1. Le soluzioni
• Solvente e soluto
• Concentrazione e modi di esprimerla
• Solubilità (solidi, liquidi e gas)

2. 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

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. Unità di concentrazione

5. Importanza della quantità del 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 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

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 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,

10. 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 (C2C14) sono solventi migliori
per i composti apolari

11. Entalpie di soluzione in soluzioni acquose (kJ/mol)

12. 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

13. Equilibrio Dinamico
. Perla legge 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 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

15. Contributi all'entalpia di soluzione
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 idratazione dei 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'effetto di 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 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

21. 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

22. 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

23. Osmosi
• L'osmosi è il 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 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

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)