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 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 Solvente Soluto B Soluto A Soluto C

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 2 g NaCl + 98 g H2O 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 0,9 g NaCl + 99,1 g H2O 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

10 g saccarosio + 90 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) x = 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: x = 2 2 + 2 = 0.5 H2O

Frazione molare (esempio) xglucosio = 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. Soluzione 1M di glucosio 1 litro Glucosio 180.1272 g Glucosio C6H12O6 PM glucosio : 6 x 12.0112 + 12 x 1.008 + 6 x 15,994 = 180.1272 In 1 litro di soluzione sono disciolti 180,1272 g di glucosio

Normalità N. equivalenti di soluto N = Volume di soluzione

Nella reazione con idrossido di sodio 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

2 equivalenti dell’acido 1 mole di H3PO4 contiene 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 PM = PE = 36.5 H2SO4 PM = 98 PE = 49 H3PO4 PM = 98 PE = 32,66 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. 1 litro 49.028 g H2SO4 Soluzione 1 N ( 0.5 M) Acido solforico H2SO4 PM H2SO4 : 2 x 1.008 + 1 x 32,064 + 4 x 15,994 = 98.056 Essendo per H2SO4 : PE = 1/2 PM …. In 1 litro di soluzione 1 N sono disciolti 49.028 g di acido solforico.

molalità m = N. moli di soluto Massa di solvente* * 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

Frazione molare: Molalità: Molarità: ; Q = kg di solvente CONCENTRAZIONE DI UNA SOLUZIONE Frazione molare: Molalità: Molarità: ; Q = kg di solvente ; V = L di soluzione

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 mol/g = 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.

Solubilità

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

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. Corrispondono a entalpia reticolare (endotermico) entalpia di idratazione (esotermico), rispettivamente

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 soluzione temperatura Temperatura di congelamento della soluzione Temperatura di ebollizione della soluzione pressione LIQUIDO 1,00 atm SOLIDO 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 Teb = keb mi abbassamento della temperatura di congelamento Tcr = - kcr mi keb kcr Benzene C6H6 2,53 4,9 Etere dietilico C4H10O 2,02 1,8 Alcool etilico C2H6O 1,22 1,9 Acqua H2O 0,512 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

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

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 H2O C Si può sperimentalmente osservare che p p = C x R x T

Cl- H2O NaCl + H2O Na+

Na+ Na3PO4 Na+ PO43- Na+

  ELETTROLITI NON ELETTROLITA Dteb = Keb • i • m Dteb = Keb • 0.1 = 0.1 • 0.0821 • 298 = i • C • R • T Dteb = Keb • i • m Dtcr = Kcr • i • m   = 0.1 • 0.0821 • 298 = C • R • T Dteb = Keb • 0.1 Dtcr = Kcr • 0.1 Soluzioni 0.1 m di : a) glucosio b) NaCl c) Na3PO4 ELETTROLITI NON ELETTROLITA

Calcolo pressione osmotica P x V = n R T 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