Il binomio di van t Hoff Le proprietà colligative dipendono dal numero di particelle effettivamente presenti nella soluzione. Nel caso in cui il solut

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Ippolito Fabriciano Giuliani
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1 Proprietà colligative di soluzioni ideali Si definiscono proprietà colligative alcune proprietà delle soluzioni indipendenti dalla natura del soluto ma che dipendono soltanto dal numero delle particelle disciolte, non importa quali. Sono: pressione osmotica, abbassamento della tensione di vapore, abbassamento crioscopico, innalzamento ebullioscopico.

2 Il binomio di van t Hoff Le proprietà colligative dipendono dal numero di particelle effettivamente presenti nella soluzione. Nel caso in cui il soluto è un elettrolita, in soluzione si dissocia nelle Particelle, del cui numero bisogna tener conto. La concentrazione effettiva (osmolarità) si otterrà moltiplicando la concentrazione del soluto per un fattore correttivo che prende il nome di binomio di van t Hoff: 1+α(ν-1) Dove: α è il coefficiente di dissociazione ν è il numero di particelle in cui si dissocia il soluto (somma coff. Stechiometrici) Ca 3 PO 4 3 Ca 2+ + PO 4 3- α=1 ν = 3+1

3 Osmosi e Pressione osmotica a) ponendo in contatto un solvente puro e una sua soluzione attraverso una membrana che consenta il passaggio soltanto alle molecole di solvente (membrana semipermeabile), b) si verifica uno spostamento di molecole dal solvente alla soluzione. Questo processo viene definito osmosi. La membrana semipermeabile separa il solvente puro dalla soluzione e ha la caratteristica di lasciare passare le molecole del solvente, ma non quelle del soluto.

4 Definizione di pressione osmotica Si definisce pressione osmotica (π) la pressione idrostatica necessaria a impedire lo spostamento di un solvente puro attraverso una membrana semipermeabile in una sua soluzione π= M R T i (atm) Si dicono isotoniche due soluzioni due soluzioni con la stessa pressione osmotica. Se due soluzioni hanno diversa pressione osmotica, quella a pressione osmotica minore viene detta ipotonica rispetto all'altra, che si dirà invece ipertonica.

5 Esempi di calcolo della pressione osmotica Determinare la pressione osmotica (π) a 35 C di una soluzione del volume di 1,00 L contenente 12,0 grammi di glucosio (PM = 180 g/mol). π = M R T i = 0,0667 * 0,0821 * 308 * 1= 1,69 atm Calcolare la pressione osmotica di una soluzione di NaCl (PM=58,5) che contiene 5 g di soluto in 100 ml di soluzione. π = M R T i i=2 π =41,54 atm

6 Innalzamento ebullioscopico Differenza fra la temperatura di ebollizione di una soluzione e la temperatura di ebollizione del solvente puro. T eb = Tsoluz Tsolv Un liquido entra in ebollizione quando la sua tensione di vapore uguaglia la pressione atmosferica. Quando a un solvente puro aggiungiamo un soluto non volatile, si ha un abbassamento della tensione di vapore. T eb= m * Keb * i Keb = 2,53 C Kg / mol quindi T ( C)

7 Abbassamento crioscopico Una soluzione congela a una temperatura più bassa di quella del solvente puro: la diminuzione del punto (o temperatura) di congelamento si chiama abbassamento crioscopico. T cr= T solv T soluz In soluzione, le molecole del soluto interferiscono con le forze attrattive tra le molecole del solvente ed ostacolano la solidificazione delle molecole del solvente alla loro normale temperatura di congelamento. Pertanto la temperatura di congelamento di una soluzione si abbassa rispetto a quella del solvente puro, cioè per esempio, per l'acqua si presenta a una temperatura inferiore a 0 C. Kcr= 1,86 C Kg / mol T cr= m * Kcr * i

8 esercizi Calcola la temperatura di ebollizione di una soluzione di glucosio, C 6 H 12 O 6 (PM =180,16 g/mol), ottenuta sciogliendo 50,00 g del composto in 750,00 g di acqua. (100,94 C) Calcola la massa (g) di glicerolo, C 3 H 8 O 3 (PM = 92,097 g/mol) che, sciolto in 150,00 g di acqua provoca un innalzamento ebullioscopico di 0,12 C. (0,655g) Una soluzione contiene 5,00 di un composto organico in 300,00 g di acqua ed ha un abbassamento crioscopico di 0,4 C. Calcola la massa molare (PM) del composto (79,36 g/mol) Calcola la pressione osmotica a 25 C di una soluzione di saccarosio, C 12 H 22 O 11 (PM = 342,30 g/mol) al 30,0 % p/v.(21,43 atm) Calcola la pressione osmotica a 40 C di una soluzione 0,50 M di carbonato di potassio K 2 CO 3 (PM = 138,21 g/mol). (π = 38,55 atm) Una soluzione di saccarosio C 12 H 22 O 11 a temperatura ambiente (25 C) ha la stessa pressione osmotica di una soluzione 0,50 M di NaOH, considerata completamente dissociata. Calcolare la concentrazione molare della prima soluzione.(m=1 mol/l)

9 Tensione di vapore Il processo di evaporazione in un contenitore chiuso procede fino al raggiungimento di un equilibrio tra le molecole che escono dalla fase liquida e quelle che ritornano alla fase liquida stessa. A questo punto il vapore è detto saturo e la sua pressione (espressa generalmente in mmhg) si dice pressione (o tensione) di vapore saturo. evaporazione= fenomeno superficiale (riguarda le particelle in superficie)

10 Ebollizione: fenomeno che riguarda tutto il liquido Nell'acqua sono sempre presenti minuscole bollicine piene di vapore, che in condizioni di equilibrio presentano all'interno una pressione uguale a quella del vapore saturo che contengono. Finché la pressione esercitata dall'esterno (pressione atmosferica, in genere) è maggiore, le bollicine restano invisibili. Aumentando la temperatura però aumenta la pressione del vapore dentro la bollicina. Quando la pressione interna eguaglia quella esterna (se la pressione esterna è di 1 atm ciò avviene a 100 C), le bollicine crescono di diametro e sono portate in superficie dalla spinta di Archimede: l'acqua bolle! Quindi la temperatura di ebollizione è quella temperatura alla quale la pressione del vapore saturo è uguale alla pressione esterna.

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