Soluzioni e
proprietà colligative
• Solvente e soluto
• Concentrazione e modi di esprimerla
• Solubilità (solidi, liquidi e gas)
SOLUZIONI
Una soluzione è una miscela omogenea di più composti chimici
SOLUZIONI GASSOSE: le miscele gassose sono sempre
omogenee e quindi formano
sempre una soluzione
SOLUZIONI LIQUIDE:
si possono formare sciogliendo in
un liquido, chiamato solvente, gas,
solidi o altri liquidi.
SOLUZIONI SOLIDE:
sono abbastanza comuni: per
esempio le leghe metalliche sono
una miscela omogenea solida di
più metalli.
Ottone (Cu-Zn)
Bronzo (Cu-Sn)
Acciaio (Fe-C) Inox (Fe-Cr-C)
Soluzioni
• Le soluzioni sono miscele omogenee di
una sostanza, il soluto, in un'altra, il
solvente (relativamente abbondante)
• I chimici fanno avvenire la maggiore parte
delle loro reazioni in soluzione perché in
questo modo i reagenti sono mobili e
possono entrare in contatto e reagire
Solvente: Componente predominante
Soluti: Componenti presenti in quantità minori
Soluto B
Soluto A
Soluto C
Solvente
Misura della concentrazione
• Quando effettuiamo calcoli stechiometrici
riguardanti reazioni che avvengono in
soluzione, dobbiamo conoscere quante
moli di un soluto sono presenti in un dato
volume.
Percento in peso
NaCl al 2% (p/p)
Dire che una soluzione acquosa di NaCl è al 2% in peso significa
che in 100 g della soluzione ci sono 2 g di NaCl (e 98 di acqua).
2 g NaCl
+
98 g H2O
Percento in peso
NaCl allo 0.9% (p/p)
La soluzione fisiologica di NaCl ha una concentrazione dello 0.9%
in peso.
Questo significa che in 1 kg di soluzione sono contenuti 9 g di NaCl.
0,9 g NaCl
+
99,1 g H2O
Percento in peso
Saccarosio al 10% (p/p)
In 1 kg di una soluzione acquosa di saccarosio al 10% sono contenuti
100 g di saccarosio.
10 g saccarosio
+
90 g H2O
Frazione molare
Per una soluzione costituita di na moli di A, nb moli
di B, nc moli di C, …, nz moli di Z, si definisce
frazione molare di un componente il rapporto fra il
numero di moli di quel componente ed il numero
totale di moli presenti nella miscela
Frazione molare di A =
xa =
na
na + nb + nc + ,,, + nz
La somma delle frazioni molari è uguale a 1
Frazione molare
(esempio)
Una soluzione è costituita da 36 g di acqua e 64 g di metanolo
a) 36 g di acqua (PM 18) corrispondono a 2 moli di acqua
b) 64 g di metanolo (PM 32) corrispondono a 2 moli dell’alcole
La frazione molare dell’acqua si calcola
come segue:
xH O =
2
2
2+2
= 0.5
Frazione molare
(esempio)
Una soluzione è costituita da 18 g di glucosio e 18 g di fruttosio
dissolti in 1800 g di acqua.
a) 18 g di glucosio (PM 180) corrispondono a 0.1 moli dello zucchero
b) 18 g di fruttosio (PM 180) corrispondono a 0.1 moli dello zucchero
b) 1800 g di acqua (PM 18) corrispondono a 100 moli di acqua
La frazione molare del glucosio si calcola come segue:
xglucosio =
0.1
0.1 + 0.1 + 100
= 0.000998
Molarità
M=
N. moli di soluto
Volume di soluzione
Molarità
Dire che una soluzione di glucosio è 1M significa che
in un litro di soluzione è dissolta una mole di glucosio.
Glucosio C6H12O6
PM glucosio :
6 x 12.0112 +
12 x 1.008 +
6 x 15,994 =
Soluzione 1M
di glucosio
1 litro
180.1272
In 1 litro di soluzione sono disciolti
180,1272 g di glucosio
Glucosio
180.1272 g
Normalità
N=
N. equivalenti di soluto
Volume di soluzione
HCl + NaOH  NaCl + H2O
H2SO4 + 2 NaOH  Na2SO4 + 2H2O
H3PO4 + 3 NaOH  Na3PO4 + 3H2O
Nella reazione con idrossido di sodio
·1 mole di H2SO4 è equivalente a 2 moli di HCl
·1 mole di H3PO4 è equivalente a 3 moli di HCl
HCl + NaOH  NaCl + H2O
H2SO4 + 2 NaOH  Na2SO4 + 2H2O
H3PO4 + 3 NaOH  Na3PO4 + 3H2O
1 mole di H2SO4 contiene
2 equivalenti dell’acido
1 mole di H3PO4 contiene
3 equivalenti dell’acido
HCl + NaOH  NaCl + H2O
H2SO4 + 2 NaOH  Na2SO4 + 2H2O
H3PO4 + 3 NaOH  Na3PO4 + 3H2O
HCl
PM = PE = 36.5
H2SO4
PM = 98
PE = 49
H3PO4
PM = 98
PE = 32,66
Dire che una soluzione di acido solforico è 1N significa che
in un litro di soluzione è dissolto un equivalente dell’acido.
H2SO4
Acido solforico H2SO4
PM H2SO4 :
2 x 1.008 +
1 x 32,064 +
4 x 15,994 =
Soluzione 1 N ( 0.5 M)
1 litro
98.056
Essendo per H2SO4 : PE = 1/2 PM ….
In 1 litro di soluzione 1 N sono disciolti
49.028 g di acido solforico.
49.028 g
molalità
m=
N. moli di soluto
Massa di solvente*
Solo solvente, senza soluto
* espressa in chilogrammi
Dire che una soluzione acquosa di glucosio è 1 molale
significa che in 1 kg di acqua è dissolta una mole di glucosio.
Glucosio C6H12O6
PM glucosio :
6 x 12.0112 +
12 x 1.008 +
6 x 15,994 =
180.1272
Per preparare una soluzione acquosa 1 m di glucosio
1 mole (180,1272 g) di glucosio viene dissolta con 1 kg di acqua
Importanza della quantità del soluto
– Per concentrazione molare o molarità: il numero di moli di
soluto per litro di soluzione
– L'unità della concentrazione molare è moli per litro (mol/L),
scritta M; per basse concentrazioni è spesso conveniente usare
il sottomultiplo 1 mM= l0-3 M
• La concentrazione in massa di una soluzione è la massa
del soluto per litro di soluzione, es g/l
Importanza del numero delle molecole
• La frazione molare
– rapporto tra il numero di moli di molecole di un certo
tipo e il numero totale di moli di molecole presenti
• la molalità della soluzione
– il numero di moli di soluto per chilogrammo di
solvente
• la parte per milione (ppm)
– il numero di particelle di soluto presenti in 1 milione
di molecole di soluzione
CONCENTRAZIONE DI UNA SOLUZIONE
Frazione molare:
Molalità:
ni
Xi 
n tot
ni
mi 
; Q = kg di solvente
Q
ni
; V = L di soluzione
Molarità: M i 
V
Percento in peso
• L’acido solforico (H2SO4) concentrato è al
87.7 % p/p, la sua densità è di 1,800
kg/Litro.
• Quale è la sua concentrazione molare?
• 877 g/kg X 1.8 kg/L = 1578.6 g/L
• 1578.6 g/L / 98 g/mol = 16.1 mol/L
Soluzioni acquose
L’acqua è il solvente più comune. Ha caratteristiche
uniche
• dipolo con alta costante dielettrica
• Forma quattro legami H.
Il ghiaccio è meno denso dell’acqua
È molto coesiva
scioglie le sostanze ioniche
Scoglie le sostanze polari
Repelle le sostanze non polari
Scambia protoni
Elettroliti e non-elettroliti
• le sostanze che si sciolgono per dare
soluzioni di ioni (per esempio cloruro di
sodio) e che conducono elettricità sono
dette elettroliti. Invece le sostanze le cui
soluzioni non conducono l'elettricità
perché‚ il soluto rimane allo stato
molecolare (glucosio ed etanolo) sono
dette non elettroliti.
Saturazione e solubilità
• quando il solvente ha dissolto tutto il
soluto possibile ed una parte resta
non disciolta la soluzione è detta
satura
• una soluzione satura è una soluzione
in cui il soluto disciolto è in equilibrio
dinamico con quello indisciolto
• Una soluzione satura rappresenta il
limite della capacità del soluto a
sciogliersi in una data quantità di
solvente, è quindi una misura
naturale della solubilità del soluto
• dipendono dalla natura del
solvente, dalla temperatura e, per i
gas, dalla pressione
Solubilità
Dipendenza della solubilità dal soluto
• Data, ad esempio, la loro notevole solubilità, molti nitrati
si ritrovano raramente nei depositi minerali.
• La bassa solubilità di molti fosfati è un vantaggio per lo
scheletro degli animali e dell'uomo dato che le ossa sono
in gran parte costituite da fosfato di calcio
• gli idrogeno-fosfati sono più solubili dei fosfati
• gli idrogeno-carbonati (bicarbonati, HCO3-) sono più
solubili dei carbonati.
L’anidride carbonica si scioglie nell’acqua,
e solubilizza i carbonati,
questi vengono poi rilasciati
Dipendenza della solubilità dalla natura del solvente
• la dipendenza della solubilità di una
sostanza dalla natura chimica del
solvente può essere riassunta con la
regola che “il simile scioglie il
simile”
• un liquido polare come l'acqua è un
solvente molto migliore di uno apolare
(tipo il benzene) per composti ionici
e polari
• liquidi non polari quali benzene e
tetracloroetilene (C2Cl4) sono solventi
migliori per i composti apolari
Effetto della pressione sulla solubilità dei gas
• la solubilità dipende dalla pressione esercitata
sulla soluzione; la massima dipendenza è
dimostrata dai gas, che sono più solubili a
pressioni più elevate
• Legge di Henry (1801): la solubilità di un gas in
un liquido è proporzionale alla pressione parziale
del gas
• P è la pressione parziale del gas e kH, nota come
costante di Henry, dipende dalla natura del gas,
del solvente e dalla temperatura
Effetto della temperatura sulla solubilità
Tutti i gas hanno solubilità minore all'aumentare della
temperatura
la maggior parte dei solidi sono più solubili in acqua
calda che in acqua fredda, ma in maniera variabile,
es.
Nell’intervallo 0°C - 100°C la solubilità di
• Cloruro di sodio aumenta 0.1 volte
• Nitrato di argento di 7 volte
• Solfato di litio diminuisce di 0.1 volte
• Solfato di sodio ha un massimo a 32°C
temperatura e solubilità
Contributi all'entalpia di soluzione
Alcuni solidi si sciolgano esotermicamente (ad
esempio MgCl2) ed altri endotermicamente
(K2SO4)
Il processo di dissoluzione avviene in due stadi:
rottura del solido e l'interazione degli ioni o
delle molecole del solido con quelle del solvente.
• L’entalpia reticolare è endotermica
• L’entalpia di idratazione è esotermica
Contributi all'entalpia di soluzione
Soluzione di NaCl: debolmente endotermica
Entalpia di soluzione (DHsol)
•
Una sostanza che si scioglie endotermicamente è più
solubile all’aumentare della temperatura.
•
Una sostanza che si scioglie esotermicamente è meno
solubile all’aumentare della temperatura.
• Normalmente il processo di dissoluzione avviene a
pressione costante, quindi il calore prodotto o assorbito
è equivalente ad una variazione di entalpia, detta
Entalpia di soluzione, DHsol, espressa in Kjoule/mole.
Entalpie di idratazione dei singoli ioni
• sono più esotermiche per gli ioni con maggiore carica
• per ioni di uguale carica, sono più esotermici i valori delle
entalpie di idratazione degli ioni con raggio minore:
Proprietà Colligative
•
•
•
•
Diagramma dell’acqua e delle soluzioni
Ebullioscopico e crioscopico
Tensione di vapore
Pressione osmotica
Proprietà colligative
• Una proprietà colligativa è una
proprietà che dipende solo dal numero
delle particelle del soluto presenti nella
soluzione e non dalla loro natura
chimica
• i cationi e gli anioni in una soluzione di
elettroliti contribuiscono separatamente
a tale proprietà
pressione
Temperatura di
congelamento della
soluzione
LIQUIDO
soluzione
1,00 atm
SOLIDO
Temperatura di
ebollizione della
soluzione
GAS
0°C
100°C
temperatura
Abbassamento della tensione di vapore
•
legge di Raoult: la tensione di vapore di una soluzione
di un soluto non volatile è proporzionale alla frazione
molare del solvente nella soluzione
• il soluto occupa una parte della superficie della
soluzione, riducendo cosi la velocità con la quale le
molecole lasciano quest'ultima
Proprietà delle soluzioni ideali:
abbassamento della pressione parziale di vapore
Pi = Pi° Xi
innalzamento della temperatura di ebollizione DTeb = keb m x i
abbassamento della temperatura di congelamento DTcr = - kcr m x i
Benzene
Etere dietilico
Alcool etilico
Acqua
C6H6
C4H10O
C2H6O
H2O
keb
kcr
2,53
2,02
1,22
0,512
4,9
1,8
1,9
1,86
Innalzamento del punto di ebollizione
• . L'innalzamento del punto di ebollizione è proporzionale
alla molalità m della soluzione
• dove kb è la costante ebulloscopica del solvente
• Considerare la molalità in termini di ioni, non di formula
per i composti ionici
Abbassamento del punto di congelamento
• Un soluto diminuisce il punto di congelamento (o di solidificazione)
di una soluzione: abbassamento crioscopico
• Quando à presente un soluto, un numero minore di molecole del
solvente è in contatto con la superficie del solido perché‚ alcune
delle posizioni che occupavano sono ora occupate dalle particelle
del soluto
• La diminuzione del punto di congelamento di una soluzione ideale è
proporzionale alla molalità
•
dove kf è la costante crioscopica del solvente
Osmosi
• L'osmosi è il passaggio di un solvente
attraverso una
membrana semipermeabile
• La pressione necessaria per arrestare il flusso
del solvente è detta pressione osmotica
• Il soluto ha un effetto sulla velocità con cui le
molecole del solvente passano attraverso la
membrana da ciascun lato. La velocità è
minore dal lato della soluzione perché‚
sebbene lo stesso numero di molecole prema
sulla membrana, solo quelle del solvente
possono attraversarla
Un richiamo per comprendere le funzioni:
Diffusione e Osmosi
PERMEABILE al soluto
IMPERMEABILE al soluto
FLUSSO
D’H2O
MEMBRANA
Il soluto si muove
per DIFFUSIONE
dalla soluzione più
concentrata a quella
meno concentrata.
La soluzione più
concentrata
richiama acqua da
quella meno
concentrata per
OSMOSI
Un richiamo per comprendere le funzioni:
Diffusione e Osmosi
PERMEABILE al soluto
IMPERMEABILE al soluto
PRESSIONE
OSMOTICA
Il soluto si muove
per DIFFUSIONE
dalla soluzione più
concentrata a quella
meno concentrata.
La soluzione più
concentrata
richiama acqua da
quella meno
concentrata per
OSMOSI
membrana semipermeabile
(fa passare solo il solvente)
solvente
con soluto
A
B
solvente
puro
flusso di solvente
(osmosi)
pressione che occorre
Pressione osmotica = esercitare su A per
bloccare il flusso osmotico
OSMOSI
P
Soluzione
acquosa
H2O
p
PRESSIONE OSMOTICA
La pressione osmotica equivale alla pressione che occorre
esercitare per contrastare il passaggio di solvente dal comparto
di destra al comparto di sinistra
Soluzione
acquosa
C
H2O
p
Si può sperimentalmente
osservare che
p=CxRxT
O
H2O
O
Cl-
NaCl + H2O
Na+
+
Na
Na+
Na3PO4
+
Na
PO43-
0.1••0.0821
0.0821••298
298
pp==i •CC••RR••TT== 0.1
Dt
=
K
•
i
•
m
eb
eb
Dteb = Keb • 0.1
Dt
=
K
•
i
•
m
cr
cr
Dt = K • 0.1
cr
cr
Soluzioni 0.1 m di :
a) glucosio
NON ELETTROLITA
b) NaCl
c) Na3PO4
ELETTROLITI
Calcolo pressione osmotica
PxV=nRT
• Dove n = numero delle particelle in
soluzione, espresso in moli.
• Per non elettroliti n = moli
• Per elettroliti bisogna tener conto della
dissociazione (Es. per NaCl n=moli x 2)
Osmometria
• La pressione osmotica, come le altre proprietà
colligative, può essere usata per determinare i pesi
molecolari, ed è la più sensibile
• Le membrane cellulari agiscono come membrane
semipermeabili che possono essere attraversate dal
l'acqua, da piccole molecole e da ioni idratati, mentre
bloccano il passaggio delle proteine sintetizzate
all'interno delle cellule stesse