Classificazione degli elettroliti

La classificazione degli elettroliti prevede la distinzione tra forti e deboli che si dissociano totalmente o parzialmente in soluzione

Nella classificazione degli elettroliti si distinguono acidi, basi sia forti che deboli e sali che in soluzione si dissociano in ioni.

Quando un composto ionico si solubilizza in acqua i cationi e gli anioni presenti nel cristallo rimangono come tali, solvatati, in soluzione.

La loro capacità di muoversi nella soluzione consente il passaggio di cariche elettriche da una parte all'altra quindi la soluzione conduce corrente elettrica e quanto maggiore è la concentrazione degli ioni tanto più la soluzione è in grado di condurre corrente elettrica. Le sostanze le cui soluzioni conducono elettricità sono dette elettroliti; tutti i composti ionici solubili sono elettroliti forti , tipici esempi di elettroliti sono KBr, NaCl, HI ecc.

L'effetto della concentrazione degli ioni sulla quantità di corrente che passa attraverso una soluzione può essere visto collegando una batteria a due elettrodi e misurando la quantità di corrente. Consideriamo una soluzione di NaCl 0.10 M che dà: [Na⁺] = [Cl^–] = 0.10 M : la corrente elettrica viene trasportata nella soluzione sia dagli ioni Na⁺ che migrano verso il polo negativo che dagli ioni Cl^– che migrano verso il polo positivo.

Un amperometro collegato al circuito misura il passaggio di una determinata quantità di corrente. Se ripetiamo la stessa esperienza con una soluzione 0.05 M l'amperometro misurerà una quantità di corrente pari alla metà di quella rilevata per la soluzione 0.1 M. a conferma del rapporto di proporzionalità diretta tra la concentrazione degli ioni e la quantità di corrente che essi possono trasportare.

Una sostanza che, solubilizzata in acqua dà una soluzione che non conduce corrente elettrica è un non elettrolita: esempi di non elettroliti sono il saccarosio e il fruttosio.

Elettroliti deboli

Oltre  agli elettroliti forti vi sono gli elettroliti deboli: ad esempio una soluzione 0.10 M di HgCl₂ conduce una piccolissima quantità di corrente. Infatti il cloruro di mercurio (II) è un sale poco solubile e dà luogo a una dissociazione regolata dall'equilibrio:

HgCl_2(s) ⇄ HgCl⁺_(aq) +  Cl^–_(aq)

La maggior parte delle molecole rimane indissociata e solo lo 0.2% si dissocia: ciò implica che una tale soluzione conduce una quantità di elettricità pari allo 0.2% rispetto a quella condotta dalla soluzione 0.10 M di NaCl.

Le misure di conduttività ci danno informazioni relativamente alla forza di un elettrolita: una soluzione 0.001 M di un elettrolita forte conduce tra 2500 e 10000 volte in più dell'acqua e 10 volte in più rispetto a un elettrolita debole quale acido acetico o ammoniaca.

Da un attento esame dei dati relativi a elettroliti forti si nota che composti che contengono ioni H⁺ e OH^– quali HCl e NaOH hanno un'alta conduttività. Escludendo tali composti si nota che elettroliti 1:1 ovvero elettroliti in cui vi è un ugual numero di ioni positivi +1 e ioni negativi -1 conducono circa la metà della corrente rispetto a elettroliti 2:2, 1:2 o 2:1 come si può rilevare in tabella:

Tabella

La motivazione di tale comportamento è da imputare al fatto che, in condizioni analoghe, gli ioni si muovono in acqua con velocità simili: ioni come Mg²⁺o SO₄^2- che hanno rispettivamente una doppia carica positiva e una doppia carica negativa, trasporteranno il doppio della corrente rispetto a soluzioni contenenti ioni Na⁺ o Cl^– conseguentemente una soluzione 0.001 M di un elettrolita 2:2 come MgSO₄ condurrà una corrente pari al doppio rispetto a quella condotta da una soluzione avente la stessa concentrazione di NaCl.

Un ragionamento analogo può essere fatto per soluzioni contenenti elettroliti 1:2 e 2:1. Una soluzione di Na₂SO₄ 0.001 M conduce una corrente doppia rispetto a una soluzione 0.001 M di NaCl.

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