SISTEMA PERIODICO DEGLI ELEMENTI

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1 10 IL SISTEMA PERIODICO DEGLI ELEMENTI Verso il 1860 il chimico russo MENDELEEV, ordinando gli elementi fino allora conosciuti, secondo il loro peso atomico crescente, aveva notato che al variare del peso atomico non solo variavano le proprietà fisiche e chimiche degli elementi ma, ad intervalli regolari, si ritrovavano elementi con proprietà simili. In base a questa considerazione, MENDELEEV distribuì gli elementi noti in serie orizzontali, che chiamò periodi, i cui membri apparivano chiaramente diversi tra loro, e in colonne verticali dette gruppi, che venivano ad individuare famiglie di elementi con caratteristiche simili (vedi la tavola periodica). Nacque così la classificazione periodica degli elementi: essa è da considerare la più grande conquista della scienza chimica dell 800! E da rilevare che, a quel tempo non si sapeva ancora nulla della struttura dell atomo. Il concetto essenziale (cioè l intuizione) che le proprietà degli elementi dovessero considerarsi una funzione periodica del loro peso atomico, dovette essere poi però smentita, quando si approfondì la conoscenza dell atomo: le proprietà chimiche e fisiche degli elementi sono una funzione periodica del NUMERO ATOMICO (non del peso atomico!). Ciò si può comprendere se si pensa che il modo di legarsi di un atomo ad altri (cioè di reagire), è determinato essenzialmente dalla sua struttura elettronica, in particolare dal numero di elettroni periferici, perché è tra questi che avvengono i fenomeni di scambio (acquisto o cessione) di elettroni, che stanno alla base della formazione stessa dei composti chimici. Riassumendo, il sistema periodico è un metodo mediante il quale gli elementi sono stati classificati in base al loro crescente numero atomico: dal più basso = 1 dell idrogeno, al più alto = 103 del laurenzio (controlla sulla tavola). Gli elementi con struttura elettronica esterna uguale (e quindi simili per proprietà chimiche), vengono a trovarsi vicini, sulla stessa colonna. Ad esempio, gli elementi con un elettrone nel livello più esterno sono tutti nella prima colonna di sinistra (H - Li - Na - K - ecc.). Nella seconda colonna troviamo tutti gli elementi che hanno due elettroni nel livello più esterno (Be - Mg - Ca - ecc.) e così via, fino ad arrivare all ultima dove sono raggruppati tutti gli elementi che hanno il livello più esterno completo. Questi elementi sono presenti in natura solo allo stato di gas e sono inerti, cioè non reagiscono con alcun elemento chimico. Per tale caratteristica sono chiamati gas nobili o gas inerti. Gli elementi appartenenti ad una medesima colonna, nella tabella periodica degli elementi, formano un gruppo. Tutti gli elementi dello stesso gruppo hanno caratteristiche chimiche simili. Il gruppo degli alogeni è formato dagli elementi della penultima colonna (F - Cl - Br - I), mentre quelli della prima colonna formano il gruppo dei metalli alcalini, e così via. In ogni casella del sistema periodico vi è il simbolo chimico di un elemento. Al di sopra del simbolo chimico vi è il numero atomico. Il numero segnato al di sotto del simbolo chimico indica il numero di massa (peso atomico).

2 10.1 CLASSIFICAZIONE DEGLI ELEMENTI La disposizione ordinata degli elementi secondo il sistema periodico ci consente di individuare gruppi aventi un uguale numero di valenza e quindi proprietà chimiche e fisiche simili. Ciò si è visto essere conseguenza della configurazione elettronica, in particolare degli strati più esterni degli atomi. Secondo una vecchia classificazione gli elementi chimici sono distinti in: - 1 gas nobili - 2 metalli - 3 non metalli Gas nobili. Tutti gli elementi dell ottavo gruppo del sistema periodico degli elementi sono dei gas straordinariamente poco reattivi; esistono solo in forma monoatomica; è difficile farli reagire e danno pochissimi composti. In base a questa loro mancanza di reattività sono chiamati gas nobili e presentano una alta stabilità e una bassa energia. La loro configurazione elettronica esterna è di 8 elettroni nel livello più esterno; si dice allora che tali atomi hanno un otteto. Avere l otteto significa avere massima stabilità. Tutti i sistemi, chimici e fisici, tendono a raggiungere la massima stabilità possibile. Anche gli atomi tendono a raggiungere la massima stabilità, assumendo una struttura elettronica stabile: l otteto è la struttura più stabile. La cosiddetta regola dell otteto dice che: ogni elemento tende a completare la propria orbita esterna con 8 elettroni. Metalli. Vengono considerati elementi con elettronegatività molto bassa, cioè hanno maggiore tendenza a perdere gli elettroni più esterni, per diventare elettropositivi. Ciò vuol dire che gli elettroni più esterni sono legati molto debolmente e sono molto mobili. Quindi gli elettroni nei corpi metallici sono liberi di muoversi da una parte all altra del corpo e spostandosi possono condurre elettricità e calore. Sappiamo infatti che i metalli sono ottimi conduttori del calore e dell elettricità. I metalli a temperatura ambiente sono tutti solidi (a parte il mercurio che è liquido), sono lucenti ed hanno particolari caratteristiche meccaniche. Sono metalli gli elementi del primo e secondo gruppo, tutti gli elementi del periodo di transizione e alcuni elementi di altri gruppi. I metalli, nel reagire con altri elementi, tendono a raggiungere l otteto perdendo gli elettroni del livello più esterno. Non metalli. Sono elementi elettronegativi, cioè tendono ad acquistare elettroni diventando ioni negativi. Gli elettroni più esterni sono fortemente legati al nucleo dell atomo per cui tali elementi non sono buoni conduttori di elettricità e di calore. Sono solidi o gassosi (eccetto il bromo che è liquido). Non hanno lucentezza. I non metalli sono elettronegativi per cui, nel reagire con altri elementi, tendono a raggiungere l otteto acquistando elettroni da altri atomi.

3 10.2 I GRUPPI Gli elementi del 1 gruppo. Sono chiamati metalli alcalini; vi appartengono: litio (Li), sodio Na), potassio (K), rubidio (Rb), cesio (Cs) e francio (Fr). Sono elementi con un solo elettrone nello strato più esterno, perciò tendono a cederlo per raggiungere la configurazione elettronica dei gas nobili (sono quindi monovalenti, con numero di ossidazione 1+). Hanno elettronegatività molto bassa, sono molto reattivi e buoni conduttori di calore ed elettricità. Gli elementi del 2 gruppo. Berillio (Be), magnesio (Mg), calcio (Ca), stronzio (Sr), bario (Ba), radio (Ra). Sono chiamati metalli alcalino-terrosi. Presentano tutti valenza 2 a causa della presenza di due elettroni negli orbitali s (elettroni che vengono ceduti alla prima occasione, dando origine a cationi con numero di ossidazione 2+). Il 3 gruppo. Gli elementi del 3 gruppo: Boro (B), alluminio (Al), gallio (Ga), indio (In), tallio (Tl) sono trivalenti. Il boro ha carattere non metallico, a differenza dell alluminio. Gli altri elementi hanno carateristiche intermendie. Il 4 gruppo. Carbonio ( C ), silicio (Si), germanio (Ge), stagno (Sn), piombo (Pb). Hanno 4 elettroni di valenza. All aumentare del numero atomico crescono le proprietà metalliche. Sono elementi importantissimi; in particolare, il carbonio entra a far parte di un infinità di composti detti composti organici. Il 5 gruppo. Azoto (N), fosforo (P), arsenico (As), antimonio (Sb), bismuto (Bi). Gli elementi più leggeri (azoto e fosforo) sono dei non metalli. Il 6 gruppo. Ossigeno (O), selenio (Se), tellurio (Te), polonio (Po). Sono sulla destra della tavola periodica ed hanno proprietà prevalentemente non metalliche. L ossigeno è l elemento più importante e anche quello più abbondante della crosta terrestre. Il 7 gruppo. Fluoro (F), cloro (Cl), bromo (Br), iodio (I), astato(at) sono detti alogeni, cioè generatori di sali e non possiedono proprietà metalliche. Mancano di 1 elettrone nel loro orbitale più esterno (configurazione esterna: s 2 p 5 ), perciò sono avidi di elettroni e pertanto molto elettronegativi e altamente reattivi (numero di ossidazione 1-). Gli elementi di transizione Quelli compresi fra il 2 e il 3 gruppo A del sistema periodico sono detti elementi di transizione (gruppo B). Questi elementi possiedono elettroni su orbitali d. Il livello energetico dell orbitale 3d è quasi uguale a quello del 4s, per questo può capitare che un atomo riempia prima gli orbitali 4s e dopo quelli 3d. Facendo questo il livello d rimane incompleto; perciò la valenza di un elemento di questo gruppo è variabile. Ad esempio il rame (Cu) ha sia valenza 1 che 2, pur essendo un elemento del primo gruppo, in quanto può cedere sia uno che due elettroni. Gli elementi di transizione si possono considerare dei metalli ma, alcuni con valenze superiori, si comportano da non metalli. Le colone verticali con cui sono raggruppati sono chiamati sottogruppi che prendono il nome del primo elemento della colonna. I Lantanidi sono elementi che possiedono elettroni su orbitale f, hanno proprietà chimiche simili al lantanio e costituiscono perciò un gruppo a parte. Gli attinidi sono elementi affini all attinio, con elettroni sull orbitale g. Sono poco diffusi in natura e fortemente instabili. Alcuni di questi hanno nuclei che subiscono decadimento radioattivo.

4 11 I LEGAMI CHIMICI Introduzione. Le molecole e, in generale i composti, sono insiemi di atomi legati da particolari unioni dette legami chimici. Queste unioni hanno luogo se la molecola che si otterrà possiede una certa stabilità. In due atomi che si uniscono la sistemazione degli elettroni si modifica in entrambi. Perché avvengano questi spostamenti di elettroni è necessario che gli atomi di questi elementi siano disponibili a condividere o a scambiarsi uno o più elettroni. Com è possibile prevedere quale tendenza avrà un elemento nei confronti di un altro? Come si fa, cioè, sapere se cederà, acquisterà o metterà in comune gli elettroni che possiede più esternamente? Teniamo presente che gli atomi tendono a raggiungere la massima stabilità che corrisponde alla configurazione elettronica dei gas nobili, cedendo, acquistando o mettendo in comune uno o più elettroni, nella maniera che risulterà più conveniente per raggiungere tale configurazione. La tavola periodica ci può suggerire quale tendenza avranno gli elementi dei vari gruppi: sappiamo che gli elementi del 1 e del 2 gruppo, ad esempio, hanno tutti tendenza a cedere con facilità gli elettroni degli orbitali s, trasformandosi in ioni positivi. Gli elementi di altri gruppi, che hanno carattere non metallico, hanno tendenza a acquistare elettroni, per trasformarsi in ioni negativi. L energia necessaria per strappare un elettrone da un atomo si chiama energia di ionizzazione. Gli elementi del 1 e del 2 gruppo hanno una bassa energia diionizzazione; al contrario, gli elementi del VI e VII gruppo, hanno un alta energia di ionizzazione, cioè è necessaria una forte quantità di energia per strappare loro un elettrone. Ricapitolando possiamo dire, ancora una volta, che il comportamento degli atomi dei vari elementi dipende dalla struttura elettronica. La tendenza a reagire è giustificata dall obiettivo di completare l otteto dello strato più superficiale. Il legame ionico Questo legame si forma ogni volta che vengono a contatto due atomi di cui uno tende facilemente a cedere elettroni (quindi ha una bassa energia di ionizzazione) e l altro tende facilmente ad acquistarli (quindi ha un alta energia di ionizzazione). I due ioni che così si formano hanno cariche di segno opposto: l elemento elettropositivo si trasforma in catione; l elemento elettronegativo si trasforma in anione. Succede così che i due ioni si attraggono l un l altro, secondo quanto dice la legge di Coulomb: due cariche di segno opposto si attraggono. Il legame onico che si forma è chiamato per questo ache eteropolare. I composti aventi questo tipo di legame conducono la corrente elettrica. I legami ionici si formano con facilità fra elementi del 1 e 2 gruppo e quelli del 7 gruppo, ad esempio: Na + Cl Na + Cl -

5 I LEGAMI COVALENTI Non tutti i legami avvengono tra elementi molto elettropositivi ed elementi molto elettronegativi, con trasferimento di elettroni così come nei legami ionici. Infatti, legami chimici possono avvenire anche tra atomi con caratteristiche simili, o addirittura, tra atomi uguali (ad esempio come nelle molecole biatomiche H2, O2, Cl2, ecc.). Come è possibile? Resta fermo il fatto che l obiettivo è sempre quello: raggiungere la massima stabilità, cioè la configurazione elettronica dei gas nobili. In questo caso non avviene il trasferimento di elettroni: non c è ragione per cui, ad esempio nell H2, un idrogeno si privi del proprio elettrone per cederlo all altro; il legame si origina quando gli orbitali dei due atomi si avvicinano fino a sovrapporsi. Si forma così un orbitale di legame nel quale si muovono gli elettroni dei due atomi, ruotando insieme attorno all uno e all altro nucleo. H H H2 (due atomi di idrogeno prima (a) e dopo (b) la formazione del legame) Condizione indispensabile perché si formi un legame covalente da parte di un atomo è che esso abbia un orbitale occupato solo parzialmente, cioè da un solo elettrone. Quando un legame covalente si forma fra atomi uguali, per fusione degli orbitali atomici, si ha la formazione di orbitali molecolari, ognuno dei quali contiene due elettroni. La nuvola elettronica (lo spazio in cui si muovono gli elettroni di legame) è simmetrica rispetto ai due nuclei. Si definisce questo tipo di legame, legame covalente puro o omopolare. Un legame covalente polare è invece quello che si forma tra atomi diversi (aventi diversa elettronegatività). Il legame si genera per la messa in comune di elettroni, ma la nuvola elettronica di legame è addensata maggiormente sull atomo più elettronegativo, che assume così una certa carica negativa, mentre l altro atomo ad esso legato, assume carica positiva. I legami covalenti sono quelli più diffusi tra gli atomi che costituiscono le molecole delle sostanze che si trovano in natura. L energia di legame Quando si formano i legami, l energia potenziale del sistema diminuisce e aumenta quando i legami chimici vengono rotti. L energia di legame è l energia necessaria per separare due atomi legati. Occorre molta energia per spezzare un legame forte, poca per spezzarne uno debole. Per rompere un legame, quindi, si deve fornire energia; quando si forma un legame, vi è sviluppo di energia.

6 Doppi e tripli legami Alcuni elementi, data la loro particolare struttura elettronica, sono in grado di fare doppi o tripli legami. Un doppio legame è un legame covalente nel quale gli atomi interessati al legame condividono quattro elettroni. Un triplo legame è un legame covalente nel quale gli atomi interessati al legame condividono tre coppie di elettroni. (Un atomo di carbonio è in grado di formare legami singoli, doppi e tripli con un altro atomo di carbonio. I tripli legami sono più forti e più corti degli altri tipi di legami fra atomi di carbonio). Il legame a idrogeno Questo legame si forma quando un atomo di idrogeno è legato ad atomi piccoli e molto elettronegativi, come l ossigeno, il fluoro o l azoto. Il legame a idrogeno è un legame elettrostatico, tanto più forte quanto più elettronegativo è l elemento a cui l idrogeno è legato. Consiste in un attrazione tra l atomo di idrogeno (leggermente positivo, di una molecola e l atomo elettronegativo di un altra molecola. Quindi è un attrazione fra molecole legate con legami covalenti polari. Nel caso dell acqua, ciascun atomo di ossigeno può legarsi a un atomo di idrogeno di due molecole distinte. Il legame metallico Nei metalli, che abbiamo già descritto come ottimi conduttori di elettricità e di calore, gli elettroni di questi elementi sono legati ai nuclei molto debolmente. Si può immaginare un metallo costituito da un insieme di ioni positivi derivati dagli atomi che hanno perso gli elettroni esterni, immersi in una nube elettronica. Gli elettroni, attirati simultaneamente da più cationi sono capaci di legare a sé questi ultimi. Con una simile struttura è facile lo spostamento degli elettroni da un punto all altro del metallo e ciò spiega la buona conducibilità elettrica e termica di queste sostanze. Il legame dativo. Un legame covalente fra due atomi si può stabilire non solo mediante compartecipazione di due elettroni provenienti uno da un atomo e uno dall altro, ma anche quando gli elettroni provengono entrambi dallo stesso atomo, che in questo caso funge da datore. L atomo che riceve questo doppietto di elettroni si chiama accettore e deve avere un orbitale libero per riceverlo. Questo legame covalente si chiama legame dativo.

7 12 LE REAZIONI CHIMICHE Se si brucia un pezzo di legno, possiamo osservare che: - la quantità di legno diminuisce - si sviluppa energia (calore e luce) - si forma una certa quantità di cenere - si sviluppa una quantità di fumo (anidride carbonica e vapore acqueo). Sono avvenute delle trasformazioni: il legno si è consumato, trasformandosi in energia termica e luminosa, in fumo e in cenere. Quello che è avvenuto però è ben diverso da un passaggio di stato. Il fenomeno osservato rappresenta una reazione chimica. Infatti, mentre nei passaggi di stato si ha una trasformazione che interessa soltanto lo stato di aggregazione, nelle reazioni chimiche invece si ha un cambiamento che interessa anche le proprietà chimiche. Dal legno, materiale di partenza, abbiamo ottenuto come prodotto finale, alcune sostanze con proprietà e caratteristiche completamente differenti. Nelle reazioni chimiche le sostanze di partenza si chiamano reagenti, e le sostanze che si ottengono dalla reazione si chiamano prodotti di reazione. Le reazioni chimiche si rappresentano mediante equazioni in cui al primo membro si scrivono le sostanze reagenti, al secondo membro i prodotti di reazione. Sia i reagenti che i prodotti di reazione sono preceduti nell equazione della reazione da un numero che indica la quantità delle varie sostanze che reagiscono e che si formano (coefficiente stechiometrico). Una reazione chimica, una volta iniziata, può procedere fino al consumo completo dei reagenti. In tal caso si dice reazione completa e irreversibile. (come nel caso della legna che brucia). Se la trasformazione delle sostanze reagenti in prodotti di reazione non è completa, la reazione si chiama reazione reversibile. Se è irreversibile si segna così: A + B C + D (dove A e B rappresentano i reagenti, C e D i prodotti di reazione) Se è reversibile si segna così: A + B C + D N.B. : Tutti gli atomi costituenti le sostanze reagenti si ritrovano, sebbene diversamente legati fra loro, nei prodotti di reazione.

8 12.1 LE REAZIONI CHIMICHE E IL CALORE Se prendiamo un pezzo di carbone e lo bruciamo in presenza di aria, si ha una reazione chimica che avviene con sviluppo di una certa quantità di calore (Q). C + O2 CO2 + Q Se vogliamo decomporre l acqua nei suoi elementi costituenti, cioè H e O, dobbiamo fornire calore all acqua. La reazione avviene quindi con assorbimento di una certa quantità di calore: 2H2O + Q 2H2 + O2 cioè: 2H2O 2H2 + O2 - Q In ogni reazione chimica è in gioco una certa quantità di calore. Le reazioni che avvengono con sviluppo di calore si dicono reazioni esotermiche; le reazioni che avvengono con assorbimento di calore si dicono reazioni endotermiche LA VELOCITA DI REAZIONE E I CATALIZZATORI Una reazione chimica è una trasformazione di una o più sostanze in altre sostanze. La condizione necessaria affinché possa avvenire la reazione è che le molecole si incontrino fra loro. L incontro fra queste molecole deve essere piuttosto energico, così che si abbia la rottura dei legami esistenti e consentire la formazione dei nuovi legami e quindi di nuove molecole. Ogni reazione chimica consiste nella rottura di legami chimici e nella formazione di nuovi legami chimici. La velocità di una reazione aumenta con l aumentare della temperatura, in quanto aumenta la velocità delle molecole, cioè la loro energia cinetica e quindi aumentano gli urti tra le particelle. La velocità di reazione aumenta con l aumentare della concentrazione, in quanto aumenta la probabilità di urti fra le particelle, così come aumenta la probabilità di scontri fra le auto quando aumenta il traffico. Le reazioni troppo lente, per poter essere sfruttate in modo conveniente, devono essere accelerate. A questo scopo si usano spesso i catalizzatori: questi sono sostanze che aggiunte ad un sistema chimico ne accelerano la velocità di reazione e si ritrovano poi, inalterate, al termine del processo. L effetto dei catalizzatori è chiamato catalisi. L energia minima che le molecole debbono possedere quando si urtano, affinché l urto sia attivo, prende il nome di energia critica di attivazione. Complesso attivato A + B Stato iniziale C + D stato finale

9 13 LE SOLUZIONI Una soluzione è una mescolanza omogenea di due o più componenti; per convenzione il componente che è presente in quantità maggiore, si chiama solvente; ogni componente in quantità minore è detto invece soluto. Le soluzioni non vanno confuse con le miscele eterogenee quali le emulsioni (dispersioni eterogenee di liquidi in liquidi), le sospensioni (dispersioni di solidi in liquidi), ecc. CLASSIFICAZIONE DELLE SOLUZIONI Si possono avere soluzioni gassose, liquide, solide. a- Le soluzioni gassose sono costituite da due o più gas (es. l aria dell atmosfera, costituita da azoto, ossigeno, ecc.); le soluzioni gassose hanno tutte le caratteristiche dello stato gassoso; b - le soluzioni liquide possono essere costituite da: - gas sciolto in un liquido (es. ossigeno in acqua) - liquido sciolto in un altro liquido (es. alcol in acqua) - solido sciolto in un liquido (es.: sale in acqua) Le soluzioni liquide presentano tutte le caratteristiche dello stato liquido; c - soluzioni solide sono costituite da due o più solidi dei quali uno è disperso disordinatamente nell altro (es. di soluzioni solide sono le leghe formate da due o più metalli e da non metalli). Le soluzioni possono essere vere o false, e in quest ultimo caso la loro natura di soluzione è solo apparente, come nel caso della terra fine dispersa in acqua. Quando si prepara una soluzione, mescolando ad es. una piccola quantità di un soluto solido in una grande quantità di un liquido (solvente), la dissoluzione procede fino al raggiungimento di uno stato di equilibrio, che corrisponde al raggiungimento della perfetta omogeneità del sistema.

10 13.1 SOLUZIONI IONICHE E SOLUZIONI MOLECOLARI Alcune sostanze (es. acidi, sali, idrossidi), nel formare una soluzione si dividono negli ioni che costituiscono la molecola, mentre altre mantengono la loro composizione molecolare. Nel primo caso si parla di soluzioni ioniche: le molecole dipolari dell acqua si orienteranno con la parte negativa verso gli ioni carichi positivamente, mentre le parziali cariche positive si orienteranno verso gli ioni carichi negativamente. Quanto più un solvente è polare e tanto più un cristallo ionico risulta in esso solubile. Nel caso in cui le molecole rimangano indissociate, mantengano la struttura molecolare, si parla di soluzioni molecolari. (es. zucchero in acqua: le molecole di acqua interagiscono con le molecole di zucchero circondandole, cioè idratandole). I tipi di legami chimici delle molecole dei soluti giustificano questi diversi comportamenti: infatti i composti caratterizzati da legame ionico oppure da legame covalente polare, in acqua o altro solvente polare, danno origine a soluzioni di tipo ionico, che conducono corrente elettrica. I composti caratterizzati da legami di tipo covalente omopolare, danno soluzioni di tipo molecolare, che non conducono corrente elettrica. In genere tutti i sali caratterizzati da una struttura cristallina allo stato solido, danno soluzioni ioniche e vengono chiamati elettroliti. La solubilità di una sostanza è influenzata anche da altri fattori quali ad es. le dimensioni delle particelle, la sua natura e la natura del solvente e soprattutto la temperatura. Nella maggior parte dei casi la solubilità di una sostanza solida aumenta all aumentare della temperatura. La solubilità di una sostanza in un solvente è la quantità massima, in grammi, di questa sostanza che si può sciogliere in 100 grammi di solvente. Una soluzione si dice satura quando, ad una certa temperatura si è in presenza del suo corpo di fondo, cioè quando si stabilisce un equilibrio fra la soluzione e il suo soluto non disciolto. Una sostanza che si scioglie in un solvente si dice solubile in quel solvente; se non si scioglie si dice insolubile. La cristallizzazione è un processo mediante il quale, da una soluzione liquida, in cui sia stato sciolto un composto solido, si riottiene il soluto allo stato solido cristallino (es. il sale marino che si produce nelle saline per evaporazione del solvente, cioè dell acqua).

11 13.2 CONCENTRAZIONE DI UNA SOLUZIONE La quantità di soluto sciolto in un certo volume di solvente si chiama concentrazione. Aumentando la quantità di un soluto in una soluzione aumenterà la concentrazione della soluzione stessa. La concentrazione si può esprimere in diversi modi: in unità fisiche o in unità chimiche. - Le unità fisiche indicano la quantità di soluto su cento parti di soluzione, il tutto espresso in grammi (concentrazione percentuale in peso) o il tutto espresso in millilitri (percentuale in volume). - Le unità chimiche possono indicare il numero di moli di soluto sciolte in un litro di soluzione (concentrazione molare o Molarità = M); oppure possono indicare il numero di grammoequivalenti di soluto sciolti in un litro di soluzione (concentrazione normale o normalità = N). Le soluzioni delle quali si conosce la molarità o la normalità si chiamano soluzioni titolate. IL PESO EQUIVALENTE La normalità è il numero di grammo-equivalenti di soluto contenuti in un litro di soluzione. Il grammo-equivalente corrisponde al peso di una mole diviso il valore della valenza (cioè della potenzialità acida o basica). Il peso equivalente di un acido è dato dal rapporto tra il suo peso molecolare e il numero di atomi di idrogeno contenuti nella sua formula molecolare. Il peso equivalente di una base è dato dal rapporto tra il peso molecolare e il numero di ossidrili (OH - ) contenuti nella formula.

12 14 ACIDI E BASI Gli acidi e le basi (o idrossidi), sono sostanze i cui atomi sono tenuti assieme da legami di carattere ionico; sono pertanto elettroliti cioè danno soluzioni acquose che conducono corrente elettrica. Quando queste sostanze sono disciolte in acqua avviene la dissociazione elettrolitica*, con formazione di ioni positivi (cationi) e ioni negativi (anioni). Esempio di dissociazione di un acido: HCl H + + Cl - Esempio di dissociazione di una base: NaOH Na + + OH - Tutti gli acidi sciolti in acqua generano ioni H + detti idrogenioni (o protoni); Tutti gli idrossidi sciolti in acqua generano ioni OH -, detti ossidrilioni (o ossidrili); Queste osservazioni hanno permesso di formulare le seguenti definizioni: - acidi sono tutte le sostanze che, sciolte in acqua, generano idrogenioni (H+); - basi sono tutte le sostanze che, in acqua, generano ossidrili (OH - ); Ma di queste sostanze si sono date anche altre definizioni e osservate ulteriori caratteristiche. Ad esempio: - gli acidi, in soluzione acquosa impartiscono un caratteristico sapore, detto appunto acidulo, mentre le basi, sempre in soluzione acquosa, danno un sapore amaro; - gli acidi fanno colorare di rosso la cartina al tornasole (si tratta di una striscia di carta imbevuta di una sostanza, capace di mutare di colore a seconda dell acidità della soluzione); - le basi, invece, colorano la medesima cartina di azzurro. La definizione maggiormente accettata (quella di BrÖnsted del 1923), considera l acido come una sostanza capace di perdere un protone, e la base come una sostanza capace di acquistare un protone. (Per protone si intende lo ione H +, la cui unica particella subatomica è, appunto, il protone). Dalla dissociazione di un acido, oltre agli idrogenioni, si ottengono anche gli anioni acidi. Gli anioni acidi si possono considerare come delle basi, in quanto sono in grado di accettare idrogenioni. Per questo sono definiti anche basi coniugate. Es: acido cloridrico HCl H + + Cl - (anione cloruro) Dalla dissociazione elettrolitica di una base, oltre agli ossidrili, si genera anche un catione metallico. Es: idrossido di sodio NaOH Na + (ione sodio) + OH -

13 14.1 FORZA E VALENZA DEGLI ELETTROLITI, COSTANTE DI DISSOCIAZIONE Gli acidi possono cedere protoni (o ioni H+) più o meno facilmente, così come le basi possono accettare più o meno facilmente ioni H+. Si dicono forti gli acidi che cedono più facilmente protoni. Si dicono forti le basi che accettano più facilmente protoni. Gli acidi che in soluzione acquosa si dissociano dando un solo protone per molecola si chiamano monoprotici (o monovalenti), come ad esempio l HCl. Quelli che in soluzione acquosa si dissociano dando più di un protone si chiamano poliprotici o polivalenti: diprotici (o bivalenti), triprotici (o trivalenti). *La dissociazione elettrolitica è quel fenomeno che avviene quando un elettrolita sciolto in acqua, manda in soluzione gli ioni costituenti. ELETTROLITI E NON ELETTROLITI Come già detto, le soluzioni possono essere distinte anche in soluzioni ioniche e in soluzioni molecolari. Le sostanze possono cioè sciogliersi dissociandosi in ioni, oppure mantenere la struttura molecolare. Nel primo caso le sostanze vengono definite elettroliti; nel secondo caso sono dette semplicemente non elettroliti. La presenza in soluzione di particelle provviste di carica elettrica, positiva o negativa, cioè di ioni, permette la conduzione di energia elettrica. Elettroliti sono dunque quelle sostanze che, sciolte in acqua, rendono la soluzione conduttrice di corrente elettrica. Sono elettroliti: gli acidi, le basi, i sali. Si può dimostrare che, tanto maggiore è la concentrazione di particelle cariche nella soluzione, tanto maggiore è la conducibilità della soluzione stessa. Gli elettroliti si possono a loro volta classificare in due categorie: elettroliti forti ed elettroliti deboli. Sono elettroliti forti quelle sostanze che, sciolte in acqua, conducono bene la corrente, cioè si dissociano completamente. Sono elettroliti deboli quelle sostanze che, sciolte in acqua, conducono poco la corrente elettrica, cioè si dissociano solo parzialmente. La forza di un elettrolita dipende quindi dalla sua capacità di dissociarsi. Tale capacità è definita grado di dissociazione, corrispondente alla quantità di molecole che si dissociano in ioni in una data soluzione.

14 Esiste però un altro parametro che da la misura della dissociazione ed è la costante di dissociazione: K. Essa è data dal rapporto fra le concentrazioni delle specie presenti all equilibrio, cioè: K = A B A B dove A e B stanno per gli ioni e AB sta per la molecola indissociata. Il valore di K è più alto per gli elettroliti forti. Ad esempio, la costante di dissociazione dell acido cloridrico è data dal prodotto delle concentrazioni degli ioni dissociati, diviso la concentrazione delle molecole di acido non dissociate; essendo l HCl un acido forte, cioè totalmente dissociato, la concentrazione di molecole non dissociate è bassissima e quindi il valore di tale rapporto è molto elevato: KHCl = H+ Cl - HCl

15 14.2 LE REAZIONI DI NEUTRALIZZAZIONE E I SALI Quando un acido e una base reagiscono fra loro in soluzione acquosa, gli ioni idrogeno, provenienti dall acido vengono neutralizzati dagli ioni idrossido, provenienti dalla base. Da questa reazione di neutralizzazione si ha la formazione di un sale e di acqua: Es.: HCl + NaOH NaCl + H2O H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O H2SO4 + Ca(OH)2 CaSO4 + 2H2O Come é evidente, i sali si sono formati dai cationi, che provengono dalla base, e da anioni, che provengono dall acido. DOMANDE DI RIPASSO 1. Cos è una soluzione? 2. Aumentando la quantità di soluto rispetto al solvente, aumenta o diminuisce la concentrazione? 3. In quale modo può essere espressa la concentrazione? 4. In quale tipo di soluzioni è possibile il passaggio di corrente elettrica? 5. Cos è una emulsione? 6. Da cosa dipende la solubilità? 7. A quanto corrispondono 2 grammi-atomo di ferro? 8. A quanti grammi corrispondono 0,5 moli di NaHCO3? 9. Quante moli di acqua sono presenti in 1 Kg di acqua? 10. Una soluzione 0,1 M di KOH, quanti grammi di soluto contiene per litro? ml di soluzione acquosa, contengono il 15% di alcol. Quanti ml di alcol ci sono? 12. Cos è un grammo-equivalente? 13. Qual è il peso equivalente del H3AsO3? 14. Una soluzione 0,2 N di HCl, quanti grammi di HCl contiene per litro? ml di soluzione N/4 di NaOH, quanti grammi di NaOH contiene?

16 15 LA DISSOCIAZIONE DELL ACQUA Sappiamo che l acqua conduce corrente elettrica. L acqua pura però conduce molto debolmente la corrente elettrica. Molto maggiore è la conducibilità che si verifica in una soluzione ionica, in una soluzione cioè in cui sono presenti ioni. Il fatto che l acqua, più o meno debolmente, conduca corrente elettrica non è esclusivamente dovuto alla presenza di altre sostanze nell acqua. Infatti anche l acqua pura si dissocia in ioni, secondo l equazione: H2O H+ + OH - Con formazione di uno ione H+ e di uno ione OH -. La quantità di molecole che si dissociano però è piccolissima: 1 ogni 555 milioni! La quantità (concentrazione) di ioni H+, per la concentrazione di ioni OH -, è pari a 10-14, alla temperatura di 25 C : H+ x OH - = e si chiama prodotto ionico dell acqua. La dissociazione dell acqua è un processo endotermico, cioè cresce col crescere della temperatura. Se consideriamo l acqua pura, sappiamo che gli ioni H+ e OH - che si formano dalla dissociazione dell acqua sono di pari numero, cioè: H+ = OH - = = 10-7 moli/litro Il prodotto ionico dell acqua vale anche in soluzioni di acidi e basi; se infatti aggiungiamo un acido cresce la concentrazione degli ioni H+, ma alcuni di questi si legano agli OH -, formando molecole di acqua indissociata, l equilibrio di dissociazione dell acqua si sposta in modo che la concentrazione dello ione H+ diviene maggiore di Se ad esempio aggiungiamo un acido all acqua, così che la concentrazione degli ioni H+ divenga = 10-3, quella degli ioni OH - deve essere = = moli/litro 10-3 in modo che il prodotto ionico dell acqua sia sempre = Il ph Se nell esprimere la concentrazione degli ioni H+ di una soluzione, ci sbarazziamo della scomodità delle potenze negative di 10 e usiamo una scala in cui 7 sta ad indicare 10-7, e 6 sta per 10-6 e così via, otteniamo la cosiddetta scala di ph delle soluzioni. Essa ha come punto medio 7 (neutralità) e come estremi 0 (massima acidità) e 14 (massima basicità) L acqua come anfolita Da quanto visto, si può considerare che anche l acqua pura è un elettrolita, seppure molto debole. Si dissocia infatti in ioni H+ e OH -. Una molecola del genere si dice che manifesta caratteristiche anfolitiche, cioè di acido e di base contemporaneamente.

17 16 ph E MISURA DELLA CONCENTRAZIONE DEGLI IONI IDROGENO L acqua pura è neutra, cioè il valore del ph è 7. Qualunque soluzione acquosa in cui la concentrazione degli ioni H + sia uguale a quella degli ioni OH -, cioè pari a 1 x 10-7 moli/l viene detta soluzione neutra. Se, per qualche ragione, la concentrazione di uno di questi due ioni aumenta, la concentrazione dell altro diminuisce, in quanto il prodotto delle due concentrazioni è sempre costante. Vengono dette soluzioni acide quelle in cui la concentrazione degli ioni H + è maggiore di 1 x 10-7 moli/l (cioè il ph è inferiore a 7). Vengono invece dette soluzioni basiche (o alcaline) quelle in cui la concentrazione degli ioni H + è minore di quella degli ioni OH - ( e quindi minore di 1 x 10-7 moli/l,cioè il ph è maggiore di 7). Abbiamo visto che la scala del ph va dal valore più basso, zero (ph = 0), a 14 (ph = 14). Il valore più basso corrisponde però alla concentrazione maggiore di ioni H + cioè di 1 mole/ litro di soluzione e, viceversa, il valore più alto (ph 14) corrisponde alla concentrazione minore. Infatti: 1 mole per litro corrisponde a 1 x 10-0 ; il logaritmo decimale di questo numero è 0. Se togliamo il segno negativo rimane 0 (zero). Per comprendere meglio questo sistema adottato ci aiutiamo con la seguente scala: concentrazione ioni H+ concentrazione ioni OH - ph Sistemi acquosi (esempi) moli/l moli/l 1 (= 10-0 ) HCl 1 M 0,1 (=10-1 ) HCl 0,1 M 0,01 (=10-2 ) Succo gastrico (ph 1,6 1,8) 0,01 (=10-3 ) succo di limone (2,3), aceto (2,5-3,4) 0,001 (=10-4 ) Succo di pomodoro (4,2) 0,0001 (=10-5 ) Caffè espresso (5,0) 0,00001 (=10-6 ) Latte (6,3 6,6), urina (5,5-7) Saliva (6,2-7,4) acqua pura (7,0) Sangue (7,35-7,45) Bicarb. di sodio (8,4) acqua marina (8,4) Latte di magnesia (10,5) Ammoniaca uso domestico (11,5) Soda da bucato (12,0) NaOH 0,1 M (13,0) NaOH 1 M (14,0) Conoscere il valore del ph di alcune sostanze è in alcuni casi di estrema importanza e utilità. L attività di molti enzimi del nostro organismo, come di quello degli animali, dipende dal ph. Il ph del terreno influenza l attività dei microorganismi e l assorbimento dei sali minerali da parte delle piante, senza tener conto che acidità o basicità eccessive rendono inospitali gli ambienti per la maggior parte degli organismi viventi.

18 GLI INDICATORI DI ph Il modo più semplice per determinare il ph di una soluzione consiste nel ricorrere agli indicatori di ph. Queste sostanze sono costituite da acidi deboli capaci di assumere colorazioni diverse a seconda che siano in forma ionizzata o in forma non ionizzata. Sciolti in piccolissima quantità in una soluzione sono in grado, così, di indicare valori di ph della soluzione stessa, in base a precise colorazioni. GLI INDICATORI più comuni e loro variazioni di colore indicatore Acido Base Intervallo di ph Violetto di metile Giallo Blu 0,0-1,6 Giallo di metile Rosso Giallo 2,9-4.0 Blu di bromofenolo Giallo Blu 3,0-4,0 Metilarancio Rosso Giallo 3,2-4,4 Rosso di metile Rosso Giallo 4,8-6,0 Tornasole Rosso Blu 5,5-8,0 Blu di bromotimolo Giallo Blu 6,0-7,6 Rosso fenolo Giallo Rosso 6,6-8,0 Fenolftaleina Incolore Rosso 8,2-10,6 Timolftaleina Incolore Blu 9,4-10,6 Giallo alizarina Giallo Rosso 10,0-12,0 Come si può vedere, ogni indicatore agisce in un preciso intervallo di ph che viene detto intervallo di viraggio. Un comodo sistema per la determinazione del ph è costituito dall uso delle cartine impregnate di indicatori acido-base; in particolare sono utili quelle impregnate di miscele di indicatori (cartine universali), le quali possono assumere tutta una gamma di colori, a ciascuno dei quali corrisponde un determinato valore di ph. Ancor più comodo e preciso è un apparecchio elettronico, il piaccametro, capace di misurare la variazione di concentrazione degli ioni H+. La determinazione della concentrazione degli ioni H+ si può fare anche per via analitica, con le titolazioni. Queste consistono, ad esempio, nel neutralizzare una soluzione acida, di cui non si conosce il preciso valore di ph, con una soluzione basica a concentrazione nota. Quando si raggiunge il punto equivalente, cioè quando gli ioni H+ della soluzione equivalgono agli ioni OH- (determinabile con un indicatore), significa che le moli di idrossido (base) equivalgono a quelle dell acido; tenendo conto di quanto idrossido abbiamo impiegato (considerando il volume e la concentrazione), e conoscendo il volume iniziale dell acido, possiamo determinare la sua concentrazione, cioè il ph.

19 17 LE SOLUZIONI TAMPONE Le soluzioni tampone sono soluzioni che si oppongono a variazioni di ph. Una soluzione tampone è una soluzione che tende a mantenere costante il ph quando le si aggiunge una quantità minima di acido o di base. Una soluzione tampone contiene in genere due soluti: un acido debole e un suo sale, oppure una base debole e un suo sale. Un tipico esempio di soluzione tampone è il sistema acido acetico - acetato di sodio. Se a questo sistema tampone viene aggiunta una quantità moderata di un acido o di una base il ph varia ben poco. Ad esempio, se si aggiunge dell idrossido di sodio, il ph aumenta in modo insignificante, finché non si supera una certa concentrazione. Per confronto, nell acqua pura la stessa quantità aumenterebbe sensibilmente il valore del ph. Il sistema tampone descritto è in grado di opporsi, molto meglio dell acqua pura, alle variazioni di ph perché, abbinati, l acido acetico (CH3COOH) e il suo anione (CH3COO - ) possiedono un più elevato potere di neutralizzazione nei confronti degli ioni idrogeno o degli ioni idrossido che vengono aggiunti alla loro soluzione. Vediamo perché: l acetato di sodio (CH3COONa) della soluzione tampone è completamente dissociato: CH3COONa CH3COO - + Na + Se alla soluzione viene aggiunto un acido, gli ioni idrogeno che esso libera vengono catturati dallo ione acetato, con formazione di acido acetico: CH3COO - + H + CH3COOH L acido acetico, essendo un acido debole, è poco dissociato in acqua; pertanto, il ph della soluzione non subisce variazioni apprezzabili. Se alla soluzione tampone viene aggiunta una base, l acido acetico del sistema tampone reagisce con gli ioni idrossido liberati dalla base formando acqua: CH3COOH + OH - CH3COO - + H2O Lo ione acetato che si forma non è una base sufficientemente forte da sottrarre all acqua quantità significative di ioni idrogeno e, pertanto, il ph varia ben poco. Se a questo sistema viene aggiunta una quantità eccessiva di acido, l effetto tampone non è efficace, in quanto viene esaurita la scorta degli ioni acetato che fungono da accettori di idrogeno. La medesima cosa si può dire se si aggiungesse una quantità eccessiva di una base, perché, in tal caso verrebbe esaurita la scorta di molecole di acido acetico, che fungono da donatrici di ioni idrogeno. La capacità tamponante di una soluzione tampone è la quantità massima di acido o di base che si può aggiungere alla soluzione senza che ciò provochi una significativa variazione del suo ph. I sistemi tampone hanno una particolare importanza dal punto di vista biologico, in quanto concorrono a mantenere costante il ph dell ambiente interno degli organismi viventi, compreso l uomo, cosa essenziale per un corretto funzionamento.

20 18 L IDROLISI Molti sali sciolti in acqua rendono la soluzione acida o basica. Il fenomeno è detto idrolisi e consiste in una reazione tra il sale e l acqua. Il sale sciolto si disssocia in ioni per opera dell acqua, o meglio, per opera degli ioni H+ e OH- che si ottengono dalla sua dissociazione. Possiamo avere, quindi, soluzioni neutre, acide o basiche, a seconda del tipo di sale. Ricordiamo che il sale è il prodotto della neutralizzazione tra un acido e un idrossido. Non tutti gli acidi e gli idrossidi (o basi) hanno però la stessa forza: vi sono acidi e idrossidi più o meno forti e acidi e idrossidi più o meno deboli. Vediamo i vari casi. A. Un acido forte e un idrossido forte producono un sale neutro che sciolto in acqua si dissocia totalmente, essendo costituito da elettroliti forti: Es.: HCl + NaOH NaCl + acqua NaCl + H2O Na + + Cl - + H + + OH - Gli ioni Na+ e Cl -, essendo di elettroliti forti, rimarranno dissociati, quindi non si legheranno agli ioni H+ e OH - dell acqua per dare nuovamente acido e base. Perciò la soluzione rimarrà neutra. B. Se il sale che sciogliamo in acqua deriva dalla neutralizzazione tra un acido debole e una base forte: Es.: NaCN Na + + CN - Lo ione CN - ha la tendenza a legarsi con lo ione H + dell acqua, ma l Na + non lega con l OH -, essendo l NaOH una base forte, quindi totalmente dissociata in acqua; per cui: NaCN + H2O Na + + CN - + acqua (H + + OH - ) HCN + Na + + OH - La formazione di OH - da alla soluzione un ph basico. C. Il contrario avviene se il sale disciolto in acqua deriva dalla neutralizzazione tra un acido forte e una base debole; Es.: NH4Cl + acqua NH4 + + Cl - + H + + OH - L NH4 + si lega con l OH -, essendo l NH4OH una base debole e quindi poco dissociata. Non si legherà, invece, l H + con il Cl - essendo l HCl un acido forte, quindi totalmente dissociato in acqua. Rimarranno quindi in soluzione H + e Cl -, e la maggior concentrazione di ioni H + conferirà alla soluzione un ph acido. D. Possono, poi, esserci idrolisi di sali che derivano dalla neutralizzazione tra un acido debole e una base altrettanto debole. In questo caso possiamo avere soluzioni acide, basiche o neutre; questo dipenderà da quale elettrolita risulterà più forte: si avranno soluzioni acide quando l acido è più forte della base, e viceversa.

21 19 LE PROPRIETA COLLIGATIVE DELLE SOLUZIONI Le proprietà colligative sono le modificazioni che un soluto provoca in un solvente. Si può facilmente dimostrare come, ad es. aggiungendo del sale all acqua, la presenza del sale che rappresenta il soluto, faccia diminuire la temperatura di congelamento della soluzione acqua-sale. Ma non solo. Se proviamo a far bollire due pentole, una con acqua pura e una con acqua e sale, con un termometro potremo verificare che l acqua pura bolle a 100 C, mentre l acqua salata bolle a temperature superiori. La presenza del soluto quindi fa aumentare la temperatura di ebollizione: (quest effetto si chiama innalzamento ebullioscopico), e fa abbassare la temperatura di congelamento (quest effetto si chiama abbassamento crioscopico). L abbassamento crioscopico e l innalzamento ebullioscopico dipendono ovviamente dalla quantità di soluto, quindi dalla concentrazione della soluzione. Diversi soluti però, anche se alla stessa concentrazione, fanno variare la temperatura di congelamento e di ebollizione in maniera diversa. Questo dipende dalle caratteristiche del soluto. Tanto più esso in soluzione si divide, dissociandosi in ioni, tanto maggiore è l effetto. Quindi queste proprietà dipendono dalla concentrazione di particelle, ioni o molecole, presenti in soluzione. La presenza di soluto in un solvente provoca un abbassamento della pressione di vapore del solvente, per questo l ebollizione avviene a temperature superiori rispetto al solvente puro. Se sotto ad una campana di vetro poniamo due recipienti, uno contenente una soluzione di acqua e zucchero e l altro solo di acqua, si verifica un passaggio di molecole di acqua dal secondo recipiente al primo, per la maggior tensione di vapore dell acqua pura rispetto alla soluzione. Tale passaggio di molecole prosegue fino a che il recipiente contenente acqua pura non si è svuotato completamente. LA PRESSIONE OSMOTICA. Quando un soluto è posto in un solvente si scioglie va ad occupare tutto il volume della soluzione, formando una soluzione omogenea, così come farebbero le particelle di un gas nel volume di in un recipiente. Se poniamo a contatto un solvente e una soluzione, separandoli da una membrana semipermeabile, che fa passare solo le molecole del solvente, queste ultime passano attraverso la membrana nella soluzione diluendola. Tale passaggio continua finché il dislivello di liquido che si forma non impedisce l ulteriore passaggio di molecole di solvente. La pressione idrostatica, dovuta al dislivello di liquido impedisce cioè l ulteriore entrata di molecole di acqua; si crea in tal modo un equilibrio dinamico dovuto al passaggio, in eguale quantità, di molecole di acqua nei due scomparti. La pressione osmotica, che si indica con, rappresenta la pressione che si deve esercitare sulla soluzione per impedire che il solvente si diffonda attraverso la membrana semipermeabile). Anche la pressione osmotica dipende dalla concentrazione. A parità di numero di particelle, due soluzioni hanno la stessa pressione osmotica e si dicono isotoniche. Negli organismi viventi la pressione osmotica è molto importante. Molte sono le membrane semipermeabili e i fenomeni di osmosi. Ad esempio, in una cellula, le cui pareti sono membrane semipermeabili, immersa in una soluzione meno concentrata di quella cellulare, l'acqua si diffonde verso l'interno; allo stesso modo avviene l assorbimento dell acqua e dei soluti in essa disciolti da parte delle radici delle piante.

22 20 I COLLOIDI E I SISTEMI COLLOIDALI Le soluzioni, come si è detto sono dei sistemi omogenei. Altri miscugli, come le sospensioni e le emulsioni, sono invece sistemi eterogenei ed instabili. Esistono poi dei sistemi che presentano delle caratteristiche per cui differiscono sia dalle soluzioni sia dalle sospensioni. Sono i così detti colloidi. I colloidi sono miscugli le cui particelle hanno dimensioni intermedie tra quelle di una soluzione e quelle di una sospensione, comprese cioè tra 1nm e 100 nm (= da 1 decimillesimo ad 1 decimilionesimo di centimetro; sono per questo visibili all ultramicroscopio). Nei sistemi colloidali si possono distinguere due fasi. Le particelle costituiscono la fase dispersa e sono uniformemente distribuite nell acqua, che ne è la fase disperdente. Proprietà dei sistemi colloidali I sistemi colloidali presentano alcune caratteristiche tipiche: - le particelle costituenti un sistema colloidale si trovano allo stato di estrema suddivisione; - le particelle colloidali hanno dimensioni maggiori di quelle molecolari; - le particelle colloidali si muovono a zig-zag (moto browniano); - le particelle colloidali in superficie sono dotate di carica elettrica negativa o positiva, per cui si distinguono colloidi elettronegativi e colloidi elettropositivi; - i sistemi colloidali presentano i fenomeni della coagulazione, della flocculazione e della precipitazione. Sono fenomeni che si ottengono aggiungendo al sistema colloidale un qualsiasi elettrolita (la flocculazione si può ottenere anche con altri fattori, quale il calore, la concentrazione, gli enzimi); - manifestano l effetto tyndall, cioè disperdono la luce in tutte le direzioni (si ottiene la luminosità diffusa se il sistema è attraversato da un raggio luminoso); Classificazione A seconda dello stato di aggregazione dei componenti, i colloidi si possono classificare in: - SOL: costituiti dall insieme delle particelle colloidali disperse in un liquido (es. latte di calce); - GEL: colloidi allo stato di sol, precipitati. Le particelle colloidali sono molto aderenti le une alle altre e quasi immobili (gelatina). Si può concludere affermando che quando le particelle di un soluto superano certe dimensioni critiche, si formano soluzioni colloidali, che generalmente sono sistemi instabili. Sempre per le dimensioni hanno difficoltà ad attraversare alcune membrane, come ad esempio le membrane cellulari. In Natura sono numerose le particelle colloidali: sono presenti nel sangue, nella linfa, nel latte, nell humus, ecc. Il citoplasma d ogni cellula vivente è ricco di colloidi. Essi sono importanti perché esercitano una pressione osmotica, come un soluto, ma non riescono ad oltrepassare le membrane cellulari e disperdersi all esterno. Per questo i colloidi hanno un ruolo importante nelle cellule degli organismi, perché regolano gli equilibri osmotici tra interno ed esterno.