SOLUZIONI Le soluzioni sono miscele omogenee (= stesse proprietà in qualsiasi sua porzione) di due o più sostanze La sostanza presenta in maggior quantità è detta SOLVENTE mentre quelle in quantità inferiore sono detti SOLUTI L esempio più comune di una soluzione è la dissoluzione di un solido in un liquido, ma si possono avere anche soluzioni solide o gassose - aria: miscela gassosa ma anche soluzione (ossigeno e biossido di carbonio e altri disciolti nell azoto) - leghe: ottone, acciaio, argento, oro sono miscele omogenee di 2 o più metalli
Stato della soluzione Solvente Soluto Esempio ---------------------------------------------------------------------------------------------------------------- GAS GAS GAS ARIA LIQUIDO LIQUIDO GAS CO 2 in acqua LIQUIDO LIQUIDO LIQUIDO Alcol in acqua LIQUIDO LIQUIDO SOLIDO Sale in acqua SOLIDO SOLIDO GAS Idrogeno nell acciaio SOLIDO SOLIDO SOLIDO Cromo nel ferro
Dal momento che tutte le reazioni chimiche ed i processi biologici avvengono in soluzione acquosa, le soluzioni interessanti da un punto di vista biologico sono le SOLUZIONI ACQUOSE in cui il sovente è l ACQUA ed il soluto può essere solido, liquido o gassosi Le soluzioni sono LIMPIDE e TRASPARENTI, COLORATE o INCOLORI
I soluti possono inoltre essere suddivisi in: - Elettroliti: sostanze che, disciolte in acqua, danno luogo a soluzioni che conducono la corrente elettrica - Non elettroliti: sostanze che in acqua non producono ioni e non conducono la corrente elettrica Una soluzione può inoltre essere: - SATURA: quantità massima di soluto in un determinato solvente ad un determinata temperatura - NON-SATURA: la quantità di soluto è minore della quantità massima - SOVRASATURA: la quantità di soluto è maggiore della quantità massima (notevole grado di instabilità)
SOLUZIONI E COLLOIDI Ma come si riconosce una soluzione? Solo mediante analisi chimica possiamo determinare se trattasi di una sostanza pura, una soluzione o un colloide Una sospensione colloidale consiste di particelle di soluto disciolte nel solvente ma in modo non completamente omogeneo Le particelle con diametro compreso tra 1 e 200 nm sono definite COLLOIDI (esempio: latte, burro, maionese, asfalto, colla, nebbia e fumo) Se il soluto ha dimensioni inferiori a 1 nm si ha una soluzione Se il soluto ha dimensioni maggiori di 200 nm aspettando si avrà un PRECIPITATO
GRADO DI SOLUBILITA Abbiamo visto come la condizione fondamentale per la solubilità fosse la regola «che il simile scioglie il simile» Soluti polari sono solubili in solventi polari e soluti apolari sono solubili in solventi apolari La SOLUBILITA si definisce come la quantità massima di soluto che può essere disciolta in una data quantità di solvente La solubilità è quindi la concentrazione della soluzione satura
PROCESSO DI DISSOLUZIONE Le sostanze nello stato solido e nello stato liquido sono soggette a forze intermolecolari che le tengono assieme In generale, i possiamo aspettare che si formino soluzioni quando l entità delle forze attrattive soluto-solvente siano comparabili a quelle che esistono tra le stesse particelle di soluto e tra le stesse particelle di solvente Quando un solido ionico ( es. NaCl) entra in contatto con le molecole polari dell acqua, si hanno interazioni di natura dipolare che producono l orientazione delle molecole di acqua sulla superficie del cristallo in base all attrazione tra cariche o dipoli opposti
Le molecole di acqua penetrano nel reticolo ed indeboliscono le interazioni tra gli ioni, che vengono progressivamente scalzati dalle loro posizioni reticolari; attorno allo ione passato in soluzione si formano vari strati di molecole di acqua, orientate in base alle interazioni dipolari (in questo caso, si dice che lo ione è SOLVATATO) L acqua è un ottimo solvente sia nei confronti di specie ioniche, a causa della polarità della sua molecola, sia nei confronti di specie molecolari contenenti gruppi polari, con le quali stabilisce interazioni dipolari o legame a idrogeno
Le molecole di acqua si avvicinano agli ioni Na + esponendo la loro porzione negativa e si presentano invece con la loro porzione positiva intorno agli ioni Cl -
Quando l energia delle interazioni fra ioni e solvente supera l energia con cui gli ioni sono legati al cristallo si ha il passaggio degli ioni in soluzione Cl - Na +
HO HO OH O OH OH Anche il glucosio è solubile in acqua, a causa dei forti legami idrogeno che si possono contrarre fra l acqua e i gruppi ossidrile
Le molecole di acqua sostanzialmente esercitano un attrazione sugli ioni cloro e sodio tale da vincere le forze di attrazione di questi due ioni nel cristallo solido di NaCl Nel passaggio in soluzione occorre considerare quindi tre interazioni attrattive: - Interazione soluto-soluto - Interazione solvente-solvente - Interazione soluto-solvente
La solubilità si basa su alcune considerazioni: - Differenza di polarità tra soluto e solvente: tanto maggiore è la differenza tanto minore sarà la solubilità del soluto Temperatura: un aumento della temperatura (in genere, ma non sempre) aumenta la solubilità Pressione: ha poco effetto nella solubilità dei solidi e dei liquidi nei liquidi, ma la solubilità di un gas in un liquido è direttamente proporzionale alla pressione applicata
Quando si aggiunge ad un solvente un eccesso di un soluto quest ultimo si scioglie finché si stabilisce un EQUILIBRIO DINAMICO tra soluto disciolto e soluto non disciolto All inizio la velocità di dissoluzione è alta ma, nel tempo, essa tende ad aumentare la velocità del processo inverso Infine le due velocità diventano uguali e la composizione della soluzione rimane uguale nel tempo
SOLUBILITA DEI GAS E LEGGE DI HENRY Quando si raggiunge l equilibrio di solubilità di un gas in un liquido, la quantità di gas disciolto nel liquido è massima La legge di Henry stabilisce che il numero di moli di una gas disciolto in un liquido a una certa temperatura è proporzionale alla pressione parziale del gas I gas sono solubili a bassa temperatura e lo sono molto meno a temperatura maggiore C g = KP g dove C g è la solubilità del gas, K è al costante di Henry e P g è la pressione parziale del gas
SOLUBILITA DEI GAS E LEGGE DI HENRY La legge di Henry spiega perché stappando una bibita gassata in cui è disciolta anidride carbonica a pressione superiore a quella atmosferica, si forma improvvisamente l effervescenza l anidride carbonica trovandosi improvvisamente ad una pressione esterna inferiore, non può più rimanere in soluzione
UNITA DI MISURA DELLA CONCENTRAZIONE DELLE SOLUZIONI La CONCENTRAZIONE indica la quantità di soluto presente in una certa quantità di soluzione e può essere espressa in vari modi Una soluzione CONCENTRATA contiene una quantità relativamente alta di soluto, presente in quantità inferiore se la soluzione è DILUITA La CONCENTRAZIONE può essere espressa con varie unità di misura (fisiche o chimiche)
Percento in peso NaCl al 2% (p/p) Dire che una soluzione acquosa di NaCl è al 2% in peso significa che in 100 g della soluzione ci sono 2 g di NaCl (e 98 di acqua) 2 g NaCl + 98 g H 2 O
Percento in peso/volume NaCl al 2% (p/v) Dire che una soluzione acquosa di NaCl è al 2% (p/v) significa che in 100 cm 3 della soluzione ci sono 2 g di NaCl 2 g NaCl + 100 cm 3 H 2 O
Esempi Calcolare il percento in peso di una soluzione contenente 20 g di soluto in 100 g di H 2 O Peso totale di soluzione = 100 + 20 = 120 g, che contengono 20 g di soluto Impostiamo una proporzione: 120 g soluzione : 20 g soluto= 100 g soluzione : x g soluto x = 16,7 % in peso
Esempi Una soluzione al 30 % in volume ha densità 1,2 g cm -3 d = m/v M =dxv Calcolare il % in peso. La soluzione contiene 30 g di soluto in 100 cm 3 di soluzione, cioè: massa (g soluzione) = 1,2 g cm -3 x 100 cm 3 = 120 g 120 g soluzione : 30 g soluto = 100 g soluzione : x g soluto x = 25 % in peso
Frazione molare Per una soluzione costituita di n a moli di A, n b moli di B, n c moli di C,, n z moli di Z, si definisce FRAZIONE MOLARE di un componente il rapporto fra il numero di moli di quel componente ed il numero totale di moli presenti nella miscela Frazione molare di A = x a = n a n a + n b + n c +,,, + n z La somma delle frazioni molari è uguale a 1
Esempio Una soluzione è costituita da 36 g di acqua e 64 g di metanolo a) 36 g di acqua (PM 18) corrispondono a 2 moli di acqua b) 64 g di metanolo (PM 32) corrispondono a 2 moli dell alcole La frazione molare dell acqua = 2/(2+2) = 0,5
Esempio Calcolare le frazioni molari di una soluzione contenente 98 g di H 2 SO 4 in 180 g di H 2 O PM H2SO4 = 98,08 g mol -1 PM H2O = 18,01 g mol -1 moli H 2 SO 4 = 98 g /98,08 g mol -1 = 1,0 mol moli H 2 O = 180 g/18,01 g mol-1 = 10,0 mol
Esempio Una soluzione è costituita da 18 g di glucosio e 18 g di fruttosio dissolti in 1800 g di acqua a) 18 g di glucosio (PM 180) corrispondono a 0.1 moli dello zucchero b) 18 g di fruttosio (PM 180) corrispondono a 0.1 moli dello zucchero b) 1800 g di acqua (PM 18) corrispondono a 100 moli di acqua La frazione molare del glucosio si calcola come segue: x glucosio = 0.1 0.1 + 0.1 + 100 = 0.000998
Molalità m = N. moli di soluto Massa di solvente* * espressa in chilogrammi
Dire che una soluzione acquosa di glucosio è 1 molale significa che in 1 kg di acqua è dissolta una mole di glucosio Glucosio C 6 H 12 O 6 PM glucosio : 6 x 12.0112 + 12 x 1.008 + 6 x 15,994 = 180.1272 Per preparare 1 ml di una soluzione acquosa di glucosio = 1 mole (180,1272 g) di glucosio viene dissolta con 1 kg di acqua
Esempio Calcolare la molalità di una soluzione che contiene 13 g di KOH in 997 g di H 2 O Calcoliamo le moli corrispondenti a 13 g di soluto contenute in 997 g di solvente: PM KOH = 56 g mol -1 mol = 13 g/56 g mol -1 = 0,23 mol molalità = 0,23 mol/0,997 kg = 0,24 mol kg -1
Molarità M = N. moli di soluto Volume di soluzione* * espressa in litro
Molarità Dire che una soluzione di glucosio è 1M significa che in un litro di soluzione è dissolta una mole di glucosio. Glucosio C 6 H 12 O 6 PM glucosio : 6 x 12.0112 + 12 x 1.008 + 6 x 15,994 = 180.1272 In 1 litro di soluzione sono disciolti 180,1272 g di glucosio Soluzione 1M di glucosio 1 litro Glucosio 180.1272 g
Esempio Calcolare la M di una soluzione di NaOH contenente 0,1 moli in 500 cm 3 di soluzione M = mol/l = 0,1 mol/0,5 l = 0,2 M Calcolare la M di una soluzione contenente 4,0 g di NaOH in 100 cm 3 mol (NaOH) = 4,0 g/40 g mol -1 = 0,1 mol M = mol/l = 0,1 mol/0,1 l = 1 M
Esempio Calcolare la M di una soluzione di NaOH contenente 0,1 moli in 500 cm 3 di soluzione M = mol/l = 0,1 mol/0,5 l = 0,2 M Calcolare la M di una soluzione contenente 4,0 g di NaOH in 100 cm 3 mol (NaOH) = 4,0 g/40 g mol -1 = 0,1 mol M = mol/l = 0,1 mol/0,1 l = 1 M
Esempio Calcolare il peso di NaOH contenuto in 500 cm 3 di una soluzione 0,2 M M = mol/l mol = M x l = 0,2 M x 0,5 l = 0,1 mol PM NaOH = 40 g mol -1 1 mol : 40 g mol -1 = 0,1 mol : X g NaOH g (NaOH) = 0,1 mol x 40 g mol -1 = 4 g
Normalità N = N. equivalenti di soluto Volume di soluzione Gli equivalenti si ottengono dividendo il peso di soluto per il peso equivalente (espresso in g/eq) secondo la relazione: N equivalenti = g/peso Equivalente EQUIVALENTE: a seconda del tipo di reazione
Equivalente Dipende dal tipo di reazione che stiamo esaminando REAZIONE ACIDO-BASE: un equivalente di un acido è la quantità che fornisce 1 mole di H + ; un equivalente di una base è la quantità che reagisce con 1 mole di H + REAZIONE OSSIDO-RIDUTTIVA: un equivalente è la quantità di sostanza che prende o perde 1 mole di elettroni
Reazioni equivalente-massa REAGENTE PRODOTTO REAZIONE MASSA DI MASSA DI 1 MOL 1 MOL DI REAGENTE EQUIVALENTE ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- H 2 SO 4 SO 2-4 ACIDO (2H + ) 98,0 g 98/2 = 49 g Al(OH) 3 Al 3+ BASE (3OH - ) 78,0 g 78/3 = 26 g KMnO 4 Mn 2+ RIDUZIONE (5e) 158,0 g 158/5 = 31,6 g KMnO 4 MnO 2 RIDUZIONE (3e) 158,0 g 158/3 = 52,7 g Na 2 C 2 O 4 CO 2 OSSIDAZIONE (2e) 134,0 g 134/2 = 67 g
Diluizione Sono estremamente frequenti in laboratorio. M 1 = molarità iniziale M 2 = molarità finale V 1 = volume iniziale V 2 = volume finale M 1 xv 1 = M 2 xv 2
Esempio Calcolare il volume (in L) di acqua da aggiungere a 20.0 ml di HCl 12,0 M per ottenere una soluzione di HCl 0,1 M M 1 = 12,0 M V 1 = 20 ml = 0,02 L M 2 = 0,1 M V 2 =? 12,0 M x 0,02 L = 0,1 M x V 2 V 2 = 12x0,02/0,1 = 2,40 L di soluzione V 2 rappresenta il volume finale per cui per diluire è necessario raggiungere questo volume alla fine aggiungendo 2,4 0,02 = 2,38 L
Un altra unità di misura delle concentrazioni è quella basata sugli equivalenti (eq) = numero di moli di uno ione corrispondente ad un numero di Avogadro di cariche elettriche. L unità di misura è rappresentata da eq L -1 ll peso equivalente, a volte chiamato anche grammoequivalente, può essere riferito a varie reazioni ed è definito come: la quantità in grammi di sostanza che può cedere o acquistare una mole di elettroni (reazioni di ossidoriduzione), oppure fornire in soluzione acquosa una mole di H + o di OH - (reazioni acido-base) Il peso equivalente di un ossidante o di un riducente si ottiene dividendo la massa molare per il numero di elettroni acquistati o ceduti
Calcolare il peso equivalente p eq dell'anidride solforica SO 2 (PM = 64,0 g mol -1 ) nella seguente reazione: SO 2 + O 2 SO 3 In questa reazione redox lo zolfo si ossida passando da numero di ossidazione +4 a numero di ossidazione +6 con una perdita di due elettroni Il peso equivalente p eq dell'anidride solforosa sarà: p eq = PM / n e- = 64,0 g mol -1 / 2 e- = 32,0 (g eq -1 )
Calcolare il peso equivalente dell'acido solforico H 2 SO 4 (PM = 98,0 g mol -1 ) nella seguente reazione di dissociazione: H 2 SO 4 2H + + SO 4 2- In questa reazione l'acido solforico libera due ioni H + P eq = PM /n H + = 98,0 g mol -1 / 2 H + = 49,0 (g eq -1 )
HCl + NaOH NaCl + H 2 O H 2 SO 4 + 2 NaOH Na 2 SO 4 + 2H 2 O H 3 PO 4 + 3 NaOH Na 3 PO 4 + 3H 2 O HCl PM = PE = 36.5 H 2 SO 4 PM = 98 PE = 49 H 3 PO 4 PM = 98 PE = 32,66
Dire che una soluzione di acido solforico è 1N (1 Normale) significa che in un litro di soluzione è dissolto un equivalente dell acido Acido solforico H 2 SO 4 PM H 2 SO 4 : 2 x 1.008 + 1 x 32,064 + 4 x 15,994 = 98.056 Essendo per H 2 SO 4 : PE = 1/2 PM. H 2 SO 4 Soluzione 1 N ( 0.5 M) 1 litro In 1 litro di soluzione 1 N sono disciolti 49.028 g di acido solforico 49.028 g
QUANTITA DI SOSTANZA E CONCENTRAZIONE ATTENZIONE: Il concetto di QUANTITA DI SOSTANZA è ben distinto da quello di CONCENTRAZIONE abbiamo una serie di porzioni di idrossido di sodio ciascuna del peso di 4,0 grammi ed una serie di recipienti con capacità diverse CONTENITORE 1 = 50 cm 3 CONTENITORE 2 = 100 cm 3 CONTENITORE 3 = 250 cm 3 CONTENITORE 4 = 500 cm 3 CONTENITORE 5 = 1000 cm 3
QUANTITA DI SOSTANZA E CONCENTRAZIONE Trasferiamo il soluto nei diversi recipienti ed aggiungiamo acqua fino al volume indicato Tutte le soluzioni contengono la stessa quantità di NaOH, cioè 4,0 grammi La concentrazione nei vari casi non è la stessa In tutti i casi, le moli corrispondenti a 4,0 grammi di NaOH si ottengono dividendo questo peso per la massa molare del composto: moli NaOH = 4,0 g/40 g mol -1 = 0,1 mol
Calcoliamo le concentrazioni corrispondenti ai recipienti di diverso volume, in moli per litro di soluzione: Soluzione 5: M = 0,1 mol/1 l = 0,1 mol/l Soluzione 4: M = 0,1 mol/0,5 l = 0,2 mol/l Soluzione 3: M = 0,1 mol/0,25 l = 0,4 mol/l Soluzione 2: M = 0,1 mol/0,1 l = 1,0 mol/l Soluzione 1: M = 0,1 mol/0,05 l = 2,0 mol/l
Discorso analogo vale quando una soluzione viene diluita, cioè viene aggiunto del solvente Esempio prendiamo la soluzione 3, che contiene 4,0 g di NaOH in 250 cm 3 con una concentrazione 0,4 M, e traferiamola in un recipiente più grande, aggiungendo acqua fino a 500 cm 3 di soluzione La stessa quantità di soluto si trova ora in un volume doppio di soluzione, per cui la concentrazione si è dimezzata (0,1 mol/0,5 l = 0,2 M), assumendo un valore uguale a quello della soluzione 2
Esempio Quale volume di una soluzione acquosa 2,0 M di NaCl è necessario per preparare 0,5 L di una soluzione 1,0 M? Calcoliamo le moli contenute nella soluzione da preparare: mol = MxL = 1,0 Mx0,5L = 0,5 mol A questo punto calcoliamo quanto volume contengono queste moli nella soluzione pronta: 2,0 mol : 1 L = 0,5 mol : xl x L = (1 L x 0,5 mol)/2,0 mol = 0,25 L
PROPRIETA COLLIGATIVE DELLE SOLUZIONI Alcune proprietà fisiche delle soluzioni differiscono sensibilmente da quelle del solvente puro Le PROPRIETA COLLIGATIVE dipendono dal numero di particelle presenti e non dalla loro natura Le principali proprietà colligative sono: - l abbassamento relativo della tensione di vapore - l innalzamento ebullioscopico - l abbassamento crioscopico - la pressione osmotica
ABBASSAMENTO RELATIVO DELLA TENSIONE DI VAPORE (LEGGE DI RAOULT) I liquidi possiedono una tensione di vapore che rappresenta la pressione esercitata dalle molecole che sfuggono dal liquido e passano allo stato aeriforme
I liquidi (acqua) possiedono una tensione di vapore che rappresenta la pressione esercitata dalle molecole che sfuggono dal liquido e passano allo stato aeriforme H 2 O
Se abbiamo una soluzione, la presenza del soluto che non è in grado di evaporare, il numero di molecole che potrà passare alla fase di vapore sarà minore Quindi, A PARITA DI TEMPERATURA, la tensione di vapore di una soluzione è minore a quella del solvente puro e diminuisce all aumentare della concentrazione
La pressione parziale (tensione di vapore) di un componente A volatile di una soluzione è data dalla tensione di vapore del componente puro (PA0) per la sua frazione molare p A = A P A 0 Nel caso in cui tutti i componenti di una miscela siano volatili, si può determinare la pressione parziale di ciascuno di essi e quella totale della soluzione come somma delle pressioni parziali P tot = p A + p B = A P A0 + B P B 0
Per le soluzioni ottenute con soluti non volatili nelle quali la tensione di vapore del soluto è trascurabile si ha p soluzione = soluzione P solvente 0 Poiché è per definizione < 1, la tensione di vapore P di una soluzione contenente un soluto non volatile è sempre minore della tensione di vapore del solvente puro P 0
L abbassamento della tensione di vapore (P) della soluzione contenente un soluto non volatile rispetto al quella del solvente puro (P 0 ) è dato da: p = solvente P solvente0 P = (1-p soluto ) P 0 = P 0 - soluto P 0 (P 0 P)/P 0 = soluto
La conseguenza più importante della legge di Raoult è l effetto del soluto sul punto di congelamento e di ebollizione di una soluzione Se si aggiunge ad un solvente un soluto non volatile il punto di congelamento della soluzione diminuisce, cioè il passaggio dallo stato liquido a quello solido richiede un temperatura più bassa Il punto di ebollizione invece aumenta cioè il passaggio dallo stato liquido a quello solido richiede una T più alta
Nel caso di un elettrolita, l effetto sulla pressione osmotica è superiore rispetto a quello di un non elettrolita a causa del diverso grado di dissociazione e del numero di specie chimiche he vengono prodotte Il fattore moltiplicativo che tiene conto della dissociazione del soluto è detto coefficiente di Van t Hoff (i) i = 1 + (n - 1) n, numero di ioni formati dalla dissociazione Esempio: CaCl 2 Ca 2+ + 2Cl - i = 3 NaCl Na + + Cl - i = 2 CH 3 COOH [CH 3 COOH] + [CH 3 COO - ] + [H + ] i = 1,8 grado dissociazione < 1
ABBASSAMENTO CRIOSCOPICO E INNALZAMENTO EBULLIOSCOPICO Esaminiamo l equilibrio che si determina, al punto di congelamento, fra stato solido e liquido dell acqua H 2 O (l) H 2 O (s) La presenza del soluto interferisce con il processo di aggregazione delle molecole di acqua che si associano per formare lo stato solido E necessario che all equilibrio la velocità della reazione diretta sia uguale a quella della reazione inversa La riduzione della T fa diminuire la velocità della reazione inversa tanto da renderla uguale a quella diretta
Il valore della diminuzione del punto di congelamento ( T C ) è proporzionale alla concentrazione del soluto (espressa in molalità): T C = k C x m Dove k C è la costante crioscopica del solvente ed m la molalità della soluzione
Abbiamo definito il punto di ebollizione come la T alla quale la pressione di vapore del liquido è uguale alla pressione atmosferica La legge di Raoult definisce che la pressione di vapore di una soluzione diminuisce per la presenza del soluto E necessaria una T più alta affinché la pressione di vapore della soluzione sia uguale a quella atmosferica e quindi il punto di ebollizione aumenta
Il valore dell aumento del punto di ebollizione ( T eb ) è proporzionale alla concentrazione del soluto (espressa in molalità): T eb = k eb x m x i Dove k eb è la costante ebullioscopica del solvente, m la molalità della soluzione ed i il coefficiente di Van t Hoff
Alcune applicazioni pratiche sono rappresentate da: - Cloruro di sodio per fondere il ghiaccio sulla strada: la funzione è diminuire il punto di congelamento dell acqua a T inferiori allo 0 C - Il glicole etilenico (antigelo) viene aggiunto ai radiatori delle auto sia per prevenire il punto di congelamento che il punto di ebollizione
ESEMPIO Calcolare il punto di congelamento di una soluzione acquosa di glicole etilenico 8,38 m La k C dell acqua = 1,86 C/m Glicole etilenico = 1 T C = (1,86 C/m) x (8,38 m) x 1= 15,6 C Il punto di congelamento quindi è più basso di 15,6 C e quindi: Punto di congelamento = 0 C 15,6 C = -15,6 C
ESEMPIO Calcolare il punto di ebollizione di una soluzione acquosa di glicole etilenico 8,38 m La k eb = 0,52 C/m I = 1 T C = (0,52 C/m) x (8,38 m) x 1 = 4,4 C Il punto di ebollizione aumenta quindi di 4,4 C e quindi: Punto di ebollizione = 100 C + 4,4 C = 104,4 C
PRESSIONE OSMOTICA Quando una soluzione ed il suo solvente sono separati da una membrana che permette unicamente il passaggio delle molecole del solvente (non di quelle del soluto), queste tendono a passare nella soluzione per equilibrare la differenza di concentrazione ai due lati della membrana = OSMOSI
PRESSIONE OSMOTICA La pressione osmotica equivale alla pressione che occorre esercitare per contrastare il passaggio di solvente dal comparto di destra al comparto di sinistra Soluzione acquosa C H 2 O p
La pressione osmotica (p) segue una legge quantitativa simile a quella dei gas ideali: Legge dei gas ideali PV = nrt Oppure P =nrt/v Poiché M = n/v Si ha: P = MRT Pressione osmotica pv =nrt p =nrt/v M = n/v p = MRT
Si può calcolare la p a qualsiasi T sapendo la concentrazione della soluzione Attenzione alle particelle in soluzione La pressione osmotica è una propietà colligativa e quindi dipende dalla concentrazione delle particelle di soluto 1 M di glucosio (non elettrolita) = 1 mol di particelle per L Ma. 1 M NaCl contiene 2 mol di particelle per L ( 1 mol di Na + e 1 mol di Cl - ) L OSMOLARITA = la molarità delle particelle in soluzione
ESEMPIO Calcolare l osmolarità di una soluzione 5,0x10-3 M di Na 3 PO 4 Na 3 PO 4 in acqua si dissocia in 3Na + e PO 4 3- Na 3 PO 4 3Na + e PO 4 3- Quindi 1 mole di Na 3 PO 4 si dissocia fornendo 4 moli di ioni, per cui: Msoluzione : x (osmolarità) = 1 mol soluzione : 4 mol particelle (5,0x10-3 mol/l Na 3 PO 4 ) x (4 mol particelle/1 mol Na 3 PO 4 ) = 2,0x10-2 mol particelle/l Osmolarità = 2,0x10-2 mol particelle/l = 2,0x10-2 osmol
ESEMPIO Calcolare la pressione osmotica di una soluzione 5,0x10-2 M di NaCl a 25 C NaCl in acqua si dissocia in Na + e Cl - p =MRT M dovrebbe essere l osmolarità, quindi: (5,0x10-2 mol/l di NaCl) x (2 mol particelle)/1 mol NaCl = 1,0x10-1 mol particelle/l p = (1,0x10-1 mol particelle/l) x (0,0821 L atm/k mol) x 298 K = 2,4 atm
OSMOSI E SISTEMI BIOLOGICI L osmosi assume vitale importanza nei sistemi biologici Una cellula può venire infatti considerata come un sistema dove una membrana semipermeabile (la membrana cellulare) tiene separate due soluzione acquose - se queste hanno stessa osmolarità (stesso p) sono dette ISOTONICHE - se la soluzione esterna ha una concentrazione più bassa e più basso p sono dette IPOTONICHE - se la soluzione esterna ha una concentrazione più alta e più alto p sono dette IPERTONICHE
Diffusione di uno ione La diffusione di uno ione, a differenza della diffusione di una specie non carica, dipende dal gradiente di potenziale elettrochimico che è dato dalla somma algebrica del gradiente di potenziale chimico (quindi gradiente di concentrazione) e del gradiente di potenziale elettrico
La diffusione di uno ione secondo gradiente di concentrazione può creare essa stessa differenze di potenziale elettrico a cavallo di una membrana quando gli ioni presentano permeabilità differenti attraverso di essa. Il potenziale che si genera è detto potenziale di diffusione Per permeabilità si intende la capacità di transito degli ioni attraverso canali ionici di membrana specifici
membrana permeabile ad entrambi gli ioni gli ioni Cl- e Na+ sono spinti da uguale gradiente di concentrazione ad entrare in membrana ma procedono, nel suo spessore, a velocità diverse, creando separazione di cariche e quindi un potenziale di diffusione tra i due versanti + + - > = Na + K + Cl - Ioni anidri e idratati
Importanza biologica degli ioni idratati Volume ione Na + + Li + K Volume ione idratato
Na + + Li + K Volume ione idratato La mobilità di un catione in acqua diminuisce all aumentare del suo diametro: Un catione idrato più grande, ad esempio Na si muove più lentamente in una soluzione e nella cellula attraversa con più fatica i pori delle membrane cellulari di uno ione idrato più piccolo come ad esempio il K
NaCl 100mM 1 2 + - + + NaCl 10mM + - - L ambiente 1 e 2 a diversa concentrazione di NaCl sono separati da un setto poroso. - Na + e Cl - tendono a diffondere secondo gradiente di concentrazione da 1 a 2. Il Cl - idratato ha una mobilità maggiore rispetto a quella del Na + idratato. Ciò fa sì che in prossimità dell uscita dei pori dal lato 2 si abbia una concentrazione maggiore di Cl - mentre dal lato 1 si accumulano le cariche positive del Na +.
NaCl 100mM 1 2 + + - NaCl 10mM - perciò, ai capi del setto si crea una separazione di cariche che dà luogo ad una differenza di potenziale con segno negativo verso 2 e positivo verso 1 - La differenza di potenziale accelera il flusso del Na + mentre rallenta quello del Cl -, per cui gli effetti delle diverse mobilità degli ioni vengono compensate, con il risultato che i due flussi netti di Na + e Cl - sono uguali. - Nel tempo con il procedere della diffusione il gradiente di concentrazione si dissipa ed il potenziale di diffusione che da esso dipende si azzera.
La permeabilità selettiva di una membrana produce un potenziale di membrana: in questo esempio si genera un potenziale di equilibrio per il K + che si indica con E K esprimibile con l equazione di Nernst