APPUNTI SCOLASTICI - CHIMICA - PROPRIETA DELLE SOLUZIONI

Lezioni di chimica disponibili su eLearning


In questa unità

MODI PER DESCRIVERE UNA SOLUZIONE

Esistono altri modi per descrivere una soluzione oltre che attraverso la molarità: vediamo insieme.

MOLARITA' (M) = $(moli di SOLUTO)/(litri soluz)$

% in massa = $(grammi di SOLUTO)/(grammi di soluz)*100$

Frazione molare di un elemento A ($xi_a$) = $(n_a)/(n_(TOT) soluz)$

Molalità (m) = $(moli di SOLUTO)/(Kg di solvente)$

Normalità (N) = (numero di ioni H^+) * (Molarità) per reazioni acido base
= (numero di elettroni usati per bilanciare la semireazione di ossidazione o di riduzione)*(Molarità) per reazioni di ossidoriduzione

ppm (parti per milione) = $(mg di SOLUTO)/(Kg di soluz)$

ppb (parti per miliardo) = $(ng di SOLUTO)/(g di soluz)$

ENERGIA DI FORMAZIONE DI UNA SOLUZIONE

Prima di vedere quali fattori influenza la solubilità, vediamo di capire come mai "il simile discioglie il simile".
Una soluzione si prepara in tre stadi:
1) espansione del soluto; $DeltaH_1$
2) espansione del solvente; $DeltaH_2$
3) interazione tra soluto e solvente; $DeltaH_3$

I primi due processi sono endotermici, mentre il terzo è generalmente esotermico.

La variazione di entalpia che accompagna la formazione di una soluzione è data da:

$DeltaH_(sol) = DeltaH_1 + DeltaH_2 + DeltaH_3$

Nel caso in cui $DeltaH_(sol)$ sia grande e positivo, il solvente e il soluto non si sciolgono (per esempio Acqua e petrolio). Se $DeltaH_(sol)$ è invece piccolo la solubilità sarebbe garantita. Queste condizioni avvengono rispettivamente per soluzioni tra soluto apolare e solvente polare e per soluto e solvente entrambi polari o apolari.
E se $DeltaH_(sol)$ è piccolo e positivo (come nel caso di NaCl, il comune sale da cucina, in Acqua)? La solubilità è garantita perché la piccola "richiesta" energetica (circa 3Kj/mol) viene largamente compensata dall'aumento del disordine del sistema che favorisce quindi la solubilità.

Concludendo il $DeltaH_(sol)$ è piccolo se si ha interazione soluto polare-solvente polare e soluto non polare-solvente non polare. La solubilità è garantita anche se il $DeltaH_(sol)$ è maggiore di zero perché l'aumento del disordine del sistema compensa la piccola richiesta di energia.
$DeltaH_(sol)$ è invece grande e positivo nel caso in cui si mettano insieme sostanze polari con sostante non polari: a meno di una grande quantità di energia le due sostanze non sono solubili.
Ecco spiegata la regola del "simile discioglie il simile": è tutta una questione energetica!

FATTORI CHE INFLUENZANO LA SOLUBILITA'

Sono tre: struttura, pressione e temperatura.
STRUTTURA:
Analizziamo le vitamine, lampante esempio sulla relazione tra struttura e solubilità.
Esistono vitamine idrosolubili (C,B) e vitamine liposolubili (A,D,E,K).
Sono vitamine liposolubili quelle che contengono pochi gruppi -OH e sono formate in larga parte da carbonio e idrogeno. Sono solubili nei grassi che hanno una struttura simile. Queste vitamine sono anche dette idrofobiche.

Sono vitamine idrosolubili quelle che contengono numerosi gruppi polari -OH e C-O che conferiscono a queste vitamine una elevata solubilità in sostanze polari come l'acqua. Queste vitamine sono anche dette idrofiliche.

PRESSIONE:
E' interessante notare come la pressione aumenti notevolmente la solubilità di un gas.
In una soluzione all'equilibrio tra un gas ed un liquido abbiamo un certo numero di molecole di un gas all'interno del liquido e altre al di fuori. Le molecole entrano ed escono con la stessa velocità lasciando invariata la concentrazione del gas nel liquido.
Se aumenta la pressione la velocità delle molecole del gas entranti è maggiore di quella in uscita il che comporta un aumento della concentrazione del gas nel liquido. Questo aumento di gas disciolto provoca successivamente un aumento della velocità di uscita che diventa così uguale alla velocità di entrata e si raggiunge così un nuovo equilibro.
Una relazione tra gas e concentrazione del gas disciolto è data dalla legge di Henry:

$P = k*C $

P è la pressione, k è una costante tipica di ogni gas e C è la concentrazione del gas disciolto.
La legge di Henry mette in evidenza la proporzionalità diretta tra pressione esercitata dal gassa sulla soluzione e la concentrazione del gas disciolto in essa.
Ricorda che questa legge è valida soltanto se il gas non è solubile nel liquido



TEMPERATURA:
Per i solidi è molto difficile stabilire una relazione universale tra aumento della temperatura e solubilità. Generalmente più aumenta la temperatura più aumenta la solubilità, ma vi sono eccezioni rappresentata dal solfato di cerio e di sodio che hanno un comportamento inverso.
Per i gas, invece, è più semplice in remedy for ringing ears quanto tutti i gas all'aumentare della temperatura vedono la loro solubilità abbassarsi. Importanti sono le conseguenze ambientali in quanto se la temperatura dell'acqua aumenta, diminuisce la concentrazione di ossigeno in essa con conseguenti gravi problemi per le specie acquatiche. L'aumento della temperatura delle acque del mare provoca anche una minore capacità di assorbire anidride carbonica.

LA PRESSIONE DI VAPORE

La pressione di vapore di un liquido è la pressione del vapore presente all'equilibrio. Ogni liquido ha la sua pressione di vapore. Un liquido è detto volatile se ha un'alta pressione di vapore e quindi evapora assai in fretta.
La pressione di vapore dipende da tre fattori importanti:
- Il peso molecolare: più è grande più è bassa la pressione di vapore, ha maggiore difficoltà ad evaporare;
- Le forze intermolecolari: più sono forti più è bassa la pressione di vapore;
- La temperatura: la pressione di vapore aumenta all'aumentare della temperatura.

La Pressione di vapore si calcola:

$ln(P_(vap)) = (DeltaH_(vap))/(R)*(1/T) + C$

Dove R è la costante universale dei gas, e C è una costante tipica di ogni gas. Da questa formula è possibile ricavarne un'altra che permette di calcolare la $P_(vap)$ di una sostanza ad una temperatura $T_2$ e pressione $P_(vap)^(T_2)$ conoscendo $T_1$ e $P_(vap)^(T_1)$:

$ln((P_(vap)^(T_1))/(P_(vap)^(T_2))) = (DeltaH_(vap))/(R)*(1/T_2 - 1/T_1)$

LA PRESSIONE DI VAPORE IN UNA SOLUZIONE

In generale si può dire che la presenza di un soluto non volatile abbassa la Pressione di vapore del solvente in quanto inibisce la molecole del solvente ad allontanarsi dalla soluzione stessa. Queste relazioni sono espresse dalla legge di Raoult:

$P_(soluz) = xi_(solvente) * P_(solvente)^0$

dove $P_(soluz)$ è la pressione di vapore osservata; $xi_(solvente)$ è la frazione molare del solvente e $P_(solvente)^0$ è la pressione di vapore del solvente puro.

In altre parole la legge di Raoult afferma che la Pressione di vapore di una soluzione è direttamente proporzionale alla frazione molare del solvente presente. L'abbassamento della pressione di vapore è tanto più evidente quanto più è presente un soluto non volatile nella soluzione.

In soluzioni non ideale ci aspettiamo deviazioni positive o negative dal risultato previsto dalla legge di Raoult. Vi saranno deviazioni negative se il soluto ed il solvente sono molto affini e vengono formati dei legami. la tendenza ad evaporare sarà minore. Questo è possibile quando $DeltaH_(sol)$ è grande e negativo.
Vi saranno deviazioni positive se il mescolamento dei due liquidi è endotermico e le interazioni tra soluto e solvente sono deboli. La Pressione di vapore reale sarà maggiore di quello previsto dalla legge di Raoult per soluzioni ideali. Per calcolare la pressione di vapore in soluzioni non ideali si ricorre alla seguente formula:

$P_(TOT) = P_a + P_b = xi_a*P_a^0 + xi_b*P_b^0$

Se $DeltaH_(sol)$ è vicino a zero la soluzione si comporterà in modo simile a quello ideale.

LE PROPRIETA' COLLIGATIVE

Esistono tre proprietà colligative: innalzamento del punto di ebollizione (innalzamento ebulloscopico), abbassamento del punto di fusione (abbassamento crioscopico) e pressione osmotico.
L'abbassamento del punto di fusione, o abbassamento crioscopico è dovuto alla presenta di un soluto non volatile che abbassa la pressione di vapore. La variazione di temperatura è data dal prodotto tra la costante molale dell'abbassamento del punto di fusione, tipica e la molalità:

$DeltaT = K_b*m$

Discorso analogo per l'innalzamento del punto di ebollizione: la presenza di un soluto non volatile abbassa la pressione di vapore e di conseguenza servirà più energia per portare ad ebollizione la soluzione:

$DeltaT = k_(eb) * m$



L'altra proprietà colligativa è la pressione osmotica, ma, che cos'è l'osmosi?
L'osmosi è il passaggio attraverso una membrana semipermeabile di un solvente puro verso una soluzione contente un soluto non volatile. Quando questo flusso termina si è raggiunto un equilibrio.
Si può applicare una pressione per impedire il flusso di cui sopra e questa pressione prende il nome di pressione osmotica e si indica con $pi$.
$pi$ può essere usata per caratterizzare soluzioni e determinare pesi molecolari. La sua formula è:

$pi = MRT$

dove $pi$ è la pressione osmotica espressa in atmosfere, M è la molarità, R è la costante universale dei gas che vale 0,08206 $(l*atm)/(K*mol)$ e T è la temperatura.

E' possibile anche l'osmosi inversa che avviene quando viene applicare una pressione esterna maggiore della pressione osmotica in modo tale che la soluzione (contente un soluto non volatile) passi nella membrana semi-permeabile verso il solvente puro. La membrana lascia passare esclusivamente il solvente puro (nel caso di acqua e sale, la membrana lascerà passare soltanto l'acqua) privato quindi del soluto non volatile.
Questo processo è stato utilizzato dalla marina americana per rendere potabile l'acqua del mare.

LE PROPRIETA' COLLIGATIVE IN SOLUZIONI ELETTROLITICHE

Le tre proprietà colligative appena viste vanno corrette se stiamo trattando soluzioni elettrolitiche, soluzioni cioè che contengono ioni. Per fare questo si introduce l'indice di Van't Hoff che indica in quanti ioni si è divisa la molecola in soluzione.

Esempio:

$NaCl -> Na^(+) + Cl^(-) $ , i = 2
$MgCl_2 -> Mg^(2+) + 2Cl^(-) $ ,i=3
$MgSO_4 -> Mg^(2+) + SO_4^(2-) $ , i=2
$FeCl_3 -> Fe^(3+) + 3Cl^(-) $ , i=2
$C_6H_12O6 -> C_6H_12O_6$ , i=1

$C_6H_12O6$ non è elettrolita e quindi non si dissocia in ioni in soluzione acquosa.

Vanno quindi riscritte le proprietà colligative tenendo conto di questo indice:

$DeltaT = ikm$

$pi=iMRT$

N.B.: l'indice "i" mostrato negli esempi è sempre quello atteso, nella realtà l'indice "i" è leggermente inferiore in quanto non succede mai che un acido, una base o un sale si dissoci al 100% in acqua.
Per calcolare l'indice "i" effettivo si risolvano le due precedenti equazioni per "i"

$i = (pi)/(MRT)$

$i = (DeltaT)/(km)$

COMMENTA L'APPUNTO