Questo sito contribuisce alla audience di

Gli stati di aggregazione della materia

La dissociazione degli elettroliti in soluzione

Sono definiti elettroliti quei composti chimici che in soluzione acquosa si dissociano parzialmente o totalmente in ioni positivi e negativi. Essi comprendono i sali, gli acidi e le basi.

I sali hanno in prevalenza una struttura ionica, mentre gli acidi e le basi sono in prevalenza composti covalenti polari (nel loro caso è più appropriato dire che si ionizzano).

La dissociazione ionica degli elettroliti in soluzione acquosa fu studiata dal chimico svedese S. Arrhenius (1859-1927) e la sua dimostrazione sperimentale è fornita da due tipi di prove:

  • le soluzioni acquose di elettroliti conducono la corrente elettrica grazie alla presenza degli ioni capaci di trasportarla;
  • le soluzioni acquose di elettroliti, in base a prove crioscopiche ed ebullioscopiche, dimostrano di contenere un numero maggiore di particelle di quante dovrebbero essercene in base alla loro formula molecolare, a una determinata concentrazione.

La dissociazione degli elettroliti ionici. In un solido ionico i legami sono dovuti all'attrazione elettrostatica tra gli ioni di segno opposto (cationi e anioni) presenti nell'edificio cristallino.

L'acqua possiede una molecola che si comporta come un dipolo elettrico (con una frazione di carica negativa sull'atomo di ossigeno e un'equivalente frazione di carica positiva sui due atomi di idrogeno). Quando un composto ionico è posto a contatto con molecole d'acqua, queste circondano gli ioni, ciascuna orientandosi col proprio polo positivo verso lo ione negativo e col proprio polo negativo verso lo ione positivo: ne deriva un'attrazione tra gli ioni del cristallo e le molecole del solvente che determina una diminuzione dell'attrazione tra gli ioni di segno opposto. Ciò provoca la distruzione del reticolo cristallino.

Ogni ione che lascia il cristallo è circondato da un involucro di molecole di acqua (questo fenomeno è detto idratazione e lo ione è detto idratato). II processo riferito al cloruro di sodio, NaCl, è schematizzato nella figura. Una volta avvenuta la dissoluzione, in soluzione esistono gli ioni cloruro (Cl) e gli ioni sodio (Na+) idratati: e (il simbolo aq indica l'idratazione).

La ionizzazione degli elettroliti molecolari. Gli elettroliti molecolari sono sostanze che allo stato puro sono composti molecolari, che non contengono quindi ioni; essi formano ioni solo quando entrano in contatto con l’acqua, in quanto tra elettrolita e acqua avviene una reazione vera e propria: per questo motivo si parla di ionizzazione. Così nel caso del cloruro di idrogeno gassoso (HCl) quando esso viene posto a contatto con l’acqua si ha:

con formazione di una soluzione di acido cloridrico (il protone H+ non esiste libero in soluzione, ma unito a una molecola d'acqua come ione idronio H3O+).

Forza degli elettroliti. Gli elettroliti possono essere forti o deboli. Nel primo caso l'elettrolita è totalmente dissociato, nel secondo lo è parzialmente, vale a dire che nella soluzione insieme agli ioni derivanti dalla dissociazione di alcune molecole sono presenti anche molecole non dissociate. La forza di un elettrolita è definita dal suo grado di dissociazione, α:

che rappresenta la frazione di molecole dissociate rispetto alle molecole totali presenti in soluzione (per gli elettroliti forti α = 1, per quelli deboli α è compreso tra 0 e 1). Sono elettroliti forti tutti i sali e alcuni acidi e basi; gli elettroliti deboli includono molti acidi e basi: tutti gli acidi liberano in soluzione ioni H3O+ e i rispettivi anioni; le basi si dissociano in ioni ossidrile OH e nel corrispondente catione metallico; i sali in cationi del metallo e negli anioni dell'acido da cui derivano.                                                                                                

DISSOCIAZIONE ELETTROLITICA a) Rappresentazione della molecola polare dell'acqua e del cristallo di cloruro di sodio. b) Le molecole di H2O attaccano il cristallo di NaCl. c) II cristallo è completamente disciolto.

Approfondimenti

Divertiti con i quiz di Sapere.it!

Su Sapere.it sono arrivati i quiz!

Tantissime domande a risposta multipla per sfidare amici e famigliari in ogni campo dello scibilie: geografia, cinema, musica, sport, scienze, arte, architettura, letteratura, storia e curiosità, queste le categorie che metteranno alla prova la tua conoscenza.

Comincia subito a giocare coi i quiz di Sapere.it!

Enciclopedia De Agostini

Dall’esperienza De Agostini, un’enciclopedia ancora più vicina alle tue esigenze.

Agile, utile, dinamica, sempre a portata di mano, per esplorare, approfondire, conoscere, ricercare, aggiornarsi: oltre 185.000 termini che soddisfano la tua voglia di conoscenza quotidiana.

Vai all'Enciclopedia