Studiază proprietățile soluțiilor și modalitățile de exprimare a concentrației.
Soluția este un amestec omogen format din solvat (dizolvat) și solvent (dizolvant). Solventul este componentul aflat de obicei în cantitate mai mare și care determină starea de agregare a soluției. Când unul dintre componenți este apa, apa este întotdeauna considerată solvent.
Relația de bază, valabilă în orice problemă: m soluție = m solvat + m solvent.
Dizolvarea este procesul prin care particulele solvatului se dispersează printre cele ale solventului. La substanțele ionice, moleculele polare de apă înconjoară ionii și îi desprind din rețea — fenomenul se numește hidratare. La substanțele moleculare polare, dizolvarea se face prin legături de hidrogen sau interacțiuni dipol-dipol.
Regula practică pentru a prezice dacă ceva se dizolvă: asemănătorul dizolvă asemănătorul. Substanțele polare și ionice se dizolvă în solvenți polari (apa, alcoolul), cele nepolare în solvenți nepolari (benzen, benzină, tetraclorură de carbon). De aceea uleiul nu se dizolvă în apă, dar grăsimile se dizolvă în benzină.
Solubilitatea este masa maximă de substanță care se poate dizolva în 100 g de solvent, la o temperatură dată. După cantitatea de solvat raportată la solubilitate, soluțiile sunt: - nesaturate – mai pot dizolva substanță; - saturate – conțin exact cantitatea maximă; - suprasaturate – conțin, temporar și instabil, mai mult decât maximul; la cea mai mică perturbare, excesul cristalizează.
Factorii care influențează solubilitatea, cu un detaliu esențial: - pentru solide, solubilitatea crește cu temperatura (în majoritatea cazurilor); - pentru gaze, solubilitatea scade cu temperatura și crește cu presiunea. De asta o băutură carbogazoasă își pierde CO2 când se încălzește sau când o desfaci, iar peștii suferă în apa caldă.
Agitarea și mărunțirea măresc viteza de dizolvare, dar nu modifică solubilitatea. Este o deosebire pe care itemii o testează des: viteza spune cât de repede, solubilitatea spune cât de mult.
Concentrația procentuală de masă (c) arată câte grame de substanță dizolvată se găsesc în 100 g de soluție:
c = (m solvat / m soluție) · 100
De aici derivă cele două formule pe care le vei folosi cel mai des: - m solvat = c · m soluție / 100 - m soluție = m solvat · 100 / c
O soluție de NaOH de 20 la sută conține 20 g de NaOH în 100 g de soluție, adică în 20 g de NaOH plus 80 g de apă. Nu în 100 g de apă — aici e capcana numărul unu a întregului capitol. Confuzia dintre soluție și solvent la numitor este cea mai frecventă și cea mai costisitoare greșeală, pentru că strică toate calculele ulterioare fără să dea vreun semnal de eroare evidentă.
Când enunțul dă volumul soluției și densitatea, treci prin masă: m soluție = V · ρ. Dacă densitatea e dată în g/mL și volumul în mL, masa iese direct în grame; dacă densitatea e în g/cm cub, e același lucru, pentru că 1 mL este egal cu 1 cm cub.
Exemplu. Câte grame de sare și câtă apă trebuie să iei pentru a prepara 250 g de soluție de concentrație 8 la sută? - m solvat = 8 · 250 / 100 = 20 g NaCl - m solvent = 250 – 20 = 230 g apă
Exemplu invers. Ce concentrație are soluția obținută prin dizolvarea a 15 g de zahăr în 135 g de apă? - m soluție = 15 + 135 = 150 g - c = 15 / 150 · 100 = 10 la sută
Observă că la al doilea exemplu enunțul dă masa solventului, nu a soluției — de aceea prima operație obligatorie este adunarea. Cine împarte direct 15 la 135 obține 11,1 la sută și pierde itemul, deși raționamentul chimic e corect.
Concentrația molară (c_M), numită și molaritate, arată câți moli de solvat se găsesc într-un litru de soluție:
c_M = n solvat / V soluție, cu volumul exprimat în litri, iar unitatea de măsură mol/L, notată și M.
Combinând cu n = m / M, obții forma completă, cea mai folosită la probleme:
c_M = m solvat / (M · V soluție)
O soluție 2 M de H2SO4 conține 2 moli de acid, adică 196 g, în fiecare litru de soluție.
Exemplu. Ce concentrație molară are soluția obținută prin dizolvarea a 20 g de NaOH în apă până la volumul de 500 mL? - n = 20 / 40 = 0,5 moli - V = 500 mL = 0,5 L - c_M = 0,5 / 0,5 = 1 mol/L
Două precizări care fac diferența la corectare. Prima: volumul din formulă este cel al soluției finale, nu al apei adăugate. Când dizolvi o substanță, volumul se modifică, de aceea în laborator se folosește un balon cotat: pui solvatul, dizolvi, apoi completezi cu apă până la semn. A spune că dizolvi în 500 mL de apă și a scrie V = 0,5 L este o aproximație pe care enunțurile riguroase o evită tocmai ca să testeze înțelegerea.
A doua: volumul trebuie transformat obligatoriu în litri. Uitarea transformării din mililitri produce rezultate greșite cu un factor de 1000 — o eroare care ar trebui să sară în ochi la verificarea ordinului de mărime.
Trecerea de la o concentrație la alta se face prin densitate:
c_M = (c · ρ · 10) / M, unde c este concentrația procentuală, ρ densitatea în g/mL și M masa molară.
Formula pare arbitrară, dar se deduce simplu: iei un litru de soluție, îi calculezi masa cu densitatea, afli masa de solvat cu procentul, apoi împarți la masa molară. Dacă memorezi deducerea în loc de formulă, nu mai ai ce să încurci.
Diluarea înseamnă adăugarea de solvent la o soluție. Cantitatea de solvat rămâne neschimbată, dar masa soluției crește, deci concentrația scade. Acesta e principiul care rezolvă toate problemele din categorie: la diluare se conservă masa de solvat.
De aici relația: c1 · m1 = c2 · m2, iar pentru concentrații molare c_M1 · V1 = c_M2 · V2.
Exemplu. Ce masă de apă trebuie adăugată la 200 g de soluție 30 la sută pentru a obține o soluție 20 la sută? - m solvat = 30 · 200 / 100 = 60 g (rămâne constantă) - m soluție finală = 60 · 100 / 20 = 300 g - apă adăugată = 300 – 200 = 100 g
Concentrarea se face prin evaporarea unei părți din solvent sau prin adăugarea de solvat. La evaporare se conservă tot masa de solvat, iar masa soluției scade.
Amestecarea a două soluții ale aceleiași substanțe: se adună separat masele de solvat și masele de soluție, apoi se recalculează:
c final = (m solvat 1 + m solvat 2) / (m soluție 1 + m soluție 2) · 100
Exemplu. Se amestecă 100 g soluție 10 la sută cu 300 g soluție 30 la sută. - solvat: 10 + 90 = 100 g - soluție: 100 + 300 = 400 g - c = 100 / 400 · 100 = 25 la sută
Două verificări de bun-simț, care prind imediat erorile de calcul. Prima: concentrația finală trebuie să fie între cele două concentrații inițiale. Dacă îți iese 35 la sută la amestecul de mai sus, ai greșit undeva. A doua: concentrația finală este mai apropiată de cea a soluției aflate în cantitate mai mare — în exemplu, mai aproape de 30 decât de 10, ceea ce se confirmă.
Apa pură se poate trata ca o soluție de concentrație zero la sută, iar substanța solidă pură ca o soluție de 100 la sută. Cu această convenție, formula amestecării rezolvă și problemele de diluare, și pe cele de concentrare, fără să mai ții minte cazuri separate.
Punctul în care acest capitol se leagă de stoechiometrie și în care se dau cele mai multe subiecte de examen: reactanții sunt dați sub formă de soluție, dar în reacție intră doar substanța dizolvată.
Algoritmul, cu pasul care se uită cel mai des scos în față: 1. Din datele soluției (masă și concentrație, sau volum și concentrație molară) afli cantitatea de substanță pură care participă efectiv. 2. Transformi în moli. 3. Aplici raportul din ecuația chimică egalizată. 4. Calculezi mărimea cerută.
Pasul 1 este obligatoriu. A introduce în calculul stoechiometric masa întregii soluții, în loc de masa de solvat, este echivalent cu a considera că apa reacționează — greșeală de fond, nu de calcul.
Exemplu. Ce volum de hidrogen, în condiții normale, se degajă la reacția dintre zinc în exces și 200 g soluție de HCl de concentrație 7,3 la sută? 1. m(HCl) = 7,3 · 200 / 100 = 14,6 g 2. n(HCl) = 14,6 / 36,5 = 0,4 moli 3. Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2, deci n(H2) = 0,4 / 2 = 0,2 moli 4. V = 0,2 · 22,4 = 4,48 L
Exemplu cu concentrație molară. Ce volum de soluție NaOH 0,5 M neutralizează 100 mL soluție HCl 1 M? - n(HCl) = 1 · 0,1 = 0,1 moli - Reacția NaOH + HCl → NaCl + H2O are raport 1 la 1, deci n(NaOH) = 0,1 moli - V = n / c_M = 0,1 / 0,5 = 0,2 L = 200 mL
La reacțiile de neutralizare cu acizi polibazici, raportul nu mai este unu la unu: pentru H2SO4 + 2 NaOH sunt necesari doi moli de bază la un mol de acid. Ignorarea bazicității acidului este eroarea care apare cel mai des la itemii de titrare, tocmai pentru că exemplul cu HCl, învățat primul, creează un reflex greșit.