Chimica per il liceo/Le soluzioni

Soluzioni (chimica)

Esempio di una soluzione (NaCl è il soluto, l'acqua è il solvente).

In chimica una soluzione si definisce come un miscuglio omogeneo composto da due o più sostanze che si mescolano uniformemente tra loro.

Una soluzione si forma quando le particelle di soluto e solvente si mescolano a livello molecolare per creare un'unica fase omogenea. Il solvente è il componente presente in quantità maggiore, il soluto (o i soluti) è quello presente in quantità minore. Possono esserci più soluti, ma un solo solvente. Le molecole di solvente circondano le molecole di soluto grazie alle attrazioni intermolecolari tra di essi, in un processo chiamato solvatazione. Quando il solvente coinvolto è l'acqua, la solvatazione assume il nome di idratazione. Fattori come la temperatura, la pressione e l'agitazione possono influenzare la velocità di formazione di una soluzione.

Le soluzioni possono essere solide, come la maggior parte delle leghe metalliche, liquide, come le bevande alcoliche, o aeriformi, come l'aria.

Elettroliti

Gli elettroliti sono composti che in acqua formano ioni e rendono elettricamente conduttrice la soluzione, solitamente acquosa, in cui sono disciolti. Questo può avvenire tramite due processi: la ionizzazione e la dissociazione.

Ionizzazione

• La ionizzazione è uno dei due processi con cui si possono creare soluzioni elettrolitiche. Avviene unendo composti molecolari ionizzabili e acqua.

Nel caso sottostante viene messo acido cloridrico in acqua. Il dipolo dell’acqua riesce a rompere il legame covalente tra l’idrogeno e il cloro. Di conseguenza si formano ioni che rendono la soluzione in grado di condurre elettricità.

${\ce {HCl{(g)}->[H2O] H^+{(aq)}+ Cl^- {(aq)}}}$

Dissociazione

• Si chiama dissociazione e non ionizzazione perché in questo caso gli ioni ci sono già (i sali infatti sono composti ionici), vengono semplicemente separati. La dissociazione avviene unendo un composto ionico all'acqua. Anche questo processo, come la ionizzazione, porta alla creazione di soluzioni elettrolitiche.

Se si mette NaCl in acqua, le molecole d’acqua separano gli ioni di carica opposta presenti nel sale. Attraverso questo processo si creano ioni che permettono la conduzione elettrica.

${\ce {NaCl{(g)}->[H2O] Na^+{(aq)}+ Cl^- {(aq)}}}$

Soluzioni elettrolitiche

Gli elettroliti possono essere acidi o basi. Gli acidi sono elettroliti che in acqua formano una soluzione elettrolitica liberando ioni H+, mentre le basi invece liberano ioni OH‐. Sia le soluzioni acide che quelle basiche conducono la corrente elettrica.

L'acido nitrico (acido) in acqua forma una soluzione acida.

${\ce {HNO3{(l)}->[H2O] H^+{(aq)}+ NO^- {(aq)}}}$

L'idrossido di sodio (base) in acqua forma una soluzione basica.

${\ce {NaOH{(s)}->[H2O] Na^+{(aq)}+ OH^- {(aq)}}}$

pH

Scala pH.

Il pH, è una grandezza fisica che indica l'acidità (e quindi la basicità) in soluzioni gassose e liquide. Il valore dipende dalla quantità di ioni H+ presenti nella soluzione. Maggiore è la concentrazione degli ioni, più basso è il valore del pH, è quindi più acida è la soluzione. Invece meno protoni sono presenti, più la soluzione è basica. La soluzione è neutra se il valore del pH è pari a 7.

Solubilità

La solubilità rappresenta la massima quantità di soluto che può essere sciolta in un solvente. È quindi la massima concentrazione possibile (ad una certa temperatura). È in genere riferito a soluzioni liquide.

Quando invece tentiamo di sciogliere più soluto in un solvente di quanto indicato dalla solubilità, il soluto non si scioglie più. In questo caso si parla di una soluzione satura.

Solubilità e temperatura

Grafico solubilità in funzione della temperatura.

La solubilità di una determinata sostanza dipende dalla temperatura. Nella maggior parte delle volte, soprattutto per i soluti solidi, aumenta in modo proporzionale ad essa. Le soluzioni che si comportano in questo modo sono dette endotermiche o a solubilità diretta. Le soluzioni che quando vengono scaldate diminuiscono la loro solubilità si chiamano esotermiche o a solubilità inversa (per esempio soluzioni gassose come NH₃).

Solubilità e pressione

A differenza di solidi e liquidi, la solubilità dei gas dipende anche dalla pressione. Aumentando la pressione di un gas sopra una soluzione liquida, in genere aumenta la solubilità del gas nella soluzione. Questo principio è noto come legge di Henry. La legge di Henry afferma quindi che, a temperatura costante, la quantità di gas dissolto in una soluzione è direttamente proporzionale alla pressione parziale del gas sopra la soluzione. Quindi, se aumenti la pressione sopra una soluzione liquida, la quantità di gas che può essere dissolta in quella soluzione aumenterà di conseguenza.

$\operatorname {C} =kP$

dove P è la pressione del gas sulla soluzione, C è la concentrazione del gas nella soluzione e k è una costante tipica di ciascun gas che correla la pressione del gas sulla soluzione e la sua concentrazione.

Concentrazioni di soluzioni

La concentrazione di una soluzione esprime la quantità relativa dei soluti rispetto al solvente. Può essere espressa mediante diverse unità di misura: percentuale in massa, percentuale massa su volume, percentuale in volume, parte per milioni in massa e parti per milioni in volume.

Misurare la concentrazione in funzione della massa e del volume

Tabella delle unità di misura per esprimere la concentrazione in funzione della massa e del volume

CONCENTRAZIONE	FORMULA
percentuale in massa	%m/m=${m.soluto(g) \over m.solvente(g)}\times 100$
percentuale massa su volume	%m/V=${m.soluto(g) \over Vsoluzione(mL)}\times 100$
percentuale in volume	%V/V=${Vsoluto(mL) \over Vsolvente(mL)}\times 100$
ppm in massa	ppm=${m.soluto(mg) \over m.solvente(Kg)}$
ppm in volume	ppm=${Vsoluto(\mu L) \over Vsoluzione(L)}$

In generale, una soluzione si dice concentrata se è presente una grande quantità di soluto in un certo volume di solvente. Nella situazione opposta si parla di soluzione diluita.

E' anche possibile esprimere la concentrazione in funzione della mole utilizzando: molarità (o concentrazione di quantità di sostanza), molalità e frazione molare.

• La molarità (M) è il rapporto tra il numero di moli del soluto e il volume della soluzione. Essa dipende dalla temperatura, essendo infatti dipendente a sua volta dal volume della soluzione.
• La molalità (m) è il rapporto tra il numero di moli del soluto e la massa del solvente. A differenza della molarità, la molalità non dipende dalla temperatura perché non varia al variare del volume.
• La frazione molare (X) è il rapporto tra il numero di moli di un componente e quello di tutti i componenti della soluzione. È adimensionale, poiché deriva dal rapporto di grandezze uguali.

Tabella riassuntiva delle modalità per esprimere la concentrazione in funzione del numero di moli

CONCENTRAZIONE	FORMULA
molarità	M=${n.soluto(mol) \over Vsoluzione(L)}$
molalità	m=${n.soluto(mol) \over m.solvente(Kg)}$
frazione molare	X(a)=${n(a) \over n.totali}$

Esercizi sulle concentrazioni

Punto aggiunto per ogni risposta corretta:
Punti sottratti per ogni risposta non corretta:
Ignora i coefficienti di domanda:

1 Una soluzione formata da cloruro di sodio (NaCl) e acqua (H2O). Sciogliendo 124 g del sale in acqua, il volume della soluzione è pari a 2L. Calcola la concentrazione %m/V.

	6,4 %m/V.
	4,6 %m/V.
	7,1 %m/V.
	6,9 %m/V.

2 Il volume del soluto é 25 mL, mentre quello della soluzione é 250 cm3. Calcola la concentrazione %V/V.

	11 %V/V.
	10 %V/V.
	8,1 %V/V.
	6,9 %V/V.

3 In una soluzione la massa del soluto è pari a 620 g, mentre la massa del solvente é 1Kg. Calcola la percentuale massa su massa.

	31,11 %m/m.
	28,3 %m/m.
	41,11 %m/m.
	38,3 %m/m.

4 Data come molaritá 4 mol/L, determina il numero di moli di NaCl in usa soluzione di 300mL.

	2,6 mol.
	2,2 mol.
	1,2 mol.
	0,5 mol.

5 Calcola la molalitá di una soluzione composta da 2 moli di soluto in 500 g di solvente.

	2,6 mol/kg.
	2,2 mol/kg.
	4 mol/kg.
	0,5 mol/kg.

6 Avendo 2 g di NaOH, in 100mL di soluzione, trova la molaritá.

	0,5 mol/L.
	0,05 mol/L.
	5 mol/L.
	5,5 mol/L.

Le proprietà colligative

Nelle soluzioni, i legami fra particelle di solvente e soluto modificano alcune proprietà della soluzione rispetto al solvente puro, come ad esempio tensione di vapore (ossia la pressione esercitata in un sistema chiuso ed equilibrio termodinamico dal vapore sul liquido da cui si è formato), punto di ebollizione e punto di fusione. Tali proprietà sono dette “proprietà colligative” e dipendono solo dalla concentrazione del soluto e non dalla sua natura chimica.

L'abbassamento della tensione di vapore

Dato che le molecole di solvente sono attratte con più forza dalle molecole di soluto che da altre molecole di solvente, hanno bisogno di più energia per sfuggire alla soluzione e diventare vapore: la tensione di vapore di una soluzione dal soluto non volatile (cioè che non passa allo stato di vapore) sarà quindi più bassa rispetto al solvente puro, il punto di ebollizione sarà più alto e il punto di congelamento più basso, perché le molecole di soluto ostacolano quelle di solvente.

Queste considerazioni sono valide per le cosiddette “soluzioni ideali”, ossia con una molarità inferiore a 0,1.

Secondo la legge di Raoult la tensione di vapore di una soluzione il cui soluto non è volatile è direttamente proporzionale alla frazione molare e la tensione di vapore del solvente.

${\ce {Psolvente * Xsolvente = Psoluzione}}$

Esercizi sulle proprietà colligative e l'abbassamento della tensione di vapore

Una soluzione è ottenuta sciogliendo 5,00g di saccarosio, C12H22O11, in 100,0g di acqua. Calcola la sua tensione di vapore a 20°C, sapendo che, alla stessa temperatura, la tensione di vapore del solvente è pari a 17,54mmHg:

1. determina la massa molare dei due componenti
2. la loro quantità chimica in moli
3. la frazione molare del solvente.

L'innalzamento ebullioscopico e l'abbassamento crioscopico

L'innalzamento ebullioscopico è la differenza tra le temperature di ebollizione di un solvente puro e quella di una soluzione in cui è presente il solvente puro. Ciò significa che per fare in modo che la soluzione bolla, deve raggiungere una temperatura superiore a quella richiesta per il solvente puro. Allo stesso modo durante il raffreddamento a causa del soluto la solidificazione viene ostacolata abbassando il punto di congelamento.

L'innalzamento della temperatura di ebollizione è in genere piccolo, mentre la diminuzione del punto di congelamento è più grande. A parità di concentrazione di una soluzione acquosa l'abbassamento crioscopico è circa 4 volte più grande dell'innalzamento ebullioscopico.

L'innalzamento ebullioscopico e l'abbassamento crioscopico sono descritti da due equazioni.

Innalzamento ebullioscopico

$t_{eb.soluzione}-t_{eb.solvente}=\Delta t_{eb}=k_{eb}mi$

Abbassamento crioscopico

$t_{cong.soluzione}-t_{cong.solvente}=\Delta t_{c}=-k_{c}mi$

$\Delta t_{eb}$= variazione del punto di ebollizione

$\Delta t_{c}$= variazione del punto di conge12lamento

$k_{eb}$= costante ebullioscopica

$k_{c}$= costante crioscopica

$i$= coefficiente di van't Hoff

$m$= molalità della soluzione

La differenza di temperatura può essere espressa sia in gradi Celsius che Kelvin.

Le costanti crioscopica ed ebullioscopica sono caratteristiche del solvente.

Il coefficiente di van't Hoff indica il numero totale di moli di particelle che si liberano da una mole di soluto

Tabella con le costanti ebullioscopiche e crioscopiche di alcuni solventi

Sostanza	costante crioscopica (°C kg/mol)	costante ebulloscopica (°C kg/mol)
acqua (${\ce {H2O}}$)	1,86	0,51
acido acetico (${\ce {C2H4O2}}$)	3,90	3,07
cloroformio (${\ce {CHCl3}}$)	4,67	3,63
benzene (${\ce {C6H6}}$)	5,12	2,53
nitrobenzene (${\ce {C6H5NO2}}$)	6,89	-
fenolo (${\ce {C6H5OH}}$)	7,27	3,04
canfora (${\ce {C10H16O}}$)	39,7	5,61

L'osmosi e la pressione osmotica

L'osmosi è una proprietà colligativa. Indica la diffusione del solvente e di alcuni soluti attraverso una membrana semipermeabile. La membrana separa due soluzioni di diversa concentrazione.

La pressione osmotica rappresenta la pressione idrostatica che bisogna esercitare su una soluzione, separata da un'altra soluzione per mezzo di una membrana semipermeabile, perché in essa non entri altro solvente.

IMMAGINE

Le soluzioni che hanno uguale concentrazione e pressione osmotica si dicono isotoniche. Quando due soluzioni hanno concentrazione e pressione osmotica diverse, quella con concentrazione maggiore si dice ipertonica quella con concentrazione minore si dice ipotonica.

Esiste anche un processo chiamato osmosi inversa che viene utilizzato principalmente per ricavare acqua dolce dal mare e per rimuovere le sostanze inquinanti. Se alla soluzione più concentrata si applica una pressione maggiore della pressione osmotica, le molecole del solvente passano dalla soluzione più concentrata a quella meno concentrata.

La pressione osmotica si misura in atmosfere ($atm$). Nelle soluzioni ideali, la pressione osmotica è proporzionale alla concentrazione di particelle e alla temperatura assoluta. La relazione che lega queste grandezze si chiama equazione di van't Hoff.

Equazione di van't Hoff

$\Pi V=nRTi$

Per le soluzioni ideali:

$\Pi V=MRTi$

$\Pi$= pressione osmotica

$V$= volume

$M$= molalità

$n$= numero di moli

$R$= costante universale dei gas

$T$= temperatura assoluta

$i$= coefficiente di van't Hoff

Esercizi sull'innalzamento ebullioscopico e l'abbassamento crioscopico

1 Rispondi alle seguenti domande

Determina il punto di congelamento di una soluzione al 21% m/m di NaCl.

2  

La canfora congela a 178.4° C e la sua costante crioscopica vale KCr = 40.0° C Kg/mole. Si prepara una soluzione sciogliendo 1.50 grammi di un soluto non elettrolita poco volatile in 35 grammi di canfora. La soluzione congela a 164.7° C. Calcolare la massa molare del soluto.

Esercizi sulla pressione osmotica

1 Rispondi alle seguenti domande

La pressione osmotica di 500 mL di una soluzione acquosa che contiene 4,05 g di un composto incognito non elettrolita è di 2,33 atm a 30°C. Determina la massa molare del soluto.

2  

Calcola la pressione osmotica di 2,00 L di soluzione contenente 18 g di glucosio a 25°C.