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G11 soluzioni e colligative
- 1. Le soluzioni • Solventee soluto • Concentrazione e modi di esprimerla • Solubilità (solidi, liquidi e gas)
- 2. Soluzioni • Le soluzionisono 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
- 3. 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. • Per prevedere l'effetto dei soluti sulle proprietà fisiche delle soluzioni, dobbiamo conoscere il numero relativo delle molecole sia del soluto che del solvente, mentre il numero delle molecole di soluto per litro è meno importa
- 4.
- 5. Importanza della quantitàdel soluto • Si può utilizzare sia la concentrazione molare che la concentrazione in massa – Per concentrazione molare o molarità si intende 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
- 6. Importanza del numerodelle 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
- 7. Elettroliti e non-elettroliti • Le soluzioni acquose sono le più importanti, ma le leggi valgono anche per le soluzioni non acquose • 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.
- 8. Saturazione e solubilità • quando il solvente ha dissolto tutto il soluto possibile ed una parte di questo ultimo resta non disciolta la soluzione è detta satura • una soluzione satura è un esempio di equilibrio dinamico in cui un processo diretto in un senso avviene alla stessa velocità del processo inverso • 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 • La solubilità di una data sostanza in un solvente è la concentrazione della soluzione satura • dipendono dalla natura del solvente, dalla temperatura e, per i gas, dalla pressione
- 9. Dipendenza della solubilitàdal 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,
- 10. Dipendenza della solubilitàdalla 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 (C2C14) sono solventi migliori per i composti apolari
- 11. Entalpie di soluzionein soluzioni acquose (kJ/mol)
- 12. Effetto della pressionesulla 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
- 13. Equilibrio Dinamico . Perlalegge di Hanry, a temperatura costante, raddoppiando la pressione parziale di un gas, raddoppia la sua solubilita’. . L’aumento della solubilità di un gas con la pressione può essere spiegato in termini di equilibrio dinamico tra le molecole del gas nella soluzione e quelle nello spazio circostante. . Principio di Le Chatelier (1884): un equilibrio dinamico si oppone ad ogni cambiamento delle condizioni dell’equilibrio stesso. . Pertanto, l’equilibrio dinamico si modifica perchè il processo diretto e quello inverso sono attivi e rendono il sistema disponibile ai cambiamenti. . Se aumenta la pressione, aumenta la velocità con cui le molecole di gas passano in soluzione; dunque, aumenta la concentrazione del gas nella soluzione. Così, però, aumenta anche il numero di molecole che possono lasciare la soluzione; allora, si stabilirà un nuovo equilibrio quando i due processi assuumeranno la stessa velocità.
- 14. Effetto della temperaturasulla 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
- 15. Contributi all'entalpia disoluzione Soluzione di NaCl: • alcuni solidi si sciolgano debolmente endotermica esotermicamente (ad esempio MgCl2) ed altri endotermicamente (K2S04) • il processo di dissoluzione avviene in due stadi: nella rottura del solido e Entalpie di idratazione di alogenuri nell'interazione degli ioni o delle molecole del solido con quelle del solvente. • Corrispondono a entalpia reticolare (endotermico) entalpia di idratazione (esotermico), rispettivamente
- 16. Entalpia di soluzione(∆Hsol) • . Una sostanza che si scioglie endotermicamente è piu’ 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, ∆hsol, espressa in Kjoule/mole.
- 17. Entalpie di idratazionedei singoli ioni • sono più esotermiche per gli ioni con maggiore carica ionica • per ioni di uguale carica, sono più esotermici i valori delle entalpie di idratazione degli ioni con raggio minore: • La dipendenza della entalpia di idratazione sia dalla carica ionica che dal raggio dello ione è espressa dalla equazione di Born • dove z è il numero di cariche elettriche dello ione (ad esempio z= +2 per il Mg 2+ ) ed r è il raggio dello ione espresso in picometri
- 18. Proprietà Colligative • Diagramma dell’acqua e delle soluzioni • Ebullioscopico e crioscopico • Tensione di vapore • Pressione osmotica
- 19. Proprietà colligative • l'effettodi un soluto sulle proprietà fisiche di una soluzione:quattro cambiamenti tra loro correlati – l'abbassamento della tensione di vapore – l'aumento del punto di ebollizione – Abbassamento del punto di congelamento – pressione osmotica • 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
- 20. Abbassamento della tensionedi 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
- 21. Innalzamento del puntodi 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
- 22. Abbassamento del puntodi 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
- 23. Osmosi • L'osmosi èil passaggio di un solvente attraverso una membrana semipermeabile in una soluzione più concentrata • La pressione necessaria per arrestare il flusso del solvente è detta pressione osmotica • La spiegazione della pressione osmotica può essere trovata nell'effetto del soluto 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
- 24. Osmometria • La pressioneosmotica, 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
- 25. Calcolo pressione osmotica ΠxV=nRT • 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)