Chimica per il liceo/L'acqua: differenze tra le versioni

Contenuto cancellato Contenuto aggiunto
Nessun oggetto della modifica
Etichetta: Editor wikitesto 2017
Riga 368:
L'acqua dunque, oltre alle già discusse proprietà, è dotata di un elevato potere solvente ovvero ha la capacità di dissociare (sciogliere) i composti ionici e le molecole polari.
Vediamo come ciò avviene:
Fase 1: Idratazione
Le molecole d'acqua vengono attirate dalle polarità elettriche presenti nei composti ionici o molecolari del soluto. In risposta a questa forza di natura elettrica le molecole d'acqua vanno a disporsi circondando la molecola o il composto ionico in soluzione.
Fase 2: Dissociazione ionica
La molecola polare o il composto ionico si dissociano nei loro ioni costituenti disperdendosi nella soluzione acquosa.
Esempi:
:<chem>HCl(g) -> H+(aq)+ Cl- (aq)</chem>
:<chem>NaOH(s) -> Na+(aq)+ OH- (aq)</chem>
Gli ioni dispersi nella soluzione acquosa sono chiamati elettroliti. Sono elettroliti forti quei composti che si dissociano completamente in acqua. Sono invece elettroliti deboli quelli che si dissociano parzialmente.
Praticamente tutti i composti ionici e relativamente pochi composti molecolari sono elettroliti forti. Mentre la maggior parte dei composti molecolari è un elettrolita debole o un non elettrolita.
Esempi:
 
Ba(OH)<sub>2(aq)</sub> → Ba<sup>2+</sup><sub>(aq)</sub> + 2OH<sup>- </sup><sub>(aq)</sub> elettrolita forte
CaF<sub>2(aq)</sub> → Ca<sup>2+</sup><sub>(aq)</sub> + 2F<sup>2+</sup><sub>(aq)</sub> elettrolita forte
H<sub>2</sub>CO<sub>3</sub><sub>(aq)</sub> → 2H<sup>+</sup><sub>(aq)</sub> + CO<sub>3</sub><sub>(aq)</sub> elettrolita debole
Fe(OH)<sub>3</sub><sub>(aq)</sub> → Fe<sup>3+</sup><sub>(aq)</sub> + 3OH<sub>-</sub><sub>(aq)</sub> elettrolita debole
 
{{Clear}}