16 CAPITOLO Le soluzioni Indice 1. Le soluzioni

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1 16 CAPITOLO Le soluzioni Indice 1. Le soluzioni
2. Solubilità e temperatura 3. Dipendenza della solubilità dalla natura del soluto e del solvente 4. Pressione e temperatura influenzano la solubilità dei gas 5. Concentrazione molare (M) 6. Diluizione di soluzioni a molarità nota 7. Stechiometria delle reazioni in soluzione 8. Frazione molare 9. Molalità di una soluzione (m) 10. Le proprietà colligative delle soluzioni 11. Osmosi e pressione osmotica 12. Colloidi

2 1 Le soluzioni Una soluzione è una miscela omogenea di due o più sostanze che presenta proprietà uniformi in ogni sua parte. Soluzione di NaCl. La sostanza disciolta rappresenta il soluto, mentre il solvente è il liquido che porta in soluzione il soluto. Il ruolo di solvente può essere svolto non solo dall’acqua, ma anche da sostanze, come la trielina e l’alcool etilico, che presentano proprietà completamente differenti dall’acqua.

3 Solubilità e temperatura
2 CAPITOLO 16. LE SOLUZIONI Solubilità e temperatura La solubilità varia da sostanza a sostanza ed è influenzata dalla temperatura. “Per solubilità s’intende la quantità massima di soluto che può sciogliersi, ad una definita temperatura, in una data quantità di solvente”. Quando si verificano queste condizioni si dice che la soluzione è satura.

4 Solubilità e temperatura
2 Solubilità e temperatura Conoscendo la solubilità di un solido a diverse temperature è possibile tracciare la sua curva di solubilità. La solubilità dei solidi, in genere, aumenta con il crescere della temperatura.

5 Solubilità e temperatura
2 Solubilità e temperatura In una soluzione satura con corpo di fondo si verificano due processi opposti: uno di solubilizzazione, l’altro di cristallizzazione. Processo di solubilizzazione e di cristallizzazione in una soluzione satura con corpo di fondo. Soluzione satura con corpo di fondo di NaCl.

6 Dipendenza della solubilità dalla natura del soluto e del solvente
3 Dipendenza della solubilità dalla natura del soluto e del solvente I composti ionici, come NaCl, sono solubili in acqua con liberazione di ioni Na+ e di ioni Cl- che vengono circondati da molecole di acqua. Rappresentazione del processo di dissoluzione di NaCl: le molecole di H2O staccano gli ioni Na+ e Cl− dal cristallo portandoli in soluzione come ioni idratati. Il solfato di rame (II) è solubile in acqua (a sinistra), ma insolubile in trielina (a destra).

7 Dipendenza della solubilità dalla natura del soluto e del solvente
3 Dipendenza della solubilità dalla natura del soluto e del solvente I composti covalenti polari (glucosio, saccarosio, fruttosio) sono molto solubili in acqua. Il naftalene solido è solubile in trielina (a sinistra) ma insolubile in acqua (a destra). I composti covalenti non polari (naftalene) non sono solubili in acqua, un solvente polare, mentre sono solubili in solventi organici.

8 Dipendenza della solubilità dalla natura del soluto e del solvente
3 Dipendenza della solubilità dalla natura del soluto e del solvente Una regola che si può ricavare da questi comportamenti è la seguente: “una sostanza tende a disciogliersi in un solvente chimicamente simile ad essa, cioè “il simile scioglie il simile”. Due liquidi polari (alcool etilico e acqua) sono completamente miscibili tra loro. Invece un liquido non polare (olio) non è solubile in acqua.

9 Pressione e temperatura influenzano la solubilità dei gas
4 Pressione e temperatura influenzano la solubilità dei gas La solubilità dei gas nei liquidi risulta influenzata dalla pressione e dalla temperatura, mentre per la solubilità dei solidi risulta importante la temperatura. La solubilità di O2, N2, He in acqua cresce con l’aumentare della pressione. L’influenza della pressione sulla solubilità dei gas nei liquidi è regolata dalla legge di Henry.  “ad una data temperatura, la solubilità di un gas in un liquido risulta direttamente proporzionale alla pressione del gas sul liquido”.

10 Pressione e temperatura influenzano la solubilità dei gas
4 Pressione e temperatura influenzano la solubilità dei gas La solubilità di CO2, O2, N2 in acqua diminuisce al crescere della temperatura.. La solubilità dei gas in acqua diminuisce con l’aumentare della temperatura.

11 Concentrazione molare (M)
5 Concentrazione molare (M) La molarità è uno dei modi più comunemente adoperati per esprimere la concentrazione di una soluzione. La molarità (indicata con M) è definita dalle moli di soluto disciolto in un litro di soluzione (soluto + solvente). moli (soluto) Molarità (M) =  Vlitri (soluzione) Preparazione di 250 mL di una soluzione 0,01 M di CuSO4  5 H2O Una quantità pesata di CuSO4  5 H2O (0,6243 g) viene dapprima posta in un matraccio pulito del volume di 250 ml. Il CuSO4 • 5 H2O solido viene disciolto in meno di 250 mL di acqua. Si tappa il matraccio e si agita. Il matraccio viene riempito fino alla tacca di 250 mL con l’aggiunta goccia a goccia dell’acqua distillata necessaria. Si tappa il matraccio e si agita.

12 Diluizione di soluzioni a molarità nota
6 Diluizione di soluzioni a molarità nota Diluendo con acqua una soluzione concentrata di molarità nota si ottiene una soluzione più diluita. Con la diluizione il numero di moli di soluto non varia: moli di soluto = moli di soluto M1  V = M2  V   (prima della diluizione) (dopo la diluizione)

13 Diluizione di soluzioni a molarità nota
6 Diluizione di soluzioni a molarità nota Nella preparazione di soluzioni di acidi forti e di basi forti si deve prestare particolare attenzione. Procedura corretta. Procedura non corretta. Diluizione di una soluzione di acido forte (H2SO4).

14 Stechiometria delle reazioni in soluzione
7 Stechiometria delle reazioni in soluzione Molte reazioni chimiche avvengono in soluzione acquosa. Per i calcoli stechiometrici che interessano soluzioni acquose molari si applicano i passaggi relativi al reagente limitante, tenendo presente che le moli dei reagenti si ricavano dal volume e dalla molarità degli stessi reagenti. 

15 ns n solv xs =  e xsolv. =  ns + nsolv ns + nsolv 8
Frazione molare La frazione molare di ciascun componente di una soluzione è data dal rapporto tra le moli di quel componente e la somma delle moli di tutti i componenti della soluzione (soluto + solvente). La frazione molare del soluto (xs) e quella del solvente (xsolv) è data dalle relazioni: ns n solv xs =  e xsolv. =  ns + nsolv ns + nsolv

16 Molalità di una soluzione (m)
9 Molalità di una soluzione (m) La molalità di una soluzione è definita dalle moli di soluto disciolto in 1 kg di solvente e si indica con m moli di soluto Molalità (m) =  massa del solvente (kg)

17 Le proprietà colligative delle soluzioni
10 Le proprietà colligative delle soluzioni La presenza di un soluto non volatile disciolto in un solvente modifica le proprietà fisiche del solvente. Queste modificazioni vanno sotto il nome di proprietà colligative. Queste proprietà dipendono solo dal numero di particelle di soluto disciolte nel solvente, cioè dalla concentrazione e non dall’identità chimica del soluto. Le proprietà colligative di una soluzione riguardano: Abbassamento della pressione di vapore Un soluto non volatile abbassa la pressione di vapore del solvente perché diminuisce il numero di molecole del solvente che abbandonano la superficie del liquido.

18 Le proprietà colligative delle soluzioni
10 Le proprietà colligative delle soluzioni a b La pressione di vapore di una soluzione con soluto non volatile (a) è minore di quella del solvente puro (b) alla stessa temperatura.

19 Le proprietà colligative delle soluzioni
10 Le proprietà colligative delle soluzioni Questo fenomeno è regolato dalla legge di Rault: “in una soluzione (soluto + solvente) l’abbassamento della pressione di vapore del solvente è proporzionale alla frazione molare del soluto”. p = p° xsoluto p  abbassamento della pressione di vapore del solvente in una soluzione p°  pressione di vapore del solvente puro xsoluto  frazione molare del soluto

20 Le proprietà colligative delle soluzioni
10 Le proprietà colligative delle soluzioni Il diagramma evidenzia che la temperatura di ebollizione della soluzione è superiore a quella dell’acqua e la temperatura di congelamento della soluzione è più bassa di quella dell’acqua.

21 Le proprietà colligative delle soluzioni
10 Le proprietà colligative delle soluzioni PROPRIETÀ COLLIGATIVE: RELAZIONI MATEMATICHE Innalzamento della temperatura di ebollizione L’innalzamento della temperatura di ebollizione (innalzamento ebullioscopico), teb, di una soluzione è dato dalla relazione: teb  Keb  m dove teb  variazione del punto di ebollizione Keb  costante molale ebullioscopica m  concentrazione molale della soluzione

22 Le proprietà colligative delle soluzioni
10 Le proprietà colligative delle soluzioni Abbassamento della temperatura di congelamento L’abbassamento della temperatura di congelamento (abbassamento crioscopico), tcr, è proporzionale alla concentrazione molale secondo la relazione: tcr  Kcr  m dove tcr  variazione del punto di congelamento Kcr  costante molale crioscopica m  concentrazione molale della soluzione

23 Le proprietà colligative delle soluzioni
10 Le proprietà colligative delle soluzioni Proprietà colligative di soluzioni contenenti ioni Nel caso di sostanze ioniche, che in soluzione si dissociano, occorre calcolare l’effettiva concentrazione degli ioni presenti. Pertanto per i composti di struttura ionica si applicano le relazioni: tcr  Kcr  m  i teb  Keb  m  i dove i indica quante moli di ioni derivano da ogni mole di soluto.

24 Osmosi e pressione osmotica
11 Osmosi e pressione osmotica Prende il nome di osmosi il movimento delle molecole del solvente attraverso una membrana semipermeabile dalla regione a più bassa concentrazione di soluto (oppure da un solvente puro) ad una regione a più alta concentrazione di soluto. La soluzione concentrata zuccherina richiama per osmosi H2O che passa attraverso la membrana semipermeabile. La pressione idrostatica della soluzione dovuta al dislivello h, ed esercitata sulla parete di sinistra della membrana, uguaglia la pressione osmotica di H2O che tende a passare nella soluzione.

25 Osmosi e pressione osmotica
11 Osmosi e pressione osmotica Per pressione osmotica () s’intende la pressione idrostatica esercitata dalle molecole di solvente che passano attraverso una membrana semipermeabile in un sistema in soluzione all’equilibrio. Per soluzioni diluite la pressione osmotica e la concentrazione (mol/L) sono in relazione tra loro mediante l’equazione di van’t Hoff:   M  R  T dove   pressione osmotica M  molarità della soluzione R  costante di proporzionalità T  temperatura assoluta in kelvin Il processo di osmosi è molto importante in campo biologico.

26 12 Colloidi I colloidi (o dispersioni colloidali) sono miscele con particelle più grandi di quelle presenti in una soluzione omogenea ma più piccole di quelle che formano una sospensione. Soluzione di cloruro di sodio in acqua (miscela omogenea). a b Sospensione costituita da una spremuta di arancia (miscela eterogenea). c Maionese (un colloide).

27 12 Colloidi