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SOLUZIONI - Concentrazione, Molalità

chimica



SOLUZIONI

S'intende per sistema «una determinata porzione di materia, contenente una quantità definita di una o più sostanze, sotto forma di una o più fasi».

S'intende per fase «un sistema omogeneo in tutte le sue parti, sia come composizione chimica sia come stato di aggregazione».

S'intende per equilibrio «uno stato, di un sistema, in cui non avviene alcuna trasformazione spontanea».




Ogni sistema omogeneo (cioè monofasico) formato da due o più componenti costituisce una soluzione che può essere decomposta per mezzo di metodi fisici. Le soluzioni possono essere gassose, liquide o solide. Si chiama soluto la sostanza in quantità minore e solvente la sostanza in quantità maggiore. I gas sono miscibili fra loro in tutte le proporzioni, pertanto ogni miscuglio gassoso costituisce una soluzione. In tutti gli altri casi, cioè nelle miscele di gas e liquidi, di liquidi e liquidi, di solidi e liquidi, di solidi e solidi, la miscibilità può essere così limitata da non potersi parlare di soluzione.

Concentrazione


L'unità di misura della concentrazione delle soluzioni è la molarità M. È definita come il rapporto tra le moli di soluto presenti (n) e il volume della soluzione (V), cioè

M

Una soluzione 1 M di soluto è definita perciò come una soluzione contenente esattamente 1 mole di soluto per litro di soluzione.

Molalità


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La molalità m è, anch'essa, un'unità di misura della concentrazione di una specie chimica in una soluzione. È definita come il rapporto tra le moli di soluto presenti e la massa in kg di solvente, quindi possiamo scrivere:


Frazione molare


La composizione di una soluzione può essere indicata per mezzo del rapporto fra ammontare di sostanza di un dato componente (ni) e la sommatoria degli ammontare di sostanza di tutti i componenti (Sini). Tale rapporto è chiamato frazione molare del componente i-esimo e indicato con Xi, ovvero il rapporto tra le moli di soluto ed il totale delle moli della soluzione. Nel caso di una soluzione a due componenti, A e B, le due frazioni molari XA e XB sono date dai rapporti

XA = e XB =

naturalmente vale la relazione XA + XB = 1.

Solubilità


La quantità massima di soluto che può sciogliersi in un dato solvente si chiama solubilità è funzione della struttura chimica dei due composti, della pressione e della temperatura. La maggior parte dei composti liquidi e solidi ha una solubilità direttamente proporzionale alla temperatura, cioè la solubilità aumenta all'aumentare della temperatura; le solubilità dei gas hanno invece in genere un andamento opposto oppure nessun effetto. Una soluzione è satura quando contiene la massima quantità di soluto che il solvente è in grado di sciogliere a quella temperatura; aggiungendo ad una soluzione satura ulteriore soluto, questo non si scioglie ma si separa dalla soluzione precipitando (se è un solido), formando una nuova fase (se è un liquido) o gorgogliando (se è un gas). Una soluzione è insatura quando contiene una quantità di soluto inferiore a quella massima che il solvente è in grado di sciogliere a quella temperatura; aggiungendo ulteriore soluto, questo si scioglierà nella soluzione. La solubilità di un gas in un liquido aumenta sempre all'aumentare della pressione. Per valori non molto grandi della pressione e per valori relativamente alti della temperatura la variazione della solubilità segue la legge di Henry che così può essere formulata:             pA = H XA


Proprietà colligative delle soluzioni


Le proprietà colligative sono proprietà delle soluzioni di un soluto non volatile in un solvente volatile che dipendono esclusivamente dalla concentrazione, ovvero dal numero di particelle di soluto in soluzione e non dalla loro natura.

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Quando si aggiunge un soluto non volatile a un solvente, le proprietà fisiche della soluzione che si forma sono diverse da quelle del solvente puro. Alcune proprietà, per esempio la densità e il pH, dipendono oltre che dalla concentrazione delle particelle di soluto, anche dalla natura dei componenti della soluzione; non è così per le proprietà colligative, che sono:

  1. abbassamento della tensione di vapore
  2. innalzamento ebullioscopico
  3. abbassamento crioscopico
  4. pressione osmotica

Abbassamento della tensione di vapore


L'abbassamento della tensione di vapore di un solvente di una soluzione rispetto alla tensione di vapore del solvente puro è legato alla concentrazione del solvente dalla legge di Raoult. Indichiamo con p la tensione di vapore del solvente puro a una certa temperatura, con p la tensione di vapore della soluzione e con X1 la frazione molare del solvente, abbiamo:   p = p X

La frazione molare del soluto è data da X2 = 1 X1:

p = p (1 - X X2

ovvero    X2 =

Per la legge di Raoult, la tensione di vapore di una soluzione ideale è pari alla somma delle tensioni di vapore dei componenti, ciascuna moltiplicata per la rispettiva frazione molare nella fase liquida. Ne consegue che la tensione di vapore di una soluzione contenente un soluto non volatile è sempre inferiore a quella del solvente puro. In pratica l'applicabilità della forma è limitata a soluzioni diluite. Le soluzioni diluite che seguono la legge di Raoult vengono dette soluzioni ideali.




Innalzamento ebullioscopico e abbassamento crioscopico


La variazione di una proprietà intensiva quale la tensione di vapore è accompagnata da variazioni di altre proprietà intensive quali il punto di ebollizione e il punto di congelamento. L'andamento qualitativo di tali variazioni si può dedurre dal diagramma di stato del solvente.

p



S

L



p




G

DTf DTe  T



Diagramma di stato di un solvente puro e quello di un soluto poco volatile.

Dai punti d'intersezione delle curve SL e LG con una retta p = costante si nota come la presenza di un soluto modifichi le transizioni solido-liquido e liquido-gas. La transizione SL avviene a temperatura inferiore alla temperatura di fusione del solvente puro, la transizione LG ad una temperatura superiore alla temperatura di ebollizione del solvente puro. Aumentando la concentrazione del soluto si ha un ulteriore abbassamento della tensione di vapore, cioè si ha un ulteriore allontanamento delle curve SL e LG dalle rispettive curve del solvente puro. Pertanto un aumento della concentrazione del soluto aumenta l'abbassamento crioscopico (il punto di congelamento è minore) e l'innalzamento ebullioscopio (il punto di ebollizione è maggiore) di quello del solvente puro. L'entità dell'effetto è proporzionale alla concentrazione molale m della soluzione secondo le relazioni:

DTe = Ke m

DTf = Kf m

dove: Ke rappresenta la costante ebullioscopica molale del solvente e Kf rappresenta la costante crioscopica molale del solvente. Ke e Kf sono costanti caratteristiche per ogni solvente.

Pressione osmotica


L'abbassamento crioscopico e l'innalzamento ebullioscopico, sono dovute, in un certo senso, all'impossibilità delle molecole di soluto a passare rispettivamente dalla fase liquida alla fase cristallina e dalla fase liquida alla fase gas. Se due soluzioni sono messe a contatto in condizioni tali che le molecole di soluto non possono passare da un soluzione all'altra, si manifesta un'altra proprietà colligativa: la pressione osmotica.

Separando due soluzioni a diversa concentrazione (o una soluzione e il suo solvente) con una membrana semipermeabile, cioè permeabile solo al solvente e non al soluto, si verifica il fenomeno dell'osmosi che consiste nel movimento netto del solvente attraverso la membrana, dalla soluzione concentrata a quella più diluita (o dal solvente puro verso la soluzione), fino al raggiungimento di una situazione di equilibrio. Il risultato di ciò è l'innalzamento del livello della soluzione più concentrata rispetto a quella più diluita (o al solvente puro). La pressione che occorre applicare sulla soluzione più concentrata per riportarla al livello di quella più diluita è detta pressione osmotica p. La pressione osmotica di una soluzione in cui il soluto non è un elettrolita si calcola mediante una relazione molto simile a quella dell'equazione di stato dei gas ideali:

· V = n · RT, da cui = C · R · T

Concludendo, se due soluzioni aventi diversa pressione osmotica sono separate da una membrana semipermeabile si ha passaggio netto di solvente dalla soluzione meno concentrata a quella più concentrata fino al raggiungimento di una condizione di equilibrio.






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