Le Soluzioni e Le proprietà le proprietà colligative

Le soluzioni ideali Soluzioni ideali: Il volume della soluzione è uguale alla somma dei volumi delle singole sostanze che la costituiscono Il processo di formazione di una soluzione, a partire dai componenti, è atermico (non c’è scambio calore) Conseguenza: Nelle soluzioni ideali non ci sono interazioni soluto-soluto Si avvicinano al comportamento ideale le soluzioni diluite con componenti di natura chimica simile

Vapore energia delle molecole sulla superficie frazione di molecole Hevap. L’evaporazione è un fenomeno che avviene sulla superficie di separazione. Liquido

Osservazione Il numero di particelle che dal liquido tendono a passare alla fase gassosa dipende anche dal numero delle particelle presenti nell’unità di volume Pertanto, la tendenza del solvente a passare alla fase gassosa diminuisce al crescere della concentrazione del soluto (ci sono meno particelle di solvente per unità di volume!)

François-Marie Raoult (1830-1901) Legge di Raoult: La tensione di vapore di un componente è proporzionale alla frazione delle sue molecole François-Marie Raoult (1830-1901) p = p0 x1 x1 + x2=1 p = p0 (1-x2) p p0 p0 - p Solvente 1 Soluto 2 = p0 (1-x2) = x2

Legge di Raoult La variazione della tensione di vapore di un componente di una soluzione rispetto al componente puro è proporzionale alla somma delle frazione molari dei componenti della soluzione DP = P0 X2

Miscele liquide binarie X1 1 X2 P10 P1 P20 P2 Ptot P1 = P10 X1 P2 = P20 X2 X1 + X2 = 1

Esempio: Calcolare P dell’acqua a 25°C quando 5,67 g di glucosio (C6H12O6) sono sciolti in 25,2 g di acqua. A tale temperatura la tensione di vapore dell’acqua pura è 23,8 mmHg Dalla legge di Raoult: P= PA°xglucosio = 23,8 mmHg 0,0220 = 0,524 mmHg PA= PA°xH2O = 23,8 mmHg (1-0,0220) = 23,3 mmHg

Osservazione Il numero di particelle che dal liquido tendono a passare alla fase gassosa dipende anche dal numero delle particelle presenti nell’unità di volume Pertanto, la temperatura di ebollizione del solvente è maggiore del liquido puro Le particelle di soluto interagiscono con le particelle di solvente che pertanto interagiranno tra di loro con maggiore difficoltà Pertanto, la temperatura di solidificazione del solvente è più bassa di quella del liquido puro

Proprietà colligative: abbassamento della pressione parziale di vapore Pi = Pi° Xi innalzamento della temperatura di ebollizione Teb = keb mi abbassamento della temperatura di congelamento Tcr = - kcr mi pressione osmotica  = RT Mi

Innalzamento della temperatura di ebollizione Abbassamento della temperatura di congelamento Per soluzioni diluite si può dimostrare che Teb= Teb(soluzione) - Teb(solvente) = Keb m Tcr= Tcr(solvente) - Tcr(soluzione) = Kcr m Keb, nota come costante ebullioscopica, e Kcr, nota come costante crioscopica, sono costanti caratteristiche solo del solvente. Esse hanno unità °C/m.

Costanti ebullioscopiche e crioscopiche solvente Nome convenzionale Teb° Keb Tcr° Kcr H2O acqua 100,0 0,512 0,00 1,86 CH3COCH3 acetone 56,5 1,73 - C2H5OH etanolo 78,5 1,22 -117,3 1,99 CH3COOH acido acetico 118,9 3,10 16,6 3,90 C6H6 benzene 80,1 2,53 5,5 4,90 CHCl3 cloroformio 61,2 3,63 (C2H5)2O etere etilico 34,5 1,19 C6H5NO2 nitrobenzene 5,7 6,90 C6H12 cicloesano 80,7 2,69 6,5 20,0 canfora 178,4 37,7

Problema: Sapendo che per l’acqua Keb= 0,512 °C/m e Kcr=1,86 °C/m calcolare il punto di ebollizione e di fusione di una soluzione acquosa di glucosio 0,0222 m. Teb= Keb m Tcr= Kcr m Teb= Keb m = 0,512 °C/m  0,0222 m = 0,0114 °C Teb= 100,00 + 0,0114 = 100,011°C Tcr= Kcr m = 1,86 °C/m  0,0222 m = 0,0413 °C Tcr= 0,000 - 0,0413 = - 0,041°C

Le proprietà colligative possono essere usate per determinare il peso molecolare di sostanze non note. Problema: La canfora fonde a 179,5°C ed ha Kcr= 40°C/m. Se 1,07 mg di un composto sono sciolti in 78,1 mg di canfora fusa la soluzione congela a 176,0 °C. Determinare il peso molecolare del composto. L’abbassamento del punto di congelamento è: Tcr= 179,5 –176,0 = 3,5 °C Da cui si ricava la molalità della soluzione:

Moli = m  Kg solvente = 0,088 mol/Kg  78,110-6 Kg = 6,9 10-6 mol Dalla definizione di molalità si può ottenere il numero di moli del composto: moli= m  Kg solvente Quindi: Moli = m  Kg solvente = 0,088 mol/Kg  78,110-6 Kg = 6,9 10-6 mol La massa molare del composto è data da:

Proprietà delle soluzioni ideali: abbassamento della pressione parziale di vapore Pi = Pi° Xi innalzamento della temperatura di ebollizione Teb = keb mi abbassamento della temperatura di congelamento Tcr = - kcr mi

Osmosi o pressione osmotica Anche il fenomeno dell’osmosi (pressione osmotica) è associato all’abbassamento della tensione di vapore. Esso riveste una grande importanza in relazione a sistemi biologici. Coinvolge membrane semipermeabili, cioè strati sottili e con fori abbastanza larghi da far passare le molecole di solvente, ma non di soluto, specie di elevato peso molecolare.

Comportamento della cellula 1= soluzioni isotonica 2= soluzione ipotonica 3= soluzione ipertonica

membrana semipermeabile (fa passare solo il solvente) solvente con soluto A B solvente puro flusso di solvente (osmosi) Pressione osmotica = pressione che occorre esercitare su A per bloccare il flusso osmotico

PRESSIONE OSMOTICA SOLUZIONE SOLVENTE

La pressione osmotica è indicata con  La pressione osmotica è indicata con . Un esempio è anche la pressione esercitata dalla colonna di solvente in questo esperimento: 

Legge di van’t Hoff  = pressione osmotica V = n RT da cui:  = RT c (c = molarità) Jacobus Henricus van 't Hoff Rotterdam (1852) - Steglitz (1911) Premio Nobel per la Chimica 1901 c= concentrazione specie in soluzione

Esempio 1: Calcolare la pressione osmotica di una soluzione 0,02 M di glucosio a 25°C? = MRT = 0,02 mol/l0,0821 latm/(K mol)298 K= = 0,5 atm = MRT = 0,02 mol/l0,0821 latm/(K mol)298 K= = 0,5 atm Esempio 2: Calcolare la pressione osmotica di una soluzione 0,02 M di NaCl a 25°C? = MiRT = 2  0,02 mol/l0,0821 latm/(K mol)298 K= = 1,0 atm

La pressione osmotica viene utilizzata per calcolare il peso molecolare di sostanze polimeriche o macromolecole. Problema: 50 ml di una soluzione acquosa contengono 1,08 g di una proteina e presentano una pressione osmotica di 5,85 mmHg a 298 K. Quale è il peso molecolare di tale proteina? La pressione in atmosfere è: La concentrazione molare della proteina è: Il numero di moli della proteina è: La massa molare della proteina è: