Isotopi, moli, miscugli e soluzioni, propietà delle soluzioni

Gli isotopi sono atomi con lo stesso numero di protoni, perciò anche di elettroni e quindi con le stesse proprietà chimiche, che dipendono in particolare dagli elettroni esterni, ma un differente numero di neutroni, che influenzano solo la massa. Un esempio ne è l’idrogeno, i cui atomi si possono presentare in 3 forme:

- prozio: 1 protone e 0 neutroni
- deuterio: 1 protone e 1 neutrone

- trizio: 1 protone e 2 neutroni

Hanno tutti e 3 le stesse proprietà chimiche dell’idrogeno. Quasi tutti gli elementi sono presenti in natura sottoforma di diversi isotopi mescolati tra loro, nei quali cambia solo il numero di massa. Gli isotopi dello stesso elemento sono soggetti agli stessi processi naturali. In laboratorio gli isotopi possono essere separati, ma solo grazie allo spettrometro di massa, uno strumento che, ionizzando gli atomi e facendoli passare in un campo magnetico, separa i diversi isotopi grazie alle loro differenti masse. Per determinare un’unità di misura per la massa degli atomi, all’inizio si era usato il peso dell’atomo di idrogeno, che è poco più della massa di un protone. Poi però si è capito che in realtà la massa totale non corrispondeva alla somma della massa dei singoli nucleoni, ma era un po’ di meno: questo succede perché la massa dei nucleoni singolarmente è maggiore della massa dei nucleoni legati tra di loro. Allora si è deciso di prendere come unità di misura la dodicesima parte di un atomo di carbonio 12C, in mood da trovare la massa di un singolo nucleone. Per calcolare il peso atomico (P.A.) di un elemento, ossia il peso di un atomo, bisogna tener presente che in ogni elemento ci sono molti isotopi diversi, con un differente peso. Quindi per calcolarlo bisogna considerare la massa dei singoli isotopi e le percentuali con cui sono presenti. Il peso molecolare, ossia il peso di una molecola, è uguale alla somma dei pesi degli atomi, perché la formazione dei legami chimici non comporta variazioni della massa. Quindi il peso molecolare (P.M.) è il valore che indica quante unità di massa atomica pesa in media una molecola. La legge della conservazione della massa dice che nelle reazioni chimiche la somma delle masse dei reagenti è uguale a quella dei prodotti, ossia la materia non può essere creata né distrutta. Questa legge fu enunciata da Lavoisier grazie a degli esperimenti che fece pesando reagenti e prodotti: per esempio scoprì che durante le combustioni, nelle quali la materia sembra distruggersi, in realtà si trasforma in forme non visibili, come i gas. La legge delle proporzioni definite afferma che quando due o più elementi si combinano per generare un composto, lo fanno secondo rapporti ben precisi. Questa legge fu enunciata da Proust, e significa che una certa quantità di un elemento non reagisce con una qualsiasi quantità di un altro elemento, ma solo con una quantità ben precisa. Proust dimostrò questo provando che gli elementi che formano un determinato composto chimico sono presenti sempre nella stessa composizione percentuale in peso, e che quindi la composizione di un composto è costante. In ogni reazione si ha un particolare rapporto quantitativo costante, perché ogni elemento ha un peso atomico costante e ogni molecola che si forma ha un peso molecolare costante. La legge delle proporzioni multiple, enunciata da Dalton, si basa sulla legge delle proporzioni definite e dice che una stessa quantità di un elemento può reagire con quantità multiple di un altro elemento per dare più composti. Questi composti, anche se formati dagli stessi elementi, hanno proprietà molto diverse tra loro, perché le percentuali di atomi sono diverse.
La mole di una sostanza è una quantità che contiene un numero di Avogadro di particelle. Questa definizione è riferita alla sostanza, non alla materia:

- sostanza: può essere un elemento o un composto

- materia: ciò che occupa spazio e ha una massa

Il simbolo della mole è “mole”.
Il numero di Avogadro, NA, ci consente di passare dalle unità di massa atomica ai grammi, ed è una costante. Corrisponde al numero di atomi o molecole contenuti in una mole sempre di atomi o molecole. Vale sempre .
Si calcola: .
La massa è il peso atomico o molecolare in grammi.
Esistono due tipi di miscugli:

- eterogenei, nei quali è sempre possibile riconoscere e separare i componenti, e che presentano materia in diversi stati, definiti fasi del sistema eterogeneo. Esempi sono le rocce o le emulsioni, come di acqua e olio.
- omogenei, che sono uniformi anche a livello macroscopico, e che presentano le stesse proprietà in ogni parte. Sono molto diffusi e esempi sono l’acqua, soluzione acquosa, o l’aria, soluzione gassosa.

Le soluzioni sono miscugli omogenei. Una soluzione deve avere in ogni sua parte le stesse percentuali delle due sostanze, e perciò anche le stesse caratteristiche fisiche e chimiche: esempio del vino, che sia l’inizio sia la fine della bottiglia sono uguali. In una soluzione c’è:

- il solvente, ossia la sostanza presente in maggiore quantità.
- il soluto, ossia la sostanza presente in minore quantità; Può essere sia uno sia di più.

Un miscuglio è una soluzione. Le soluzioni possono presentarsi in quantità molto varie dei loro composti: queste quantità sono molto importanti perché possono cambiare le proprietà della soluzione. La concentrazione è la grandezza per definire il rapporto tra la quantità di soluto e quella di solvente; esistono vari modi per definirla:

- composizione percentuale peso/peso (%P/P), che indica quanti grammi di soluto sono disciolti in 100g di soluzione.
- composizione percentuale peso/volume (%P/V), che indica quanti grammi di soluto sono disciolti in 100 cm3 di soluzione.
- composizione percentuale volume/volume (%V/V), che indica quanti cm3 di soluto liquido sono disciolti in 100cm3 di soluzione.
- parti per milione (ppm), che indica quanti milligrammi di soluto sono disciolti in 1 dm3 di soluzione.
- frazione molare (XN), che indica il rapporto tra il numero di moli di un componente della soluzione e il numero di moli totali.
- molarità (M), che indica quante moli di soluto sono disciolte in 1 dm3 di soluzione.
- molalità (m), che indica quante moli di soluto sono state aggiunte a 1.000 grammi di solvente.

Per calcolare le moli (n) di soluto si moltiplica la molarità (M) di una certa soluzione per il volume (V) in .

Di solito le proprietà chimiche e fisiche delle soluzioni dipendono dalla natura del solvente e del soluto, ma ci sono alcune proprietà, dette colligative o correlate, che dipendono solo dalla concentrazione del soluto e del solvente; esse sono:

- abbassamento della pressione di vapore: la tendenza a evaporare o funzione della pressione di vapore del liquido, e la presenza del soluto fa diminuire la tendenza a evaporare del solvente. Perciò l’abbassamento della pressione di vapore del solvente rispetto al solvente puro è proporzionale alla concentrazione della soluzione. Ossia tanto meno soluto è presente, tanto più è facile che il solvente liquido passi allo stato di vapore.

Legge di Raoult:

[math]P_{sol}= P_{o\;sol} \times X_{sol}[/math]
cioè la pressione del solvente è uguale alla pressione del solvente alla stessa temperatura per la frazione molare del solvente;

- innalzamento della temperatura di ebollizione: un liquido bolle quando la sua pressione di vapore eguaglia la pressione a cui è sottoposto, mentre una soluzione bolle quando la sua temperatura supera quella a cui bollirebbe il solvente puro: questo si chiama innalzamento ebullioscopico o il suo studio ebullioscopia. L’innalzamento ebullioscopico è proporzionale all’abbassamento della pressione di vapore, ce è proporzionale alla concentrazione della soluzione, perciò l’innalzamento ebullioscopico è proporzionale alla concentrazione. ∆teb (innalzamento ebullioscopico) = m (molalità) x Keb (costante ebullioscopica).




- abbassamento della temperatura di solidificazione: si chiama abbassamento crioscopico e il suo studio crioscopia. Una soluzione passa allo stato solido a temperatura inferiore a quella del solvente puro. L’abbassamento crioscopico è proporzionale all’abbassamento della temperatura di vapore e quindi anche alla concentrazione della soluzione.


- pressione osmotica