ESPERIENZA
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REAZIONE DI PRECIPITAZIONE IN SOLUZIONI ACQUOSE
OBIETTIVO. L’esperienza ha lo scopo di:
1. Fare predizioni termodinamiche di reazioni di cationi/anioni in soluzione acquosa.
2. Eseguire reazioni di cationi e anioni in soluzione acquosa.
3. Progettare regole di solubilità
4. Verificare le basi per il riconoscimento di cationi ed anioni mediante reazione di metatesi.
NOTE SICUREZZA. Tutti i reagenti usati in questo esperimento devono essere considerati nocivi.
Evitare l’ingestione di soluzione e solidi!
Introduzione
Un processo spontaneo ha luogo senza alcun intervento dall'esterno. Esempi di tali trasformazioni sono la fusione del ghiaccio a temperatura ambiente, l'arrugginirsi del ferro e la combustione del metano in un forno. Una trasformazione è spontanea o perché è esotermica (presenta un ∆H < 0) o perché aumenta il disordine del sistema (presenta un ∆S > 0) oppure perché sussistono entrambe le condizioni. Gli effetti di queste due grandezze sulla spontaneità sono globalmente riassunti in una sola funzione termodinamica, chiamata l'energia libera, che è associata all'entalpia (H) ed entropia (S) dall'equazione [1]
∆G = ∆H - T∆S. [1]
I processi per i quali ∆G < 0 sono spontanei; quelli per i quali ∆G > 0 non lo sono.
Si è dimostrato utile per i chimici tabulare le cosiddette energie libere standard di formazione (∆Gf°) per molte sostanze chimiche. Il ∆Gf° è la variazione di energia libera che accompagna la formazione (pedice f) di una mole di un composto nel suo stato standard (apice °) dai suoi elementi costituenti nel loro stato standard. Per esempio, la formazione di una mole di CaCO3(s) dai suoi elementi è sotto riportata:
Ca (s) + C (s) + 3/2 O2 (g) → CaCO3 (s)
Il ∆G che accompagna tale processo è, per definizione, l'energia libera standard di formazione del CaCO3. Il ∆G° per ogni reazione chimica può essere determinato sulla base dei valori ∆Gf° dei reagenti e dei prodotti utilizzando l'eq. [2].
∆G° di reazione = Σ ∆Gf°(prodotti) - Σ ∆Gf°(reagenti) [2]
Per calcolare la variazione di energia libera per una reazione chimica in condizioni non standard, si deve solo correggere il ∆G° per le condizioni non standard sulla base dell'eq. [3].
∆G = ∆G° + RT1n Q [3]
dove R è la costante dei gas in kJ/mole⋅K, T è la temperatura Kelvin, e Q è il quoziente di azione di massa.
Una reazione di due sali solubili in acqua in cui cationi ed anioni sono scambiati è detta "metatesi" o reazione di doppio spostamento. Una simile reazione è rappresentata schematicamente dall'eq. [4], dove A e B sono due diversi cationi, e X e Y sono due diversi anioni.
AX + BY → AY + BX [4]
Per procedere una tale reazione deve essere soggetta ad una forza motrice. In accordo con il principio di Le Chatelier, questo spinta è fornita per esempio dalla rimozione di uno dei prodotti dalla soluzione. Ciò avverrà o perché uno dei
prodotti precipita (cioè si sottrae dalla soluzione come solido), oppure perché è un elettrolita debole (cioè è sostanzialmente non ionizzato in soluzione), o si decompone per formare un gas, che sfugge dalla soluzione. La reazione di due sali per formare un solido, un elettrolita debole, o un gas è spontanea - avviene cioè da sola, senza alcun aiuto. La variazione di energia libera, ∆G, per tali processi è negativa. Questa esperienza di laboratorio si occupa di reazioni in cui (potenzialmente) si formano dei solidi.
La formazione di un precipitato è sotto schematizzata, utilizzando tre diverse notazioni di crescente semplicità (eq. 5-7) [TE] AgNO3(aq) + NaCl(aq) → AgCl(s) + NaNO3(aq) [5]
solubile solubile insolubile solubile
[IE] Ag+(aq) + NO3-(aq) + Na+(aq) + Cl-(aq) → AgCl(s) + Na+(aq) + NO3-(aq) [6]
[NIE] Ag+(aq) + Cl-(aq) → AgCl(s) [7]
Queste sono chiamate, rispettivamente, equazione totale (TE), equazione ionica (IE), equazione ionica netta (NIE).
La TE mostra quali reagenti prelevare dal reagentario per eseguire una determinata reazione. La IE si ottiene scrivendo tutti gli elettroliti forti solubili della TE scritta in forma dissociata. La IE correla l'equazione totale e l'equazione ionica netta. Quest'ultima è ottenuta omettendo gli ioni comuni che appaiono sui due lati dell'equazione ionica. Gli ioni cancellati sono detti "ioni spettatori" in quanto non prendono parte alla reazione chimica. La NIE mostra nella forma più semplice quali specie prendono realmente parte alla reazione.
Si può facilmente calcolare il ∆G di ogni equazione ionica netta dalle concentrazioni degli ioni e dai valori di ∆Gf° di reagenti e prodotti. La Tabella 1 riporta le energie libere standard di formazione, ∆Gf°, per soluzioni 1 M di diversi cationi (colonna di sinistra) e anioni (prima riga). In corrispondenza di una particolare riga (cationi) e colonna (anioni) si trova il valore del ∆Gf° per il sale solido formato dalla combinazione catione/anione. Il numero all’intersezione tra la riga iniziata da Ag+ e la colonna iniziata da Cl- è l’energia libera standard di formazione di AgCl(s). Il simbolo "W2"
che si trova a fianco di due dati in tabella indica che il sale cristallizza con due molecole d'acque di idratazione (per es.
BaCl2⋅2H2O). Le equazioni di formazione di questi sali deve inglobare il numero appropriato di molecole d'acqua sul lato di sinistra. Il ∆Gf° per l'acqua vale –237,18 kJ/mole.
Tabella 1
Usando i dati dalla tabella, calcoliamo ∆G° per NIE (7) come segue:
∆G° = ∆Gf°(AgCl(s)) - ∆Gf°(Ag+(aq)) - ∆Gf°(Cl-(aq))
= -109,789 – 77,107 - (-131,228)kJ/mole = -55,668 kJ/mole.
Questo numero è sostanzialmente negativo. La formazione del solido AgCl(s) dai sui ioni in condizioni standard (cioè [Ag+]=[Cl-]= 1 M) è spontanea - ha cioè luogo senza intervento dall'esterno. Se la concentrazione di ioni fosse 0.1 M anziché 1 M, avverrebbe ancora la precipitazione? Alla domanda si risponde ricorrendo alla eq. [3]:
∆G = ∆G° + RT 1n Q [3]
1
∆G = ∆G° + RT 1n = -55,668 + (8,314 x 10-3) · (298) 1n 1/[(0,1)·(0,1)] = -44,250 kJ/mole.
[Ag+][Cl-]
La precipitazione è ancora spontanea, ma meno di quella che avviene a concentrazioni ioniche 1 M.
Anioni Cl- I- SO42-
Cationi -131,228 -51,57 -744,53
Ag+ +77,107 -109,789 -66,19 -618,41
Ba2+ -560,77 -1296,54 W2 - -1362,2
Ca2+ -553,58 -748,100 -528,59 -1797,28 W2
La Solubilità è la quantità di soluto (in g o moli) che si scioglie in una data quantità di solvente (in mL, L, o g). Se una significativa quantità di solido si scioglie nel solvente, il solido è solubile in quel solvente. Se invece solo una minima parte di solido si scioglie, il solido è insolubile o debolmente solubile in quel solvente. Comunemente una solubilità di 1,0 grammo di soluto per 100 mL di solvente è presa come linea di demarcazione tra solubile e insolubile. Per esempio, 74,5 g di cloruro di calcio, CaCl2, si sciolgono in 100 mL di H2O; così CaCl2 è solubile in acqua. Al contrario, solo 2,9·10-4 g di cloruro d'argento, AgCl, si sciolgono in 100 mL di H2O e pertanto AgCl è insolubile in acqua. La formazione di un sale solubile dai suoi ioni ha ∆G° > 0; la formazione di un sale insolubile ha ∆G° < 0.
SPERIMENTAZIONE 4.1 REAZIONI DI METATESI E PRECIPITAZIONI IN SOLUZIONI ACQUOSE
Introduzione
In questo esperimento, si verificano molte combinazioni anione-catione per scoprire quali formano prodotti insolubili.
Prima di tutto, prima di entrare in laboratorio, è richiesto di prevedere se un solido si formerà o meno quando certe coppie cationi/anioni vengono mescolate. Poi, si verificherà in laboratorio le combinazioni cationi/anioni prese in considerazione, e molte altre ancora, per approfondire le reazioni di doppio scambio che formano solidi. Per abbreviare i tempi, ridurre costi/rischi e migliorare l'efficienza di esecuzione degli esperimenti, lavorare su scala molto piccola (microscala). Basandosi sulle osservazioni sperimentali, proporre e individuare regole di solubilità per i più comuni solidi inorganici. Queste sono utili per predire i prodotti di reazioni di metatesi senza doverle sperimentare. Scrivere infine le equazioni chimiche, riassumendo le osservazioni effettuate.
Procedura
Lavorare singolarmente e con calma, evitando di scambiare le pipette delle soluzioni fornite e riponendo nel portaprovette le soluzioni man mano che si prelevano. Prendere i due portacampioni in plastica per reazioni. Tenere sempre in evidenza il foglio fornito in cui è riportata la griglia dei cationi e anioni da sperimentare, evitando di sporcarlo con le soluzioni (alla fine dovrà essere consegnato). Fare diversi tentativi per ottenere gocce singole d'acqua utilizzando la pipetta, finché si diventa esperti. Se necessario, prelevare dalle provette contenti i vari sali (a disposizione su ogni banco) un poco di ogni soluzione e metterla in provette. Iniziare con le soluzioni di nitrato del catione mostrato sulla sinistra della griglia. Le soluzioni di nitrato del catione sono state preparate sciogliendo il corrispondente sale in acqua (per es. Ca(NO3)2 (s) è stato usato per il Ca2+). Prelevare quindi le soluzioni di tutti i cationi eccetto il sodio (perché già presente in tutte le soluzioni degli anioni). Mediante la pipetta mettere una goccia della soluzione del catione negli apposita cavità nella colonna di sinistra della griglia. Centrare la goccia nella cavità. Rimettere la pipetta nella provetta e la provetta nel portaprovette. Continuare con le altre soluzioni dei cationi fino a completare la matrice delle gocce dei cationi (160 in totale).
Procedere in modo analogo con le soluzioni di anioni sulla prima riga della griglia. Le soluzioni degli anioni di sodio sono state preparate sciogliendo il sale sodico dell'anione in acqua. Prelevate quindi le soluzioni di tutti gli anioni eccetto il nitrato (perché già presente in tutte le soluzioni dei cationi). Mediante la pipetta mettere una goccia della soluzione del catione nell'apposita cavità nella riga in alto della griglia. Mettere altre 16 gocce verticalmente lungo il portacampioni. Mettere ogni goccia sopra la goccia della soluzione del catione. Completare la matrice delle soluzioni degli anioni (153 gocce in tutto). Evitate di mescolare le soluzioni sbagliate toccando la punta della pipetta con altre soluzioni o impiegando più di due gocce di soluzione. Se risulta necessario ripetere i prelievi e le deposizioni in una delle cavità del portacampioni in plastica non utilizzate. Porre infine due gocce di NaNO3 (aq) centrata nella cavità sul lato destro in alto della griglia.
Prendere nota delle osservazioni sul foglio riassuntivo predisposto (vedi pagine seguenti). Indicare se si formano solidi, e i colori dei solidi e delle soluzioni. Un intorbidimento è spesso indice di formazione di un precipitato. Se si hanno dubbi sulla presenza del precipitato, provare ad effettuare una verifica in provetta su scala maggiore. Utilizzate un evidenziatore per segnalare sul foglio riassuntivo i precipitati formati.
Alle cavità corrispondenti agli anioni NO3-, SO4., PO43-, CrO42- e OH- di tutti i cationi aggiungere una goccia di soluzione di NH3 conc. . Notare su una copia del foglio con la griglia degli ioni eventuali dissoluzioni di precipitati e variazioni di colore.
Infine, alle cavità corrispondenti agli anioni CO32- , SO42-, PO43-, CrO42- e OH- di tutti i cationi aggiungere una goccia di acido cloridrico concentrato. Verificare la dissoluzione o meno dei precipitati ed annotarle sul foglio.
Pulite il portacampioni facendo scorrere le gocce in un beaker da 100 mL. Recuperate il materiale residuo introducendolo nel beaker mediante lavaggio con una spruzzetta contenente acqua distillata.
NON IMPIEGARE PIÙ DI 100 ML DI ACQUA PER LAVARE I DUE PORTACAMPIONI.
Lavare quindi i portacampioni con acqua corrente e lasciarli scolare capovolti per 5 minuti, quindi asciugare con aria compressa. Restituire il portacampioni in plastica completamente asciutto e pulito.
Aggiungere alcune gocce (5-6) di una soluzione 6 N di NaOH al beaker da 250 mL fino a pH basico alla cartina al tornasole. Aggiungerne ancora un'altra goccia. Aggiungere 10 gocce di una soluzione 1 M di Na2S per permettere la completa precipitazione dei solfuri insolubili dei cationi presenti nell'acqua. Infine scaldare fino all'ebollizione la miscela per 3 minuti per coagulare il precipitato. Mettere la miscela nei recipienti a disposizione in laboratorio etichettati MISCELA DI METALLI PESANTI. Questa verrà in seguito filtrata per eliminare i metalli pesanti prima dello smaltimento. Lavare accuratamente le mani.
Risultati.
Completare il foglio dei risultati allegato prima di lasciare il laboratorio e rispondere alle seguenti domande:
1) Quanto accurate sono state le vostre predizioni? Preparare una tabella che riporta i risultati predetti e osservati per ogni combinazione catione/anione.
2) a. Quale catione(i) forma solo sali solubili con gli anioni indagati?
b. Quale catione(i) forma solo sali insolubili con gli anioni?
c. Quale anione(i) forma solo sali solubili con i cationi indagati?
d. Quale anione(i) forma solo sali insolubili con i cationi?
3) Formulare una serie di regole di solubilità per riassumere le osservazioni sperimentali per gli anioni. Per anioni che formano prevalentemente sali insolubili, una regola potrebbe avere la forma: tutti i cloruri sono solubili eccetto quelli ... . Per gli anioni che formano principalmente sali insolubili, una regola proponibile può avere la forma:
tutti gli idrossidi sono insolubili eccetto quelli ... . Raggruppare il maggior numero possibile di anioni in una singola regola. Fate lo stesso per i cationi.
4) Provate a verificare se esistono relazioni tra le dimensioni dei cationi e degli anioni sei sali più insolubili.
5) Quali tra gli ioni metallici indagati presentano complessi colorati con l’ammoniaca?
DOMANDEDIREVISIONE. Prima di iniziare l’esperimento rispondere alle seguenti domande:
1. Usare i dati in Tabella 1 per predire se un solido precipita o meno mescolando una soluzione 0,2 M di ogni anione con un uguale volume di una soluzione 0,2 M di ogni catione (tenete conto della diluizione di ogni ione a seguito del mescolamento!). Dovete fare complessivamente 8 predizioni.
2. Scrivere le equazioni totali, le equazioni ioniche, e le equazioni ioniche nette per la reazione di Ag+ con ciascun anione.
3. Che relazione esiste tra l’energia reticolare di un solido ionico, l’energia di idratazione degli ioni e la solubilità del solido in acqua?
4. Evidenziate quali combinazioni catione-anione soddisfano al principio acido molle si lega preferenzialmente con una base molle.
SPERIMENTAZIONE 4.2 DETERMINAZIONE DEL PRODOTTO DI SOLUBILITA’ DI UN SALE
Introduzione
Con poche eccezioni, praticamente tutti i sali comuni sono elettroliti forti. La solubilità dei sali in acqua varia tuttavia sensibilmente, andando da specie molto solubili a specie poco o pochissimo solubili. Questo esperimento analizza l'equilibrio eterogeneo di un sale poco solubile. Per realizzare un equilibrio eterogeneo a temperatura costante è indispensabile realizzare la saturazione di ogni componente in ogni fase, cioè raggiungere una concentrazione massima in una fase per la quale l'attività di quella specie risulta uguale alla sua attività in tutte le altre fasi. Nel caso di soluzioni
acquose a contatto con solidi, la soluzione deve essere satura. Il solfato di bario (BaSO4) è un sale poco solubile, e, in una soluzione satura di questo sale, l'equilibrio di fase può essere rappresentato dall'eq. [1]:
BaSO4 (s) a Ba2+ (aq) + SO42- (aq) [1]
E per tale sistema la costante di equilibrio rispetto alle concentrazioni è
] BaSO [
] SO [ ] Ba K [
4 2 4 2 c
− + ⋅
= [2]
Il termine al numeratore si riferisce alle attività (concentrazioni molari, se le soluzioni sono abbastanza diluite, come nel caso di sali poco solubili) degli ioni in soluzione, mentre quello a denominatore rappresenta l'attività del solido puro BaSO4. Quest'ultima quantità è costante, a temperatura costante, e può essere inglobata nella costante Kc, recuperando così un nuova costante Kps, nota con il termine di prodotto di solubilità (E' una normale costante di equilibrio chimico eterogenea).
Kps = [Ba2+]·[SO42-] [3]
Si può facilmente determinare il prodotto di solubilità di un sale poco solubile misurando la solubilità del composto in acqua. Per esempio, se si è stabilito che 100 mL di acqua sciolgono a 25 °C 2,42·10-4 g di BaSO4 è semplice determinare la concentrazione molare della soluzione:
M 10 04 , BaSO 1 g 4 , 233
BaSO mol 1 L
mL 1000 mL
100
BaSO g 10 42 ,
2 5
4 4 4
4 −
−
⋅
=
⋅
E poiché dall'eq. [1] per ogni ione solfato si forma uno ione bario, la solubilità del BaSO4 varrà:
Solubilità di BaSO4, in moli/litri = [Ba2+] = [SO42-] = 1,04·10-5 M E il prodotto di solubilità del BaSO4 sarà:
Kps = [Ba2+]·[SO42-] = (1,04·10-5)2 = 1,08·10-10
In una soluzione satura il prodotto delle concentrazioni molari di Ba2+ e SO42- non può superare il valore 1,08·10-10. Nel caso in cui tale valore è superato, si verifica la precipitazione del BaSO4 finché il prodotto [Ba2+]·[SO42-] non ritorna ad valore del Kps. Naturalmente non importa da dove si sono originati i cationi e gli anioni. Così, per esempio, se si aggiunge una soluzione di un solfato solubile ad una soluzione di un sale di bario solubile, il solfato di bario precipiterà finché non si raggiunge il Kps.
Del tutto analogo è il procedimento nel caso si tratti di un sale con stechiometria anione/catione diversa da 1. Per esempio se si è stabilito che la solubilità del carbonato di argento (Ag2CO3) è 3,49·10-3 g/100 mL, è facile verificare che il relativo Kps sarà 8,19·10-13, un valore inferiore a quello del BaSO4 nonostante che la solubilità di Ag2CO3 sia superiore. L'equilibrio coinvolto ha, infatti, la stechiometria:
Ag2(CO3) (s) a 2 Ag+ (aq) + CO32- (aq) [4]
E l'espressione del prodotto di solubilità è:
Kps = [Ag+]2·[CO32-] Perciò la solubilità molare del sale sarà:
M 10 27 , CO 1 Ag g 5 , 278
CO Ag mol 1 L
mL 1000 mL
100
CO Ag g 10 49 ,
3 4
3 2
3 2 3
2
4 −
−
⋅
=
⋅
da cui si deduce che la concentrazione dello ione carbonato [CO32-] è uguale a 1,27·10-4 M, mentre quella dello ione argento [Ag+] è pari a 2 x 1,27·10-4 M, cioè 2,54·10-4 M. Il prodotto di solubilità sarà pertanto :
Kps = [Ag+]2·[CO32-] = (2,54·10-4)2·(1,27·10-4) = 8,19·10-13
Pertanto, per misurare il prodotto di solubilità di un sale poco solubile basta misurare la concentrazione di uno ione in quanto l'altro può essere dedotto tramite una semplice relazione stechiometrica. Qualsiasi metodo in grado di fornire dati accurati sulla concentrazione di uno ione può essere impiegato per tali misure. In questo esperimento si determina il prodotto di solubilità del cromato di argento (Ag2CrO4) mediante una misura spettrofotometrica a 375 nm dello ione CrO42- sulla base del suo colore giallo.
(Alcuni dettagli sulla spettroscopia UV-Visibile sono riportati in un file separato, qui basta ricordarsi che l'assorbimento di un radiazione in un opportuno intervallo di concentrazione è lineare, consentendo di costruire una curva di taratura (assorbanza vs. concentrazione) per la specie di interesse e da questa dedurre il valore della concentrazione di una soluzione incognita contenente tale specie dal valore dell'assorbimento misurato). Rivolgersi al personale del laboratorio per la misura.
Per eseguire la misura, prima si preparerà il composto per metatesi tra AgNO3 e K2CrO4:
2 AgNO3 (aq) + K2CrO4 (aq) a Ag2CrO4 (s) + 2 KNO3 (aq) [5]
e poi si misurerà la concentrazione dello ione cromato in equilibrio con il Ag2CrO4 (s) per via spettrofotometrica.
Procedura
A. Preparazione della curva di taratura (già effettuata dal personale del laboratorio)
Usando una buretta aggiungere 1, 5, 10 e 15 mL di una soluzione 0,0024 M di K2CrO4 in quattro matracci tarati da 100 mL e portare a volume a 100 mL con una soluzione 0,25 M di NaNO3. Calcolare le concentrazioni di tali soluzioni e farsi dare i valori delle relative assorbanze misurate a 375 nm. Costruire una curva di taratura con questi valori.
B. Determinazione del prodotto di solubilità
Preparare accuratamente tre soluzioni separate in tre provette lunghe aggiungendo 5 mL di una soluzione 0,004 M di AgNO3 a 5 mL di soluzione 0,0024 M di K2CrO4. Chiudere le tre provette con parafilm. Agitare le soluzioni ad intervalli regolari per circa 15 minuti per permettere di raggiungere l'equilibrio nel sistema. Trasferire in una provetta da centrifuga circa 3 mL di soluzione che contenga ancora solido sospeso e centrifugare. Scaricare il surnatante (in una provetta, il cui contenuto va poi introdotto nell'apposito recipiente di raccolta per lo smaltimento) e tenere il precipitato.
Ad ogni provetta da centrifuga aggiungere 2 mL di una soluzione 0,25 M di NaNO3. Agitare il sistema eterogeneo per 5 min, quindi centrifugare di nuovo. Scaricare il surnatante (come prima) e aggiungere di nuovo 2 mL di una soluzione 0,25 M di NaNO3. Agitare il sistema eterogeneo ad intervalli regolari per 15 min. Deve rimanere del solido alla fine dei trattamenti, in caso contrario ripartire di nuovo. Dopo aver agitato per 15 min, centrifugare le miscele. Trasferire in sequenza il liquido limpido, giallo chiaro, surnatante da ognuno delle tre provette in celle pulite per spettrofotometria.
Misurare e segnare l'assorbanza delle tre soluzioni. Dalla curva di calibrazione dedurre la concentrazione molare del CrO42- di ognuna delle tre soluzioni. Da questi dati determinare il prodotto di solubilità di Ag2CrO4.
Per un approfondimento sulla spettroscopia UV-Visibile vedere il file apposito sul sito (laboratorio).
DOMANDEDIREVISIONE. Prima di iniziare l’esperimento rispondere alle seguenti domande:
1. Scrivere l'equilibrio di solubilità e il prodotto di solubilità del sale Ag2CrO4
2. Determinare il numero di moli di Ag+ in 5 mL di una soluzione 0,004 M di AgNO3 e il numero di moli di CrO42- in 5 mL di una soluzione 0,0024 M di K2CrO4.
3. Se si aggiungono 10 mL di AgNO3 0,004 M a 10 mL di K2CrO4 0,0024 M, quali dei due ioni è in eccesso?
4. Il Kps del BaCO3 è 5,1·10-9, quanti grammi di BaCO3 si sciolgono in 100 mL?
5. Indicare tutte le tecniche sperimentali che ritenete siano adeguate per la misura del prodotto di solubilità.
6. Perché bisogna lasciare un po' di tempo un sale poco solubile a contatto con una soluzione per stabilire l'equilibrio?
7. Qual è la regola perché un sale poco solubile precipiti da una soluzione acquosa?
8. Basi e sali poco solubili, come Fe(OH)3 e FeCO3 sono più solubili in mezzo acido che neutro. Perché?
4 - Reazione di Precipitazione in Soluzioni Acquose
Nome __________ Cognome ________
Gruppo _________ Data ___________
Predizioni termodinamiche:
Sale ∆G Solubilità _______________________________________________________________
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
