Lezione 7
Soluzione ideale
È una soluzione la cui tensione di vapore soddisfa la seguente
legge, detta legge di Raoult:
Psol   i  pi0
Dove
Psol = tensione di vapore della soluzione;
i =frazione molare del componente i-esimo in soluzione;
pi0 = tensione di vapore del componente i puro.
Nel caso di una soluzione ideale di due specie liquide A e B
PA+B = A·pA0 + B·pB0 = pA + pB
Ovvero: pA = A·pA0 ; pB = B·pB0 e in genere pi = i·pi0
Dove pi = pressione parziale del componente i.
Nota: Una soluzione reale si avvicina a quella ideale quanto meno esistano
fenomeni di attrazione o repulsione tra le molecole che la compongono (ΔHsol 
0) e per i  1. Per i  0 (caso ad es. di i gassoso) si usa la legge di Henry:
Pi = i·KAB (KAB = costante che dipende da A e B).
Soluzione ideale tra solvente liquido e
soluto solido
Se chiamo A il solvente (liquido) e B il soluto (solido), applicando
la legge di Raoult ottengo:
PA+B = A·pA0 + B·pB0
Poiché la tensione di vapore di un solido è pressoché nulla,
posso considerare pB0 = 0 e dunque scrivere:
PA+B = A·pA0
Ricordando che
PA B
nA
A 
n A  nB
 nA 

 p  
 n A  nB 
0
A
ovvero
posso anche scrivere
PA B
nA

0
pA
n A  nB
Abbassamento della tensione di vapore
La tensione di vapore di una
soluzione contenente un soluto non
volatile è sempre inferiore a quella
del solvente puro (legge
sperimentale). Per la legge di Raoult,
la tensione di vapore di una soluzione
ideale è infatti
PA+B = A·pA0 ove A < 1  PA+B < pA0
Vi sono meno molecole di solvente
sulla superficie. Il soluto impedisce
ad alcune molecole di passare nella
fase gassosa, ma non ne impedisce il
ritorno alla fase liquida.
Bloccato
Calcolare la tensione di vapore a 30°C di una soluzione acquosa di un
composto organico (C8H8O) allo 11,2% in peso.
(Ricordare che l’entalpia di vaporizzazione dell’acqua è 40,7 kJ·mol-1)
Calcolare la tensione di vapore a 100°C di una soluzione acquosa di
zucchero 1,0 m.
Calcolare l’abbassamento della tensione di vapore a 20°C di una
soluzione 0,100 M in cloroformio (CHCl3) di un composto organico di
peso molecolare 248,5 (la densità della soluzione a 20°C è 1,519 g/cm3)
sapendo che la tensione di vapore del cloroformio a 20°C è 6,46·103 Pa.
0,047 atm
0,982 atm
8 Pa
Proprietà colligative
Sono proprietà delle soluzioni liquide ideali.
Quando si aggiunge un soluto non volatile a un solvente, le
proprietà fisiche della soluzione che si forma sono diverse da
quelle del solvente puro.
Le proprietà colligative sono:
•abbassamento della tensione di vapore (già visto)
•innalzamento ebullioscopico
•abbassamento crioscopico
•pressione osmotica
Le proprietà colligative dipendono esclusivamente dalla
concentrazione del soluto e non dalla sua natura.
Innalzamento ebullioscopico ΔTeb
L'aggiunta di un soluto non volatile a un solvente dà
luogo a una soluzione il cui punto di ebollizione è
maggiore. L'entità dell'effetto è proporzionale alla
concentrazione molale (m) della soluzione secondo le
relazioni:
Teb soluzione – Teb solvente = ΔTeb = Keb·m
dove:
Keb = costante ebullioscopica molale, caratteristica per
ogni solvente.
Abbassamento crioscopico ΔTc
L'aggiunta di un soluto non volatile a un solvente dà
luogo a una soluzione il cui punto di congelamento è
minore. L'entità dell'effetto è proporzionale alla
concentrazione molale (m) della soluzione secondo le
relazioni:
Tc solvente – Tc soluzione = ΔTc = Kc·m
dove:
Kc = costante crioscopica molale, caratteristica per
ogni solvente.
Se 38,9 di uno zucchero sono sciolti in 200 g di acqua, il punto di
ebollizione sale di 0,30 °C. Sapendo che Keb = 0,512 K·kg/mol, calcolare
il peso molecolare dello zucchero.
La canfora fonde a 178,4 °C e la sua grande Kc (37,7 K·kg/mol) la rende
particolarmente adatta per misure accurate (metodo di Rast). Un
campione di una sostanza ignota che pesa 0,840 g abbassa il punto di
congelamento di 25 g di canfora a 170,8 °C. Qual è la massa molare del
campione?
339,6
166,7 g
Osmosi
Separando due soluzioni a diversa concentrazione con una
membrana semipermeabile, cioè permeabile solo al solvente e
non al soluto, si ha un movimento netto del solvente attraverso la
membrana dalla soluzione concentrata a quella più diluita
(osmosi) fino al raggiungimento di una situazione di equilibrio. Il
risultato è l'innalzamento del livello della soluzione più
concentrata.
La pressione che occorre
applicare sulla soluzione
più concentrata per
riportarla al livello di quella
più diluita è detta pressione
osmotica (π).
Pressione osmotica (π)
π·Vsoluzione = nsoluto·R·T 
ρ·g·h
π = M·R·T =
Dove:
M = concentrazione molare del soluto P0
R = costante universale dei gas ideali
T = temperatura espressa in kelvin.
ρ = densità della soluzione diluita
h = dislivello; P0 = pressione atmosferica
n = numero di moli; V = volume
P0
π
h
Date due soluzioni 1, e 2:
π1 = π2 le due soluzioni sono isotoniche l'una rispetto all'altra;
π1 > π2  la soluzione 1 è ipertonica rispetto alla soluzione 2 e la
soluzione 2 è ipotonica rispetto alla soluzione 1.
Si sciolgono 2,00 g di una proteina in 0,100 L di acqua. La pressione
osmotica è 0,021 atm a 25°C. Quale è la massa molare approssimata
della proteina? (Confondere molarità con molalità).
La linfa di un acero può essere descritta come una soluzione acquosa di
saccarosio (C12H22O11) al 3% in peso. Stimare a quale altezza può
innalzarsi la linfa in un giorno in cui la temperatura è di 20°C sapendo
che a quella temperatura la sua densità vale 1,010 g/cm3.
Trovare un sistema per preparare uno sciroppo di zucchero adatto a
conservare delle pesche sciroppate.
23000 g/mol
22
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Dissociazione chimica
È la scissione parziale di una molecola o di uno ione in parti più
semplici. Può avvenire per effetto dell'azione di un solvente
(dissociazione elettrolitica) o di un trattamento termico
(dissociazione termica).
Si definisce grado di dissociazione (α), il rapporto tra il numero di
moli (molecole) di sostanza dissociata (nd) e il numero di moli
(molecole) iniziali (n0) della stessa sostanza:
nd

n0
Nota: Se non specificato diversamente
si considera α = 1 (dissociazione
completa). Questo è tanto più vero
quanto più diluita è la soluzione.
Si definisce molteplicità della dissociazione (z) il numero di
molecole (moli) in cui si dissocia la molecola (mole) iniziale,
quando si dissocia. Nel caso ad es. di MgCl2 in acqua, z = 3.
Proprietà colligative nelle soluzioni elettrolitiche
Un elettrolita è una specie che in soluzione si dissocia in ioni. Una
mole di elettrolita in soluzione libera più particelle di una mole di
un non elettrolita e ha quindi maggior effetto sulle proprietà
colligative. Per calcolare tale effetto indotto dalla presenza di un
elettrolita è necessario considerare il numero di particelle in cui
l'elettrolita si dissocia introducendo nella formula il fattore di
dissociazione (i) detto anche coefficiente di Van't Hoff.
i = 1 + α(z –1)

nf = nB·i
Dove
nf
= numero di moli finali di particelle diluite nel solvente
nB
= numero di moli iniziali di soluto B.
Nota: nelle soluzioni ideali è sempre i = 1 perché z = 1. In genere
se α = 1  i = z.
Tabella riassuntiva delle formule esprimenti le
proprietà colligative
Proprietà
colligativa
i=1
i≠1
Soluzione ideale
Soluzione elettrolitica


nA

 p  
 nA  nB  i 
Abbassamento
della tensione di
vapore
PA+B = A·pA0
Innalzamento
ebullioscopico
ΔTeb = Keb·m
ΔTeb = Keb·m·i
Abbassamento
crioscopico
ΔTc = Kc·m
ΔTc = Kc·m·i
Pressione
osmotica
π·V = nB·R·T
π·V = nB·i·R·T
A = solvente liquido; B = soluto solido
PA B
0
A
Una soluzione 0,010 M ci cloruro di calcio ha la stessa pressione
osmotica di una soluzione 0,025 M di un acido debole monoprotico.
Calcolare il grado di dissociazione dell’acido.
0,2