Soluții și proprietăți ale soluțiilor

Studiul soluțiilor, concentrațiilor și proprietăților coligative ale acestora.

Concentrația soluțiilor: procentuală și molară

O soluție este un amestec omogen format din dizolvant (solvent) și dizolvat (solut). Masa soluției este suma celor două: m_soluție = m_dizolvat + m_dizolvant. Această relație aparent banală salvează multe puncte, pentru că majoritatea greșelilor pleacă de la confundarea masei de soluție cu masa de solvent.

Concentrația procentuală de masă arată câte grame de substanță dizolvată se află în 100 g de soluție:

c% = (m_dizolvat / m_soluție) · 100

Concentrația molară (molaritatea) arată câți moli de substanță dizolvată se află într-un litru de soluție:

C_M = n_dizolvat / V_soluție(L), unde n = m / M

Legătura dintre cele două se face prin densitatea soluției, ρ, exprimată de obicei în g/mL:

C_M = (10 · c% · ρ) / M

Cifra 10 vine din transformarea a 1 L în 1000 mL și a procentelor în fracții. Nu o memora orb: dacă o reconstruiești din definiții, nu o mai poți încurca.

Greșeala tipică la molaritate este împărțirea la volumul de solvent în loc de volumul de soluție. Când dizolvi o substanță, volumul final nu este suma volumelor; de aceea în laborator se completează cu apă până la semnul balonului cotat, nu se adaugă un volum fix de apă.

La diluare se adaugă solvent, deci se schimbă volumul, dar cantitatea de substanță dizolvată rămâne aceeași. De aici relația de lucru C₁·V₁ = C₂·V₂. La amestecarea a două soluții cu aceeași substanță, se adună separat masele de dizolvat și masele de soluție, apoi se recalculează concentrația.

Solubilitatea și factorii care o influențează

Solubilitatea este cantitatea maximă de substanță care se poate dizolva într-o cantitate dată de solvent, la o temperatură dată; se exprimă frecvent în grame de solut la 100 g de apă. În funcție de cât dizolvat conțin, soluțiile sunt:

• nesaturate – mai puțin dizolvat decât permite solubilitatea;
• saturate – exact cantitatea maximă; soluția este în echilibru dinamic cu substanța nedizolvată;
• suprasaturate – conțin, temporar și instabil, mai mult dizolvat decât solubilitatea; la o mică perturbare, excesul cristalizează.

Factorii care influențează solubilitatea:

• Natura substanțelor – regula practică este că asemănătorul dizolvă asemănătorul. Substanțele ionice și cele polare se dizolvă în solvenți polari (apă), cele nepolare în solvenți nepolari (benzen, hexan). Aici se explică de ce alcoolii inferiori sunt miscibili cu apa, iar hidrocarburile nu.
• Temperatura – pentru majoritatea solidelor, solubilitatea crește cu temperatura. Pentru gaze este exact invers: solubilitatea gazelor scade la încălzire. De aceea apa caldă lasă să scape bulele de aer, iar peștii suferă în apele încălzite.
• Presiunea – influențează practic numai gazele. Legea lui Henry: solubilitatea unui gaz este direct proporțională cu presiunea gazului deasupra lichidului. Așa se explică efervescența la deschiderea unei sticle cu băutură carbogazoasă.

Mărunțirea substanței și agitarea nu modifică solubilitatea — ele măresc doar viteza de dizolvare. Este o confuzie clasică de examen: cât se dizolvă (solubilitate) este altceva decât cât de repede se dizolvă (viteză).

Proprietăți coligative

Proprietățile coligative sunt proprietăți ale soluțiilor diluate care depind numai de numărul de particule dizolvate, nu de natura lor chimică. Este ideea centrală a capitolului: o particulă de zahăr și un ion de sodiu contribuie la fel.

Cele patru proprietăți coligative:

• Scăderea presiunii de vapori a solventului (legea lui Raoult).
• Creșterea punctului de fierbere (ebulioscopia): Δt_f = K_e · m, unde m este molalitatea.
• Scăderea punctului de congelare (crioscopia): Δt_c = K_c · m. Pe acest principiu se împrăștie sare pe drumuri iarna.
• Presiunea osmotică: π = C_M · R · T. Osmoza este trecerea solventului printr-o membrană semipermeabilă dinspre soluția mai diluată spre cea mai concentrată.

Punctul unde se pierd cele mai multe puncte la examen este factorul van 't Hoff, i, adică numărul de particule în care se desface o unitate de formulă la dizolvare:

• glucoza C₆H₁₂O₆ – neelectrolit, i = 1;
• NaCl → Na⁺ + Cl⁻, i = 2;
• CaCl₂ → Ca²⁺ + 2 Cl⁻, i = 3;
• Al₂(SO₄)₃ → 2 Al³⁺ + 3 SO₄²⁻, i = 5.

Deci o soluție 0,1 M de CaCl₂ are efect coligativ de trei ori mai mare decât o soluție 0,1 M de glucoză, deși molaritățile sunt identice.

În medicină, comparăm soluții după presiunea osmotică: soluțiile izotonice au aceeași presiune osmotică cu plasma (serul fiziologic, NaCl 0,9%), cele hipotonice au presiune mai mică și fac hematiile să se umfle și să se spargă (hemoliză), cele hipertonice au presiune mai mare și le zbârcesc.

Produsul de solubilitate

Pentru o sare greu solubilă aflată în contact cu soluția ei saturată se stabilește un echilibru între solidul nedizolvat și ionii din soluție:

A_mB_n(s) ⇌ m A^(n+) + n B^(m−)

Constanta acestui echilibru se numește produs de solubilitate:

K_s = [A^(n+)]^m · [B^(m−)]^n

Solidul nu apare în expresie, fiind fază pură. Exemple:

• AgCl ⇌ Ag⁺ + Cl⁻ → K_s = [Ag⁺]·[Cl⁻] = s², deci s = √K_s;
• Ag₂CrO₄ ⇌ 2 Ag⁺ + CrO₄²⁻ → K_s = (2s)²·s = 4s³.

Atenție la exponenți: coeficientul din ecuație apare de două ori, o dată ca factor în fața lui s și o dată ca putere. Uitarea factorului 2 din (2s)² este cea mai frecventă eroare de calcul de aici.

Criteriul de precipitare se aplică prin compararea produsului ionic (calculat cu concentrațiile momentane) cu K_s:

• produs ionic < K_s – soluție nesaturată, nu precipită nimic;
• produs ionic = K_s – soluție saturată, la limita precipitării;
• produs ionic > K_s – precipită până când produsul ionic scade la valoarea K_s.

Efectul ionului comun: adăugarea unui ion care există deja în echilibru deplasează echilibrul spre stânga (Le Chatelier) și scade solubilitatea. Clorura de argint se dizolvă mai puțin într-o soluție de NaCl decât în apă pură. K_s însă nu se schimbă — se schimbă doar solubilitatea, adică s. Confuzia dintre K_s (constant la temperatură dată) și s (variabil în funcție de mediu) este capcana preferată la admitere.

Electroliza soluțiilor apoase

Electroliza este descompunerea unui electrolit topit sau dizolvat sub acțiunea curentului electric continuu. Convenția de electrozi trebuie știută mecanic, pentru că se cere direct:

• catodul este electrodul legat la polul negativ; acolo au loc reducerile, adică se acceptă electroni; migrează spre el cationii;
• anodul este electrodul legat la polul pozitiv; acolo au loc oxidările; migrează spre el anionii.

Mnemonic util: la anod are loc oxidarea, la catod reducerea — ambele perechi încep cu aceleași vocale.

Specificul soluțiilor apoase este că apa concurează cu ionii electrolitului. Regula practică pentru examen:

• La catod, metalele foarte active (grupele 1 și 2, aluminiul) nu se depun din soluție apoasă; în locul lor se reduce apa, cu degajare de hidrogen. Metalele mai puțin active decât hidrogenul (Cu, Ag) se depun ca metal.
• La anod, anionii fără oxigen (Cl⁻, Br⁻, I⁻) se oxidează la halogenul respectiv; anionii cu oxigen (SO₄²⁻, NO₃⁻) nu se oxidează, ci se oxidează apa, cu degajare de oxigen.

Exemplu tipic: electroliza soluției de NaCl dă la catod H₂, la anod Cl₂, iar în soluție rămâne NaOH. Electroliza soluției de CuSO₄ cu electrozi inerți dă cupru metalic la catod și oxigen la anod.

Legile lui Faraday: masa de substanță depusă este proporțională cu sarcina electrică trecută prin soluție,

m = (M · I · t) / (n · F), cu F ≈ 96500 C/mol,

unde n este numărul de electroni schimbați de un ion, iar I·t este sarcina în coulombi. Cea mai frecventă greșeală de calcul este introducerea timpului în minute în loc de secunde.

Test — 6 întrebări ca la examen

Grile de admitere UMF — 5