Le proprietà delle soluzioni: le proprietà colligative

Le 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

Proprietà delle soluzioni Data la dissociazione ionica: Le proprietà delle soluzioni che dipendono dalla concentrazione del soluto e non dalla natura del solvente e del soluto sono chiamate proprietà colligative. Con la concentrazione del soluto si intende il numero di particelle effettivamente presenti in soluzione. Data la dissociazione ionica: NaNO3(s) → Na+(aq) + NO3–(aq) Il numero di ioni presenti in soluzione è doppio rispetto alle particelle di NaNO3.

Proprietà colligative delle soluzioni Per determinare il numero di particelle presenti in soluzione occorre moltiplicare il numero di moli di soluto per un fattore «i» chiamato coefficiente di Van’t Hoff : moli di particelle in soluzione i = –––––––––––––––––––––––––– moli di soluto disciolto i = 1 i = 2 i = 3

Proprietà colligative Abbassamento della pressione parziale di vapore Innalzamento della temperatura di ebollizione Abbassamento della temperatura di congelamento Pressione osmotica

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!)

Abbassamento della pressione di vapore Tanto meno soluto è presente in una soluzione, tanto più facilmente il solvente liquido passa allo stato di vapore.

François-Marie Raoult (1830-1901) Abbassamento della pressione di vapore Secondo la legge di Raoult la pressione di vapore di un componente è direttamente proporzionale alla sua frazione molare. François-Marie Raoult (1830-1901) PA = PA0 XA PB = PB0 XB psolvente = p°solvente · Xsolvente Si può anche dire che l’abbassamento della pressione di vapore di un soluto è direttamente proporzionale alla frazione molare del soluto stesso. Δpsolvente = p°solvente · Xsoluto

Miscele liquide binarie PA = PA0 XA PB = PB0 XB XA + XB = 1 PA PB Ptot PB0 PB PA0 PA XA 1 XB 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

Innalzamento della temperatura di ebollizione Una soluzione bolle a temperatura superiore a quella del solvente puro; l’innalzamento ebullioscopico è proporzionale alla concentrazione.

Innalzamento della temperatura di ebollizione Abbassamento della temperatura di congelamento Per soluzioni diluite si può dimostrare che Tb= Tb(soluzione) - Tb(solvente) = Kb m Tcr= Tcr(solvente) - Tcr(soluzione) = Kcr m Kb, nota come costante ebullioscopica, e Kcr, nota come costante crioscopica, sono costanti caratteristiche solo del solvente. Esse hanno unità °C/m. Per l’acqua Teb= 100°C Keb= 0,512 Tcr= 0°C Kcr= 1,86

Il loro valore cambia da sostanza a sostanza Soluzioni a uguale concentrazione determinano lo stesso lo stesso innalzamento ebullioscopico ∆teb e lo stesso abbassamento crioscopico ∆tcr ∆teb = m · keb · i ∆tcr = m · kcr · i keb e kcr sono rispettivamente dette costante ebullioscopica molare e costante crioscopica molare. Il loro valore cambia da sostanza a sostanza Esempi di keb Esempi di kcr

Problema: Sapendo che per l’acqua Kb= 0,512 °C/m e Kf=1,86 °C/m calcolare il punto di ebollizione e di fusione di una soluzione acquosa di glucosio 0,0222 m. Tb= Kb m = 0,512 °C/m  0,0222 m = 0,0114 °C Tb= 100,00 + 0,0114 = 100,011°C Tf= Kf m = 1,86 °C/m  0,0222 m = 0,0413 °C Tf= 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 è un solido che fonde a 179,5°C ed ha Kf= 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: Tf= 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:

Diagramma di fase di una soluzione pressione temperatura LIQUIDO SOLIDO GAS 0°C 100°C 1,00 atm soluzione Temperatura di congelamento della soluzione Temperatura di ebollizione della soluzione

Osmosi 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.

PRESSIONE OSMOTICA SOLUZIONE SOLVENTE

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

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: 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: Calcolare la pressione osmotica di una soluzione 0,020 M di NaCl a 25°C? = MiRT = 2  0,020 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:

Comportamento della cellula Effetto della pressione osmotica sulle cellule del sangue: in una soluzione isototonica; in una soluzione ipertonica; in una soluzione ipotonica

Riepilogo: 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