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:
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 / Mr NaOH = 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
1. Calcolare la molarità di una soluzione preparata con 12,5 grammi
di cloruro di calcio in 356 mL di acqua.
2. Calcolare la molarità di una soluzione in cui 0,125 mg di solfato di
bario sono aggiunti per preparare 35 mL 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 mL di una soluzione 1,50 M di NaCl,
quanti mL 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 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’
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 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, 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