1

1

Le soluzioni

• Soluzione = miscela omogenea di due o più specie chimiche

È il componente che ha lo stesso stato di aggregazione della

soluzione

• Possono essere sistemi solidi, liquidi o gas, ma comunemente si parla di soluzioni liquide

2

Le soluzioni

Nel caso di due o più componenti con lo stesso stato di aggregazione si indica come solvente quello presente in maggior quantità

soluzione non satura

soluzione satura

Solubilità di un soluto in un solvente: è la massima quantità di soluto che può essere sciolta in un solvente (a dare una sol. satura)

2

3

Le soluzioni

Le proprietà chimico-fisiche delle soluzioni (reattività, colore…) dipendono non solo dalla natura chimica di solvente e soluti, ma anche dalla loro quantità

La composizione di una soluzione (=quantità relative dei componenti) è definita in modo quantitativo mediante la concentrazione

4Modi di esprimere la composizione: concentrazioni in massa

mi: massa (in g) del componente i-esimo;

mtot: somma delle masse di tutti i

componenti

Le frazioni ponderali assumono sempre valori compresi tra 0 e 1Per passare alla % in peso bisogna moltiplicare per 100

Percentuale in pesoWi% (%m/m) = Wi ⋅ 100

E’ eguale alla frazioni ponderale moltiplicata per 100

• Non dipende dalla temperatura• Utile per esprimere la concentrazione di soluzioni solide (o quando

è più comodo preparare la soluzione pesando soluto e solvente)

3

5

Esempi su precentuali in peso

Sull'etichetta di un antiacido gastrico appare la scritta: «contenuto di Mg(OH)2 pari al 3.65% m/m»Vuol dire che 100 g di sospensione contengono 3,65g di Mg(OH)2

Esempio 1

Una soluzione contiene il 30 % m/m di soluto. Come la preparo?Pesando 30 g di soluto ed aggiundendo (100-30)=70g di solvente

Esempio 2

6Modi di esprimere la composizione: concentrazioni in volume

Indica il volume di soluto (in ml) contenuto in 100 ml di soluzione. Si indica con la notazione % V/V

Percentuale in volume m/V

% m/V = msoluto / Vsoluzione (dL)

Esprime le parti in massa di un componente (soluto) presenti in 100 parti in volume di soluzione. g/dl : grammi di soluto contenuti in 1 dl (100 ml) di soluzione

esprime il numero di grammi di soluto contenute in 1 litro di soluzione

NB: i valori di concentrazione dipendono

dalla temperatura

4

7Modi di esprimere la composizione: Concentrazioni in volume

Quando la quantità di soluto è molto piccola (e.g. inquinanti ambientali)essa viene spesso indicata in ppm. Possono essere V/V, m/m o m/V

ppm (m/m)

ppm (v/v)

Indicano i mg di soluto presenti in 1 kg di soluzione

Indicano i ml di soluto presenti in 1 m3 (=1000 L) di soluzione (usato per le miscele di gas)

Indicano i mg di soluto presenti in 1 litro di soluzione (per sol. liquide)

ppm (part per million) = 1 parte su 106 parti

ppm (m/V)

8Modi di esprimere la composizione: Concentrazioni in volume

Per soluzioni ancora più diluite si usano i ppb e ppt

ppb (part per billion) = 1 parte su 109 (un miliardo) parti

1 ppm = 1 goccia in una vasca da bagno piena1 ppb = 1 goccia in una piscina piena1 ppt = 1 goccia in 1000 piscine piene

ppt (part per trillion) = 1 parte su 1012 (1000 miliardi) parti

Per avere un’idea delle grandezze:

5

9Come convertire ppm (V/V) in conc. (m/V) e viceversa

Nel caso di soluzioni in fase gassosa per cui vale la legge dei gas ideali (PV=nRT) e quindi i volumi di gas sono proporzionali alle moli di gas

1 ppm (V/V) = 1 ml / 106 ml di aria = = 1mole/106 moli di aria = 10-6 moli/mole aria == 1µmole / mole di aria

Vogliamo convertire in µg/L• Se la sostanza ha una massa molecolare PM si ha che

1µmole = 1µg/PM • 1 mole di gas ideale occupa un volume di 22.7 L (a T=0 °C e

P=1atm)1 ppm (V/V) = 1µg / PM * 22.7 L / L di aria = 1 µg/L *22.7/PM

e viceversa 1 µg/L = 1 ppm*PM/22.7

10

Esempi su ppm etc…

L’acqua di un pozzo ha una concentrazione di ioni nitrato NO3-

pari a 55ppm (m/V), un livello considerato non sicuro per la salute. Calcolare la massa di ioni nitrato in 200 mL di acqua

Esempio 1

La concentrazione di NO2 (inquinante atmosferico, PM= 46.01) in un’area urbana è di 30 ppb (V/V). A quanti mg/m3 corrispondono?

Esempio 2

1ppm (m/V) = 1mg/L = 1mg/1000mlquindi 55ppm = 55mg/1000ml -> in 200ml ci sono 11mg

1ppb (V/V) = 10-3 ppm (V/V) quindi 30 ppb = 30x10-3 ppm

Applico la conversione: 1 µg/L = 1 ppm*PM/22.7 La concentrazione in µg/L = 30x10-3*46.01/22.7 = 0.0608 µg/L

Ma 1µg = 10-3 mg e 1L = 10-3 m3 quindi 1µg/L = 1mg/m3

quindi la concentrazione è 0.0608 mg/m3

6

11

Esempi su ppm etc…

300 ml di etanolo si mescolano con 24 ml di acqua. Assumendo che i volumi siano additivi, calcolare la concentrazione in % V/V di etanolo.

Esempio 3a

Calcolare la concentrazione dell'etanolo, in % m/V e in % m/m, della soluzione precedente. La densità dell'etanolo è d = 0.79 g/ml; la densità della soluzione è d = 0.82 g/ml

% V/V = Vsoluto/Vsoluzione x 100 = 300/324x100 = 92.6%

Esempio 3b

Strategia: Per calcolare la concentrazione in % m/m conoscendo la concentrazione in % m/V, e viceversa, si deve conoscere la densità d della soluzione.

d = massa/volume da cui si può dedurre m = d*V oppure V = m/d

12

Esempi su ppm etc…

Calcolare la concentrazione dell'etanolo, in % m/V e in % m/m, della soluzione precedente. La densità dell'etanolo è d = 0.79 g/ml; la densità della soluzione è d = 0.82 g/ml

Esempio 3b - continua

% m/m = msoluto /msoluzione x100

% m/V = msoluto (g)/Vsoluzione (dl) con Vsoluzione =324 ml = 3.24 dlmsoluto = dsoluto*Vsoluto =

= 0.79g/ml*300ml= 237g

quindi % m/V = 237g / 3.24 dl = 73.1 g/dl

con msoluto = 237g (vedi sopra)msoluzione = dsoluzione*Vsoluzione =

= 0.82g/ml*324ml= 265.7 g

quindi % m/m = 237g / 265.7 *100 = 89.2%m/m

7

13Soluzioni e modi di esprimere la composizione (concentrazione)

esprime il numero di moli di soluto contenute in 1 litro di soluzione

Le frazioni molari assumono sempre valori compresi tra 0 e 1

ni: numero di moli del componente i-esimo;

ntot: somma delle moli di tutti i componenti

esprime il numero di moli di soluto contenute in 1 kg di solvente

14

Preparazione di una soluzione a molarità nota

pesare la necessaria quantità di sostanza

solida (soluto) con una bilancia analitica

trasferire il soluto nel matraccio tarato e

aggiungere H2O sufficiente a scioglierlo

(agitando)

Riempire esattamente fino alla tacca di

calibrazione con una spruzzetta

8

15Preparazione di una soluzione (calcoli stechiometrici)

Na3PO4(s) → 3Na+(aq) + PO4

3-(aq)

H2O

16

Concentrazione di soluzioni

nNH3

9

17

Concentrazione di soluzioni

Una soluzione acquosa contiene l’8 % m/V di NaOH (PM = 40). Calcolare la sua molarità

% m/V = msoluto (g)/Vsoluzione (dl)

Quindi 8 % m/V = 8 g di NaOH /100 ml soluzioneConverto la massa di NaOH in moli: nNAOH = mNaOH/PM = 8 g / 40 g⋅mol-1 = 0.2 mol

M (molarità) = molisoluto/Vsoluzione (litri)

Ricordiamo le definizioni di %m/V e molarità:

In 100 ml di soluzione ci sono 0.2 moli di NaOH, quindiM = 0.2 moli /0.1 L = 2 mol/L è la molarità cercata

18

Concentrazione di soluzioni

10

19

Concentrazione di soluzioni

20

Concentrazione di soluzioni

11

21

Diluizione

Procedimento che permette di preparare una soluzione di un dato reagente a partire da una soluzione più concentrata

22

Diluizione

Nella diluizione varia solo il volume del solvente, mentre le

moli del soluto rimangono invariate

Dati: Mi = molarità inizialeVi = volume iniziale

Dato che durante la diluizione le moli di soluto rimangono costanti si ha:Moli prima della diluizione = MixViMoli dopo la diluizione = MfxVf

MixVi = MfxVf

Mf = molarità finaleVf = volume finale

diluizione

12

23

Diluizione (esempio)

24

Elettroliti e non elettroliti

Elettrolita: sostanza che si scioglie in acqua generando ioni e quindi una soluzione che conduce corrente

elettrica. Gli elettroliti esistono in soluzione sotto forma di ioni (idrati)

Non elettrolita: sostanza che si scioglie in acqua formando una soluzione che NON conduce corrente

elettrica

NaCl (s) →→→→ Na+(aq) + Cl-(aq)

H2O

C12H22O11 (s) →→→→ C12H22O11 (aq)

H2O

il cloruro di sodio è un elettrolita

il saccarosio è un NON elettrolita

13

25

Elettroliti e non elettroliti

ElettrolitiNon elettroliti

26

Elettroliti forti e deboli

HNO3 (aq) → H+(aq) + NO3

-(aq)

Sostanze che in soluzione sono completamente dissociate negli ioni costituenti = tutte le specie presenti sono in forma ionica

Elettroliti forti

• tutti i composti ionici solubili in acqua• tutti gli acidi forti• tutte le basi forti CaCl2 (s) →→→→ Ca2+

(aq) + 2Cl-(aq)

H2O sale solubile

acido forte

base forteElettroliti deboliSostanze che in soluzione generano specie ioniche ma esistono in maniera preponderante come specie molecolari neutre• composti ionici poco solubili in acqua• acidi e basi deboli AgCl(s) Ag+

(aq) + Cl-(aq) sale poco solubile

NH3 (g) + H2O(l) NH4+

(aq) + OH-(aq) base debole

H2O

KOH (s) → K+(aq) + OH-

(aq)H2O

HF (aq) H+(aq) + F-

(aq) acido debole

14

27

Elettroliti forti e deboli

HNO3 (l) + H2O(l) → H3O+

(aq) + NO3-(aq)

NH3 (g) + H2O(l) NH4+

(aq) + OH-(aq)

28

Solubilità di composti ionici

Solubile in acqua?

?

δ+ δ+

δ-

L’acqua è un eccellente solvente per le sostanze ioniche perché è una molecola

polare

Le sostanze polari si sciolgono preferibilmente

in solventi polari

15

29

Solubilità di composti ionici

Le molecole di H2O che circondano ( = solvatano) le specie ioniche ne

prevengono la ricombinazione

A+

δ+ δ+δ-

B-

30

Solubilità di composti ionici

ATTENZIONE!!

non tutti i composti ionici si sciolgono in acqua= sono elettroliti forti!

• Forze con cui le molecole di H2O sono attratte dai cationi/anioni

• Forze con cui anioni e cationi sono attratti tra loro

La solubilità di composti ionici è il risultati di due forze attrattive differenti:

16

31

Reazioni ioniche: equazione chimica in forma molecolare e ionica

2AgNO3(aq) + Na2CrO4(aq) → Ag2CrO4(s) + 2NaNO3(aq)

Equazione molecolare:Tutti i componenti sono rappresentati dalla loro formula chimica, come se esistessero sotto forma di molecole , o

unità formula

Ma la realtà è diversa perché i composti ionici sono elettroliti

32Reazioni ioniche: equazione chimica in forma molecolare e ionica

2AgNO3(aq) → 2Ag+(aq) + 2NO3

-(aq)

Na2CrO4(aq) → 2Na+(aq) + CrO4

2-(aq)

NaNO3(aq) → Na+(aq) + NO3

-(aq)

Equazioni ioniche:

2Ag+(aq)+2NO3

-(aq)+2Na+

(aq)+CrO42-

(aq)→Ag2CrO4(s)+2Na+(aq)+2NO3

-(aq)

Equazione ionica totale:

Visto che i composti ionici sono elettroliti, è più realistico rappresentare le specie acquose nella reazione in forma ionica

Gli ioni NO3- e Na+ compaiono con gli stessi coefficienti

stechiometrici sia a destra che a sinistra dell’equazione Si chiamano ioni spettatori in quanto non partecipano direttamente alla reazione chimica-> Si possonosemplificare

2Ag+(aq)+ CrO4

2-(aq)→ Ag2CrO4(s)Equazione ionica netta:

17

33

Reazioni di neutralizzazione

Reazione di neutralizzazione:

Acido (forte) + base (forte) →→→→ sale + acqua

HA BOH AB H2O+ → +

Reazione in forma molecolare

Reazione in forma ionica:H+

(aq)+A-(aq) + B+

(aq)+OH-(aq) → A-

(aq)+B+(aq) + H2O(l)

Reazione in forma ionica netta:H+

(aq)+ OH-(aq) → H2O(l)

H+(aq)+A-

(aq) + B+(aq)+OH-

(aq) → A-(aq)+B+

(aq) + H2O(l)

eliminando gli ioni

spettatori

34

Esercizi di stechiometria sulle soluzioni

18

35

Stechiometria e volumi di soluzioni

Come affrontare problemi di stechiometria in cui la quantità di un reagente/prodotto viene data o richiesta come volume di soluzione a concentrazione molare nota

In analogia a quanto visto con problemi stechiometrici ponderali:1) si passa dalla quantità nota (massa o volume) a moli2) si passa da moli di reagenti a moli di prodotti o viceversa3) si riporta il numero di moli ottenuto alla quantità richiesta

(massa o volume)Per passare da massa a moli e viceversa:

massamoli =

massa molaremassa = moli x massa molare

moli = molarità x volumemoli

volume =molarità

Per passare da volume a moli e viceversa:

36

Stechiometria e volumi di soluzioni

Nei calcoli stechiometrici su reazioni che avvengono in soluzione si usa la molarità (M)

Nei calcoli stechiometrici su reazioni chimiche si usano le moli

19

37Preparazione di una soluzione (calcoli stechiometrici e laboratorio)

Problema: preparare 250.00 ml di soluzione acquosa di KMnO4 con molarità 0.0400M

Moli di KMnO4 necessarie: 0.04/1000 x 250 = 0.01 moli KMnO4che corrispondono a :0.01 moli x 158.04 g⋅mol-1 [PM(KMnO4)] = 1.5804 g di KMnO4

Verosimilmente, la massa pesata con la bilancia analitica non sarà esattamente uguale al valore calcolato, es. ipotizziamo di pesare 1.5653g

Calcolare l’effettiva concentrazione della soluzione ottenuta:1.5653 g/158.04 g⋅mol-1 = 0.009904 mol0.009904 /250x1000 = 0.0396M

Molarità effettiva, da utilizzare per eventuali ulteriori calcoli stechiometrici

(differenza di 1% con il valore nominale)

38

Esempio: reazione tra due soluzioni

1ml = 10-3 L

1.225x10-2 mol

1.225x10-2 mol

20

39Esempio: reazione tra un solido e una soluzione

40

Stechiometria in soluzione Esercizio 3

cont →

21

41

Stechiometria in soluzione Esercizio 3

Schema per il calcolo della massa di prodotto:

cont →

42

Stechiometria in soluzione Esercizio 3

Svolgimento calcoli: