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L'innalzamento ebulloscopico e l'abbassamento crioscopico

L'innalzamento ebulloscopico 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 ebulloscopico.

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

Innalzamento ebulloscopico

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

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 congelamento

$k_{eb}$= 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 ebulloscopica 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 ebulloscopiche 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

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.

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.