LE SOLUZIONI

Una soluzione è un sistema omogeneo costituito da almeno due

componenti

Il componente maggioritario e’ solitamente chiamato solvente mentre i

componenti in quantita’ minore sono chiamati soluti

Soluzioni gassose: in genere i gas possono mescolarsi in tutte le

proporzioni per dare soluzioni gassose.

Soluzioni liquide: sono le più comuni e sono ottenute nella maggior

parte dei casi sciogliendo in un liquido un gas, un solido o altri

liquidi.

Soluzioni solide: sono principalmente leghe di due o più metalli. Le

leghe di mercurio (l’unico metallo liquido) con altri metalli sono

chiamate amalgame e possono essere sia liquide che solide).

La soluzione si forma spontaneamente se

DG = DH - TDS < 0

DS > 0 SEMPRE aumenta il disordine

Se DH < 0 la formazione della soluzione avviene (è spontanea)

Se DH > 0 la soluzione si forma spontaneamente quando DH < TDS

DIPENDE DALLA TEMPERATURA

La formazione di una soluzione è dovuta a due fattori:

• Aumento di entropia (fattore entropico). DS SEMPRE POSITIVO

• Forze intermolecolari di attrazione tra le molecole delle due sostanze

(fattore energetico).

Durante il processo si rompono i legami soluto-soluto e solvente-solvente.

Si originano quindi legami soluto-solvente.

Il DH può essere positivo negativo o nullo: tutto dipende dal bilancio

delle forze intermolecolari

solvente-solvente e solvente-soluto

DH soluzione= DH1+DH2+DH3

I soluti possono essere:

• ionici

• di tipo covalente polare

• di tipo covalente non

polare

I solventi possono essere

• di tipo covalente polare

• di tipo covalente non

polare

I soluti ionici sono solubili in solventi covalenti polari.

I soluti covalenti polari sono solubili in solventi covalenti

polari.

I soluti non polari (o leggermente polari) sono solubili in

solventi non polari (o leggermente polari).

La possibilità di formare soluzioni dipende quindi dall’entità delle

interazioni tra molecole

Solido ionico in solvente polare (H2O)

Le molecole di solvente, che sono dipoli,

interagiscono con gli ioni alla superficie

del cristallo. Questo indebolisce il legame

tra gli ioni del cristallo

Cationi ed anioni

attraggono il solvente

ciascuno secondo la

propria carica

Il processo avviene mediante la solubilizzazione e la solvatazione degli ioni che

compongono il reticolo cristallino.

Gli ioni in soluzione sono solvatati da

molecole d’acqua. L’ interazione tra

gli ioni in soluzione è molto minore

rispetto allo stato solido perché la

presenza delle molecole di acqua

diminuisce l’interazione

coulombiana.

Solido covalente polare in un solvente polare

Il glucosio forma con l’acqua legami ad idrogeno. Da un cristallo si separano

molecole idratate.

Il glucosio viene solubilizzato in

acqua grazie alla formazione di

legami ponte idrogeno con le

molecole d’acqua.

Alcool metilico (metanolo), CH3OH in acqua

+

-soluto

-

++

solvente

soluzione

Soluzione di due liquidi polari

Acido oleico

Parte apolare

Parte polare

Alcol etilico denaturato+Olio d’oliva+acqua

E’ INSOLUBILE IN

SOLVENTI POLARI

La solubilità (s)

E’ la quantità massima di soluto che può sciogliersi, ad una data

temperatura, in una data quantità di solvente: la soluzione è satura.

Una soluzione è insatura quando il solvente è ancora in grado di

sciogliere soluto o soluti.

In generale solo una quantità finita di un solido si scioglie in un dato

volume di solvente dando luogo ad una soluzione satura, cioè una

soluzione in equilibrio con un eventuale solido in eccesso.

Ad esempio la solubilità di NaCl in acqua è di 36 g per 100 ml di

acqua a 20°C.

In questo caso il contributo entropico è

NEGATIVO poichè il disordine del gas

è minore quando il gas è disciolto in un

liquido. Quindi la solubilità dei gas nei

liquidi dipende dalla temperatura.

La solubilità di un gas è MAGGIORE a

Temperatura MINORE

La solubilità di un gas è MAGGIORE all’aumentare della polarizzabilità. Tanto

piu’ un gas è “ideale” tanto meno è solubile

La solubilità di un gas in un liquido dipende dalla pressione parziale del gas

secondo la legge di Henry.

La solubilità di un gas è direttamente proporzionale alla pressione parziale del

gas, P, sopra la soluzione:

s=kHP

Solubilità di un gas in un liquido

CONCENTRAZIONE DELLE SOLUZIONI

La concentrazione di una soluzione è una misura della

quantità di soluto presente in una data quantità di

solvente o di soluzione.

La quantità di soluto o di solvente possono essere

espresse in numero di moli, massa o volume per cui vi

sono diversi modi di esprimere la concentrazione di

una soluzione:

•Molarità M

•Percentuale in massa (peso) %p

•Molalità m

•Frazione molare X

Molarità

E’ il numero di moli di soluto presenti in un litro di soluzione:

Le unità sono mol/litro.

Ad esempio una soluzione ottenuta sciogliendo 12 grammi di NaCl in

acqua sino ad un volume di 1,0 l ha molarità:

soluzione di litri

soluto di moli nM Molarità

Ml

205.01

205.0

soluzione di litri

soluto di moli nM Molarità

205.04.58

12

PM

g (NaCl) soluto di moli n

NaCl

NaCl

Molalità

E’ il numero di moli di soluto per chilo di solvente:

Le unità sono mol/Kg.

Ad esempio una soluzione ottenuta sciogliendo 0,20 moli di NaCl in

2000 g di acqua ha molalità:

sovente di kg

soluto di moli nm Molalità

m 0,10 mol/Kg 0,10 Kg 2,0

moli 0,20m Molalità

Frazione molare

Per una soluzione fra due componenti A e B la frazione molare di A è definita:

B di moli Adi moli

Adi moli

soluzione totali moli

Adi molixA

Ad esempio in una soluzione ottenuta sciogliendo 0,0315 moli di glucosio in 25,2 g di acqua la frazione molare del glucosio è:

OHOH 22mol 1,40

g/mol 18,0

g 25,2 n 0,022

1,40 0,0315

0,0315 xglucosio

0,978 1,40 0,0315

1,40 x OH2

1 glucosioOH x x2

Molalità Molarità

Calcolare la molarità di una soluzione 0,273 m di KCl in acqua, avente densità 1,011103 g/l.

g 20,4 g/mol 74,6 mol 0,273 massaKCl

Per 1 Kg di solvente vi sono 0,273 moli di KCl e quindi:

M 0,271 l 1,009

mol 0,273molarità

l 1,009g/l10 1,011

g10 1,02

d

massavolume

volume

massa d

3

3

La massa totale di soluzione è:

g 10 1,02 g 1020 mol g 20,4 g 1000 massa massa massa3

OHKCltot 2

Nell’espressione per il calcolo della molarità c’è però il volume in litri della soluzione, calcolabile tramite la densità:

Si noti che per soluzioni diluite molarità molalità

Esempi:

Calcolare la molarità, la molalità e la frazione molare di soluto per una soluzione

acquosa di NaCl al 10% in peso. La densità della soluzione è pari a 1.09 g/cm3.

Consideriamo 100 g di soluzione:

Soluto NaCl 10 g

Solvente H2O 90 g

mkg

9.109.0

171.0

solvente kg

soluto di moli nm Molalità171.0

4.58

10

PM

g (NaCl) soluto di moli n

NaCl

NaCl

Conoscendo la densità della soluzione posso valutare il suo volume relativo a

100 g.

lcmcmg

g0917.073.91

/09.1

100

densità

g massa V

3

3soluzione

Ml

86.10917.0

171.0

soluzione di l

soluto di moli nM Molarità

Per valutare le frazioni molari calcolo il numero di moli del solvente:

97.003.0171.5

171.0

nn

n5

18

90

PM

g (C) solvente di moli n

2

22

2

NaClOH

NaCl

OH

OH

OHNaCl xx

Quanti cm3 di una soluzione 0.5 M di HCl bisogna diluire con acqua per ottenere 1

litro di soluzione 0.12 M

30 cm3 di una soluzione acquosa 0.2 M di NaCl sono mescolati con 100 cm3 di una

soluzione acquosa 0.05 M di NaCl. Quale è la concentrazione finale della

soluzione?

Le proprietà colligative delle soluzioni

Il solvente, come ogni sostanza pura, possiede delle proprietà fisiche

caratteristiche quali la tensione di vapore e la temperatura di ebollizione.

L’aggiunta di un soluto nel solvente ne modifica le caratteristiche.

Soluzione ideale DHsoluzione = 0

Solo soluzioni contenenti sostanze strutturalmente simili rispettano questa

ipotesi, o se le concentrazioni sono basse.

Per le SOLUZIONI IDEALI alcune proprietà delle soluzioni dipendono

esclusivamente dalla concentrazione della soluzione, cioè dal numero di

particelle di soluto presenti, e non dalla sua natura.

Tali proprietà si definiscono proprietà colligative e sono:

l’abbassamento della tensione di vapore

l’innalzamento del punto di ebollizione

l’abbassamento della temperatura di solidificazione

la pressione osmotica

Tensione di vapore di soluzioni ideali

A + B soluzione di A e B

DH = 0 (soluzione ideale)

DG < 0 (sempre)

Legge di Raoult:

La pressione di vapore di un componente di una soluzione è uguale alla tensione di vapore del solvente puro, PA°, moliplicata per la frazione molare del solvente, xA .

PA = PA0 XA PA

0 = pressione di vapore di A puro

PB = PB0 XB PB

0 = pressione di vapore di B puro

La pressione di vapore della soluzione

sarà quindi

P = PA + PB = PA0 XA + PB

0 XB

Legge di Raoult per soluzioni di soluti non volatili

abbassamento della pressione di vapore

La pressione di vapore della soluzione espressa dalla legge di Raoult è:

A solvente liquido

P = PA + PB = PA0 XA + PB

0 XB B soluto solido

Se il soluto è non volatile, la sua tensione di vapore è trascurabile

PB0 ≈ 0

P = PA0 XA

Essendo XA< 1 la pressione di vapore della soluzione P è minore di

quella del solvente.

Ricordando che XA + XB = 1 XA = 1 - XB

P = PA0 (1 - XB ) PA

0 – P = DP = XB PA0 ABBASSAMENTO DELLA

P DI VAPORE

B

A

xP

P

D0

ABBASSAMENTO RELATIVO

DELLA P DI VAPORE

molecola del solvente molecola del soluto

La tensione di vapore di una soluzione contenente un soluto non

volatile è minore di quella del solvente puro: infatti alla superficie

della soluzione alcune particelle di solvente sono sostituite da quelle

di soluto, che non hanno alcuna tendenza ad evaporare.

Innalzamento ebullioscopico

Abbassamento crioscopico

L’aggiunta di un soluto ad

un solvente modifica

(abbassa) le curve della

tensione di vapore.

Come conseguenza

aumenta la Teb della

soluzione e diminuisce la

Tf rispetto ai valori del

solvente puro

Per soluzioni diluite si può dimostrare che

Kb, nota come costante ebullioscopica, e Kf, nota come

costante crioscopica, sono costanti caratteristiche solo

del solvente. Le unità di misura sono °C/m.

DTb= Tb(soluzione) - Tb(solvente) = Kb m

DTf= Tf(solvente) - Tf(soluzione) = Kf m

Osmosi

L’osmosi è un processo che consiste nel passaggio delle molecole

del solvente da una soluzione più diluita ad una più concentrata

quando tra esse è posta una particolare membrana, detta

membrana semipermeabile, capace di lasciarsi attraversare solo

dalle molecole del sovente e non da quelle del soluto.

molecola del soluto

molecola del solvente

Pressione osmotica

solvente puro soluzione

movimento del solvente

pressione osmotica

Quando solvente e soluto sono separati da una membrana semipermeabile (a)

le molecole del solvente tendono a spostarsi verso la soluzione. Il volume della

soluzione aumenta (b) e quindi diminuisce la concentrazione di soluto. Il

processo di diluizione tenderebbe a continuare ma si arresta quando il battente

di liquido h che si crea del tubo di destra genera una pressione idrostatica pari

alla pressione osmotica. La pressione osmotica è quella che si deve applicare

per impedire l’aumento del volume della soluzione.

(a) (b)

P = F/S= mg/S

m=Vd V=hS

P=dgh

La pressione osmotica è una proprietà colligativa ed è

proporzionale alla concentrazione molare del soluto M:

= M R T

In cui R è la costante dei gas e T è la temperatura assoluta.

Si noti l’analogia tra questa equazione e quella per i gas reali, più

evidente se si tiene conto che M=n/V e quindi:

PV=nRT P=(n/V) RT P=MRT

Esempio: Calcolare la pressione osmotica di una soluzione

0,02 M di glucosio a 25°C?

= MRT = 0,02 mol/l0,0821 latm/(K mol)298 K=

= 0,5 atm

Il fenomeno dell’osmosi è collegato anch’esso all’abbassamento della tensione

di vapore della soluzione.

Il liquido puro ha una tensione di vapore maggiore di quella della soluzione e

quindi il solvente ricondenserà nella soluzione. Questo provoca un ulteriore

passaggio di molecole di vapore provenienti dal liquido puro verso la soluzione.

Il questo caso lo spazio racchiuso dalla campana di vetro funziona come una

membrana semipermeabile poichè è accessibile solo al solvente.

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.

In generale per le principali proprietà colligative si può scrivere:

DP/PA0= i nB/(i nB+nA)

in cui i è il numero di ioni provenienti da ogni unità formula.

= i M R T

DTb= i Kb m

DTf= i Kf m

NaCl Na+ + Cl- i=2

K2SO4 2K+ + SO42- i=3

Fe2(SO4)3 2Fe3+ + 3SO42- i=5

Questo è rigorosamente vero solo per soluzioni molto diluite.

3) Una soluzione acquosa di un soluto poco volatile presenta una tensione di vapore di 0,92 atm a 100°C.•Scrivere la definizione di soluzione ideale.•Calcolare la frazione molare del soluto poco volatile nella soluzione ipotizzando che questa sia ideale. •Calcolare la temperatura di congelamento di tale soluzione (Costante crioscopica dell'acqua: Kcr=1,86 °C* kg * mol-1).

4) Il glicol etilenico (C2H6O2) è un componente base di alcuni anticongelanti. Nel

caso in cui si voglia estendere la protezione del sistema di raffreddamento di

una automobile fino a -5°C quanti ml di glicol etilenico bisogna aggiungere per

kg di acqua?

Sono noti:

Costante crioscopica dell’acqua Kcr = 1.86 °C kg/mol

Densità glicol etilenico = 1.11 g/ml

3) Una soluzione acquosa di un soluto poco volatile presenta una tensione di vapore di 0,92 atm a 100°C.•Scrivere la definizione di soluzione ideale.•Calcolare la frazione molare del soluto poco volatile nella soluzione ipotizzando che questa sia ideale. •Calcolare la temperatura di congelamento di tale soluzione (Costante crioscopica dell'acqua: Kcr=1,86 °C* kg * mol-1).

Una soluzione è ideale quando il DH di mescolamento è nullo.

Nel caso di soluti non volatili, l’abbassamento della pressione di vapore è dato dalla relazione:

DP/P0 = xsoluto (P0-Psoluzione)/P0 = xsoluto

Considerando che a 100°C la pressione di vapore del solvente puro acqua (P0) è pari a 1 atm:

(1-0.92)/1= xsoluto da cui xsoluto = 0.08

Per calcolare la temperatura di congelamento, mi occorre la molalità della soluzione. Conoscendo la

frazione molare del soluto nella soluzione posso valutare m.

Su una base di 100 moli, 8 sono di soluto e 92 sono di solvente (acqua PM = 18 g/mol):

m = moli di soluto / kg di solvente = 8 / (92 mol * 18 g/mol *10-3) = 4.83 mol/kg

Nota la molalità posso determinare il DT crioscopico:

DTcr = Kcr m = 1.86*4.83 = 8.98 °C

Tcongelamento = 0°C – 8.98°C = -8.96°C

4) Il glicol etilenico (C2H6O2) è un componente base di alcuni anticongelanti. Nel caso in cui si voglia

estendere la protezione del sistema di raffreddamento di una automobile fino a -5°C quanti ml di glicol

etilenico bisogna aggiungere per kg di acqua?

Sono noti:

Costante crioscopica dell’acqua Kcr = 1.86 °C kg/mol

Densità glicol etilenico = 1.11 g/ml

Si vuole realizzare un abbassamento della temperatura di congelamento dell’acqua di 5°C mediante

l’aggiunta del glicol etilenico.

DTcr = Kcr m = 1.86*m = 5 °C

Posso ricavare la concentrazione necessaria:

m = 5/1.86 = 2.68 mol/kg

Quinidi in 1 kg di acqua dovrò aggiungere 2.68 moli.

I grammi di glicol etilenico saranno (PM glicol etilenico = 62 g/mol)

g = 2.68 mol * 62 g/mol = 166.6 g

Dalla densità possiamo ricavare il volume:

V glicol etilenico = massa/densità = 166.6 g / (1.11 g/ml) = 150 ml

Le proprietà colligative possono essere usate per determinare il peso molecolare di

sostanze non note.

DTf= 179,5 –176,0 = 3,5 °C

Esempio La canfora è un solido che fonde a 179,5°C ed ha Kf= 40°C/m. Se 1,07

mg di un composto sono sciolti in 78,1 mg di canfora fusa la soluzione congela a

176,0 °C. Determinare il peso molecolare del composto.

L’abbassamento del punto di congelamento è:

Da cui si ricava la molalità della soluzione:

m 0,088C/m40

C13,5

K

T m

f

f

D

Dalla definizione di molalità si può ottenere il numero di moli del composto:

Moli = m Kg solvente = 0,088 mol/Kg 78,110-3 Kg = 6,9 10-6 mol

La massa molare del composto è data da:

g/mol 101,6 mol 106,9

g 101,07

moli

massaM

M

massa moli

2

6-

3-

m

m

La pressione osmotica viene utilizzata per calcolare il peso molecolare di sostanze

polimeriche o macromolecole.

Lmol 3,15298K mol) atm/(KL 0,0821

atm107,70

RT

π MRTπ

-3

/

La concentrazione molare della proteina è:

Problema: 50 ml di una soluzione acquosa contengono 1,08 g di una proteina e

presentano una pressione osmotica di 7.7 10-3 atm a 298 K. Quale è il peso

molecolare di tale proteina?

Il numero di moli della proteina è:

mol1,58L1050mol/L103,15 VMmoli V

moliM

3-4- 510

La massa molare della proteina è:

g/mol6,84mol101,58

g 1,08

moli

massaM

5-m

410