Concentrazione ChimicaLe Soluzioni

Sistema omogeneo che contiene due o più sostanze

solvente soluto

Molarità (M) mol L-1 [A] =moli di soluto A

litri di soluzione

Molalità (m) mol Kg-3 m =moli di soluto

chilogrammi di solvente

Percentuale in peso (% p/p o v/v) % p/p (v/v) = massa (volume)di soluto

massa (volume) di soluzione

Frazione molare () A=moli del componente A

moli totali di tutti i componenti

Parti per milione (ppm) ppm = massa di sostanza

massa del campione

x 100

x 106

È la quantità massima di sostanza che può sciogliersi in un dato solvente. La solubilità è generalmente espressa in

moli/L o in g/L.Composti solubiliComposti solubili s > 10 g /LComposti insolubili Composti insolubili s < 1 g /L

Le SoluzioniSolubilità e Miscibilità

Solvente + Soluto Soluzione SATURASoluzione INSATURA

Quando soluto e solvente sono liquidi, si parla di MISCIBILITÀ

Composti solubiliComposti solubili s > 0.1 mol/L

Composti insolubili Composti insolubili s < 0.1 mol/L

NaCl(s) Na+(aq) + Cl-

(aq)

Pb(NO3)2(s) Pb2+(aq) + 2 NO3

-(aq)

BaCO3(s) Ba2+(aq) + CO3

2-(aq)

Pb(OH)2(s) Pb2+(aq) + 2 OH-

(aq)

Le Soluzioni Solubilità degli elettroliti

NO3-

Cl-

SO42-

CO32-

OH-

S2-

Elettroliti Forti: sono completamente dissociati in H2O

Elettroliti Deboli: sono parzialmente dissociati in H2O

C

O

CH3 OHC

O

CH3 O-+ H+

Quando si indica la

concentrazione della

soluzione si fa

riferimento a CaConc.

Formale%

Dissoc.

0.1 1.3

0.01 4.1

0.001 12.4

Le Soluzioni Fattori che influenzano la solubilità

Il simile scioglie il suo simileSolvente Covalente

Polare o Ionico: CH3OH, H2O, etc.

Soluti Covalenti Polari o Ionici:Acidi, Sali, etc.

Solvente Covalente Apolare:CHCl3, Idrocarburi, etc.

Soluti Covalenti Apolari:Composti organici

Forze Intermolecolari Solvente

Forze Intermolecolari Soluto (Energia Reticolare)

Calore di Solvatazione

++

-Calore di Solubilizzazione

Endotermica Esotermica

Fattori Entalpici

Fattori EntropiciPerdita ordine molecolare del Soluto e del Solvente

Formazione legami intermolecolari Soluto-Solvente

+

-

+ - G = H-TSG = H-TS

Entropia di Solubilizzazione

Reazioni in soluzione acquosa

In soluzione acquosa, si verificherà una reazione chimica fra due o più elettroliti se le combinazioni degli ioni che da essi derivano formano:

un sale insolubile

un elettrolita debole

un gas

Quando è possibile prevedere una reazione chimica fra due o più specie ?

Criterio :

Le reazioni possono essere:1 – di precipitazione2 – acido-base3 – di metatesi4 - di ossidoriduzione (redox) fra un ossidante ed un riducente

Solubilità dei composti chimici

Sono solubili: 1. I sali dei metalli alcalini e dello ione ammonio (NH4

+).2. I nitriti, nitrati, clorati, perclorati ed acetati.

(L'acetato di Ag+ ed il perclorato di K+ sono moderatamente solubili).3. Gli alogenuri, con eccezione dei sali di Pb2+, Ag+ ed Hg2

2+; PbCl2 é debolmente solubile.

4. I solfati; i solfati di Ca2+ ed Ag+ sono moderatamente solubili;i solfati di Sr2+, Ba2+, Pb2+,ed Hg2

2+ sono insolubili.  Sono insolubili (Eccetto i sali del precedente punto 1):1. I carbonati, cromati e fosfati.2. I solfuri; tranne i sali dei metalli alcalini e alcalino-terrosi.3. Gli idrossidi sono generalmente insolubili eccetto quelli dei metalli alcalini

che sono solubili. Gli idrossidi di Ca2+, Sr2+ e Ba2+ sono moderatamente solubili.

4. Tutti gli ossidi dei metalli eccetto quelli dei metalli di alcalini e di Ca2+, Sr2+ e Ba2+ sono insolubili. Gli ossidi dei metalli, quando si sciolgono, reagiscono con l'acqua per formare idrossidi, per esempio:

CaO + H2O → Ca2+ + 2OH-

EElettroliti forti: 

Acidi forti es. HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4.Basi forti es. gli idrossidi alcalini ed alcalino terrosi.Sali la maggior parte dei sali inorganici ed organici.

  EElettroliti deboli 

La grande maggioranza di acidi e basi inorganici ed organici.

Gli alogenuri e i cianuri di metalli pesanti, per es. Pb ed Hg, sono spesso

elettroliti deboli  NNon-elettroliti 

acqua.La grande maggioranza dei composti organici.

 

Elettroliti

Sviluppo di gas

CO2 CO32- + 2H+ → H2CO3 → CO2(g) + H2O

▼Carbonati, bicarbonati

 H2S S2- + 2H+ → H2S(g)

▼Solfuri, purché non estremamente insolubili

 SO2 SO3

2- + 2H+ → H2SO3 → SO2(g) + H2O▼Solfiti, bisolfiti

 NO, NO2 2NO2

- + 2H+ → 2HNO2 → H2O + NO(g) + NO2(g)

▼ ▼Nitriti colore bruno

 3HNO2 → H2O + 2NO(g) + HNO3 (aq)

 NH3 NH4

+ + OH- → NH3(g) + H2O▼Sali di ammonio

 

Gas poco solubili: N2 (0.015) H2(0.018)CO (0.023) O2 (0.031)

Gas abbastanza solubili CO2 (0.88) Cl2 (2.0)

H2S (2.58)

Gas molto solubili: SO2 (39.4) HCl (475)NH3 (700)

Gas in soluzione acquosa

SOLUBILITÁ IN ACQUA DEI GAS PIÚ COMUNI (Litri di gas/litro di H2O) a 20°C

CuCl2(aq) + NaOH(aq) Cu2+ + 2 Cl- + Na+ + OH-

Cu(OH)2 idrossido insolubile

1) Dissociazione elettrolitica

2) Individuazione prodotto insolubile

3) Individuazione ioni spettatori Na+, Cl-

4) Bilanciamento di massa e carica

Cu2+ + 2 OH- Cu(OH)2

Reazioni in soluzione acquosa

NH4NO3(aq) + NaCl(aq) NH4+ + NO3

- + Na+ + Cl-

Nessuno !

1) Dissociazione elettrolitica

2) Individuazione prodotto insolubile

Reazioni in soluzione acquosa

Le possibile combinazioni (NH4NO3, NH4Cl, NaNO3, NaCl) non corrispondono a composti insolubili, ad elettroliti

deboli, non sviluppano gas

Le possibile combinazioni (NH4NO3, NH4Cl, NaNO3, NaCl) non corrispondono a composti insolubili, ad elettroliti

deboli, non sviluppano gas

HCl(aq) + CH3COOK(aq) H+ + Cl- + CH3COO- + K+

CH3COOH

1) Dissociazione elettrolitica

2) Individuazione elettrolita debole

3) Individuazione ioni spettatori K+, Cl-

4) Bilanciamento di massa e carica

Reazioni in soluzione acquosa

H+ + CH3COO- CH3COOH

HCl(aq) + NaOH(aq) H+ + Cl- + Na+ + OH-

H2O

1) Dissociazione elettrolitica

2) Individuazione elettrolita debole

3) Individuazione ioni spettatori Na+, Cl-

4) Bilanciamento di massa e carica

H+ + OH- H2O

Reazioni in soluzione acquosa

Na2CO3(aq) + HCl(aq) 2 Na+ + CO32- + H+ + Cl-

H2CO3 CO2 + H2O

1) Dissociazione elettrolitica

2) Formazione di un gas

3) Individuazione ioni spettatori Na+, Cl-

4) Bilanciamento di massa e carica

CO32- + 2 H+ CO2 + H2O

Reazioni in soluzione acquosa

Composti insolubili Composti insolubili s < 0.1 mol/L

SolubilitàSolubilità: è la quantità massima di sale che può sciogliersi in una soluzione acquosa. La solubilità è espressa in moli/L.

Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione

Composti solubiliComposti solubili s > 0.1 mol/L

NaCl(s) Na+(aq) + Cl-

(aq)

Pb(NO3)2(s) Pb2+(aq) + 2 NO3

-(aq)

BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO4

2-(aq)

PbCl2(s) Pb2+(aq) + 2 Cl-

(aq)

Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione

In un sale insolubile il solido e i corrispondenti ioni in soluzione sono in equilibrio tra di loro:

PbCl2(s) Pb2+(aq) + 2 Cl-

(aq)

Kps = [PbKps = [Pb2+2+] · [Cl] · [Cl--]]22

KpsKps: costante del prodotto di solubilità. Per un dato sistema ha un valore costante a t° = cost. (25°C)

Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione

AgBr (s) Ag+(aq) + Br-

(aq)

Kps = [Ag+] · [Br-] = 5·10-13

Esempi:Esempi:

Fe(OH)3 (s) Fe3+(aq) + 3 (OH)-

(aq)

Kps = [Fe3+] · [OH-]3 = 3·10-39

Ca3(PO4)2 (s) 3 Ca2+(aq) + 2 (PO4)3-

(aq)

Kps = [Ca2+]3 · [(PO4)3-]2 = 1·10-33

Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione

In una soluzione satura di un sale insolubile, la concentrazione degli ioni all’equilibrio può essere agevolmente calcolata dall’espressione della Kps:

Esempio:Esempio: Calcolare la concentrazione di Pb2+ e di SO42-

all’equilibrio, in una soluzione satura di PbSO4, sapendo che Kps = 1.8·10-8.

PbSO4(s) Pb2+(aq) + SO4

2-(aq)

Kps = [Pb2+] · [SO42-] = 1.8·10-8

[Pb2+] = [SO42-] = x

x2 = Kps = 1.8·10-8 x = Kps = 1.34·10-4

Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione

In una soluzione satura di un sale insolubile, la concentrazione degli ioni all’equilibrio non è altro che la sua solubilità in acqua:

PbSO4(s) Pb2+(aq) + SO4

2-(aq)

= Kps = 1.34·10-4 = s[Pb2+] = [SO42-]

Più in generale per calcolare la solubilità di un sale occorre calcolare la concentrazione degli ioni provenienti dal sale, tenendo conto dei rapporti ponderali ovvero della stechiometria della reazione

Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione

Esempio:Esempio: Calcolare la solubilità in acqua di BaF2, sapendo che Kps = 1.8 ·10-7. Esprimere la solubilità sia in moli/L che in g/L.

BaF2(s) Ba2+(aq) + 2 F-

(aq)

Kps = [Ba2+] · [F-]2 = s ·(2s)2 = 1.8·10-7

[Ba2+] = s [F-] = 2s

4s3 = Kps

Per ogni mole di BaF2 che si scioglie, si formano 1mole di Ba2+ e due moli di F-:

s = = 3.6·10-3Kps 4

3

mol/L

Per trovare la solubilità in g/L:

PM BaF2 = 175.3 g/mol s = 3.6·10-3 mol/L · 175.3 g/mol = 0.63 g/L

Dall’espressione della costante del prodotto di solubilità è possibile calcolare la concentrazione di uno dei due ioni all’equilibrio, nota la concentrazione dell’altro:

Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione

PbCl2(s) Pb2+(aq) + 2 Cl-

(aq)

Kps = [Pb2+] · [Cl-]2 = 1.7·10-5

Esempio:Esempio: Calcolare la concentrazione di Pb2+ all’equilibrio, sapendo che la concentrazione di Cl- = 2.0·10-2 M

[Pb2+] = =Kps

[Cl-]2

1.7·10-5

[2·10-2]2= 4.25·10-2

Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione

Formazione di un precipitatoFormazione di un precipitato

I valori di Kps possono essere utilizzati per prevedere la formazione di un precipitato.

Prodotto ionico: Prodotto ionico:

P = [PbP = [Pb2+2+] · [Cl] · [Cl--]]22

PbCl2(s) Pb2+(aq) + 2 Cl-

(aq)

•Kps è una costante

•P può assumere qualunque valore

Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione

•P > Kps formazione di un precipitato

•P < Kps non si forma precipitato

•P = Kps siamo al punto di precipitazione

Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione

Effetto dello ione comuneEffetto dello ione comune

PbCl2(s) Pb2+(aq) + 2 Cl-

(aq)

La presenza di uno ione comune diminuisce la solubilità

Esempio:Esempio: Calcolare la solubilità di PbCl2 in acqua e in una soluzione 2.0·10-2 M di KCl.

Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione

Solubilizzazione dei precipitatiSolubilizzazione dei precipitati

Per portare in soluzione il precipitato di un sale insolubile occorre aggiungere un reagente in grado di sottrarre uno o entrambi gli ioni componenti.

• Un acido forteacido forte per sottrarre anioni basici

• Un agente complessanteagente complessante per sottrarre cationi metallici

Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione

Acido forteAcido forte

Fe(OH)2(s) Fe2+(aq) + 2 OH-

(aq)

H2OH+

2H+(aq) + 2OH-

(aq) 2H2O

Fe(OH)2(s) + 2H+(aq) Fe2+

(aq) + 2H2O

K = K1·K2 = Kps ·1/(Kw)2 = 5·1011

Kps Fe(OH)2 = 5·10-17

Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione

Acido forteAcido forte

•Tutti i carbonatiTutti i carbonati

•Molti solfuriMolti solfuri

Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione

Formazione di complessiFormazione di complessi

L’ammoniaca e l’idrossido di sodio vengono comunemente usati per sciogliere precipitati contenenti cationi che formano complessi stabili con questi due leganti:

AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-

(aq)

[Ag(NH3)2]+

NH3

Kps AgCl = 1.8 ·10-10

K = K1·K2 = Kps ·Kf = 3.1·10-3

Kf = 1.7 ·107