diluizione
Le soluzioni diluite possono essere preparate da soluzioni
concentrate.
Come? Un certo volume o una certa massa della soluzione
concentrata sono trasferiti in un matraccio tarato e diluiti con il
solvente fino a volume richiesto.
Quando una soluzione viene diluita, il numero di moli di soluto
resta invariato.
Possiamo quindi uguagliare il numero di moli contenute nella
soluzione concentrata (conc) e nella soluzione diluita (dil):
moli inziali= moli finali
cioè moli sol conc= moli soluz diluita
Formula delle diluizioni
Mconc * Vconc= Mdil Vdil
Esempio:
a) Calcolare il volume di H2SO4 6 M necessario a produrre 500 ml di H2SO4
0,3 M:
6 x Vi = 0,3 x 0,5
Vi = (0,5 x 0,3)/6 = 0,025 l = 25 ml
b) Una soluzione di NaOH è 1.1M. Calcolare il volume di H2O che deve
essere aggiunto a 700mL di soluzione per ottenere una soluzione
0.35M.Si considerino i volumi additivi.
Vf = (Mi * Vi) / Mf = (1,1 * 0,7) / 0,35=2,2 L
Volume H2O da aggiungere= 2,2 – 0,7= 1,5 L
Mescolamento di soluzioni
• Nella pratica di laboratorio è molto comune preparare una
soluzione per mescolamento di due o più soluzioni a
concentrazione nota
Moli soluto nella soluzione finale = moli soluzione 1 + moli soluzione 2
Mf * Vf = M1 * V1 + M2 * V2
ma Vf = V1 + V2
Mf * (V1+V2) = M1 * V1 + M2 * V2
ESERCIZIO
Quale deve essere la molarità di una soluzione di NH3
perché 700ml di essa aggiunti a 300ml di NH3 0.2M
diano luogo ad una soluzione 0.12M?
M1*V1+M2*V2=(V1+V2)*M3
M1=?
M2=0.2M M3=0.12M
V1=0.7L V2=0.3L
V3=V1+V2=1L
M1=[M3(V1+V2)-M2V2]/V1 = 8.57 •10-2M
Elettroliti e non elettroliti
Nell’ambito delle soluzioni acquose i soluti possono essere
classificati come:
-elettroliti (messi in soluzione danno luogo alla formazione
di ioni – esempio NaCl)
-non elettroliti (messi in soluzione non determinano la
formazione di specie ioniche – esempio glucosio)
I composti ionici in acqua si dissociano, ovvero
liberano ioni: le molecole d’acqua separano gli ioni di
carica opposta già presenti nel composto
NaCl Na+ + ClAlcuni composti polari (come gli acidi) in acqua si
ionizzano: le molecole dipolari dell’acqua spezzano i
legami covalenti polari della molecola con
conseguente formazione di ioni:
HCl H+ + Cl–
Tutti i composti che in soluzione producono ioni per
dissociazione o per ionizzazione prendono il nome di
elettroliti.
Un elettrolita è una sostanza che rende elettricamente
conduttrice la soluzione acquosa in cui è disciolto.
Abbiamo fino ad ora considerato reazioni che vanno totalmente
a compimento, come, ad esempio:
2 H2(g) + O2(g)
→ 2 H2O(g)
Se mescoliamo due moli di H2 ed una mole di O2 alla fine della
reazione si ottengono due moli di H2O mentre sia l’idrogeno che
l’ossigeno scompaiono completamente.
Esistono però delle reazioni chimiche che si arrestano
prima di giungere a compimento.
Tale reazioni sono dette reversibili e sono caratterizzate
dal fatto che è possibile non solo la reazione diretta dai
reagenti ai prodotti ma anche quella inversa dai prodotti
ai reagenti.
CO(g) + 3H2(g)
CH4(g) + H2O(g)
CO(g) + 3H2(g) → CH4(g) + H2O(g)
La conseguenza è che, sia nel caso che mettiamo solo i
reagenti, che nel caso in cui mettiamo solo i prodotti, nel
recipiente di reazione, dopo un certo periodo di tempo si ha la
formazione di una miscela di reagenti e prodotti in
concentrazioni definite e costanti nel tempo.
Si dice che la miscela di reazione ha raggiunto l’equilibrio
chimico.
Tale situazione è un equilibrio dinamico: la reazione diretta
e quella inversa continuano ad avvenire con velocità uguali.
Reazioni di questo tipo sono scritte con una doppia freccia:
CO(g) + 3H2(g)
CH4(g) + H2O(g)
Costante termodinamica dell’equilibrio
Per un equilibrio del tipo a A + b B
c C + d D
ad una certa temperatura il rapporto tra le concentrazioni§ molari dei
prodotti e dei reagenti, ognuna elevata al relativo coeff. stechiometrico
è costante ( costante di equilibrio)
Keq=
[C]c [D]d
[A] a [B]b
(legge di azione di massa)
§
-E’ costante a temperatura costante,
quindi il suo valore dipende dalla T
-se il valore è alto l’equilibrio è spostato
a destra (numeratore “elevato”)
- se il valore è basso l’equilibrio è spostato
a sinistra (denominatore “elevato”)
le concentrazioni all’equilibrio!!!!
Diverse espressioni della costante di equilibrio
Concentrazione espressa in molarità
Kc
Concentrazione espressa come frazione molare
Kx
Per i gas, in equilibrio, si utilizzano le pressioni parziali
Kp
Principio di Le Chatelier o dell’equilibrio mobile
Quando si applica una sollecitazione ad un equilibrio, le
condizioni di equilibrio si spostano in modo da
annullare l’effetto della sollecitazione.
Esempio: variazione della concentrazione di uno dei
componenti dell’equilibrio
a) Aggiunta di un reagente: il sistema lo consuma per
ristabilire il valore della Keq; si formano cioè altri
prodotti, quindi l’equilibrio si sposta a dx
b) Sottrazione di un reagente: l’equilibrio si sposta a sn
c) Aggiunta di un prodotto: l’equilibrio si sposta a sn
d) Sottrazione di un prodotto: l’equilibrio si sposta a dx
