Spazio dedicato soltanto all'argomento 10 di chimica!
buon pomeriggio appena può potrebbe rispiegarmi come funziona la pressione osmotica che mi sono persa il pezzo della membrana semipermeabile grazie
La membrana semipermeabile permette il passaggio del solo solvente, quindi blocca i soluti e i colloidi.
Dividiamo una vasca in due comparti (A e B) mediante una membrana semipermeabile, e vi mettiamo un solvente (acqua).
Se ora nel comparto B mettiamo una maggiore quantità di soluti rispetto a quella che mettiamo nel comparto A, si genera uno squilibrio; perciò parte del soluto vorrebbe diffondere dal comparto B ad A per ristabilire l'equilibrio. Ma ciò non avviene, perché la membrano lo impedisce.
Allora è il solvente che passa dal comparto meno concentrato (A) a quello più concentrato (B), per fare in modo che nei due ci sia la stessa concentrazione di particelle osmoticamente attive.
Nei due comparti si ha un dislivello nell'altezza delle due soluzioni. Questo dislivello è da intendersi come la pressione osmotica (fisicamente: la forza da applicare sulla superficie della soluzione comparto più alto per portarla allo stesso livello di quella dell'altro comparto).
grazie mille
salve mi può spiegare come mai nel secondo esercizio delle slide sulla diluizione abbiamo sottratto il volume trovate con quello dato dal testo ? bisogna sempre fare cosi ?
No, dipende da ciò che chiede il problema.
Nello specifico, in quell'esercizio non veniva chiesto il volume finale (100 ml), bensì quanta acqua abbiamo dovuto aggiungere ai 25 ml iniziali per arrivare al volume finale (ovvero 75 ml).
grazie
Buongiorno potrebbe spiegarmi questo esercizio:
Che cosa succede alla temperatura di ebollizione di una soluzione di HCl a seguito dell'aggiunta di una quantità di idrossido di sodio sufficiente a neutalizzare il ph?
A)Diminuisce
B)Aumenta
C)Rimane invariato
La variazione nella temperatura di ebollizione è data dal numero di particelle di soluto all'interno della soluzione.
Nel caso di HCl in soluzione avremo: $ HCl \rightarrow H^{+} + Cl^{-} $
Le particelle in soluzione sono $ H^{+} $ e $ Cl^{-} $
Viene ora aggiunto NaOH, che in soluzione dà: $ NaOH \rightarrow Na^{+} + OH^{-} $
La reazione che avviene è $ HCl + NaOH \rightarrow Na^{+} Cl^{-} + H_{2}O $
Quindi $ H^{+} $ e $ OH^{-} $ reagiscono, diventando acqua (cioè il solvente), ovvero non sono più particelle di soluto.
Di NaOH viene aggiunta una quantità tale da fare in modo che neutralizzi completamente HCl.
Quindi gli equivalenti (o moli, se preferisci) di $ H^{+} $ sono pari a quelli di $ OH^{-}. $
Insomma vengono consumati completamente. Se vuoi vederla in un altro modo, Tutte le particelle di $ H^{+} $ sono state sostituite da un ugual numero di particelle di $ Na^{+} $.
Ovvero il numero di particelle in soluzione non è cambiato. Pertanto la temperatura di ebollizione (di quella che adesso è formalmente una soluzione di NaCl) resta invariata.
(La domanda è più complessa rispetto a una soluzione in cui vengono disciolti due sali, perché qui avviene una reazione chimica)
Grazie mille
Buongiorno, per caso è possibile avere degli esercizi in più per esercitarsi su stechiometria ed esercizi su acidi, basi e pH?
Grazie mille e buona giornata!!
Intanto consiglierei a tutti di svolgere settimanalmente le simulazioni online ulteriori a quelle che vengono corrette in aula, dove sono presenti diversi quesiti proprio su questi argomenti.
Altri esercizi
1. Facendo reagire 1 Kg di una roccia che contiene il 21% di CaCO3 (MM = 100 g/mol) con HCl in eccesso, quante moli di CO2 si sviluppano? [2,1 mol]
2. Quanti litri di ossigeno sono necessari per la combustione completa di 5,50 L di etilene considerando i gas alle stesse condizioni di pressione e temperatura? [16,5 L]
3. Calcolare la concentrazione di H+ di una soluzione acquosa ottenuta mescolando 100 ml di HCl 0,015 M con 200 ml di HNO3 0,030 M. [0,025 M]
4. Determinare il valore finale del pH di una soluzione ottenuta aggiungendo inizialmente 200 ml di NaOH 0,1 M e successivamente 200 ml di HCl 0,05 M ad una soluzione salina di NaCl di 600 ml. [12]
5. 40 cm3 di soluzione di idrossido di sodio (MM = 40 g/mol) vengono neutralizzati completamente da 25 cm3 di acido solforico 0,40 M. Qual è la concentrazione, espressa in g/L, della soluzione di idrossido di sodio? [20 g/L]
Salve, sarebbe possibile avere i procedimenti di questi 5 esercizi pubblicati?
Grazie mille
@ u030
Ma hai provato a svolgerli? Quali sono quelli su cui hai trovato difficoltà?
ESERCIZIO 1
1 kg = 1000 g
1000·(21/100) = 210 g CaCO3
CaCO3 + 2HCl → CO2 + CaCl2 + H2O
RSM CaCO3 : CO2 = 1 : 1
n = m/MM = 210/100 = 2,1 mol di CaCO3
=> 2,1 mol di CO2
ESERCIZIO 2
C2H4 + 3O2 → 2CO2 + 2H2O
RSM C2H4 : O2 = 1 : 3
1 : 3 = 5,5 : x
x = (3·5,5)/1 = 16,5 L
ESERCIZIO 3
n(HCl) = M·V(L) = 0,015·0,1 = 1,5·10-3 mol HCl
HCl → H+ + Cl-
=> 1,5·10-3 mol H+
n(HNO3) = 0,03·0,2 = 6·10-3 mol HNO3
HNO3 → H+ + NO3-
=> 6·10-3 mol H+
1,5·10-3 + 6·10-3 = 7,5·10-3 mol H+ totali
M = nTOT/VTOT = (7,5·10-3)/(0,1+0,2) = (7,5·10-3)/(3·10-1) = 2,5·10-2 = 0,025 M
ESERCIZIO 4
NaCl non modifica il pH
eq(H+) = M·V(L)·z = 0,05·0,2·1 = 0,01 eq H+
eq(OH-) = 0,1·0,2·1 = 0,02 eq OH-
0,01 eq H+ + 0,01 eq OH- → 0,01 eq H2O
ECCESSO: 0,02 – 0,01 = 0,01 eq OH- = 0,01 mol OH-
M(OH-) = 0,01/(0,2+0,2+0,6) = 0,01/1 = 0,01 M
pOH = -Log[OH-] = -Log 0,01 = 2
pH = 14 – 2 = 12
ESERCIZIO 5
eqA = eqB => MA·VA·z = MB·VB·z
0,4·25·2 = MB·40·1
20 = M·40
M = 20/40 = 0,5 M (mol/L)
C = 0,5·40 = 20 g/L
mi può dare una spiegazione dei quesiti 5 e 14?
mi può spiegare l'effetto dello ione comune?
se la conducibilità dipende dalla presenza di elettroliti, perché l'acqua non viene considerata un conduttore? non si dissocia in 2H+ + OH-? non dovrebbe essere un'elettrolita forte?
mi può dare una spiegazione dei quesiti 5 e 14?
5) Aggiungendo un soluto (sale) a un solvente (acqua), si passa da solvente puro a soluzione, pertanto si verificano una serie di fenomeni, dovuti alla presenza di soluti, che vanno ad alterare alcune proprietà fisiche del solvente.
- La pressione di vapore del solvente puro si abbassa (perché meno molecole di solvente riescono a passare in fase vapore, essendo impegnate a relazionarsi coi soluti): il vapore è meno consistente (dato che la pressione dipende dal numero di particelle gassose, la pressione del vapore sarà minore)
- La temperatura di ebollizione si alza (conseguenza del fenomeno precedente): la soluzione acquosa bolle a una temperatura più alta rispetto all'acqua pura
- La temperatura di congelamento si abbassa (dovuto alle distorsioni che i soluti, inseriti nelle cavità del solido, operano sulla sua struttura cristallina, rendendola meno stabile): la soluzione acquosa ghiaccia a una temperatura più bassa rispetto all'acqua pura
- La conducibilità elettrica della soluzione aumenta (per la presenza di un elettrolita, che si dissocia in ioni)
mi può dare una spiegazione dei quesiti 5 e 14?
14) Calcoliamo la concentrazione dei composti nei due comparti.
La vasca (volume di 2 L) è divisa in due comparti uguali (quindi ciascuno del volume di 1 L).
COMPARTO DI SINISTRA: n = m/MM = 103/103 = 1 mol di NaBr (i = 2)
M = n/V(L) = 1/1 = 1 M
COMPARTO DI DESTRA: n = 111/111 = 1 mol di CaCl2 (i = 3)
M = 1/1 = 1 M
Le proprietà colligative dipendono dal numero di particelle in soluzione. Calcoliamo quindi l'osmolarità (concentrazione di particelle osmoticamente attive):
Osm = M·i
SINISTRA: Osm = 1·2 = 2 M
DESTRA: Osm = 1·3 = 3 M
Dato che nei due comparti c'è un differente numero di particelle in soluzione (cioè una differente osmolarità), si verifica il fenomeno della pressione osmotica: pertanto il solvente passa dal comparto meno concentrato (sinistra) a quello più concentrato (destra) per abbassarne la concentrazione, in modo che in entrambi ci sia lo stesso potenziale chimico (equilibrio).
La differenza di potenziale in Fisica è ciò che permette al sistema di compiere lavoro: quindi spontaneamente il solvente si sposta per portare il sistema all'equilibrio.
Le proprietà colligative dipendono dal numero di particelle in soluzione (ovvero dalla concentrazione): più è grande la concentrazione, maggiore è l'effetto. Pertanto nel comparto di destra la temperatura di ebollizione è più alta (maggiore innalzamento ebullioscopico) e quella di congelamento è più bassa (maggiore abbassamento crioscopico) di quelle del comparto di sinistra.
Questo perché la variazione nelle temperature è data da una costante (tipica del solvente), dalla molalità e dal coefficiente di van't Hoff (quindi non dipende dalla natura del soluto, ma solo dalla sua quantità in soluzione).
mi può spiegare l'effetto dello ione comune?
In una soluzione satura di un sale (quindi la massima quantità di quel sale che può stare in soluzione), aggiungendo un altro sale che abbia con esso uno ione in comune, si verifica la precipitazione del primo sale. Questo perché viene aggiunto ulteriormente del soluto oltre la massima quantità che può stare in soluzione.
Soluzione satura di NaCl
Equilibrio di dissociazione: NaCl → Na+ + Cl-
- Provocano la precipitazione di NaCl: NaBr, KCl, NaF, LiCl (sono tutti sali che hanno uno ione in comune con NaCl)
- Non provocano la precipitazione di NaCl: KBr, LiF, LiBr, KF (sono tutti sali che non hanno uno ione in comune con NaCl)
se la conducibilità dipende dalla presenza di elettroliti, perché l'acqua non viene considerata un conduttore? non si dissocia in 2H+ + OH-? non dovrebbe essere un'elettrolita forte?
Parte della risposta a questa domanda la vedremo nella lezione di domani.
La conducibilità non dipende solo dalla presenza di elettroliti, ma dalla QUANTITA' di elettroliti. Più è elevata la concentrazione ionica, maggiore è la conducibilità della soluzione.
Elettrolita forte: in soluzione è COMPLETAMENTE dissociato in ioni.
Elettrolita debole: in soluzione è solo parzialmente dissociato, si verifica un equilibrio dinamico tra la forma indissociata e la forma dissociata in ioni (ovvero in soluzione troviamo entrambe; più è grande la quantità della forma dissociata in ioni, più l'elettrolita è forte).
Nell'acqua si ha un equilibrio di dissociazione ionica (autoprotolisi): H2O → H+ + OH-
La costante di questo equilibrio è 10-14: quindi è spostato totalmente a sinistra (verso la forma indissociata). Pertanto l'acqua è un elettrolita debole. Anzi: molto debole. La concentrazione totale degli ioni è 2·10-7 M. Quindi davvero bassa per poter dare un effetto apprezzabile sulla conducibilità.
La conducibilità elettrica dell'acqua pura è circa 10 uS/cm. L'acqua destinata al consumo umano arriva fino al massimo di 2500 uS/cm (oltre non è più considerata potabile, per troppa salinità). Quindi più è elevata la salinità (la presenza di elettroliti) maggiore è la conducibilità elettrica. Con un valore così basso di conducibilità l'acqua pura è un isolante (ovvero la corrente elettrica vi scorre con molta difficoltà), mentre una soluzione acquosa (per esempio l'acqua che usiamo per bere o lavarci) mostra una conducibilità già apprezzabile.
buongiorno, potrebbe spiegarmi questo quesito?
@ u109
Dipendenza lineare significa che l'esponente a cui è elevata l'incognita della funzione è 1.
y = ax + b => retta, in cui la funzione f(x) ha una dipendenza lineare dall'incognita x
Perciò non può essere corretta l'affermazione della risposta A, in quanto la velocità dipende sia da [A] che da [B] in maniera quadratica (sono elevati entrambi alla seconda potenza).
Buongiorno non capisco questo esercizio ( risposta A )
Buongiorno non capisco questo esercizio ( risposta A )
Premetto: questo esercizio è molto complesso, sia nell'impostazione che nella risoluzione, e per risolverlo è necessario qualcosa che noi non abbiamo visto nel corso, ovvero la legge di effusione dei gas di Graham.
Questa legge, valida sia per fenomeni effusivi che diffusivi (come nel caso dell'esercizio), è la seguente:
$ \frac{v_{1}}{v_{2}}=\sqrt{\frac{MM_{2}}{MM_{1}}} $
Ovvero il rapporto tra le velocità di effusione/diffusione di due gas è uguale alla radice quadrata del rapporto inverso delle loro masse molecolari.
Dato che qui abbiamo il cammino (ovvero lo spazio) e considerando che possiamo assumere che la velocità è v = s/t conviene trasformarla in questa forma:
$ \frac{s_{1}/t}{s_{2}/t}=\sqrt{\frac{MM_{2}}{MM_{1}}} $
Ipotizzando che il tempo necessario ai due gas a incontrarsi e reagire (t) sia lo stesso. Allora otteniamo:
$ \frac{s_{1}}{s_{2}}=\sqrt{\frac{MM_{2}}{MM_{1}}} $
Inoltre sappiamo che il tubo è lungo 20 cm.
Nel quesito $ s_{1} $ è chiamato x (NH3) e $ s_{2} $ è chiamato y (HCl).
Allora abbiamo a sistema:
$ \begin{cases} \frac{x}{y} = \sqrt{\frac{MM_{y}}{MM_{x}}} \ || \ x + y = 20 \end{cases} $
$ \begin{cases} \frac{x}{y} = \sqrt{\frac{36,5}{17}} \ || \ x + y = 20 \end{cases} $
$ \begin{cases} \frac{x}{y} \thickapprox \sqrt{2} \ || \ x + y = 20 \end{cases} $
$ \begin{cases} \frac{x}{y} \thickapprox 1,5 \ || \ x + y = 20 \end{cases} $
$ \begin{cases} x = 1,5\cdot y \ || \ x + y = 20 \end{cases} $
$ \begin{cases} x = 1,5\cdot y \ || \ 1,5\cdot y + y = 20 \end{cases} $
$ \begin{cases} x = 1,5\cdot y \ || \ 2,5\cdot y = 20 \end{cases} $
$ \begin{cases} y = \frac{20}{2,5} = 8 \ || \ x = 20 - 8 = 12 \end{cases} $
@marco-lazzara grazie mille per la risposta, quindi in vista per imat ha senso studiare questa legge? ( il quiz preso viene da un libro specifico per BMAT in realtà )
In effetti non mi pare che l'abbiano mai chiesta nei test IMAT degli anni passati, altrimenti l'avrei inserita nel nostro materiale didattico.
Però non si sa mai... Se riesci a tenertela a mente, è sempre una cosa in più che sai.
Professore potrebbe inviare ulteriori esercizi su questo argomento? (soluzione, concentrazione ecc)
Grazie mille
Professore potrebbe inviare ulteriori esercizi su questo argomento? (soluzione, concentrazione ecc)
Grazie mille
Buongiorno.
Io direi di aspettare di vedere almeno l'argomento a lezione, e poi successivamente posso mettere degli ulteriori esercizi.
Professore potrebbe inviare ulteriori esercizi su questo argomento? (soluzione, concentrazione ecc)
Grazie mille
1) Una soluzione viene preparata mescolando 5 ml di alcol e 45 ml di acqua. Calcolare la % in volume. [10%]
2) 9,8 g di acido fosforico (MM = 98 g/mol) vengono disciolti in acqua; il volume della soluzione è 500 ml. Determinare la molarità. [0,2 M]
3) Indicare la massa di acido solforico (MM = 98 g/mol) in 200 ml di una soluzione 0,4 N. [~4 g]
4) A 10 ml di una soluzione 1 M di NaCl vengono aggiunti 30 ml di acqua. Calcolare la concentrazione finale. [0,25 M]