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La dissoluzione degli elettroliti in acqua li separa in ioni di carica opposta, che consentono alla soluzione risultante di condurre elettricità. Alcuni esempi di elettroliti comuni sono diversi tipi di sali, come cloruro di sodio e nitrato di potassio, acidi come acido solforico e nitrico e alcune basi come idrossido di sodio, tra gli altri.
Nelle sezioni seguenti viene spiegato in dettaglio per mezzo di esempi, come calcolare la concentrazione molare di ioni in soluzione per diversi tipi di elettroliti, inclusi elettroliti forti e deboli.
Perché è importante poter calcolare la concentrazione molare degli ioni in soluzione?
Per vari motivi, è necessario determinare o calcolare la concentrazione molare di questi ioni quando si prepara una soluzione. Da un lato, la concentrazione totale di ioni ci permette di avere un’idea della loro capacità di condurre elettricità. D’altra parte, la concentrazione ionica totale influenza anche la forza ionica di una soluzione, che influisce sugli equilibri chimici di diversi sistemi reali come acidi deboli e basi deboli.
Infine, la concentrazione di diversi ioni è molto importante nel campo della biologia e della biochimica. Questo perché le concentrazioni di ioni come sodio e potassio, così come cloruro e altri anioni, sono fattori importanti nel determinare il potenziale di membrana, la tendenza di uno ione a passare spontaneamente da un lato all’altro della membrana e un moltitudine di altri fenomeni di trasporto di grande importanza per il corretto funzionamento della cellula.
Calcolo della concentrazione di ioni in soluzioni di elettroliti forti
Un elettrolita forte è una sostanza ionica che, una volta dissolta in acqua, diventa completamente ionizzata. Ciò significa che la reazione di dissociazione è irreversibile e tutte le unità di formula del composto si separano per dare origine al massimo numero possibile di ioni in soluzione.
Per questo motivo, nei casi di elettroliti forti, il calcolo della concentrazione ionica consiste in un semplice calcolo stechiometrico, a seconda della reazione chimica bilanciata o bilanciata. Prendiamo come esempio il caso seguente.
Esempio di calcolo della concentrazione di ioni per un elettrolita forte.
Dichiarazione:
Calcolare la concentrazione molare di ioni fosfato e la concentrazione molare di ioni potassio in una soluzione preparata sciogliendo 10,00 grammi di fosfato di potassio in 500,0 ml di soluzione.
Soluzione:
Questi tipi di problemi possono essere risolti seguendo una serie di passaggi ordinati. Alcuni passaggi saranno superflui a seconda dei dati forniti dalla dichiarazione, ma in generale puoi sempre utilizzare:
Passaggio n. 1: estrarre i dati e le incognite, determinare i pesi molecolari rilevanti ed eseguire le necessarie trasformazioni di unità.
Questo è quasi sempre il primo passo per risolvere qualsiasi tipo di problema. In questo caso, l’affermazione indica che la soluzione viene preparata sciogliendo 10,00 g di fosfato di potassio (K 3 PO 4 ) , che corrisponde alla massa del soluto.
Poiché è richiesta la molarità degli ioni, avremo bisogno ad un certo punto della massa molare del sale che è:
La dichiarazione indica anche che verranno preparati 500,00 ml di soluzione, che corrisponde al volume della soluzione. Poiché chiedono la molarità, questo volume deve essere trasformato in litri.
Passaggio 2: calcolare la concentrazione molare dell’elettrolita. Questo è anche spesso indicato come la concentrazione analitica.
In generale, è più facile calcolare la concentrazione di ioni in un sale dalla concentrazione molare del sale stesso. Lo facciamo usando la formula della molarità e i dati presentati sopra.
Dove C K3PO4 si riferisce alla concentrazione molare del sale.
NOTA DELL’AUTORE: In generale, è consuetudine utilizzare C per rappresentare qualsiasi concentrazione analitica in qualsiasi unità di concentrazione. Per concentrazione analitica intendiamo le concentrazioni calcolate dalle quantità misurate di soluti, solventi e soluzioni. Questo per distinguerli dalle concentrazioni delle diverse specie dopo una reazione chimica o quando si stabiliscono equilibri chimici.
Passaggio 3: scrivi l’equazione di dissociazione bilanciata
In questo caso, è un elettrolita forte, quindi la reazione è irreversibile (non si stabilisce un equilibrio):
Passaggio 4: utilizzare le relazioni stechiometriche ottenute dall’equazione bilanciata per determinare la concentrazione degli ioni di interesse.
Una volta scritta l’equazione, tutto ciò che serve è usare la stechiometria per determinare le concentrazioni degli ioni. Possiamo fare i calcoli stechiometrici usando direttamente la concentrazione molare invece delle moli, poiché tutti i calcoli che stiamo effettuando si riferiscono ad un’unica soluzione in cui il volume non cambia, quindi la concentrazione è direttamente proporzionale alle moli di ciascuna specie.
Ciò significa che le concentrazioni dei due ioni sono determinate da:
Calcolo della concentrazione di ioni in soluzioni di elettroliti deboli
Nel caso di elettroliti deboli, la differenza fondamentale è che la reazione di dissociazione è reversibile, e solo una piccola frazione delle molecole di soluto si dissociano per formare ioni liberi. Per questo motivo, per calcolare la concentrazione ionica in questi casi, occorre risolvere l’equilibrio chimico.
Esempio di calcolo della concentrazione di ioni per un elettrolita debole.
Dichiarazione:
Calcolare la concentrazione molare degli ioni acetato e degli ioni idronio in una soluzione preparata sciogliendo 10,00 grammi di acido acetico in 500,0 ml di soluzione, sapendo che l’acido ha una costante di acidità di 1,75 .10 -5 .
Soluzione:
Poiché in questo caso si tratta di una soluzione di acido acetico, che è un elettrolita debole, dobbiamo procedere alla risoluzione dell’equilibrio ionico che si stabilisce sciogliendo questo soluto in acqua. I primi passaggi sono gli stessi di sopra, ma dal passaggio 4 in poi la procedura cambia. Ecco come:
Passaggio n. 1: estrarre i dati e le incognite, determinare i pesi molecolari rilevanti ed eseguire le necessarie trasformazioni di unità.
La massa del soluto è di nuovo 10,00 ge anche il volume della soluzione è 500,0 mL, che equivale a 0,5000 L come abbiamo visto prima. Il peso molecolare dell’acido acetico (CH 3 COOH) è 60,052 g/mol.
Passaggio 2: calcolare la concentrazione molare dell’elettrolita.
Utilizzando i dati presentati sopra, la concentrazione molare iniziale o analitica di acido acetico è:
Passaggio 3: scrivi l’equazione di dissociazione bilanciata
A differenza del caso precedente, essendo un elettrolita debole, la reazione è reversibile, quindi si stabilisce un equilibrio:
Passaggio 4: risolvere l’equilibrio chimico per determinare le concentrazioni di tutte le specie.
Questa parte del processo è completamente diversa dalle precedenti, in quanto le concentrazioni finali degli ioni non possono essere determinate direttamente dalla concentrazione iniziale dell’acido mediante stechiometria, poiché anche queste concentrazioni devono soddisfare la condizione di equilibrio data dalla legge di azione di massa .
In questo caso particolare, la condizione di equilibrio è determinata dall’espressione della costante di equilibrio:
La seguente tabella ICE mette in relazione le concentrazioni iniziali con quelle finali. In questo caso, poiché non sappiamo in anticipo quanto acido si dissocia effettivamente, allora la variazione della sua concentrazione deve essere espressa come un’incognita (X). Poi, per stechiometria, si stabilisce che X deve essere formato anche da ioni acetato e da protoni:
| Concentrazioni | CH3COOH _ _ | H + | CH 3 COO – |
| iniziali _ | 0,3330 M | 0 | 0 |
| cambia _ | -X | +X | +X |
| ed equilibrio | 0,3330–X | X | X |
Per trovare l’incognita, X, è sufficiente utilizzare l’equazione della costante di acidità:
Questa equazione può essere riscritta come:
che è un’equazione di secondo grado la cui soluzione, dopo aver sostituito il valore della costante di acidità, è:
Come possiamo vedere nella tabella ICE, la concentrazione di entrambi gli ioni è, in questo caso, uguale a X, quindi possiamo scrivere
La concentrazione di entrambi gli ioni è pari a 2.41.10 -3 molare.
Riferimenti
Bolívar, G. (2020, 9 luglio). Elettroliti deboli: concetto, caratteristiche, esempi. Estratto da https://www.lifeder.com/electrolitos-debiles/
Marrone, T. (2021). Chimica: The Central Science (11a ed.). Londra, Inghilterra: Pearson Education.
Chang, R., Manzo, Á. R., Lopez, PS e Herranz, ZR (2020). Chimica (10a ed.). New York City, NY: MCGRAW-HILL.
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