Soluzioni chimiche (3)

Soluzioni

In chimica, si definisce soluzione una miscela omogenea che contiene particelle diverse mescolate e distribuite in modo uniforme nello spazio disponibile in modo che ogni volume di soluzione abbia la medesima composizione. I costituenti conservano le loro proprietà (es. acqua e zucchero = dolce)

Soluto (o fase dispersa): la sostanza (o le sostanze) presente in quantità minore

Solvente (o fase disperdente o fase continua): la sostanza presente in quantità maggiore.

Solvatazione: Le molecole di solvente circondano quelle di soluto. Questo fenomeno è causato dall’attrazione tra solvente e soluto (solvatazione con acqua = idratazione)

NB In alcuni casi le sostanze sono miscibili, ovvero sono solubili l'una nell'altra in qualsiasi rapporto. In questi casi può essere privo di senso considerare una sostanza come il soluto e l'altra come il solvente.

- I composti molecolari formano soluzioni acquose (non elettroliti).
- I composti polari formano soluzioni elettrolitiche grazie alla ionizzazione.
- I composti ionici si dissociano liberando ioni positivi e negativi (dissociazione elettrolitica).

Gli ioni originati dalla dissociazione (3) o dalla ionizzazione (2) vengono circondati dalle molecole d’acqua (idratazione).

Elettrolita: sostanza che in soluzione forma ioni per ionizzazione o dissociazione. Il termine "elettrolita" si riferisce alla capacità di condurre la corrente elettrica grazie all'intervento degli ioni mobili, caratteristica peculiare di queste specie chimiche.

- Elettrolita forte: si dissocia/ionizza completamente (miglior conduttore);
- Elettrolita debole: si dissocia/ionizza parzialmente;
- Non elettrolita: non si dissocia/ionizza e non conduce.

Saturazione: Una soluzione è detta satura quando contiene la massima quantità di soluto che il solvente è in grado di sciogliere a quella temperatura (equilibrio dinamico); aggiungendo ad una soluzione satura ulteriore soluto, questo non si scioglie, ma si separa dalla soluzione, precipitando (se è un solido), formando una nuova fase (se è un liquido) o gorgogliando (se è un gas).

Solubilità: è la quantità massima di soluto che può sciogliersi in un dato solvente e ad una data temperatura. La solubilità dei liquidi e dei solidi aumenta con la temperatura, invece quella dei gas è influenzata dalla pressione (legge di Henry).

- Un gas che esercita una pressione sulla superficie di un liquido, vi entra in soluzione finché avrà raggiunto in quel liquido la stessa pressione che esercita sopra di esso.
La legge di Henry dice che a temperatura costante, la solubilità di un gas è direttamente proporzionale alla pressione che il gas esercita sulla soluzione. Raggiunto l'equilibrio, il liquido si definisce saturo di quel gas a quella pressione. Tale stato di equilibrio permane fino a quando la pressione esterna del gas resterà inalterata, altrimenti, se essa aumenta, altro gas entrerà in soluzione; se diminuisce il gas si libererà tornando. La velocità varia in funzione della differenza delle pressioni (esterna e interna), della composizione molecolare e della natura del solvente.
〖solubilità〗_gas=〖pressione parziale〗_gas∙K_H

Proprietà colligative

Una delle caratteristiche notoriamente associate alle soluzioni consiste nelle proprietà colligative. Questo genere di proprietà dipendono solamente dal numero di particelle di soluto presenti (concentrazione) e non dalla natura chimica del soluto stesso. L'origine delle proprietà colligative deriva dalla diminuzione del potenziale chimico del solvente dovuta alla presenza del soluto.
abbassamento della pressione di vapore;
innalzamento ebullioscopico;
abbassamento crioscopico;
pressione osmotica.

NB coefficiente di Van’t Hoff (V)
Elettrolita forte: v≠1
Non elettrolita: v=1
v=(moli di particelle in soluzione)/(moli di soluto disciolto)

1. L’abbassamento della pressione di vapore:
- La presenza del soluto fa diminuire la tendenza a evaporare del solvente. L’abbassamento della pressione di vapore del solvente rispetto al solvente puro è direttamente proporzionale alla concentrazione (Legge di Raoult).

Per le sostanze che non si dissociano: p_solvente=X_solvente∙ 〖p°〗_solvente

Per le sostanze che si dissociano: p_solvente=X_solvente∙ 〖p°〗_(solvente )∙v

2. L’innalzamento ebullioscopico:
- Una soluzione bolle a temperatura superiore a quella del solvente puro. L’innalzamento ebullioscopico è direttamente proporzionale alla concentrazione.

Per le sostanze che non si dissociano: ∆T_eb=K_eb∙m

Per le sostanze che si dissociano: ∆T_eb=K_eb∙m∙v

3. L’abbassamento crioscopico:
- Una soluzione si solidifica a temperatura inferiore rispetto al solvente puro. L’abbassamento crioscopico è direttamente proporzionale alla concentrazione.

Per le sostanze che non si dissociano: ∆T_cr=K_cr∙m

Per le sostanze che si dissociano: ∆T_cr=K_cr∙m∙v

4. Pressione osmotica:
- La pressione osmotica di una soluzione è la pressione che occorre esercitare per bilanciare il flusso di solvente che passa attraverso la membrana semipermeabile, dalla soluzione più diluita a quella più concentrata.

Per le sostanze che non si dissociano: π=M∙R∙T

Per le sostanze che si dissociano: π=M∙R∙T∙v
Osmosi: passaggio del solvente da una soluzione più diluita a una più concentrata attraverso una membrana semipermeabile

La concentrazione delle soluzioni

La concentrazione di una soluzione ne esprime la composizione quantitativa, o titolo, cioè la quantità di soluto contenuta in una determinata quantità di soluzione o, in alcuni casi, di solvente.
La percentuale in massa (%P/P o %m/m):
% m/m=(m soluto o solvente (in g))/(m soluzione (in g))×100
La percentuale in volume (%V/V) :
% V/V= (V soluto o solvente (in mL))/(V soluzione (in mL))×100
La percentuale in massa/volume ( %P/V o %m/V):
% m/V= (m soluto o solvente (in g))/(V soluzione (in mL))×100
La molarità o concentrazione molare (M):
M=(mol di soluto)/(1 L di soluzione)
La molalità o concentrazione molare (m):
m= (mol di soluto)/(1 Kg di solvente)
La frazione molare (X_A):
X_A=(mol di soluto)/(100 mol di soluzione)
Parti per milione (ppm): unità di misura adimensionale che indica un rapporto tra quantità misurate omogenee di un milione a uno. Ad esempio viene usata per livelli estremamente bassi di concentrazione di un elemento chimico. Il valore di ppm è equivalente a 〖10〗^6.

Ricorda:
〖moli (n)〗_soluto=(〖massa (m)〗_soluto (in g))/(〖massa molare (M)〗_soluto (in g⁄mol ) )

Normalità

Nei calcoli stechiometrici risulta spesso molto utile esprimere la concentrazione in termini di normalità N definita come numero di equivalenti per litro di soluzione (eq/L).
N=(n° di equivalenti)/(1 L di soluzione)
L'equivalente, in chimica, è un'unità di misura della quantità di sostanza la cui definizione dipende dal tipo di sostanza considerata e dalla reazione in cui questa è coinvolta.
Un equivalente di acido è la quantità di sostanza che cede una mole di ioni H+ dissociandosi;
Un equivalente di base è la quantità di sostanza che cede una mole di ioni OH− dissociandosi;
Un equivalente di ossidante è la quantità di sostanza che acquista una mole di elettroni in una reazione redox;
Un equivalente di riducente è la quantità di sostanza che cede una mole di elettroni in una reazione redox;
Un equivalente di sale è la quantità di sostanza che per dissociazione produce una mole di carica elettrica ionica pari a quella di una costante di Avogadro di elettroni.
Legge dell'equivalenza chimica: un equivalente di una specie chimica reagisce sempre con un equivalente di un'altra, dando un equivalente di prodotto.
NB Mentre la mole è una quantità definita e costante di materia (corrispondente ad un numero di particelle pari al valore numerico della costante di Avogadro), l'eq è una quantità variabile, definita in funzione della tipologia di reazione chimica coinvolta. Il numero di equivalenti è comunque sempre un multiplo intero (1, 2, 3, ecc.) delle moli: il coefficiente di proporzionalità è detto valenza operativa (V_o).
L'equivalente chimico è in diretta proporzionalità con le moli considerate per il composto. Infatti, può essere definito come la quantità di sostanza in grado di spostare 1 mol di e^-
〗n_eq=n×V_o〗
1 mol di HCl presenta 1 eq di HCl, quindi a un equivalente di HCl corrisponde 1 mole di HCl
2 mol di Ca(OH)2 presentano 4 eq di Ca(OH)2, quindi a 1 eq di Ca(OH)2 corrispondono 0,5 mol di Ca(OH)2
Formulario
〗Massa equivalente(M_eq)=(m (massa totale in grammi))/(n_eq (n° di equivalenti))
〗〖N° di equivalenti (n〗_eq)=(m (massa totale in grammi))/(M_eq (massa equivalente))
〗M_eq=(M_m (massa molare))/(V_o (valenza operativa))

I colloidi

Un colloide (o sistema colloidale) è un sistema bifasico, intermedio tra la soluzione (miscuglio omogeneo) e la dispersione (miscuglio eterogeneo), che consiste in due fasi: una fase dispersa e una fase continua disperdente.
La differenza con le soluzioni consiste nel fatto che queste ultime sono sistemi omogenei contenenti ioni o molecole di soluto disperse in un solvente libere di muoversi le une rispetto alle altre; esse risultano inoltre limpide, sottostanno alle leggi dell'ebullioscopia e crioscopia, e hanno tensione di vapore e pressione osmotica regolari. I sistemi colloidali, invece, sono sistemi eterogenei, che si presentano torbidi (effetto Tyndall), non seguono le precedenti leggi e presentano tensioni di vapore e pressione osmotica non regolari.
Tipi di dispersioni colloidali a seconda del tipo di fase dispersa e di fase continua
Fase dispersa Fase continua Nome Esempio
Liquido Gas Aerosol liquido
Nebbia, spray liquidi

Solido Gas Aerosol solido
Fumo, particolato, polvere

Gas Liquido Schiuma
Schiuma da barba, panna montata

Liquido Liquido Emulsione
Latte, maionese, sangue

Solido Liquido Sol
Pasta dentifricia, Au o Ag colloidali

Gas Solido Schiuma solida
Polistirene o poliuretano espansi, aerogel

Liquido Solido Gel
Opale, formaggio

Solido Solido Sospensione solida
Plastiche pigmentate, vetro, leghe metalliche

Effetto Tyndall: quando un raggio di luce attraversa un liquido puro o una soluzione vera il suo percorso non è visibile lateralmente perché le particelle in soluzione sono troppo piccole per diffondere la luce. Invece, quando un fascio luminoso attraversa una soluzione colloidale, esso dà origine a un cono luminoso (di luminanza dipendente dalla differenza fra gli indici di rifrazione delle due fasi) e si diffonde lateralmente, per un insieme di diffrazioni, in tutte le direzioni. Se il fascio luminoso è policromatico e il diametro medio delle particelle è inferiore a λ/20, essendo λ la lunghezza d'onda media del fascio, la radiazione diffusa è azzurra (così si spiega l'azzurro del cielo) ed è parzialmente polarizzata; la radiazione trasmessa, ossia il cono luminoso, è invece rossa (e così si spiegano i colori dell'alba e del tramonto). Sempre per radiazioni policromatiche, se il diametro delle particelle cresce, la radiazione diffusa diventa bianca ed è ancora parzialmente polarizzata (questa è la ragione per cui, per esempio, il latte si mostra torbido e biancastro).
Micelle: particelle della fase dispersa
Moto browniano: moto caotico delle particelle tipico dei colloidi.