CONCENTRAZIONI SOLUZIONI Obiettivi della VIII lezione Dopo aver

CONCENTRAZIONI SOLUZIONI

• Obiettivi della VIII lezione • Dopo aver studiato questa ottava lezione bisogna essere capaci di: • Dare una definizione di: concentrazione, molarità, molalità, rapporto molare, diluizione. • Effettuare calcoli stechiometrici con le moli tipo quelli proposti. • E’ utile esercitarsi utilizzando il test VIII Lezione riportato nel materiale supplementare.

Concentrazione molare • • • La composizione di una soluzione è di solito espressa in termini di concentrazione, intesa come misura quantitativa del soluto presente nella soluzione. Una soluzione con molto soluto si definisce concentrata, una con poco soluto si dice diluita. Concentrazione molare L'unità di misura per la concentrazione più usata è la concentrazione molare o molarità (simbolo M). La molarità è definita come: molarità = moli di soluto / volume della soluzione o, in simboli: M = n/V L'unità di misura della molarità è mol·L-1, indicata con M.

Calcolare la concentrazione molare • M = n/V • Lavorare con una soluzione a molarità nota permette di misurare un numero di moli desiderate semplicemente misurando un volume di soluzione. • Per trovare il volume di soluzione che contiene un certo numero di moli, basta scrivere: • volume della soluzione = moli di soluto / molarità • V = n/M • Per trovare il numero di moli contenute in un certo volume, invece: • moli di soluto = molarità · volume della soluzione • n = M·V

Uso della molarità n= M · V dove M è la molarità (mol/L). n = numero di moli di soluto V = volume di souzione in litri Avendo a disposizione 250 ml di una soluzione di acido solforoso 0, 125 M, calcolare il numero di moli. • Calcolare quanti grammi di bromuro di magnesio sono necessari per preparare 220 ml di una soluzione 0, 125 M. • • •

Uso della molarità • • 1. 2. 3. • • M= n/V dove M è la molarità (mol/L). n = numero di moli di soluto V = volume di soluzione in litri Un cubetto di saccarosio del peso di 4 g (saccarosio: C 12 H 22 O 11) viene posto in di acqua formando 350 ml di soluzione. Calcolare la molarità della soluzione. Determinare il numero di moli di saccarosio in 4 grammi Determinare il volume di solvente in L Determinare la molarità della soluzione M = 0. 0117 mol /0. 350 L M = 0. 033 mol/L

ESEMPIO MOLARITA’

Concentrazione molale • La molalità è molto meno comoda da usare della molarità, ma viene usata in quanto alcune delle proprietà fisiche delle soluzioni sono funzione della molalità e non della molarità. L'unità di misura è mol·kg-1, normalmente indicata con m. • Un’altra maniera di esprimere la concentrazione è la molalità. • La molalità è definita come: molalità = moli di soluto / massa di solvente

Concentrazione molale • Poiché la densità dell’acqua a 25°C è circa 1 kg/l, la molalità è approssimativamente uguale alla molarità per soluzioni acquose diluite. Questa è un’utile approssimazione, ma è importante ricordare che non vale per soluzioni in cui il solvente NON è l’acqua, o soluzioni concentrate o a temperature diversa. • molarità = moli di soluto / volume della soluzione • molalità = moli di soluto / massa di solvente

Calcolare la concentrazione molale Calcolare la solubilità molale di 10 grammi di idrossido di sodio in 500 g. di acqua. molalità = moli di soluto / massa di solvente 1. Calcolare il n. di moli • 10 g Na. OH / Mr Na. OH = 0. 25 mol Na. OH 2. Convertire grammi in kg • 500 g acqua x 1 kg / 1000 g = 0. 50 kg acqua 3. Calcolare la molalità • molalità = 0. 25 mol / 0. 50 kg • molalità = 0. 50 m

ESEMPIO DI MOLALITA’

Molarità (M) • La molarità è l’unità più usata per la concentrazione di una soluzione. E’ il numero di moli di soluto in un litro di soluzione. • Fai pratica con i seguenti esercizi 1. Calcolare la molarità di una soluzione preparata con 12, 5 grammi di cloruro di calcio in 356 m. L di acqua. 2. Calcolare la molarità di una soluzione in cui 0, 125 mg di solfato di bario sono aggiunti per preparare 35 m. L di soluzione. 3. Calcolare quanti grammi di solfito di magnesio sono necessari per preparare 134 ml di una soluzione 0, 125 M. 4. Avendo a disposizione 54, 5 m. L di una soluzione 1, 50 M di Na. Cl, quanti m. L di una soluzione 0, 75 M si possono ottenere? 5. Calcolare la concentrazione finale che si ottiene quando 2, 0 L di una soluzione di 0, 145 M di Na. Br sono aggiunti a 4, 00 L di una soluzione 3, 5 M di Na. Br.

NORMALITA’ • La normalità (oggi abolita nel SI e dalla IUPAC) è una delle misure della concentrazione del soluto in una soluzione e più precisamente indica il numero di equivalenti di un soluto disciolti in un litro di soluzione. Si calcola con la formula: • dove neq è il numero di equivalenti e V è il volume. • Il numero di equivalenti corrisponde a: • n. eq. = massa della sostanza in grammi / massa equivalente • Il peso equivalente corrisponde a: • m. eq. = peso molecolare / valenza operativa • La valenza operativa (VO) varia a seconda del soluto in questione: • per gli acidi: VO = numero di ioni H+ rilasciati • per gli ossidi: VO = indice·valenza • per i sali: VO = numero di cariche (+) o (-) • per gli idrossidi: VO = numero di ioni OH- rilasciati

USO DELLA NORMALITA’ • È molto utile esprimere le concentrazioni di soluto in termini di normalità • Nelle titolazioni si usa applicare, relativamente ai reagenti, la relazione N 1 V 1 = N 2 V 2. • Oggigiorno l'uso della normalità, come unità di concentrazione, tende ad essere abbandonato. Sopravvive nell'ambito delle titolazioni redox, dove risulta di comoda applicazione pratica.

RELAZIONE TRA NORMALITA’ E MOLARIRITA’ • Qualora si conosca la molarità di una soluzione per calcolare la normalità si può applicare la seguente formula: N= M·VO • Qualora si conosca invece la normalità e si voglia ricavare la molarità ovviamente si applica la stessa formula risolvendola con la M incognita: M= N/VO

ESERCIZI DI CALCOLO DELLA NORMALITA’ 1. Calcola la normalità di una soluzione di acido ortoborico con una concentrazione percentuale massa/volume dello 0, 5 % 1. Calcola quanti grammi di solfato di sodio occorrono per preparare 250 ml di soluzione 0, 1 N Calcola la normalità di una soluzione di idrossido di calcio che in 750 ml contiene 25 g di soluto

Diluizione • Un processo molto comune in chimica è la diluizione. Si prende un volume noto di soluzione, e si aggiunge altro solvente (sempre in quantità nota), in modo da ottenere una soluzione più diluita. • Qual è la relazione tra la concentrazione M 1 prima della diluizione e la concentrazione M 2 dopo la diluizione? • Bisogna considerare il che il numero di moli di soluto rimane invariato, per cui: • n 1 = n 2 • e quindi: • M 1·V 1 = M 2·V 2

Diluizione • Normalmente questa espressione ci serve a calcolare: • la molarità finale di una soluzione dopo una diluizione (incognita M 2); • la quantità di solvente da aggiungere per ottenere una certa molarità finale (incognita V 2, che però è il volume totale, non quello da aggiungere!). • Anche quando si mescolano due soluzioni, il volume del solvente varia, e bisogna calcolare le nuove concentrazioni molari. M 2= M 1·V 1/V 2 V 2= M 1·V 1/M 2

PROPRIETA’ COLLIGATIVE Separando due soluzioni a diversa concentrazione con una membrana semipermeabile, cioè permeabile solo al solvente e non al soluto, si verifica il fenomeno dell'osmosi che consiste nel movimento netto del solvente attraverso la membrana dalla soluzione più diluita a quella più concentrata, fino al raggiungimento di una situazione di equilibrio. Il risultato di ciò è l'innalzamento del livello della soluzione più concentrata rispetto a quella più diluita. La pressione che occorre applicare sulla soluzione più concentrata per riportarla al livello di quella più diluita è detta pressione osmotica. • La pressione osmotica (π) di una soluzione in cui il soluto non è un elettrolita si calcola mediante una relazione molto simile a quella dell'equazione di stato dei gas ideali: • • da cui: in cui M è la concentrazione molare di soluto, n corrisponde al numero di moli del soluto, R è la costante universale dei gas, e T è la temperatura.

LA PRESSIONE DI VAPORE DELLE SOSTANZE IN SOLUZIONE È MINORE RISPETTO ALLO STATO PURO A) Equilibrio fra solvente puro e il suo vapore B) Nella soluzione il numero di molecole di solvente che può evaporare è più piccolo e la velocità di evaporazione è minore. All’equilibrio un minor numero di molecole di solvente è in fase di vapore e la pressione di vapore della soluzione è quindi più bassa di quella del solvente puro.

LE SOLUZIONI HANNO UN PUNTO DI CONGELAMENTO PIÙ BASSO E UN PUNTO DI EBOLLIZIONE PIÙ ALTO DEI SOLVENTI PURI La differenza fra il punto di ebollizione della soluzione e quello dell'acqua pura è detta innalzamento del punto di ebollizione, ΔTeb La differenza fra il punto di solidificazione dell'acqua pura e quello della soluzione è detta abbassamento del punto di congelamento, ΔTc I valori di ΔTeb e ΔTc sono in relazione con la molalità (m) ΔTeb = Keb m ΔTc = Kc m Keb e Kc sono due costanti di proporzionalità chiamate, rispettivamente, costante crioscopica molale e costante ebullioscopica molale.

DALL’ABBASSAMENTO DEL PUNTO DI CONGELAMENTO O INNALZAMENTO DEL PUNTO DI EBOLLIZIONE ALLA MASSA MOLECOLARE RELATIVA Dall’innalzamento del punto di ebollizione, ΔTeb o abbassamento del punto di solidificazione di una soluzione di cui si conosca la massa del soluto e la massa del solvente si può risalire alla massa molare Mr del soluto presente 1. determinazione della molalità Dalla formula della molalità 2. Si ricava il numero di moli di soluto n 3. Infine si determina Esercizio: in una soluzione sono presenti 10 g di un composto indissociato in 400 g di acqua. Sapendo che tale soluzione congela a 0, 135 °C, calcola la massa molare Mr del composto disciolto. Kc dell’acqua=1, 853