Capitolo 7 Le soluzioni Come visto prima, mescolando tra loro sostanze pure esse danno origine a miscele di sostanze o semplicemente miscele. Una miscela può essere omogenea ( detta anche soluzione) o eterogenea. Una soluzione è quindi un sistema omogeneo formato da due o più sostanze. Una delle sostanze viene chiamata solvente perché ha la funzione di disperdere, sciogliere, l’altra o le altre sostanze ( chiamati soluti). Il solvente più comune è l’acqua. Alcuni sostanze si sciolgono molto bene in acqua formando così una soluzione omogenea, altri no e dando origine così ad un sistema eterogeneo. A seconda dello stato fisico, sono possibili vari tipi di soluzione. Tabella 4. Esempi di soluzioni solide, liquide e aeriformi Solvente gas gas gas liquido liquido liquido solido solido solido
Soluto gas liquido solido gas liquido solido gas liquido solido
Esempio Ossigeno ed elio ( vedi gas per bombole dei sommozzatori) Aria e acqua (umidità) Aria e naftalina (palline di naftalina contenenti aria) Acqua e anidride carbonica ( vedi bevande gassate) Acqua e acido acetico (vedi aceto) Acqua e sale ( vedi acqua del mare) palladio-idrogeno (materiale per l’accensione di stufe a gas) argento-mercurio (amalgama per le otturazioni dentali) oro-rame (vedi anelli di oro)
Alcune definizione importanti: Solubilità: quantità massima di soluto che si scioglie in un litro di acqua a 25°C. Concentrazione: indica quanto soluto (grammi o moli) è sciolto in un litro di acqua o in un Kg di acqua. Esempio Sapendo che la solubilità del cloruro di sodio, NaCl, è di 36 g/100 g di H2O a 25 °C. Quanti grammi di cloruro di sodio si possono sciogliere in 1,5 kg di acqua a 25 °C. Soluzione Basta impostare la proporzione: 36 g NaCl : 100 g H2O = x g NaCl : 1500 g H2O da cui: x g NaCl =
36 g NaCl ⋅ 1500 g H 2 O 100 g H 2 O
Ci sono diversi modi di esprimere la concentrazione di una soluzione: Tabella 5.
Percentuale in grammi: g soluto in 100 grammi soluzione Percentuale in volume: volume di soluto in 100 ml di soluzione parti per milione molarità normalità molalità
Simbolo
Quantità di soluto
% g/g
grammi
Quantità di Soluzione 100 g
% V/V
millilitri
100 ml
ppm M N m
milligrammi moli grammo-equivalenti moli
1 litro 1 litro 1 litro 1 kg solvente
Il solvente più comune è l’acqua. Le soluzioni acquose si distinguono in soluzioni molecolari e soluzioni ioniche ( chiamate anche soluzioni elettrolitiche ). Una soluzione molecolare, simile a quella che si ottiene sciogliendo zucchero ( il soluto) in acqua, contiene molecole di zucchero omogeneamente disperse; una soluzione ionica, elettrolitica, come quella ottenuta con il sale da cucina, contiene invece ioni, ossia atomi o raggruppamenti di atomi che portano una o più cariche positive o negative. Gli ioni presenti in soluzione si formano in seguito alla dissociazione elettrolitica dalle sostanze sciolte, e per questo sono chiamate elettroliti. Le soluzioni che contengono elettroliti ( chiamate appunto soluzioni elettrolitiche) sono in grado di condurre l’elettricità. Sostanze elettrolitiche, o semplicemente elettroliti, sono quindi sostanze che sciolte in acqua, rendono l’acqua conduttrice di elettricità. La conduzione avviene perché sono presenti gli ione che si formano in seguito alla dissociazione. Essi sono i responsabili della conduzione. Gli elettroliti sono classificabili e raggruppabili in: - Acidi - Basi - Sali Le soluzioni ioniche, quale che sia la natura dei soluti, contengono, ioni di carica positiva (cationi) e ioni di carica negativa (anioni). Dissociazione ionica dell’acqua. Anche se in piccola parte anche l’acqua si dissocia in ioni e la dissociazione, secondo la definizione di Arrhenius, può essere scritta come: H2O ↔ H+ + OH-
la cui costante di equilibrio è:
[H ][OH ] +
K=
−
[H 2 O]
Se consideriamo costante la concentrazione dell’acqua ( ossia la molarità) ( e questo perché è bassa la quantità di acqua dissociata) e la conglobiamo nella K di equilibrio, avremo: K [H2O] = [H+] [OH-] = Kw
Kw ( w deriva dal termine inglese water = acqua) è chiamata prodotto ionico dell’acqua e il suo valore è di circa 1,0 · 10-14. Il valore di Kw, come qualsiasi valore di costante d’equilibrio, dipende solo dalla temperatura: infatti a 0 °C è 0,12 · 10-14, a 25 °C è 1,27 · 10-14, a 40 °C è 2,95 · 10-14. La dissociazione dell’acqua è molto bassa.. Poiché una molecola d’acqua, dissociandosi, produce contemporaneamente uno ione H+ e uno ione OH-, le concentrazioni dei due ioni risultano uguali e quindi possiamo scrivere:
[H ] = [OH ] = +
−
10 −14 = 10 −7 moli / litro
Essendo così pochi gli ioni H+ e OH-, l’acqua pura conduce molto poco la corrente elettrica. Se nell’acqua è presente un acido la concentrazione degli ioni H+ aumenta, contemporaneamente diminuisce in uguale misura la concentrazione degli ioni OH- perché il prodotto ionico dell’acqua deve rimanere, comunque, costante. Un valore di [H+] = 10-3 mol/l, ad esempio, comporta una diminuzione di [OH-] da 10-7 a 10-11 mol/l. Al contrario, se nell’acqua è presente un idrossido, aumenta la concentrazione degli ioni OHe diminuisce in ugual misura la concentrazione degli ioni H+. Un valore di [OH-] = 10-2 mol/l, ad esempio, comporta una diminuzione di H+ da 10-7 a 10-12 mol/l. In generale, una soluzione acquosa acida ha una [H+] > 10-7 mol/l, mentre una soluzione acquosa basica ha una [H+] < 10-7 mol/l. Le soluzioni che, come l’acqua pura, hanno [H+] = 10-7 mol/l, vengono dette neutre. Il pH
Una soluzione acquosa 1 M di HCl ha una [H+] = 1 mol/l: l’acido cloridrico è un acido forte completamente ionizzato, per cui la sua concentrazione molare diventa la concentrazione degli ioni H+ presenti nella soluzione. Una soluzione acquosa 1 M di NaOH ha, invece, [H+] = 10-14 mol/l: l’idrossido di sodio è una base forte completamente dissociata, per cui la sua concentrazione molare diventa la concentrazione degli ioni OH- e, se [OH-] = 1, la concentrazione degli ioni H+ è uguale a 10-14 mol/l. Come si vede, la concentrazione degli ioni H+ può variare da una soluzione all’altra anche di migliaia di miliardi di volte. Per esprimere in modo semplice la concentrazione degli ioni H+ si ricorre comunemente al cosiddetto pH (pi-acca). La notazione, introdotta nel 1909 dal chimico danese S.P.L. Sörensen (1868-1939), fa riferimento alla p di potenz (“potenza”, in senso matematico) e al simbolo dell’idrogeno, stabilendo la seguente corrispondenza: pH = - log10 [H+] Per definizione, dunque, il pH è il logaritmo decimale cambiato di segno della concentrazione molare degli ioni H+ o, anche, il logaritmo decimale del reciproco della concentrazione molare degli ioni H+: 1 pH = − log10 H + = log + H
[ ]
[ ]
Tabella 6. Rapporto fra ioni H+ e ioni OH- in soluzione [H+] 1 · 100 1 · 10-1 1 · 10-2 1 · 10-3 1 · 10-4 1 · 10-5 1 · 10-6 1 · 10-7 1 · 10-8 1 · 10-9 1 · 10-10 1 · 10-11 1 · 10-12 1 · 10-13 1 · 10-14
pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
[OH-] 1 · 10-14 1 · 10-13 1 · 10-12 1 · 10-11 1 · 10-10 1 · 10-9 1 · 10-8 1 · 10-7 1 · 10-6 1 · 10-5 1 · 10-4 1 · 10-3 1 · 10-2 1 · 10-1 1 · 100
pOH 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0
Tabella 7. Il pH di alcune soluzioni pH 0 1,7 2,3 2,8 6 6-6,5
Soluzioni Soluzione 1M di HCl* Succo gastrico Coca-cola Aceto Urina Acqua gassata
Ph 7 7,4 8,4 8,5/9 10,5 14
Soluzioni Acqua distillata Sangue Acqua marina Sapone da toilette Ammoniaca per uso domestico Soluzione 1 M di NaOH*
* Soluzioni di riferimento in rapporto alle quali è valutato il pH.
ESERCIZI 1. La concentrazione di ioni H+ di una soluzione è 1,0 · 10-8 mol/l. Qual è il pH della soluzione? 2. Calcolare la concentrazione degli ioni H+ di una soluzione il cui pH è 5. 3. Qual è il pH di una soluzione in cui la concentrazione di ioni OH- è 1,0 · 10-3 M? 4. Calcolare il pH di: a) una soluzione 0,1 M di HCl b) una soluzione 1 M di HCl.
5. Calcolare il pH di: a) una soluzione 0,1 M di NaOH b) una soluzione 1 M di NaOH. 6. Calcolare il pH delle seguenti soluzioni, in cui: a) [H+] = 1,0 · 10-2 mol/l b) [H+] = 0,001 M -6 c) [OH ] = 1,0 · 10 mol/l d) [OH-] = 0,01 M 7. Calcola la concentrazione degli ioni OH- delle soluzioni che hanno i seguenti valori di pH: a) 3,0 b) 4,0 c) 12,0 d) 10,0 8. L’aggiunta di un acido in acqua fa : a. Aumentare la [OH-] b. diminuire il pH c. diminuire la [H3O+] d. aumentare il KW 9. In una soluzione in cui il pH = 4,00 la [H3O+] è pari a: a. 4,0 · 10-4 b. 1,0 · 10-4 c. 1,0 · 10-10 d. 4,0 · 10-10 10. In una soluzione di NaOH 0,01 M, il valore del pH è: a. 2,0 b. – 2,0 c. 12,0 d. 10,0 11. In una soluzione acquosa contenente HClO (Ka = 3,2 · 10-8), sono presenti: a. molti ioni H3O+ b. poche molecole di HClO c. molti ioni ClOd. molti ioni ClO-
