PROPRIETA' FISICHE DELLE SOLUZIONI
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soluzioni ideali
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soluzioni solide
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il caso più comune è quello
solubilità
"simile scioglie simile"
soluzioni
il solvente:
le soluzioni
e il soluto:
differenza con
una soluzione
è una miscela omogenea
(la sua composizione
e le sue proprietà
sono uniformi
in ogni parte
del campione)
di 2 o più sostanze
formate da ioni
o molecole
con i colloidi
che differiscono
in quanto
le particelle
sono più grandi
delle molecole normali
ma non ancora
visibili al microscopio
(10-200 Angstrom)
possono esistere
in ognuna
dei 3 stati
stati della materia:
liquido,
solido
gas,
è il componente
presente
in quantità maggiori
o che determina
lo stato
della materia
in cui la soluzione
esiste
è un componente
presente
in quantità minori
di assoluzioni liquide
(soluzioni di gas,
solidi,
o liquidi sciolti
in un liquido)
si possono però avere:
soluzioni liquide:
soluzioni solide:
soluzioni gassose:
in genere
i gas possono
mescolarsi
in tutte le proporzioni
per dare
soluzioni gassose
sono le più comuni
e sono ottenute
nella maggior parte
dei casi
sciogliendo
un gas
o un solido
in un liquido
e sono comuni
anche
le soluzioni
liquido-liquido
(possono non essere
miscibili
in tutte le proporzioni)
sono principalmente
leghe di
2 o più metalli,
le leghe di mercurio
(unico metallo liquido)
con altri metalli
sono chiamate
amalgama
e possono essere
sia liquide
che solide
lo zaffiro invece,
la varietà
3 tipi di interazioni
il rubino
è una soluzione
solida
di ossido di cromo
in corindone (Al2O3)
detta "sangue di piccione"
è una delle
gemme colorate
più preziose,
(meno pregiato),
deve la sua
colorazione blu
al ferro
e al titanio
che hanno
sostituito
alcuni atomi
di alluminio
nei processi di soluzione:
interazione
interazione
interazione
solvente-solvente
soluto-soluto,
vediamo,
solvente--> molecole divise
soluto--> molecole divise
è il delta H1
è delta H 2
poi molecole che
si incontrano,
ed ottengo
ho delta H3
quindi delta H solvente=
delta H1 + delta H2 + delta H 3
il solvente
la formazione
hanno delta H soluzione =0
della soluzione
è sempre spontanea:
delta G sol <(min) 0
composti ionici
molecole non-polari,
molecole polari
2 sostanze
con forze intermolecolari
simili sono
probabilmente
solubili
l'una nell'altra
sono solubili
in solventi non-polari
es) CCl4 in C6H6
(tetracloruro di carbonio in benzene)
sono solubili
in solventi polari
es) C2H5OH in H2O
(etanolo in acqua)
sono più solubili
in solventi polari
es)NaCl in H2O o NH3(l)
(cloruro di sodio in acqua o ammoniaca)
che sono:
la solubilità
di una sostanza
in un'altra
può essere spiegata
sulla base di 2 fattori,
1) una naturale tendenza al disordine
2) forze intermolecolari
(fattore entropico).
è praticamente
l'unico fattore
ad agire
nel caso dei gas (ideali)
che sono miscelabili
in tutte le proporzioni
di attrazione tra
le molecole delle
2 sostanze (fattore energetico)
chiamando A
le molecole di
una sostanza
e B quelle dell'altra,
se la media delle attrazioni
A-A e B-B
è superiore
all'atrazine A-B
le 2 sostanze
non tendono a mescolarsi
la solubilità di
un solto
in un solvente
dipende da
un bilancio
fra questi 2 fattori
soluzioni molecolari
soluzioni ioniche:
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ad esempio
la concentrazione
in generale
solo una quantità
finita di un solido
si scioglie
in un dato volume
di solvente dando luogo
ad una soluzione satura,
cioè una soluzione
in equilibrio
con un eventuale
solido in eccesso
del soluto
nella soluzione satura
è detta solubilità
la solubilità di
NaCl in H2O(cloruro di sodio in H2O)
è di 36g per 100ml
di H2O a 20°C
in questi casi
il soluto
(solido o liquido)
è costituito
da molecole
tenute assieme
da forze intermolecolari deboli,
nel caso di liquidi
essi sono solubili
se sono tenuti
assieme da
forze intermolecolari
simili
(il simile scioglie
il simile)
alcol metilico (metanolo),
CH3OH in H2O
in questo caso
il soluto è il solido ionico
tenuto assiema da,
forti legami ionici
e può sciogliersi
solo in solventi
polari
i fattori che determinano
la dissoluzione
di un solido ionico
in un solvente polare sono 2,
e sono:
l'energia reticolare:
l'energia di attrazione ione-dipolo
del solido
(somma delle
energie di attrazione
fra anioni
e cationi):
più grande è
e minore è la tendenza
del solido a sciogliersi
fra gli ioni
e i dipoli elettrici
costituiti
dalle molecole
di solvente
opportunatamente orientati:
più è grande
e maggiore è la tendenza
del solido
a sciogliersi
ad es:
NaCl(s)--> Na+(aq) + Cl- (aq)
cloruro di sodio (solido) --> sodio (liquido) + cloro 8liquido)
tale fenomeno
è detto idratazione
e l'energia elettrostatica
di interazione
di uno ione
con le molecole di H2O
è detta
energia di idratazione
e la solubilità
di un solido ionico
in H2O dipende
da un bilancio fra
energia reticolare
di idratazione
l'energia reticolare
in genarle
maggiore è l'energia reticolare
la situazione
di un composto ionico
e minore è
la sua solubilità
e viceversa,
dipende sia
dalle cariche degli ioni
che dalla loro distanza:
maggiore è
la carica dello
ione
e maggiore è
l'energia reticolare,
maggiore è
la distanza
fra gli ioni
(più grandi
sono gli ioni)
e minore è
l'energia reticolare
è complicata
dal fatto che
l'energia di idratazione
è più grande
per ioni di
carica elevata
e dimensioni piccole
l'energia reticolare
prevale
per cui è possibile
quindi prevedere che:
solidi formati da ioni con
solidi formati
una sola carica,
specie se
di grandi dimensioni
(K, NH4+ (ammonio)),
sono in genere
solubili,
da ioni
con 2 o 3 cariche
specie se
di piccole dimensioni
(S2-, PO4 3- (fosfato)),
sono in generale
insolubili
solubilità dei gas
solubilità in funzione della pressione
solubilità in funzione della T°:
la solubilità di
un solido ionico
aumenta
con T se delta H soluzione >(mg) 0
(principio Le Chatelier)
il sistema tende
a reagire
ad una modifica
importante
dall'esterno
minimizzando
gli effetti
la pressione
è invece importante
ha poco effetto
sulla solubilità
di solidi
e di liquidi
per la solubilità
dei gas
la solubilità
la solubilità
di un gas
in un liquido
dipende dalla
pressione parziale
del gas secondo
la legge di Henry,
di un gas
è direttamente proporzionale
alla pressione parziale
del gas, P,
sopra la soluzione:
S= Kh x P
la solubilità (s)
è generalmente espressa
in grammi di soluto
per litro di soluzione
e Kh è una costante
legge di Henry
la solubilità
di un gas
è direttamente proporzionale
alla pressione
parziale del gas, P,
sopra la soluzione:
s= Kh x P
pressione e solubilità dei gas
interpretazione molecolare:
per tanto,
la solubilità
di un gas
in un liquido
è proporzionale
alla pressione
del gas
sulla soluzione
(legge di Henry)
c= kP
P= è la pressione
k= è la costante
c= è la concentrazione (M)
del gas disciolto
del gas
sulla soluzione
per ciascun gas
(mo/L x atm)
che dipende
solo dalla T°
un grafico della solubilità
in finzione
della pressione parziale
del gas
corrisponde
ad una retta
maggiore è la pressione
parziale del gas
e maggiore è
il numero di molecole
di gas che
urtano
la superficie
e passano in soluzione
legge di Henry (caso nei sub)
ad alte pressioni
e tornando in superficie
l'Azoto
e l'ossigeno
si sciolgono
nel sangue
troppo velocemente
si può soffrire
di embolia
solidi: solubilità e T°
concentrazione della soluzione
T° e solubilità
solubilità nel sangue
l'ossigeno
camere iperbariche,
ad alte pressioni
sangue artificiale
l'azoto e ossigeno
si sciolgono
nel sangue
viene consumano
ma l'azoto
rimane nel sangue,
gas,
la solubilità
solubilità e T:O2
normalmente diminuisce
con l'aumentare della T°
la solubilità aumenta
la solubilità diminuisce
con l'aumentare della T°
con la diminuzione della T°
in generale
la quantità
la concentrazione
di una soluzione
è una misura
della quantità
di soluto
presente in una
data quantità
di solvente
(o soluzione)
di soluto
o solvente,
possono essere espressi
in numero d moli,
massa
o volume
per cui vi sono
diversi modi
di esprimere
la concentrazione
di una soluzione:
percentuale in massa (peso),
molalità,
molarità,
frazione molare
molalità
esempio,
frazione molare
percentuale in massa di soluto
molarità
preparazione in laboratorio,
ad es,
è il numero
le unità
di moli
di soluto
presenti in un litro
di soluzione:
molarità= moli di soluto/ litri di soluzione
sono moli / litro
ma sono generalmente
indicate con M
una soluzione
ottenuta sciogliendo
0,20 moli di NaCl (cloruro di sodio) in H2O
sino ad un volume
di 2,0 l ha molarità:
0,20 moli / 2,0 litri= 0,10 mol/ l = 0,10 M
di una soluzione 0,01 M
di K2MnO4 (manganato di potassio),
0,0025 mol (0,395 g )
in 250 ml di H2O
(0,0025 moli/ 0,250 l =0,01 mol/ l= 0,01 M)
(250 ml = 0,250 l)
tale soluzione
ed esempio
è definita come:
% massa di soluto= (massa di soluto/ massa della soluzione) x 100
per una soluzione
ottenuta
mescolando
3,5g di NaCl (cloruro di sodio),
e 96,45 g di H2O
si ha:
% massa NaCl (cloruro di sodio)= 3,5g/ (3,5g + 96,5g) x 100= 3,5%
contiene 3,5 g
di NaCl (cloruro di sodio)per 100g di soluzione
le unità sono
ad es,
è il numero
di moli di sulouo
per chilo di solvente:
molalità= moli di soluto/ Kg di solvente
mol/ Kg,
ma sono generalmente
indicate con m
una soluzione
ottenuta
sciogliendo 0,20 moli
di NaCl (cloruro sodio)
in 2000g di H2O
ha molalità:
0,20 moli/ 2,0Kg= 0,10 mol /Kg= 0,10m
calcolare la molalità
di una soluzione
ottenuta
sciogliendo 5,67g
di glucosio (C6H12O6)
in 25g di H2O
n glucosio= 5,67g / 180,2 g/ mol= 0,0315 mol glucosio
molalità= 0,0315 mol/ 25,2 x 10 alla -3 Kg= 1,25 m
(n= g/M
g= massa in grammi
della sostanza(in g)
M= massa molare
(12,01 x 6 + 1,008 x 12 + 6 x 16= 180,2))
ad esempio
per una soluzione
fra 2 comportamenti
A e B
la frazione molare
di A è definita:
Xa= moli di A/ moli totali soluzione= moli di A / moli di A + moli di B
in una soluzione ottenuta
sciogliendo 0,0315 moli di glucosio
in 25,2 g di acqua
la frazione
molare del glucosi
n H2O= 25,2g/ 18,0 g/mol= 1,40 mol H2O
X glucosio= 0,0315 / 0,0315+1,40= 0,022
X H2O + X glucosio= 1
X H2O= 1,40/ 0,0315 + 1,40= 0,978
frazione molare--> molalità
molalità--> frazione molare
molalità-> % massa
conversione fra unità di concentrazione
quando è implicata
la quantità
conviene
far riferimento
ad una certa quantità
di solvente o soluzione,
e determinare
le quantità
di soluto
e di solvente
corrispondenti
e riutilizzarle per il calcolo
della nuova concentrazione
di riferimento
per le concentrazioni
da convertire sono:
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molarità
frazione molare
molalità
% in peso
1 litro di soluzione,
1 mole di soluzione,
1 Kg di solvente
100g di soluzione
la molarità
è necessario
conoscere
la densità
della soluzione
(mette in relazione
massa e volume)
calcolare le frazioni
tale soluzione
una soluzione
e si ha:
di glucosio è 0,120 m (molalità = moli/kg)
molari
di glucosio e H2O
contiene 0,120 moli
di glucosio
per 1 Kg di solventi (H20)
moli H2O= 1000g /18 g/mol=55,6 mol
X glucosio= 0,120/ (0,120 + 55,6)= 0,00215
moli glucosio= 0,120
X H2O= 55,6 /( 0,120 + 55,6)= 0,998
tale soluzione
calcolare la %
si ha quindi:
in massa
di una soluzione
di glucosio 0,120m
contiene
0,120 moli di glucosio
per 1Kg di solvente (H2O)
(massa glucosio= C6H12O6= 16x12,01+12x 1,008+6x16=180,2
% massa glucosio=
massa glucosio: 0,120 mol x 180,2 g/ mol= 21,6 g
21,6/ (1000+ 21,6) x 100= 2,11%
si ha quindi:
1 mole di
calcolare la molalità
di una soluzione
acquosa
di glucosio
la cui frazione molare
è 0,150
tale soluzione
contiene 0,150 moli
di glucosio
e (1-0,150)= 0,859 moli
di H2O
massa H2O=
molalità glucosio=
0,850 mol x 18g/mol= 15,3 g
0,150 mol/ 15,3 x 10 alla -3 Kg= 9,8m
molalità-->molarità
frazione molare--> % massa
si ha quindo:
calcolare la %
1 mole di
in massa
di una soluzione
acquosa
di glucosio
la cui frazione molare
è 0,150
tale soluzione
contiene 0,150 moli
di glucosio
e (1-0,150)= 0,850 moli
di H2O
massa H2O= 0,850 mol x 18 g/mol= 15,3 g
% massa glucosio=27,0g/ (27,0g + 15,3g) x 100= 63,8%
massa glucosio= 0,150 molx 180,2 mol=27,g
per 1 Kg di solvente
la massa totale
calcolare la molarità
vi sono 0,273 moli
di una soluzione
0,273 m di KCl in H2O,
avente densità
1,011 x 10 alla 3 g/L
di KCl
e qunidi:
massa KCl= 0,273 mol x 74,6 g/mol= 20,4g
di soluzione è:
massa tot= massa HCl + massa H2O=
1000 g + 20,4 g mol= 1020 g= 1,02 x 10 alla 3 g
nell'espressione
per il calcolo
della molarità
c'è però
il volume in litri
della soluzione,
calcolabile tramite
la densità:
d= massa/volume
volume= massa / d= 1,02 x 10 alla 3 g/ 1,011 x 10 alla 3 g/L=1,009 L
molarità= 0,273 mol / 1,009 L= 0,271 L
(molarità (M)= moli soluto / litri soluzione)
(si noti che per
soluzioni diluite
molarità è circa uguale
alla molalità)
molarità--> molalità
la massa di Pb(NO3)2 è:
la massa di
(molarità (M)= moli soluto / litri soluzione)
per 1 litro
calcolare la molalità
di una soluzione
0,907 M di
Pb(NO3)2 in H2O,
avente densità 1,252 g/ml
di soluzione
vi sono 0,907 moli
di Pb(NO3)2
un litro di soluzione è:
massa soluzione= volume x d= 1000 x 10 alla 3 ml x 1252 g/ml= 1252g
massa Pb(NO3)2= 0,907 mol x 331,2 g/mol=300g
(massa Pb(NO3)2= 207,2 + (14,01+16x3) x 2=331,22)
la massa di H2O è:
massa H2O= 1252g -300= 952 g
la molalità è quindi:
(molalità= moli soluto/ kg solvente)
molalità=0,907 mol/ 0,952 Kg= 0,953 m
legge di Raoult per liquidi volatili
soluzioni di Toluene e Benzene
soluzione di 2 liquidi volatili
soluzioni ideali
soluzioni diluite
addizione di solvente
(molarità=M= moli soluto/ litri di soluto)
M1V1=M2V2
le moli di soluto
sono costanti
mescolamento di 2 soluzioni
M1V1+ M2V2=Mf Vf= Mf (V1 + V2)
le soluzioni ideali
regola la variazione
le soluzioni che seguono
legge Francois Roult (1830-1901)
della pressione
di vapore
di un solvente
all'aggiunta
di un soluto
in soluzione
la legge di Roult
si chiamano
soluzioni ideali
hanno
delta H soluzione= 0
Benzene e Toluene
sono composti volatili
con una struttura
simile
e quindi forze
intermolecolari simili
e una loro soluzione
si comporta idealmente
entrambi hanno
una soluzione A + soluzione B= soluzione A e B
consideriamo
ora 2 liquidi volatili,
una pressione
di vapore
Pa= Xa Pa*
Pb= Xb Pb*
se assumiamo
che la soluzione
sia ideale:
la pressione di vapore
la pressione totale
di ogni componente
può essere
calcolata mediante
la legge di Raoult
è la somma
delle 2 pressioni parziali
Pa= Xa Pa*
P tot= Pa + Pb= Xa Pa + Xb Pb
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Legge di Raoult
pressione di vapore di una soluzione
Pt= Xa Pa° + Xb Pb°
legge Raoult
Pt= Pa + Pb
Pb= Xb Pb°
Pa= Xa Pa°
in soluzioni ideali
le interazioni
tra le molecole
di solvente,
solvente / soluto
e soluto
sono di medesima intensità
aggiungendo del soluto
vi sono
ad una soluzione
di liquido volatile,
la pressione
di vapore del solvente
diminuisce
meno molecole
di solvente
sulla superficie
e il soluto impedisce
ad alcune molecole
di passare nella fase gassossa,
ma non ne impedisce
il ritorno
alla fase liquida
P tot= Xa Pa + Xb Pb
soluzioni non ideali
le interazioni
la maggior parte
delle soluzioni
non sono ideali
tra A e B
sono diverse da
quelle AA e BB
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abbassamento della tensione di vapore
proprietà colligative
le proprietà colligative
delle soluzioni
sono proprietà
che dipendono dalla
concentrazione delle molecole
di soluto
o ioni in soluzione,
ma non dalla
loro natura
la Legge di Raoult
consideriamo
alla fine
in particolare
dell'800
fu sperimentalmente osservato
che la tensione
di vapore
del solvente
veniva abbassata
dall'aggiunta
di un soluto non volatile
nel 1886 Raoult
osservò che
l'entità di questo
abbassamento
non dipendeva
dal tipo di soluto m
ma solo dalla
sua frazione
molare
la soluzione
di un solvente
volatile A
e un soluto
non elettrolita B
(volatile
o non volatile)
stabilisce che:
la tensione di vapore
parziale del solvente, Pa,
sopra la soluzione
è uguale alla
tensione di vapore
del solvente puro, Pa°
moltiplicata
per la frazione molare
del solvente
Pa= Xa Pa°
se il soluto
poichè Xa
è non volatile Pa
è la pressione
di vapore
totale della soluzione
è minore di 1
ha un abbassamento
della tensione
di vapore
rispetto
al solvente puro
innalzamento ebullioscopico ed abbassamento crioscopico
e questo abbassamento
sarà dato da:
delta P= Pa° -Pa
e in base
alla legge Raoult
delta P= Pa° - Pa
Xa= Pa° (1-Xa)=Pa°-Xb°
(1-Xa)= Xb
l'abbassamento
della tensione di vapore
dipende dalla
concentrazione
del soluto Xb
ma non dalla
sua natura
ed è quindi
una proprietà
colligativa
sale sula strada (NaCl o meglio CaCl2)
anti congelamento
un grafico
un diagramma
abbiamo visto che
l'aggiunta di un soluto
non volatile
abbassa la tensione
di vapore della soluzione
della tensione
di vapore
contro T°,
mostra che
occorre una °T maggiore,
affinché
la tensione di vapore
raggiunga
una atmosfera
e si abbia ebollizione
di fase completo,
mostra che
per una soluzione
si ha un innalzamento
del punto di ebollizione
e un abbassamento
del punto di fusione
rispetto al solvente
nel radiatore (Dietilen Glicole)
per sciogliere il ghiaccio
e il soluto,
rende più difficile
costruire il reticolo
cristallino solido,
e qunidi diminuisce
il punto di fusione
per soluzioni diluite
si può dimostrare che:
delta T crioscopica= T crioscopica (solvente) - T crioscopica (soluzione)= Kcr m
Keb,
delta T ebollizione = T ebollizione(soluzione) - T ebollizione(solvente)= Keb m
nota come
costante ebollizione
e Kcr
nota come
costante crioscopica,
sono costanti caratteristiche
dolo del solbìvente
ed esse hanno
unità° C/m (molalità)
osmosi
pressione osmotica ( pi greco)
pressione osmotica:
una cellula in una:
coinvolge
esso riveste
osmosi:
anche il fenomeno
dell'osmosi,
(pressione osmotica)
è associato
all'abbassamento
della tensione
di vapore
una grande importanza
in relazione
a sistemi biologici
membrane semipermeabili,
cioè strati sottili
e con fori
abbastanza larghi
da far passare
le molecole
di solvente,
ma non di soluto,
specie di elevato
peso molecolare
flusso di molecole
di solvente,
dal solvente puro
alla soluzione
(in generale
dalla soluzione
meno concentrata
a quella più concentrata)
pressione che
occorre esercitare
sulla soluzione A,
per bloccare
l flusso osmotico
soluzione ipotonica,
soluzione ipertonica
soluzione isotonica,
se ha una soluzione
ha una pressione osmotica
uguale rispetto
a quella di
una soluzione
dalla quale
è separata
da una membrana semipermeabile
se una soluzione,
ha una pressione osmotica
inferiore rispetto
a quella di
una soluzione dalla quale
è separata da
una membrana semipermeabile
è una soluzione che
contiene
una quantità
di particelle disciolte
8come sodio e altri
elettroliti)
superiore rispetto
alla soluzione con cui viene confrontato
pi greco= MRT
R= costante del gas
T= T° in K
M= molalità soluzione,
la pressione osmotica,
è indicata con
pi greco,
ed un esempio è anche,
la pressione esercitata
dalla colonna
di solvente
la pressione osmotica
è una proprietà colligativa
ed è proporzionale
alla concentrazione molare
del soluto M: pi greco= MRT
R= cost. gas
T°= T° assoluta
si noti l'analogia
tra questa equazione
e quella per
i gas reali,
più evidente
se si tiene conto
che M=n/V,
e quindi:
P= (n/V) RT,
P= MRT
PV= nRT,
esempio:
calcolare la pressione osmotica
di una soluzione
0,02 M di glucosio a 25°C?
pi greco= MRT=0,02 mol/L x 0,0821 L x atm/(K mol) x 298K=0,5 atm
(°K= 25°C + 273= 298°k)
(R= cost gas= 0,821 ((atm x L)/(mol x K))
problema
la pressione in Atmosfera è:
qual'è la pressione
50 ml di soluzione acquosa
contengono 1,08g di
una proteina
e presentano
una pressione di 5,8s mmHg ( mm di mercurio)
a 298°K
molare di
tale proteina?
P= 85 mmHg/ 760 mmHg/atm= 7,70 x 10 alla -3
la concentrazione molare
della proteina:
pi greco= MRT
quindi M= pi greco/ RT=
7,7 x 10 alla -3/ ( 0,0821 (atm x L)/ L x mol) x 268K)=
3, 15 x 10 alla -4 mol/L
il numero di moli
della proteina è:
M= mol/V
qunidi moli= M x V=
3,15 x 10 alla -4 mol/ L x 50 x 10 alla -3 L=
1,58 x 10 alla -5 mol
la massa molare
della proteina è:
Mm= massa/ moli=
1,08g / 1,58 x 10 alla -5 mol=
6,84 x 10 alla 4 g/mol
concentrazione % in massa
percentuale in massa/volume
es) calcola conc. %
in massa/ volume,
di 3 x 10 alla 2ml
di soluzione che
contiene 15,0g di glucosio
m/V%= 15,0g glucosio/ 3 x 10 alla 2 ml soluzione x 100=
5,00% (m/V) di glucosio
formula:
concentrazione= quantità soluto/ quantità soluzione (o solvente)
(m/V)%=g soluto/ ml soluzione x 100
es) calcola g di NaCl
presenti in
5 x 10 alla 2 ml
di una soluzione al 10% (m/V)
10% (m/V)= ? g NaCl / 5 x 10 alla 2 ml di soluzionpe x 100=
?= 50,0 g di NaCl
percentuale in massa / massa
è quanti g di soluto
sono sciolti
in 100ml di soluzione
la più usata,
per miscele solidi,
le cui masse
si ottengono per pesata,
formula:
(m/m)%= g soluto/ g solvente x 100
es)
calcolare la concentrazione
percentuale (m/m)%
di ossigeno presente
in una miscela
gassosa
contenete 20,0g
di ossigeno
e 80,0g
di azoto
(m/m)%= 20g ossigeno/ 80 g azoto) x 100= 20% ossiggeno