Chimica e propedeutica biochimica (semestre filtro)

I liquidi al contrario hanno legami polari relativamente forti.

Quando un gas entra in contatto con un liquido le molecole di gas entrano nel liquido

diffondendo in tutto il volume portando allo scioglimento del gas.

Con il passare del tempo altre molecole di gas si sciolgono e le molecole disciolte invece

tornano allo stato gassoso e lasciano il liquido.

Dopo un certo tempo, per l’equilibrio liquido-vapore, si instaura un equilibrio dinamico tra le

molecole di gas che si sciolgono e quelle che tornano allo stato gassoso e quando questo

equilibrio si raggiunge si dice che la soluzione è satura di gas.​

​

Se a parità di temperatura, la pressione aumenta saranno presenti più molecole di gas e

quindi saranno più numerose le molecole che passano in soluzione ed è da qua che deriva

la legge di Henry.

La legge di Henry dice che a temperatura costante la quantità di un gas che si scioglie in un

dato volume è direttamente proporzionale alla pressione parziale del gas.

Quando invece aumenta la temperatura a pressione costante, in un’unità di volume il

numero di molecole di un gas diminuisce e di conseguenza anche la solubilità di un gas

diminuisce all’aumentare della temperatura.

La quantità di un gas che si scioglie in un soluto non dipende solo dalla pressione ma anche

dalla temperatura. La legge di Henry dice che:

Dove il coefficiente di solubilità dipende ovviamente dal tipo di gas considerato, dal solvente

e dalla temperatura.

(Il suo valore numerico dipende dalle unità di misura utilizzate).

→ Legge di Henry in medicina

Le applicazioni della legge di Henry in medicina sono fondamentali per le conseguenze

patologiche legate a errori durante le immersioni subacquee. Uno dei danni più gravi è

l'embolia gassosa, che si verifica qualora non vengano rispettati tempi adeguati di

decompressione durante la risalita nelle immersioni con l'impiego di erogatori.

Se l'immersione viene fatta senza l'ausilio di respiratori (in apnea), l'aria nei polmoni non

viene rinnovata: si impoverisce d'ossigeno e si arricchisce di anidride carbonica (ipercapnia).

L'ipercapnia produce contrazioni del diaframma e uno stimolo a respirare aria ossigenata e

si ha quindi un tempo massimo di immersione di 2-4 min.

Per immersioni più prolungate si utilizzano erogatori di aria compressa in bombole, i

respiratori.

Il respiratore fa in modo che la pressione a cui viene erogata la miscela di gas contenuta

nelle bombole sia uguale alla pressione esterna cui è sottoposto il subacqueo.

Durante l'immersione la pressione aumenta di circa 1 atm per ogni 10 m di profondità, quindi

a 30 m di profondità la pressione parziale di ossigeno e azoto sarà quattro volte superiore a

quella al livello del mare, e in accordo con la legge di Henry la quantità di gas disciolti nel

plasma aumenterà di quattro volte.

Se PN, > 4 atm (405 kPa), si ha la condizione per cui si verifica la narcosi da azoto o

«euforia da azoto» o «estasi da profondità»: effetti simili a quelli da eccesso di alcol

(compromissione della capacità di giudizio e di coordinamento della persona).

Se Po, > 1,6 atm (162 kPa), per esposizioni prolungate si ha l'avvelenamento da ossigeno,

con manifestazioni a livello polmonare (irritazioni bronchiali, serie difficoltà respiratorie,

emorragia polmonare).

Per evitare l'embolia i subacquei devono risalire molto lentamente, in modo da consentire ai

gas disciolti di essere liberati progressivamente.

Se l'immersione raggiunge profondità elevate, il tempo di decompressione può assorbire una

parte significativa del tempo trascorso sott'acqua.

Inoltre, per non essere soggetto alla narcosi da azoto e all'avvelenamento da ossigeno, il

subacqueo non può scendere a più di circa 40 m di profondità con bombole ad aria

compressa.

→ Concentrazione delle soluzioni

Ogni volta che si ha una miscela invece di una sostanza pura è necessario definire la

composizione relativa dei componenti cioè la concentrazione.

Il modo corretto di indicare la composizione di una miscela è il rapporto peso/peso che è il

peso del componente considerato rispetto al peso totale della miscela.

Ma siccome i liquidi hanno volume proprio, per le miscele liquide is usa il rapporto

peso/volume o il rapporto volume/volume.

Ricordiamo che nelle miscele gassose si usa invece la pressione parziale.

→ Rapporto peso/peso

Il rapporto peso/peso è il numero di grammi di soluto in 100 g di soluzione.

La % p/p si utilizza principalmente per le sostanze solide e per i prodotti commerciali.

Esempio → Se una soluzione di NaCl è al 4% p/p vuol dire che ci sono 4g di soluto in 100 g

di soluzione dove per la sua preparazione si pesano 4 g di NaCl e 96 g di solvente (acqua) e

si mescolano.

→ Frazione molare

E’ il rapporto tra il numero di moli di un componente tra scelto e il numero di moli totali.

Se il soluto si dissocia bisogna considerare il numero di ioni in cui si dissocia.

→ Molalità

E’ il numero di moli di soluto in un Kg di solvente → NON dipende dalla temperatura.

→ Rapporto peso/volume

Il rapporto peso/volume sono i g di soluto sono presenti in 100 ml di soluzione.

Per passare dalla % p/p alla % p/v basta conoscere la densità della soluzione che

ricordiamo si trovi facendo → d = m/v.

​

→ Molarità

La molarità indica il numero di moli di soluto in 1 litro di soluzione → DIPENDE dalla

temperatura.

La molarità è la misura di concentrazione più utilizzata in ambito chimico infatti quando la

formula di un composto chimico viene indicata tra parentesi quadre, si intende la

concentrazione molare di quel composto.

Ricordiamo un trucchetto che ci permette di trovare la molarità se abbiamo la %p/v:

molarità = % p/v x 10/ PM

→ Normalità

Indica la concentrazione espressa come equivalenti su litri e viene solitamente utilizzata per

le specie chimiche presenti in soluzione in forma di ioni.

Massa di equivalente → mole di una sostanza/carica dello ione

→ Rapporto volume/volume

Rappresenta i ml di soluto presenti in 100 ml di soluzione.

Questa unità di misura viene utilizzata, ad esempio, per definire il grado alcolico di una

bevanda e ciò significa che un vino con una gradazione di 12% contiene 12 ml di alcol su

100 ml di prodotto.

→ Le diluizioni

Diluire significa diminuire la concentrazione di un soluto trasferendo un volume piccolo in un

volume più grande di solvente.

Per diluire si aggiunge solvente ma la quantità di soluto non cambia e variano quindi anche il

volume e la concentrazione.

Fattore di diluizione → è il rapporto tra la concentrazione iniziale e la concentrazione finale

della soluzione.

Relazione tra concentrazione e volume →

Quindi il volume finale e la concentrazione finale della soluzione sono:

→ Metodo delle diluizioni seriali

Le diluizioni seriali sono un metodo per analizzare rapidamente un intervallo di

concentrazioni molto ampio.

E’ un metodo semplice e si parte dal campione più concentrato e lo si diluisce con un certo

fattore di diluizione e il campione diluito viene ulteriormente diluito con lo stesso fattore di

diluizione procedendo con diluizioni successive uguali.

Per esempio se il fattore di diluizione è 10 e il primo campione ha una concentrazione C, il

secondo avrà concentrazione C/10, il terzo C/100… il sesto C/100 000.

Viene utilizzato in medicina per determinare la concentrazione di alcune sostanze presenti

nel sangue a basse concentrazioni come gli anticorpi specifici di alcune malattie.

→ La concentrazione nelle miscele di gas

Ricordiamo che nel caso dei gas, la percentuale V/V in realtà coincide con il rapporto

peso/peso.

Siccome allo stato gassoso ogni componente della miscela si comporta come se fosse

l’unico a essere presente, si ha che la concentrazione dei componenti viene sempre

riportata come pressione parziale.

Introduciamo la legge di Dalton che dice che la pressione totale di un gas è la somma delle

pressioni parziali:

Invece per calcolare la pressione parziale di un gas, conoscendo la quantità relativa

presente nella miscela, sfruttiamo la legge dei gas:

La pressione parziale di un componente di una miscela gassosa si ottiene moltiplicando la

pressione totale per la frazione molare di tale componente (n moli componente/ n moli totali):

In medicina nel caso dell’ossigeno si usa un altro termine per definire la frazione molare

ovvero quello di frazione inspirata di ossigeno.

Le proprietà colligative

Le proprietà colligative delle soluzioni sono quelle proprietà che dipendono solo dalla

concentrazione delle particelle di soluto presenti nel solvente e non dalla loro natura

chimica.

Le proprietà colligative delle soluzioni sono:

●​ Abbassamento della pressione di vapore

●​ Innalzamento ebullioscopico → innalzamento T di ebollizione

●​ Abbassamento crioscopico → abbassamento della T di congelamento

●​ Pressione osmotica

→ Abbassamento della pressione di vapore

La pressione di vapore saturo è la pressione che il vapore esercita sul suo liquido in

condizioni di equilibrio → dipende da T e da legami intramolecolari.

Se consideriamo una soluzione costituita da due liquidi volatili dove A è il solvente e B è il

soluto, per la legge di Dalton, la pressione di vapore saturo è la somma delle pressioni

parziali:

In una soluzione ideale, per la legge di Raoult, la pressione parziale di ciascun componente

è proporzionale alla sua concentrazione (frazione molare) e alla pressione di vapore del

liquido allo stato puro: A0 B0

Dove X e X sono le frazioni molari di A e B e P e P sono le pressioni di vapore dei

A B

componenti A e B allo stato puro.

Raramente la legge di Raoult viene rispettata tranne quanto quando la soluzione è formata

da un solvente liquido volatile A e il soluto B è un solido che non esercita una pressione di

vapore ed è quindi un solido non volatile.

B0

In questo caso P = 0 e la pressione di vapore della soluzione è data dalla sola pressione di

vapore del solvente:

Dato che in una soluzione il solvente non è puro avremo la frazione molare del solvente < 1

quindi la pressione di vapore della soluzione è inferiore alla pressione di vapore del solvente

puro e non dipende dalla natura del soluto ma dalla concentrazione del solvente.

→ Innalzamento della temperatura di ebollizione

L'innalzamento della temperatura di ebollizione è la conseguenza dell’abbassamento della

pressione di vapore e questa proprietà d