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Lezione 14
1.Soluzioni
2.Concentrazione
3.Proprietà colligative
1.Legge di Raoult
2.Abbassamento crioscopico
3.Innalzamento ebullioscopico
4.Pressione osmotica
Le Soluzioni
Si definisce soluzione un sistema omogeneo (costituito da una sola fase) con più di un componente
- La specie chimica presente nella soluzione in quantità più abbondante viene detta SOLVENTE
- Le altre specie sono dette SOLUTI
Tipi di soluzione
Tipo di
soluzione
Soluto Solvente Esempi
gassosa gas
liquido
solido
gas
gas
gas
O2 in N2
H2O in N2
I2 in O2
liquida gas
liquido
solido
liquido
liquido
liquido
CO2 in H2O
CH3COOH in H2O
AgNO3 in H2O
solida gas
liquido
solido
solido
solido
solido
H2 in Pd
Hg in Cd
Cu in Au
Le soluzioni più “comuni” sono tuttavia quelle di solidi nei liquidi e, in particolare, quelle in cui il liquido solvente è l’acqua (soluzioni acquose)
Dissoluzione di un solido ionico in acqua
Le molecole di acqua polari si orientano in modo da avvicinare la parte positiva (idrogeno) agli ioni negativi del solido ionico. L’attrazione tra l’acqua e lo ione è più forte dell’attrazione fra gli ioni, quindi lo ione viene rimosso dal reticolo cristallino. Lo stesso accade per gli ioni positivi, circondati dagli atomi di ossigeno (negativi) delle molecole di acqua.
Solubilizzazione
Su questa pagina c’è una animazione flash. Per procedere devi cliccare col pulsante destro e selezionare “riproduci”
Gli elettroliti in soluzione acquosa
Gli elettroliti sono composti che, in soluzione, si dissociano
parzialmente o totalmente in particelle solvatate cariche
elettricamente, dette ioni: gli ioni positivi (cationi) e quelli
negativi (anioni) sono sempre presenti nella soluzione in
numero di moli tale che la somma delle cariche sia nulla =>
elettroneutralità.
Elettroliti forti: si dissociano completamente
AmBn m An+ (aq) + n Bm-
(aq)
(es. Sali NaCl, acidi e basi forti, HCl, HNO3, KOH)
Elettroliti deboli: non si dissociano completamente
AmBn m An+ (aq) + n Bm-
(aq)
(equilibrio omogeneo)
Modi di esprimere la concentrazione delle soluzioni
Per definire la quantità di soluto presente in
una determinata quantità di solvente si usa il
termine concentrazione
Le unità che esprimono la concentrazione possono
essere raggruppate in due categorie: unità peso-
peso (percentuale in peso, frazione molare, molalità)
e unità peso-volume (molarità, normailtà)
% in peso
Percentuale in peso, %: grammi di soluto disciolti in
100g di soluzione
Es. preparare 40 g di una soluzione al 3% in peso di glucosio
in acqua
Una soluzione al 3% è fatta di 3g di soluto e 97g di solvente
(3g di soluto in 100g di soluzione)
3 : 100 = x : 40 => x = 1,2g di glucosio
Si peseranno pertanto 1,2 g di glucosio e si aggiungeranno
38,80g di acqua, per avere 40g tot. di soluzione
Frazione molare
Frazione molare, Xi : rapporto tra il numero di moli del
componente i-esimo e la somma del numero di moli di
tutti i componenti la soluzione:
Xi = ni/ntot
La somma delle frazioni molari è sempre pari a 1
Es. Calcolare le frazioni molari dei componenti in una
soluzione costituita da 40g di NaCl e 100g di acqua
moli (NaCl) = 40g/58,45 = 0,684 mol
moli (H2O) = 100g/18 = 5,56 mol
moli tot. = 6,24 mol
X NaCl = 0,684/6,24 = 0,110; XH2O = 5,56/6,24 = 0,890
Molalità
Molalità, m : numero di moli di soluto disciolte in
1000g di solvente.
Es. preparare 400g di una soluzione acquosa 0,07m (molale)
di glucosio.
Dalla definizione di molalità,
0,07xPM(glucosio) = 0,07x180 = 12,6g di glucosio devono
essere sciolti in 1000g di acqua, per dare 1012,6g di
soluzione. Allora:
12,6 : 1012,6 = x : 400 x = 4,977g di glucosio
La soluzione verrà quindi preparata sciogliendo 4,977g di
glucosio in (400 – 4,997) = 395,023g di acqua.
m=n/massasolvente
Molarità
Molarità, M : numero di moli di soluto disciolte in 1 litro
(1000 ml) di soluzione
Es.1. Preparare 250 ml di una soluzione acquosa 0,35 M
(molare) di NaNO3.
0,35 moli di NaNO3 (0,35 x PM = 0,35 x 84 = 29,74g) devono
essere sciolte in una quantità di acqua tale che il volume finale
della soluzione sia pari a 1000 ml. Allora:
29,74 : 1000 = x : 250 x = 7,438g di NaNO3
Se il volume di sale disciolto si considera trascurabile, basterà
sciogliere 7,438g di NaNO3 in 250 ml di acqua.
M=n/Vsoluzione
Diluizioni
Es.2. Calcolare la concentrazione molare di una soluzione
acquosa di NaCl ottenuta aggiungendo 200 ml di acqua a
400 ml di una soluzione 0,35M di NaCl.
Moli (NaCl) = 0,35M x 0,400 L = 0,140 mol
Concentrazione di NaCl dopo la diluizione = moli/ Vtot =
= 0,140 mol/0,600 L = 0,233 M
***
Oppure si può applicare direttamente la formula:
M’ = (M x V)/ V’ = 0,35 x 400/600 = 0,23 M
Le Proprietà colligative
Sono proprietà delle soluzioni che dipendono esclusivamente dalla presenza del soluto.
In particolare la loro entità dipende solo dal numero di particelle di soluto presenti nella soluzione e non dalla natura del soluto.
Sono:
La legge di Raoult
L’innalzamento ebullioscopico
L’abbassamento crioscopico
La pressione osmotica
Tensione di vapore e legge di Raoult
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La legge di Raoult
In una soluzione la pressione di vapore del solvente
viene influenzata dalla presenza di un soluto non
volatile ed è proporzionale alla frazione molare del
solvente:
Pi = xi Pi°
Dove:
Pi = tensione di vapore del solvente
in soluzione
Pi° = tensione di vapore del solvente
puro
xi = frazione molare del solvente
in soluzione
Sappiamo dalla legge di Raoult (Pi = xi Pi°) che, in una soluzione
di un soluto non volatile, la tensione di vapore Pi è proporzionale
alla xi e alla tensione di vapore del solvente puro Pi°.
La P dipende dalla natura del solvente (Pi°) ma non da quella del
soluto: per il soluto, infatti, conta solo il numero di
moli
x solvente = 1 – x soluto
Se chiamiamo x soluto = x2 allora P = P° (1-x2)
da cui P°- P = P° x2 e (P°- P)/P° = x2
l'abbassamento relativo della tensione di vapore di una soluzione è
numericamente uguale alla frazione molare del soluto
La relazione è valida per soluzioni diluite: solo in questo caso sono
trascurabili le deviazioni cui è soggetta la legge di Raoult con
soluzioni reali.
Abbassamento crioscopico/innalzamento ebull.
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Proprietà colligative: Innalzamento ebullioscopico
ed abbassamento crioscopico
Se si aggiunge un soluto all’acqua il diagramma di stato
subisce delle variazioni:
Se si aggiunge un soluto all’acquaIl numero di molecole che lasciano la fase liquida per la fase solida diminuisce.
liquido+
solido a 0°
ghiaccio
acqua
Proprietà colligative –Effetto del soluto sulle proprietà del solvente (acqua)
liquido+
solido a 0°
ghiaccio
acqua
Proprietà colligative –Effetto del soluto sulle proprietà del solvente (acqua).
La temperatura alla quale si raggiunge l’equilibrio sarà più bassa.
La presenza del soluto abbassa il punto di fusione
ΔTf = Kf m
Costante crioscopica (caratteristica del
solvente)
molalità(moli soluto/kg solvente)
Il punto di fusione (o di congelamento) sarà abbassato
ghiaccio
acqua
liquido+
solido sotto lo 0°
Proprietà colligative – Abbassamento crioscopico
gas+
liquidoa 100°
gas+
liquidosopra i 100°
Il numero di molecole che lasciano la fase liquida per la fase gassosa diminuisce.La temperatura alla quale si raggiunge l’equilibrio sarà più alta
La presenza del soluto
Innalza il punto di ebollizione
Il punto di ebollizione sarà più alto
ΔTb = Kb m
Molalità(moli soluto/kg solvente)
Costante ebullioscopica(caratteristica del solvente)
Proprietà colligative: Innalzamento ebullioscopico
solido liquido
gas
Punto di ebollizione (100°)Punto di fusione (0°)
(congelamento)
Effetti del soluto sui punti di congelamento ed ebollizione di una soluzione:
1. Il punto di congelamento è più basso
2. Il punto di ebollizione è più alto
calore calore
Proprietà colligative: Innalzamento ebullioscopico
ed abbassamento crioscopico
Se si aggiunge un soluto all’acqua il diagramma di stato
subisce delle variazioni:
La Pressione osmotica
Proprietà colligative –Effetto del soluto sulle proprietà del solvente (acqua).
Membrana semipermeabile (permeabile solo alle molecole d’acqua)
Pressione osmotica
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Π = CRT
Concentrazione molare
Costante dei gas Temperaturaassoluta
La Pressione osmotica (P)L’acqua tende a spostarsi dalla soluzione meno concentrata a quella più concentrata, per ristabilire l’equilibrio nel sistema, producendo una pressione aggiuntiva
Pressione osmotica
Le proprietà osmotiche sono importanti nei fenomeni biologici: tutte le cellule sono circoscritte da membrane semipermeabili, attraverso le quali passano molecole o ioni piccoli, ma non le proteine.
Sono importanti anche nel campo medico: per esempio, quando si effettua una fleboclisi (immissione di soluzioni nutritive o medicinali nel sangue), è necessario che la soluzione sia isotonica (cioè con la stessa P) con quella del sangue; se essa fosse ipotonica (minore P per la soluzione), il solvente tenderebbe a penetrare nelle cellule fino anche alla rottura della membrana; se invece fosse ipertonica (Pmaggiore), il solvente uscirebbe dalle cellule, facendole raggrinzire e contrarre fino ad impedirne l'attività
Globuli rossi
La concentrazione dei soluti è la stessa all’interno e all’esterno delle cellule
La concentrazione dei soluti all’interno e’ inferiore di quella all’esterno
La concentrazione dei soluti all’interno e’ maggiore di quella all’esterno
Nel primo caso (soluzione isotonica) la pressione interna e quella esterna sono bilanciate; nel secondo caso (soluzione ipertonica) predominano le pressioni esterne, con riduzione del volume; nel terzo caso (soluzione ipotonica) predominano le pressioni interne, con aumento del volume della cellula.