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

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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.