Il documento discute i concetti fondamentali di sistemi omogenei ed eterogenei, definendo i miscugli omogenei come soluzioni e quelli eterogenei come composti con più fasi individuabili. Vengono esplorate le tecniche di separazione dei componenti dei miscugli e la solubilità delle sostanze, e si introducono vari tipi di concentrazione delle soluzioni. Infine, il documento analizza le proprietà colligative delle soluzioni e l'importanza della pressione osmotica nei fenomeni biologici.

1. INTRODUZIONE
Sistemi omogenei e sistemi eterogenei
Si definisce sistema una certa porzione di materia di cui vogliamo esaminare il comportamento fisico,
chimico o chimico-fisico. Il resto della materia circostante è definito ambiente.
Una porzione di materia, oltre a essere delimitata da superfici nette, può possedere in ogni punto le stesse
caratteristiche (per esempio, di stato di aggregazione, calore, consistenza, ecc.): in tal caso viene più
propriamente definita fase e costituisce un sistema omogeneo.
Una porzione di materia può anche essere formata da più fasi omogenee, per cui le sue caratteristiche
non sono ovunque le stesse: in tal caso costituisce un sistema eterogeneo.
Miscugli eterogenei e miscugli omogenei
I miscugli sono dei sistemi che si ottengono dall’unione fisica di due o più sostanze. Essi si distinguono in:
•miscugli eterogenei, quando sono individuabili due o più fasi e i componenti sono distinguibili a occhio
nudo o con l'ausilio di un microscopio (una sospensione è un miscuglio eterogeneo tra un solido e un liquido;
un'emulsione è un miscuglio eterogeneo tra due liquidi immiscibili);
•miscugli omogenei, quando si presentano in un'unica fase e i componenti non sono più distinguibili,
neppure al microscopio. I miscugli omogenei sono anche detti soluzioni, formati da un solvente, il
componente più abbondante (che determina lo stato fisico del sistema), e da un soluto il componente
dissolto nel solvente. Le soluzioni colloidali sono particolari sistemi intermedi tra un miscuglio eterogeneo e
un miscuglio omogeneo, in cui si distingue una fase dispersa (formata da particelle di dimensioni comprese
tra quelle di polveri microscopiche e quelle di singoli atomi) contenuta in una fase disperdente.

2. SEPARAZIONE DEI COMPONENTI DI UN MISCUGLIO
I componenti di un miscuglio (omogeneo o eterogeneo) possono essere isolati per mezzo di
opportune tecniche di separazione basate su operazioni fisiche.
Per la separazione dei componenti di miscugli eterogenei costituiti da fasi solide diverse si
può ricorrere all'estrazione, operata per mezzo di un solvente capace di solubilizzare
selettivamente soltanto alcuni componenti del miscuglio. Per esempio, il sale può essere separato
da un miscuglio di sale e sabbia facendolo sciogliere dall'acqua.
I componenti di miscugli eterogenei costituiti da una fase solida e una fase liquida possono
essere separati per: filtrazione, mediante l'uso di filtri di carta apposita che lasciano passare la
fase liquida e trattengono la fase solida; centrifugazione, mediante la quale le sostanze più
dense, e cioè quelle costituenti la fase solida, si depositano sul fondo di opportune provette fatte
ruotare in una centrifuga, separandosi così dal liquido.
Per separare i componenti di miscugli omogenei in fase liquida (soluzioni) si ricorre alla
distillazione, che si basa sulle diverse temperature d'ebollizione dei componenti stessi. La
distillazione, che si effettua in un distillatore, è basata sul fatto che i vapori che si liberano
portando all'ebollizione tale miscela sono prevalentemente formati dal componente con
temperatura di ebollizione inferiore e che quindi può essere isolato (per condensazione) e raccolto
come distillato.
Una tecnica particolare di separazione usata per i miscugli liquidi è la cromatografia, che si basa
sulla diversa velocità di migrazione su un mezzo poroso( carta da filtro, calcare …) dei diversi
componenti un miscuglio, sotto l’azione trascinante di un solvente in movimento sul mezzo poroso
stesso.

3. SOLUBILITA’ DELLE SOSTANZE
Tra soluto e solvente si stabiliscono delle interazioni che determinano alla soluzione caratteristiche
particolari. Per questo motivo la solubilità di una qualunque sostanza dipende dalla natura dei legami
che la caratterizzano e dalla natura dei legami che essa è in grado di stabilire con il suo solvente.
Valgono le seguenti regole:
•un solvente polare scioglie sostanze polari (cioè che posseggono legami covalenti polari oppure ionici)
•un solvente non polare scioglie sostanze non polari
•l’acqua è il solvente universale
Una soluzione si dice satura quando non è più in grado di sciogliere altro soluto che se venisse
aggiunto rimarrebbe indisciolto (corpo di fondo). Una soluzione satura è in equilibrio col proprio soluto
indisciolto
Quando la quantità di soluto è prossima alla saturazione, la soluzione si dice concentrata.
Quando la quantità di soluto è notevolmente inferiore alla saturazione, la soluzione si dice diluita.
Una soluzione è soprasatura quando contiene una quantità di soluto superiore a quello dell’equilibrio.
La solubilità di una sostanza è la massa (in grammi) che, a una data temperatura, si trova
disciolta in 100 g di solvente, quando la soluzione è satura.
La solubilità dei solidi nei liquidi generalmente aumenta all’aumentare della temperatura.
La solubilità dei gas nei liquidi diminuisce all’aumentare della temperatura e aumenta all’aumentare
della pressione che il gas esercitata sopra la soluzione (pressione parziale). Tale comportamento dei
gas, al variare della pressione, può sviluppare un’embolia gassosa nei subacquei che non rispettano i
tempi di risalita (v. pag. 249 in basso a destra).

4. COME SI COMPORTANO LE SOSTANZE SCIOLTE IN ACQUA
•Un composto molecolare non polare sciolto in acqua libera molecole intere, elettricamente neutre, in
seguito alla rottura dei deboli legami intermolecolari provocata dall’acqua. La soluzione, pertanto, non
conduce corrente.
•Un composto molecolare polare sciolto in acqua si ionizza in quanto l’acqua, rompendo i legami covalenti
polari all’interno di ciascuna molecola, genera ioni che prima non esistevano come tali. La soluzione perciò
conduce corrente.
HCl(gas) + H2O(liq)  H3O+(aq) + Cl–(aq) oppure semplificando HCl(gas)  H+(aq) + Cl–(aq) ;
Ca(OH)2 acqua Ca++(aq) + 2OH–(aq)
•Un composto ionico sciolto in acqua si dissocia in quanto le molecole fortemente polari dell’acqua
disgregano il reticolo cristallino, vincendo le forze di attrazione elettrostatica tra gli ioni di segno opposto che
lo formano. Si producono ioni idrati che rendono la soluzione conduttrice di corrente.
NaCl(solido) acqua Na+(aq) + Cl–(aq)
ELETTROLITI : sono sostanze che sciolte in acqua producono ioni positivi e negativi, sia mediante
ionizzazione, sia mediante dissociazione. Sono elettroliti gli acidi, le basi, i sali.
Tutte le soluzioni elettrolitiche sono in grado di condurre corrente elettrica.
Esistono elettroliti forti che si dissociano completamente ed elettroliti deboli se si dissociano
parzialmente. In questo caso si definisce:
• grado di dissociazione α il rapporto fra il numero di molecole dissociate e il numero di molecole totali
presenti nella soluzione. molecole dissociate
α = ——————————
molecole totali
Un elettrolita forte presenta α ≃ 1; un elettrolita debole presenta α < 1.

5. CONCENTRAZIONE O TITOLO DELLE SOLUZIONI
La concentrazione esprime la quantità di soluto presente in una determinata quantità di soluzione o di solvente.
CONCENTRAZIONI PERCENTUALI
• massa/ massa (% m/m) : numero di grammi di soluto sciolti in 100 grammi di soluzione.
massa soluto (g)
% m/m = ——————— . 100
massa soluzione (g)
• massa/ volume (% m/v) : numero di grammi di soluto sciolti in 100 millilitri di soluzione.
massa soluto (g)
% m/v = ——————— . 100
volume soluzione (ml)
N.B. : % m/v = % m/m . d [d= massa soluzione/ volume soluzione]
• volume/ volume (% v/v) : numero di millilitri di soluto sciolti in 100 millilitri di soluzione.
volume soluto (ml)
% v/v = ——————— . 100
volume soluzione (ml)
CONCENTRAZIONE MOLARE O MOLARITA’ (M)
Esprime il numero di moli (n) di soluto in 1 litro di soluzione.
n (mol)
soluto
M = ———————
V soluzione (L)

6. CONCENTRAZIONE MOLALE O MOLALITA’ (m)
Esprime il numero di moli (n) di soluto in 1 Kg di solvente.
n (mol)
soluto
M = —————————
massa solvente (Kg)
CONCENTRAZIONE NORMALE O NORMALITA’ (N)
Esprime il numero di equivalenti (neq) di soluto in 1 litro di soluzione.
n eq. soluto (eq)
N = ———————
V soluzione (L)
massa massa
. .
neq = n valenza operativa = ————— valenza operativa = —————————————
massa molare massa molare/ valenza operativa
massa molare massa
meq = ——————— neq= ——— * riparleremo di massa equivalente quando
valenza operativa meq tratteremo delle reazioni redox
Valenza operativa : è un numero che cambia a seconda del composto. In un sale corrisponde al numero di
cariche unitarie positive che esso genera dissociandosi. In un acido coincide con il numero di ioni H+ che si
liberano con la dissociazione. In un idrossido è pari al numero di ioni OH¯ che esso libera.
N.B. : N = M . valenza operativa
FRAZIONE MOLARE
Per una soluzione fra due componenti A e B la frazione molare di A è definita:
moli di A moli di A
xA  
moli totali soluzione moli di A  moli di B

7. Proprietà colligative
Le proprietà colligative delle soluzioni sono proprietà che dipendono dalla concentrazione
delle molecole di soluto o degli ioni in soluzione, ma non dalla loro natura.
Abbassamento della tensione di vapore
Alla fine dell’800 fu sperimentalmente osservato che la tensione di vapore del solvente veniva
abbassata dall’aggiunta di un soluto non volatile. In particolare nel 1886 Raoult osservò che l’entità di
questo abbassamento non dipendeva dal tipo di soluto ma solo dalla sua frazione molare.
Consideriamo la soluzione di un
solvente volatile A e un soluto non
elettrolita B (non volatile).
La legge di Raoult stabilisce che: la
tensione di vapore parziale del
solvente, PA, sopra la soluzione è
uguale alla tensione di vapore del
solvente puro, PA°, moltiplicata per
la frazione molare del solvente, xA
PA = xA PA°
Poiché xA è minore di 1 si ha un
abbassamento della tensione di
vapore rispetto al solvente puro.

8. Innalzamento ebullioscopico ed Abbassamento crioscopico
Abbiamo visto che l’aggiunta di un soluto non
volatile abbassa la tensione di vapore della
soluzione.
Un grafico della tensione di vapore contro T
mostra che occorre una temperatura maggiore
affinché la tensione di vapore raggiunga una
atmosfera e si abbia ebollizione.
L’aumento della temperatura di ebollizione Δt di una soluzione rispetto a quella del solvente puro è
direttamente proporzionale alla molalità (m) della soluzione:
Δt = Keb . m da cui m = Δt / Keb
dove Keb è la costante ebullioscopica e corrisponde all’aumento della temperatura di ebollizione per una
soluzione 1 molale di qualsiasi soluto in un dato solvente.
L’abbassamento della temperatura di solidificazione Δt di una soluzione rispetto a quella del solvente
puro è direttamente proporzionale alla molalità (m) della soluzione:
Δt = Kcr. m da cui m = Δt / Kcr
dove Kcr è la costante crioscopica e corrisponde all’abbassamento della temperatura di congelamento per
una soluzione 1 molale di qualsiasi soluto in un dato solvente.

9. Temperatura di
pressione congelamento della
soluzione
LIQUIDO
soluzione
1,00 atm
Temperatura di
ebollizione della
SOLIDO GAS soluzione
0°C 100°C
temperatura

10. Pressione osmotica
La pressione osmotica () è una proprietà colligativa ed è proporzionale alla concentrazione molare (M ) del
(
soluto :
=MRT
In cui R (0,0821 latm/(K mol) è la costante dei gas e T è la
temperatura assoluta.
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
semipermeabili
abbastanza larghi da far passare le molecole di solvente, ma non di
soluto, specie di elevato peso molecolare.
Osmosi: flusso di molecole di solvente dal solvente puro Pressione osmotica: pressione che occorre esercitare sulla
alla soluzione (in generale dalla soluzione meno soluzione, A, per bloccare il flusso osmotico
concentrata a quella più concentrata)
Membrana semipermeabile
P
A B
soluzione solvente puro
flusso di solvente (osmosi)

11. Proprietà colligative di soluzioni di elettroliti
Per spiegare le proprietà colligative di soluzioni di elettroliti si deve tener conto della concentrazione totale
di tutti gli ioni piuttosto che della concentrazione dell’elettrolita.
Ad esempio l’abbassamento del punto di congelamento di una soluzione di NaCl 0,1 m è (circa) il doppio di
quello di una soluzione di glucosio 0,1 m.
Ciò perché ogni unità formula NaCl si dissocia in ioni Na+ e Cl-, cioè in due particelle che contribuiscono
entrambe a tale proprietà colligativa.