono dalla soluzione è uguale al numero di quelle che vi entrano.

La differenza di pressione all’equilibrio è la pressione

osmotica, definita come la pressione applicata necessaria per impedire il movimento netto di acqua dal solvente alla soluzione (Π, lettera pi greca).

Π∝ ^{𝑛𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜}

𝑉_{𝑠𝑜𝑙𝑢𝑧} RT = MRT

La costante di proporzionalità è R volte la temperatura assoluta.

SOLUZIONE ISOTONICA – IPERTONICA -

IPOTONICA

OSMOSI INVERSA

L’acqua effluisce dalla soluzione

concentrata quando alla soluzione viene applicata una pressione maggiore della pressione osmotica, costringendo

l’acqua a refluire attraverso la

membrana abbandonando gli ioni.

CONCLUSIONI

Le proprietà colligative furono fondamentali per Arrhenius perché egli poté notare che in soluzione erano presenti più particelle delle molecole di soluto sciolte e quindi che le molecole di soluto si erano dissociate in ioni.

EQUILIBRIO ACIDO-BASE

ACIDI E BASI IN ACQUA

L’acqua è un prodotto in tutte le reazioni tra acidi e basi forti.

HCl_(aq) + NaOH_(aq) → NaCl_(aq)+ H₂O_(l)

In effetti, considerando l’equazione ionica si vede che:

H⁺ + OH^- → H₂O_(l)

Quando un acido si dissocia:

HA_{(g o l)} + H₂O_(l) → A^-_(aq)+ H₃O⁺_(aq)

Quello che si ottiene è l’IDRONIO: il protone si lega covalentemente a una delle coppie di solitarie dell’atomo di O di una molecola di acqua .

ACIDI E BASI

Arrhenius

(1859-1926)

Acido è una sostanza che contiene H nella

sua formula e si dissocia in acqua per

produrre H₃O⁺.

Base è una sostanza che contiene OH nella

formula e si dissocia in acqua per produrre

OH^-.

Brønsted

(1879-1947) &

Lowry (1874- 1936)

Acido è un donatore di protoni, qualsiasi specie che dona con

uno ione H⁺.

Base è un accettore di protoni, qualsiasi specie che accetta

uno ione H⁺.

Lewis (1876- 1946)

Acido è qualsiasi specie che accetta

una coppia di elettroni.

Base è qualsiasi specie che dona una

coppia di elettroni.

ACIDO: HCl → H

+ Cl

Anche se le basi di Arrhenius contengono nelle loro strutture ioni OH- discreti, gli acidi di Arrhenius non contengono mai ioni H+.

Gli acidi presentano atomi di H legati covalentamente che si ionizzano in acqua.

Quando un acido e una base reagiscono, subiscono NEUTRALIZZAZIONE.

In cosa consiste?

Lo ione H⁺ proveniente dall’acido e lo ione OH^- proveniente dalla base si combinano per formare H₂O.

BASE: NaOH → Na

+ OH

HCl + NaOH → NaCl + H

O

HCl: acido forte +

NaOH: base forte

↓

NaCl: SALE

COSTANTE DI DISSOCIAZIONE ACIDA (K_a) :

È il valore che descrive la forza di dissociazione di una sostanza acida.

Reazione: HA + H₂O → H₃O⁺ + A^- 𝐾_𝑎 = ^𝐻3𝑂

+ [𝐴⁻] [𝐻𝐴]

Però in realtà le reazioni avvengono in soluzioni acquose:

K_c = ^{𝐻3𝑂+ [𝐴−]}

𝐻𝐴 [𝐻₂𝑂] quindi la concentrazione dell’acqua è una

costante per cui non viene considerata nella K_a. Così: acido più forte ⇒ 𝐻₃𝑂 ⁺ più alta ⇒ K_a maggiore

Equazione di Handerson-Hasselbach:

ACIDO:

- FORTE: si dissociano completamente in ioni in acqua;

- DEBOLE: si dissociano molto debolmente in ioni in acqua.

Cosa cambia?

Il grado di dissociazione di [HA].

BASE:

- FORTE: si dissociano completamente in ioni in acqua;

- DEBOLE: si dissociano molto debolmente in ioni in acqua.

Si concentrano sui reagenti e prodotti, quindi si ragiona per COPPIA CONIUGATA ACIDO-BASE.

Quando un acido e una base reagiscono per formare la loro base coniugata ed il loro acido coniugato:

acido₁ + base₂ → base₁ + acido₂

La base coniugata della coppia ha un H in meno e una carica negativa in più rispetto all’acido.

L’ acido coniugato della coppi ha un H in più e una carica negativa in meno rispetto alla base.

Reazioni acido-base di Brønsted-Lowry

Si noti che:

- Ciascuna reazione ha un acido ed una base come reagenti e come prodotti;

- Gli acidi e le basi possono essere neutri, cationici o anionici.

- La stessa specie può essere un acido o una base, a seconda dell’altra specie che

partecipa alla reazione.

Partendo dal presupposto che:

Una reazione procede in prevalenza nel verso in cui un acido più forte e una base più forte formano un acido più debole e una base più debole.

• H₂S + NH₃ ⇌ HS^- + NH₄⁺

Acido forte + base più forte → base più debole + acido più debole

Questo processo diventa una COMPETIZIONE per il protone tra le due basi.

• HNO₃ + H₂O → NO₃^- + H₃O⁺

Acido forte + base più forte → base più debole + acido più debole

• HF + H₂O ⇌ F^- + H₃O⁺

Acido più debole + base più debole← base più forte+ acido più forte

Cosa si nota sulla direzione netta delle reazioni acido-base?

Costante di dissociazione basica (K

)

Anche detta costante di ionizzazione basica. In questo caso si considera la dissociazione di una base in acqua.

Cosa succede:

K_c = ^{𝐵𝐻+ [𝑂𝐻−]}

𝐵 [𝐻₂𝑂]

Per cui:

K_b = ^{𝐵𝐻+ [𝑂𝐻−]}

𝐵

Esempio di una base debole - AMMONIACA:

NH_{3 (aq)} + H₂O _(l) ⇌ NH₄⁺ _(aq) + OH^-_(aq) - AMMINE: se uno o più atomi di H in

NH₃ vengono sostituiti con un gruppo organico, si forma un’ammina.

Acidi poliprotici: gli acidi con più di un protone ionizzabile.

In una soluzione di un acido

poliprotico, un protone alla volta si dissocia dalla molecola di un acido e ciascuno stadio di dissociazione ha un differente K_a.

K_a1 > K_a2 > K_a3

Questa tendenza ragionevole: per uno ione H⁺ è più difficile abbandonare un anione con una singola carica che

abbandonare una molecola neutra.

Conferisce importanza agli elettroni di valenza nel legame molecolare.

Quindi diventa fondamentale il ruolo delle COPPIE DI ELETTRONI:

- ACIDO: qualsiasi specie che accetta una coppia di elettroni;

- BASE: qualsiasi specie che dona una coppia di elettroni.

Donazione di coppie di elettroni

Passaggi:

- B: + H+ ⇌ B — H+

- A + :B ⇌ A — B addotto: una singola specie che

contiene un nuovo legame covalente.

La caratteristica essenziale:

- della BASE di Lewis è una coppia solitaria di elettroni da donare.

- dell’ ACIDO di Lewis è un orbitale vuoto per accettare una coppia solitaria di elettroni e formare un nuovo legame.

- Acidi di Lewis con atomi poveri di elettroni:

- Acidi di Lewis con atomi multipli polari:

Molecole come acidi di Lewis

L’atomo che accetta la coppia di elettroni ha una bassa densità elettronica a causa di una carenza di elettroni o di un legame multiplo polare.

• Acidi di Lewis con atomi poveri di elettroni:

alcuni acidi di Lewis molecolari contengono un atomo centrale che è povero di elettroni (elettrondeficiente).

• Acidi di Lewis con legami multipli polari:

Anche le molecole contengono un legame doppio polare si comportano come un acido di Lewis.

Quando la coppia di elettroni sulla base di Lewis si avvicina si avvicina all’estremità parzialmente positiva del legame doppio, uno dei legami si rompe per formare un nuovo addotto.

+ ⇌

Riassunto

Arrhenius

Bronsted-Lowry Lewis

•Pro: dà una definizione classica di acido e base, considerando strutture che presentano solo atomi H e gruppi OH.

•Contro: sono troppo poche le specie in cui questi requisiti sono soddisfatti e si ha formazione di H2O.

•Pro: considera le reazioni acido-base come processi di trasferimento protonico. Viene introdotto il concetto di acido-base coniugato in entrambi i membri della reazione.

Si raggiunge un equilibrio basato sulle forze relative di acido e di base.

•Pro: reazione acido-base di basa sulla donazione e accettazione di una coppia di elettroni per fermare un legame covalente.

Questa definizione permette di includere molte specie che non rientrano nelle definizioni precedenti.

Per calcolare l’acidità e la basicità

- Relazione tra Ka e Kb di una coppia coniugata acido- base:

HA + H₂O ⇌ H₃O⁺ + A^- A^- + H₂O ⇌ HA + OH^-

2H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH^-

La SOMMA delle due reazioni di dissociazione dell’acqua è l’autoionizzazione dell’acqua.

𝐻₃𝑂⁺ [𝐴⁻]

[𝐻𝐴]

x

[𝐴⁻]

= 𝐻

𝑂

[𝑂𝐻

] Quindi

K

x K

= K

Per quanto riguarda l’ACQUA

L’acqua è un elettrolita estremamente debole. Si ha una lievissima dissociazione che si chiama

autoionizzazione.

Quindi:

K_c= ^{𝐻3𝑂+ [𝑂𝐻−]}

𝐻₂𝑂 ² ⇒

⇒ K_c 𝐻₂𝑂 ²= 𝐻₃𝑂⁺ [𝑂𝐻⁻]= K_w= 1,0 x 10^-14 (a 25°C) Perciò, in acqua pura, si trova che:

𝐻₃𝑂⁺ = [𝑂𝐻⁻]= 1,0 𝑥 10 − 14 = 1,0 x 10^-7M

Conseguenze dell’autoionizzazione

1. Una variazione di [H₃O⁺] determina una variazione di [OH^-].

2. Entrambi gli ioni sono presenti in soluzione acquosa.

in una soluzione acida, [H₃O⁺] > [OH^-] in una soluzione neutra, [H₃O⁺] = [OH^-] in una soluzione basica, [H₃O⁺] < [OH^-]

La scala del pH

Serve a semplificare il calcolo della concentrazione dello ione idronio

In cosa consiste:

- Numeri esponenziali che vengono convertiti in numeri positivi tramite il calcolo logaritmico decimale (in base 10).

pH = -log [H₃O⁺]

Il pH è un logaritmo, quindi il numero di cifre significative nella concentrazione è uguale al numero di cifre a destra della virgola decimale nel logaritmo.

pH di una soluzione neutra = 7,00 pH di una soluzione acida < 7,00 pH di una soluzione basica > 7,00

Ricominciando

SOSTANZE ANFOTERE

• Sono sostanze in grado sia di cedere che di accettare protoni.

Si comportano in questo modo gli amminoacidi.

• L’esempio più semplice è legato all’effetto di autoionizzazione dell’acqua.

Esercizio

Quanto vale il pH di una soluzione 10^-12 M di H₃O⁺? pH = -log[H₃O⁺] = -log 10^-12= (-1)(-12) = 12

Analogamente, una soluzione 10^-3 M di H₃O⁺ ha un pH=3, e una soluzione 5,4x10^-4 M di H₃O⁺ ha un pH=3,27:

pH= -log[H₃O⁺] = (-1)(log 5,4 + log 10^-4) = 3,27 Oppure:

pH= -log[H₃O⁺] = (-1)(log 0,00054) = 3,27

pH-metro

Nel pHmetro è presente una sonda costituita

generalmente da un elettrodo a vetro che misura la differenza di potenziale a cui spesso viene affiancata una sonda di temperatura.

Un elettrodo a vetro di moderna generazione è costituito dalle seguenti parti:

• Un bulbo di vetro

• Un elettrodo interno

• Una soluzione tamponata a pH = 7

• Un elettrodo di riferimento, a cloruro di argento o a calomelano

• Una soluzione di riferimento interna come KCl 0.1 M

• Una giunzione di solito a base di ceramica

• Il corpo dell’elettrodo costituito in genere da plastica

SOLUZIONE TAMPONE

• Una soluzione si dice tamponata se si oppone ai cambiamenti di pH che avverrebbero per

aggiunta di piccole quantità di acidi o basi o in seguito a diluizione. Tale soluzione si chiama soluzione tampone o, più semplicemente, tampone.

Esempio soluzione tampone:

In pratica, un tampone si ottiene miscelando un acido con la sua base coniugata.

• Le proprietà colligative furono fondamentali per Arrhenius perché egli potè notare che in soluzione erano presenti più particelle

delle molecole di soluto sciolte e quindi che le molecole di soluto si erano dissociate in ioni

https://www.chimica-

online.it/download/soluzioni/proprieta_colligative.htm