Preparare soluzioni a concentrazione nota per pesata e

Unità didattica: Le soluzioni
Esperienza di laboratorio:
Preparare soluzioni a
concentrazione nota per pesata
e per diluizioni
Classe: IV
Scuola: Liceo Scientifico
Prerequisiti
•Miscele omogenee e
eterogenee
•Concetto di mole e peso
molecolare
•Saper convertire il
numero di moli di una
sostanza in massa e
viceversa
•Concetto di equivalente
e peso equivalente
•Saper convertire il
numero di equivalenti di
una sostanza in massa e
viceversa
•Saper utilizzare la cappa
chimica
•Saper utilizzare la
bilancia tecnica
Obiettivi didattici
•Definizione di soluto, solvente, soluzione
satura e insatura
•Definizione di solubilità e dei fattori che
la influenzano
•Definizione di concentrazione di una
soluzione e metodi più usati per indicarla
•Distinzione fra solventi polari e non
polari; regola empirica “il simile scioglie il
simile”
Obiettivi formativi
•Saper risolvere problemi relativi alle
concentrazioni delle soluzioni
•Saper preparare una soluzione a
concentrazione nota per pesata e per
diluizione effettuando i relativi calcoli
•Formulare ipotesi relative alla solubilità di
alcuni soluti in diversi solventi
Le soluzioni
•Una soluzione è una miscela omogenea di sue o più sostanze
•Si possono presentare in diversi stati di aggregazione:
*stato solido: le leghe (bronzo=rame+stagno)
*stato gassoso: miscela gassosa o soluzione
gassosa (aria)
*stato liquido: soluzione (solido-liquido 
zucchero o sale nell’acqua; liquido-liquido; liquido-gas)
•In una soluzione a due componenti è definito solvente il
componente presente in quantità maggiore (mezzo
disperdente) e soluto quello presente in quantità minore
(sostanza che viene sciolta)
•Le soluzioni il cui solvente è l’H2O sono chiamate soluzioni
acquose e sono le più diffuse in natura
Solubilità
La quantità di soluto che si può dissolvere in un determinato
volume di solvente è limitata (es. quantità di zucchero che è
possibile sciogliere in una tazza di tea)
Una soluzione si dice satura quando nel solvente è disciolta la
massima quantità possibile di soluto
La solubilità indica la quantità di soluto disciolta, ad una data
temperatura, in una quantità di solvente prestabilita, dando
origine ad una soluzione satura (espressa in g soluto / 100 g
solvente)
Applicabilità del concetto di solubilità:
• ai solidi in un liquido: se ad una soluzione satura si aggiunge una quantità di
soluto, anche piccolissima, questo si deposita sul fondo come corpo di fondo
• ai gas in un liquido: esiste una quantità massima solubile di gas che si può
dissolvere in un liquido pur non formandosi un corpo di fondo.
•ai liquidi in un liquido: si parla di miscibilità. Esistono liquidi che si mescolano
tra di loro in qualsiasi proporzione (etanolo e acqua), altri si mescolano solo
parzialmente e altri per nulla e sono detti immiscibili
La solubilità aumenta all’aumentare della temperatura nel caso dei solidi
e dei liquidi, mentre diminuisce per i gas (aumenta l’energia cinetica
delle particelle di gas in soluzione)
La solubilità di un gas in un liquido dipende dalla pressione
esercitata dal gas stesso
Legge di Henry
A una data temperatura la quantità di gas che si scioglie in un
liquido è direttamente proporzionale alla pressione che il gas
esercita sul liquido
Se il soluto è presente in quantità inferiore alla sua solubilità, la
soluzione è insatura
concentrata
diluita
vicina alla
soluto presente in
saturazione
quantità lontana dalla
saturazione
Concentrazione delle soluzioni
La concentrazione (o titolo) di una soluzione è la quantità relativa di
ciascun componente rispetto alla totalità della soluzione
Può essere espressa in diversi modi:
•Concentrazione percentuale riferita alla massa (%m/m):
 m/m  massa del soluto g  100

massa della soluzione g
•Concentrazione percentuale riferita al volume (%V/V):
volume del soluto mL   100
 V/V 

volume della soluzione mL 
•Concentrazione percentuale riferita al rapporto massa/volume (%m/V):
massa del soluto g
 m/V 
 100

volume della soluzione mL 
•Concentrazione in parti per milione (p.p.m.) o in parti per miliardo (p.p.b.)
Esercizi guidati 1
•Concentrazione molare o molarità (M):
Molarità (M) 
n
moli di soluto n
M
volume della soluzione L
V
•Concentrazione normale o normalità (N):
equivalenti di soluto neq 
neq
Normalità (N) 
N
volume della soluzione L 
V


•Concentrazione molale (m):
molalità (m) 
n
moli di soluto n
m
massa del solvente Kg
massa (solv)
•Frazione molare (X):
na
Xa 
na  n  nc  ......  nn
b
Esercizi guidati 2
Esperienza di laboratorio
Parte prima: preparazioni di soluzioni a
concentrazione nota per pesata
1.1 preparazione di soluzioni molari
1.2 preparazione di soluzioni normali
Parte seconda: preparazione di soluzioni a
concentrazione nota per diluizione da soluzioni più
concentrate
Protocollo
Come deve essere svolta la relazione:
•Prima parte
Obiettivo 1.1: evidenziare tutti i passaggi che permettono
di calcolare i grammi necessari per entrambi i soluti
(saccarosio e acido ossalico);
Obiettivo 1.2: evidenziare i passaggi che permettono di
determinare l’esatto volume da prelevare della soluzione
concentrata di HCl
•Seconda parte
Obiettivo 1.3: evidenziare i passaggi che permettono di
determinare gli esatti volumi da prelevare delle soluzioni
concentrate di saccarosio e acido ossalico e come si è
proceduto per ottenere le diluizioni seriali di HCl partendo
dalla concentrazione iniziale 0.1 N.
Relazione
Processi di solubilizzazione
Dipendono dalle interazioni tra le particelle di soluto e le particelle di
solvente, determinate dalla loro natura chimica
solventi apolari
costituiti da molecole
apolari unite da legami
secondari molto deboli
(dipolo istantaneo –
dipolo indotto)
non sono in grado di rompere
i legami presenti nei composti
ionici e polari (più forti) e
perciò in essi si sciolgono solo
sostanze apolari
solventi polari
costituiti da molecole unite
da legami secondari relativamente forti (a idrogeno dipolo-dipolo)
sono in grado di solubilizzare
soluti polari o ionici, perchè
con essi formano legami
secondari (dipolo-dipolo,
dipolo-ione) forti quanto
quelli esistenti tra le molecole del solvente puro
Lo iodio (non polare) si scioglie più
facilmente nel tetracloruro di
carbonio (solvente non polare,
sotto) che nell’acqua (solvente
polare, sopra)
è, in genere, rispettata la regola “il
simile scioglie il simile”