Proprietà delle Soluzioni

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Rosangela Valenti
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1 Proprietà delle Soluzioni

2 Dissociazione Elettrolitica 2 In soluzione acquosa i composti ionici (sali, idrossidi) ed alcune sostanze polari (acidi) si dissociano in ioni Esempi: NaCl Na + + Cl HNO 3 H + + NO 3 Ca(OH) 2 Ca OH H 2 SO 4 2 H + + SO 4 Le sostanze che si dissociano sono denominate elettroliti e le soluzioni che le contengono sono elettrolitiche, perché conducono la corrente elettrica (ioni = conduttori di II classe) La dissociazione elettrolitica dipende da vari fattori: - natura del soluto (e del solvente) - concentrazione del soluto - temperatura

4 La natura del soluto influenza la dissociazione ele0roli2ca perché ci sono sostanze che si dissociano completamente in ioni (ele0roli1 for1) e altre che si dissociano solo parzialmente (ele0roli1 deboli)

5 Grado di dissociazione La natura del soluto influenza la dissociazione elettrolitica perché ci sono sostanze che si dissociano completamente in ioni (elettroliti forti) e altre che si dissociano solo parzialmente (elettroliti deboli) La forza dell elettrolita può essere valutata con il grado di dissociazione (α) [elettrolita dissociato] α = [elettrolita totale] n. moli di elettrolita dissociato Altro modo di esprimere α = n. moli di elettrolita totale Il valore di α (numero adimensionale) è compreso tra 0 (sostanza non elettrolitica) ed 1 (elettrolita forte). Valori intermedi (0,1; 0,3) sono riferiti ad elettroliti deboli 5 0 α 1

6 Idrolisi salina Alcuni sali, contenenti nella loro formula cationi derivanti da basi deboli e/o anioni da acidi deboli, modificano il ph della soluzione, dando luogo al fenomeno dell idrolisi salina L idrolisi salina deriva dall interazione con H 2 O (o con i suoi ioni H + e OH ) degli ioni provenienti dalla dissociazione acquosa del sale In seguito all idrolisi salina la soluzione può risultare basica, acida o in alcuni casi anche neutra Invece, i sali che possiedono ioni provenienti da acidi e basi forti (NaCl, KNO 3, CaCl 2, LiClO 4 ) non danno idrolisi salina Esempio: NaCl non dà idrolisi salina perché gli ioni Na + e Cl provenienti dalla sua dissociazione, reagendo con H 2 O, formerebbero due elettroliti forti (NaOH e HCl indissociati non possono esistere) Na + + H 2 O NaOH + H + (non avviene perché NaOH base forte) Cl + H 2 O HCl + OH (non avviene perché HCl acido forte) 6

8 Invece altri sali, come NaHCO 3, NH 4 NO 3 e CH 3 COONH 4 danno idrolisi salina perché i loro ioni provengono da acidi e/o basi deboli esempio: NaHCO 3 dà idrolisi salina perché dalla sua dissociazione elettrolitica si ottiene lo ione HCO 3 che reagisce con H 2 O per formare un elettrolita debole Na + + H 2 O NaOH + H + (non avviene perché NaOH base forte) HCO 3 + H 2 O H 2 CO 3 + OH (avviene perché H 2 CO 3 acido debole) Dall idrolisi salina di HCO 3 si ottiene un acido debole (H 2 CO 3 ) e ioni OH ; pertanto la soluzione di NaHCO 3 risulterà basica 8 In entrambi i casi (produzione di OH o consumo di H + ), per ristabilire il prodotto ionico dell acqua, altre molecole di H 2 O debbono dissociarsi e quindi risulta sempre che [OH ] > [H + ]

9 Proprietà colligative 9 Le proprietà colligative delle soluzioni dipendono dalla concentrazione effettiva di particelle in soluzione, indipendentemente dalla natura di queste (ioni, molecole neutre) Le proprietà colligative delle soluzioni sono quattro: - abbassamento della tensione di vapore (ΔP) - abbassamento crioscopico (ΔT f ) - innalzamento ebullioscopico (ΔT e ) - pressione osmotica (π) Le prime tre proprietà sono tra loro collegate e possono essere interpretate sulla base dell effetto di un soluto non volatile sul diagramma di stato del solvente puro (acqua) Infatti la presenza del soluto non volatile abbassa la tensione di vapore della soluzione, provocando contestualmente un innalzamento ebullioscopico ed un abbassamento crioscopico

10 Pressione osmotica Osmosi: si osserva quando una membrana semipermeabile (perm-selettiva) mette in contatto due soluzioni che hanno una differente concentrazione effettiva Questa membrana si lascia attraversare dal solvente ma non dal soluto, la cui diffusione risulta quindi impedita Esempio (solvente puro e soluzione): All equilibrio tra i due rami si crea un dislivello di pressione idrostatica, che è la pressione osmotica della soluzione 10 L osmosi si verifica anche con soluzioni a diversa concentrazione

11 Osmosi diretta Osmosi inversa

13 Rilevanza dei fenomeni osmotici in medicina 13 Pressione oncotica: nel plasma è la pressione osmotica relativa alle sole proteine ematiche (albumina, globuline) La parte corpuscolata del sangue, in particolare gli eritrociti, è molto vulnerabile se trattata con soluzioni non isotoniche; gli eritrociti infatti vanno incontro ad emolisi o plasmolisi Emolisi: rottura del globulo rosso per rigonfiamento causato dall ingresso netto di solvente (scoppio per aumento di volume) in seguito a trattamento con soluzioni ipotoniche Plasmolisi: raggrinzimento del globulo rosso causato dalla uscita netta di solvente (riduzione di volume) in seguito a trattamento con soluzioni ipertoniche

15 Soluzione Fisiologica Contiene 0,9% P/V di NaCl (cioè circa 9 g/l). Glucosio soluzione salina Contiene 5% glucosio 0.45% e cloruro di sodio mosm/kg (giovane adulto) / mosm/kg (sopra 60 anni)

16 Soluzioni tampone Le reazioni biologiche avvengono ad un ph rigorosamente controllato da efficienti sistemi tampone; una soluzione acquosa che contiene un sistema di controllo del ph viene chiamata soluzione tampone Una soluzione tampone manifesta la seguente proprietà: limita le variazioni di ph che si dovrebbero osservare dopo aggiunta di moderate quantità di acidi o basi forti Per il tamponamento a ph molto acidi o molto basici si usano rispettivamente acidi o basi forti Invece si sfruttano le proprietà degli acidi e basi deboli per tamponare a ph non troppo acidi o basici In particolare una soluzione tampone contiene nella stessa soluzione una concentrazione simile (paragonabile) di entrambe le specie che formano gli elementi di una coppia coniugata acido base debole 16

17 Meccanismo di funzionamento del sistema tampone Il funzionamento del sistema tampone si basa sul ruolo della coppia coniugata acido/base debole, schema2camente indicata come HA/A In par2colare HA tampona gli ioni OH provenien2 dalla dissociazione di una base forte (ad esempio NaOH) HA + OH A + H 2 O Viceversa A tampona gli ioni H + provenien2 dalla dissociazione di un acido forte (ad esempio HCl) A + H + HA

18 Quindi nel sistema tampone il ph viene mantenuto pressoché costante grazie alla mobilità dell equilibrio della coppia coniugata HA/A perturbato dagli ioni OH e H + OH HA H + + A H + L acido HA deve essere debole perché il suo equilibrio con A deve essere spostato verso la formazione dell acido indissociato Solo in questo modo infatti lo ione H + aggiunto come acido forte può essere sequestrato da A, perché si riforma HA

19 Sistemi tampone fisiologici In condizioni normali il ph del sangue circolante può subire solo piccolissime oscillazioni intorno al valore di 7,4 Comunque negli alveoli polmonari il ph può innalzarsi fino a 7,6, mentre nei tessuti periferici abbassarsi fino a 7,2 Per mantenere costante il ph del sangue, esistono tre sistemi tampone: - H 2 CO 3 /HCO 3 - H 2 PO 4 /HPO proteina/proteinato (albumina, emoglobina, )

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