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Le soluzioni

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Le soluzioni

Le soluzioni sono miscele omogenee costituite da due o più componenti.

I componenti delle soluzioni sono detti solvente e soluto.

Il solvente è il mezzo disperdente presente in quantità maggiore.

Il soluto è il componente presente in quantità minore.

[questi due termini diventano ambigui quando si ha a che fare con soluzioni concentrate; ad esempio in una soluzione d'acqua e alcol al 50% diventa impossibile attribuire il nome di solvente e soluto]

Concentrazione delle soluzioni

La concentrazione o titolo di una soluzione è la quantità di soluto rispetto alla quantità di solvente o di soluzione.

Solubilità di una sostanza è la quantità massima di soluto che si può sciogliere in un solvente fino ad ottenere una soluzione satura, ad una determinata temperatura.



La concentrazione si può esprimere in:

Percentuale peso/peso: grammi di soluto in 100 grammi di soluzione

Percentuale volume/volume: ml di soluto in 100 ml di soluzione.

Grammi/litro: grammi di soluto in 1000 ml (un litro) di soluzione.

Molarità: numero di moli di soluto in 1000 ml (un litro) di soluzione.

Molalità: numero di moli di soluto disciolte in 1000 grammi di solvente puro.

Normalità: numero di equivalenti di soluto in 1000 ml (un litro) di soluzione.

PPM: parti per milione, cioè parti di soluto per milione di parti di soluzione.


Formule utili


Formule per passare dalla percentuale peso/peso alla percentuale peso/volume e viceversa:

% PESO / VOLUME              = % PESO / PESO x D

% PESO / PESO =


MOLARITÀ (cioè n° moli per litro)     = n° moli soluto / n° litri soluzione

n° moli              = MOLARITÀ x n° litri


GRAMMI         = peso di una MOLE x N° MOLI

N° MOLI         = GRAMMI / peso di una MOLE


GRAMMI / LITRO                            = peso di una MOLE x N° MOLI / LITRO (cioè molarità)

N° MOLI / LITRO (cioè molarità)      = GRAMMI / LITRO / peso di una MOLE


NORMALITA’ (cioè n° di equivalenti per litro)           = n° di equivalenti soluto / n° litri soluzione


Formule per trasformare i grammi/litro in normalità e molarità e viceversa:

MOLARITÀ               =

GRAMMI /LITRO      = MOLARITA x MOLE


NORMALITÀ            =

GRAMMI/LITRO       = NORMALITÀ x EQUIVALENTE



Formule per trasformare la molarità in normalità e viceversa

NORMALITÀ            = MOLARITÀ x VALENZA



MOLARITÀ   =

Cioè per passare dalla mole all’equivalente si divide per la valenza. Quindi, se la valenza è ad esempio 2, l’equivalente pesa la metà della mole. Allora per un dato peso in grammi il numero di equivalenti (normalità) sarà il doppio del numero delle moli (molarità) normalità = molarità 2 (valenza


Formule per passare dai mg/l ai meq/l e viceversa:

mg/l = meq/l x equivalente                           infatti,

meq/l   x milliequivalente = grammi/litro

meq/l   x milliequivalente x 1000 = grammi/litro x 1000

meq/l   x equivalente = milligrammi /litro

meq/l = mg/l / equivalente


Frazione molare: per frazione molare si intende il n° moli di soluto / il numero di moli totali (cioè di solvente + soluto).

Il processo di dissoluzione. Dissociazione ionica e ionizzazione.

Esistono sostanze facilmente solubili e sostanze pressoché insolubili in quasi tutti i solventi, oppure solubili in determinati solventi e non solubili in altri: ad esempio cloruro di sodio oppure lo zucchero è facilmente solubile in acqua, poco solubile in alcol e insolubile nella benzina; invece il grasso, la canfora, la naftalina sono solubili nella benzina e non solubili in acqua. Le stesse considerazioni possono essere fatte per i liquidi; in tal caso però si parla di miscibilità.

Il processo di dissoluzione avviene per interazione tra le molecole del solvente e del soluto. Perché questa interazione possa verificarsi è necessario che possano formarsi legami chimici tra le particelle di soluto e quelle del solvente, tali da liberare energia capace di rompere i legami preesistenti tra particelle di soluto.

Dissoluzione di sostanze polari

Pertanto è logico pensare che soluti polari (e cioè sostanze legate con legami ionici o con legami covalenti polari) si sciolgano in solventi polari in quanto tra queste sostanze è possibile la formazione di legami chimici del tipo ione dipolo o legami a idrogeno.

In particolare distinguiamo due casi:

dissociazione ionica quando il soluto è formato da legami ionici e quindi gli ioni esistono già nella molecola di partenza e in acqua semplicemente si separano (es. cloruro di sodio in acqua). In pratica le molecole di acqua si orientano con il loro polo positivo verso lo ione negativo del soluto e con il polo negativo verso lo ione positivo del soluto, formando tanti legami ione dipolo; la formazione di nuovi legami libera energia sufficiente a rompere i legami ionici preesistenti, per cui il reticolo cristallino viene demolito e gli ioni si troveranno circondati da molecole di solvente = solvatati (idratati se il solvente e l’acqua). Non si formano nuove specie chimiche in quanto gli ioni sono già presenti nel soluto e vengono semplicemente dispersi dal solvente. Per evaporazione si riottiene il soluto.

ionizzazione quando il soluto e formato da molecole di forte o discreta polarità con atomi legati con legami covalenti polari e dativi. L’interazione con l’acqua è di forte intensità con rottura e formazione dei legami primari suddetti. Gli ioni non sono già presenti nella molecola di partenza, ma si formano al momento del passaggio in soluzione (esempio acido cloridrico in acqua).Analogamente al caso precedente le molecole del solvente polare si orientano con il loro polo positivo verso il polo negativo del composto covalente polare. Tale orientamento favorisce una ulteriore polarizzazione dei legami covalenti polari ad es. tra H e Cl fino a farli diventare dei legami ionici veri e propri. In questo caso l’acqua (o il solvente polare) ha fatto qualcosa di più: ha trasformato il composto covalente polare in composto ionico il quale a sua volta si dissocia in ioni con il risultato finale uguale al caso precedente, cioè formazione di ioni solvatati. Possiamo avere una ionizzazione totale (es. HCl in acqua) quando il soluto è formato da molecole fortemente polari (atomi legati con legami covalenti polari forti) e la reazione con il sovente coinvolge tutte le molecole di soluto e una ionizzazione parziale (es. acido acetico in acqua) quando il soluto è formato da molecole discretamente polari (atomi legati con legami covalenti polari di discreta intensità) e la reazione con il sovente coinvolge solo una parte delle molecole di soluto. In entrambi i casi evaporando il solvente si riforma in genere il soluto di partenza.



Semplice solubilizzazione con formazione di molecole polari solvatate quando il soluto è formato da molecole di media polarità che non vengono trasformate in ioni in quanto le interazioni con il solvente sono di debole intensità e interessano solo la rottura e la formazione dei legami secondari tipo dipolo-dipolo e ponti idrogeno (es. zucchero in acqua). Ciò è possibile in quanto le molecole di saccarosio sono unite fra loro da legami a idrogeno; pertanto possono formarsi nuovi legami a idrogeno tra le molecole di acqua e quelle di zucchero che liberano energia sufficiente a rompere i legami tra le molecole, ma non quelli tra gli atomi delle molecole stesse. Il soluto disperde semplicemente le sue molecole nel solvente, non si formano nuove specie chimiche e pertanto non avviene nessuna reazione. Evaporando il solvente si riforma il soluto di partenza.

Dissoluzione di sostanze apolari

Naturalmente un soluto apolare e un solvente polare (o viceversa) non permettono la formazione di legami di alcun tipo e quindi non può avvenire la solvatazione.

Possono invece formare legami (dipolo indotto) soluti apolari con solventi apolari in quanto il solvente adeguerà le sue cariche variandole istante per istante al variare delle cariche del soluto. Anche in questo caso l’energia liberata dai nuovi legami romperà i legami intermolecolari (dipolo indotto o forze di Wan der Waals), formando delle molecole circondate da solvente.

Una regola empirica per prevedere la solubilità tra i composti afferma che: il simile scioglie il suo simile.

I composti che in soluzione danno luogo alla formazione di ioni (per ionizzazione e per dissociazione totale o parziale) si dicono elettroliti.

I composti che si dissociano o si ionizzano completamente vengono detti elettroliti forti; quelli che si ionizzano parzialmente sono detti elettroliti deboli.


Proprietà colligative delle soluzioni

Le soluzioni presentano delle proprietà che dipendono unicamente dal numero di particelle disciolte, indipendentemente dal tipo di soluto. Queste proprietà si dicono colligative e sono:

Abbassamento del punto di congelamento: le particelle di soluto costituiscono un ostacolo alla solidificazione del solvente in quanto si interpongono tra le sue molecole, ostacolando la loro organizzazione in un reticolo cristallino

Abbassamento della tensione di vapore e innalzamento del punto di ebollizione: la presenza delle particelle di soluto diminuisce la tensione di vapore, cioè ostacola l’evaporazione. Infatti, la tensione di vapore di un liquido dipende dal numero di particelle che sfuggono dalla sua superficie. Sulla superficie di una soluzione esistono particelle di solvente in numero ridotto rispetto al solvente puro e particelle di soluto che hanno minor tendenza ad evaporare (nel caso che il soluto sia meno volatile del solvente) e quindi ostacolano il distacco delle particelle dalla superficie. Tale difficoltà di evaporare aumenta quindi (meno evaporazione = abbassamento della tensione di vapore) con l’aumentare della concentrazione e così pure aumenta l’energia che bisogna fornire per far avvenire l’evaporazione = innalzamento del punto di ebollizione

Pressione osmotica: l’osmosi è il passaggio del solvente da una soluzione più diluita ad una più concentrata attraverso una membrana semipermeabile. La pressione osmotica è la pressione delle particelle di solvente che passano verso la soluzione più concentrata e quindi è la pressione che bisogna esercitare sulla soluzione più concentrata per impedire l’osmosi.


Text Box: Soluzione
concentrata



Tali variazioni, come già detto non dipendono dal tipo di soluto ma dal numero di particelle di soluto presenti. Così ad esempio sciogliendo in un litro di acqua 18 grammi di glucosio = 0,1 moli oppure 34,2 grammi di saccarosio = 0,1 moli si ha un uguale abbassamento del punto di congelamento (di 0,18°C) in quanto le due soluzioni contengono entrambe 0,1 moli di soluto e quindi lo stesso numero di molecole di soluto.






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