CONCENTRAZIONI SOLUZIONI

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 • 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: C12H22O11) 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 1kg/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 NaOH / MrNaOH = 0.25 mol NaOH 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 • Calcolare la molarità di una soluzione preparata con 12,5 grammi di cloruro di calcio in 356 mL di acqua. • Calcolare la molarità di una soluzione in cui 0,125 mg di solfato di bario sono aggiunti per preparare 35 mL di soluzione. • Calcolare quanti grammi di solfito di magnesio sono necessari per preparare 134 ml di una soluzione 0,125 M. • Avendo a disposizione 54,5 mL di una soluzione 1,50 M di NaCl, quanti mL di una soluzione 0,75 M si possono ottenere? • Calcolare la concentrazione finale che si ottiene quando 2,0 L di una soluzione di 0,145 M di NaBr sono aggiunti a 4,00 L di una soluzione 3,5 M di NaBr.

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 N1V1 = N2V2. • 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’ Calcola la normalità di una soluzione di acido ortoborico con una concentrazione percentuale massa/volume dello 0,5 % 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 25g 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 M1 prima della diluizione e la concentrazione M2 dopo la diluizione? • Bisogna considerare il che il numero di moli di soluto rimane invariato, per cui: • n1 = n2 • e quindi: • M1·V1 = M2·V2

Diluizione • Normalmente questa espressione ci serve a calcolare: • la molarità finale di una soluzione dopo una diluizione (incognita M2); • la quantità di solvente da aggiungere per ottenere una certa molarità finale (incognita V2, 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. M2= M1·V1/V2 V2= M1·V1/M2

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, ncorrisponde 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 = Kebm 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 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

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