Chimica per bioingegneria

Solidi molecolari

Il soluto (liquido o solido) è costituito da molecole tenute assieme da forze intermolecolari deboli. Nel caso

di liquidi essi sono solubili se sono tenuti insieme da forze intermolecolari simili (il simile scioglie il simile).

Acqua e solventi polari sono ottimi per solubilizzare sia specie ionici che specie molecolari contenenti gruppi

polari. Soluti: solventi:

o Ionici - di tipo covalente polare

o Covalenti polari - di tipo covalente non polare

o Covalenti non polari

I soluti ionici sono solubili in solventi covalenti polari

I soluti covalenti polari sono solubili in solventi covalenti polari

I soluti non polari (o leggermente polari) sono solubili in solventi non polari (o leggermente polari)

Quindi: o I solventi polari (acqua, etanolo, metanolo, acetone) disciolgono i soluti polari (sali, molecole

organiche semplici con gruppi funzionali polari, come acidi organici)

o I solventi apolari (benzina, cicloesano, toluene) disciolgono i soluti apolari (idrocarburi, olio,

molecole organiche complicate e senza gruppi polari)

Energia di solvatazione

Affinché si abbia la dissoluzione di un solido è necessario fornire al sistema un’energia pari ad = somma

delle interazioni attrattive e repulsive tra tutte le molecole o gli ioni nel cristallo.

Le molecole del solvente interagiscono con cationi ed anioni (nel caso della dissoluzione di un solido ionico)

e lo solvatano:

o Formazioni di nuove interazioni

o

Liberazione di energia a favore del sistema: energia di solvatazione

Si possono avere quindi due casi:

o > : l’energia liberata dalla solvatazione non è sufficiente a disgregare l’edificio

> 0,

cristallino, quindi va integrata con dell’altra energia sottoforma di calore (∆ processo

endotermico)

o < : la solvatazione è più forte della coesione del cristallo, quindi l’energia in

< 0,

eccesso viene liberata sottoforma di calore (∆ processo esotermico)

Il calore assorbito (> 0) o emesso (< 0) dal sistema durante il processo di dissoluzione si chiama entalpia di

soluzione e, per una determinata quantità di sostanza, dipende dal soluto, dal solvente e dalla temperatura

a cui avviene il processo. ∆ = −∆ + ∆

I processi esotermici sono favoriti da una diminuzione di temperatura, mentre i processi endotermici sono

favoriti da un aumento della temperatura. Se un sale si scioglie con sviluppo di calore, scaldando la soluzione,

il sale si scioglierà di meno. Viceversa, il caso più comune è quello delle dissoluzioni endotermiche, per cui la

dissoluzione avviene con assorbimento di calore, e un aumento di temperatura inibisce uno scioglimento

maggiore di composto.

Solubilità

Solido ionico + solvente

o Dispersione degli ioni nel solvente

o Alcuni ioni possono urtare il solido non disciolto e ricristallizzare

o Velocità di dissoluzione > velocità di ricristallizzazione: aumenta la concentrazione di ioni

o Velocità di dissoluzione = velocità di ricristallizzazione: la concentrazione di ioni rimane costante

Parliamo di soluzione satura quando la soluzione contiene la massima quantità di soluto disciolto ad una

→

data T in presenza di soluto non disciolto si ha equilibrio dinamico

Se aggiungiamo ancora sostanza solida questa non si scioglie più ma si deposita sul fondo del recipiente

(corpo di fondo)

Solubilità (S) di una sostanza = quantità massima di soluto che riesce a sciogliersi in una determinata quantità

di solvente ad una certa temperatura.

Solubilità di una sostanza ad una certa temperatura = concentrazione della soluzione satura a quella

temperatura.

La solubilità di una sostanza dipende dalla natura chimica del soluto, dal solvente e dalla temperatura: la

solubilità della maggior parte dei solidi aumenta all’aumentare di T.

∆ ∆

Se > 0, S aumenta all’aumentare di T, se < 0, S diminuisce all’aumentare di T, ma per la maggior

∆

parte dei solidi ioni > 0.

∆ ≈

Nel caso dei gas, non essendo presente il processo di rottura delle forze intermolecolari 0, la

→

∆

reazione di solubilizzazione è sempre un processo esotermico < 0 tutti i gas diminuiscono la

solubilità all’aumentare di T.

Nel caso dei gas la solubilità dipende anche (soprattutto) dalla pressione:

se si abbassa lo stantuffo (P aumenta) le particelle urtano più frequentemente la superficie del liquido e

quindi il numero di particelle che passano in soluzione > numero di particelle che escono; viene aggiunto

quindi altro gas in soluzione per ripristinare l’equilibrio.

Legge di Henry: ∝

solubilità di un gas pressione parziale del gas:

= ∙

Dove è la costante di Henry, specifica per una data composizione gas – solvente ad una data pressione

=

Se T aumenta

Concentrazione

Composizione quantitativa di una soluzione = quantità di soluto disciolto in una certa quantità di solvente =

concentrazione o titolo di una soluzione

La concentrazione è una proprietà intensiva, cioè non dipende dalla quantità di soluzione

[]

La formula del composto va tra parentesi quadre, ad es.

La concentrazione può essere espressa in diversi modi in base all’uso che si fa della soluzione stessa:

o Espressa come rapporto tra la quantità di soluto e quantità di soluzione o solvente

o Massa soluto / massa soluzione o solvente (p/p)

o Massa soluto / volume soluzione o solvente (p/V)

o Volume soluto / volume soluzione o solvente (V/V)

o Frazione molare

o Numero moli / volume soluzione o solvente

Per convertite un’unità di concentrazione basata sulla massa in una basata sul volume è necessario conoscere

la densità della soluzione.

Per convertire un’unità di concentrazione basata sulle moli in una basata sulla massa è necessario conoscere

la massa molare.

Concentrazione percentuale in peso (% p/p)

= indica la quantità in grammi di soluto sciolta in 100 g di soluzione

()

% = ∙ 100

()

Concentrazione percentuale peso su volume (% p/V)

= indica la quantità in grammi di soluto sciolta in 100 mL di soluzione

()

% = ∙ 100

()

Concentrazione percentuali in volume (%V/V)

= indica il volume in mL di soluto sciolto in 100 mL di soluzione

()

% = ∙ 100

()

Frazione molare

Per una soluzione fra due componenti A e B la frazione molare di A è definita:

= =

+

Molarità

= numero di moli di soluto presenti in 1 L di soluzione

à =

Le unità solo mol/L, ma sono generalmente indicate con M

Molalità

= numero di moli di soluto per Kg di solvente

à =

Le unità sono mol/Kg, ma sono generalmente indicate con m

Quando la concentrazione è molto piccola può essere espressa in parti per milione relativamente all’unità

presa come riferimento.

ppm = rapporto tra la quantità di soluto e di soluzione (o di solvente perché in questo caso è la stessa cosa)

6

10

espresso in unità omogenee che stanno tra loro in un rapporto

() ()

() ()

Diluizioni

Nella pratica comune capita di dover preparare una soluzione ad una data concentrazione a partire da due

soluzioni dello stesso soluto e di doverne diluire una con acqua.

Massa della soluzione finale = somma delle masse miscelate

Se una soluzione A, la cui concentrazione è espressa come quantità di soluto (in peso, in volume o in moli)

rispetto a una data unità di volume di soluzione, viene diluita mediante aggiunta di solvente, il suo volume

aumenta e diminuisce la concentrazione, la quantità di soluto rimane la stessa.

Tensione di vapore delle soluzioni

Soluzioni liquide ideali = pressioni parziali dei costituenti volatili della soluzione sono proporzionali alle loro

frazioni molari nella miscela 

∆ = 0

Soluzioni liquide ideali = le forze attrattive tra A-B devono essere uguali a quelle tra A-A e B-B

le soluzioni sono molto diluite

Soluzioni liquide reali = le forza attrattive tra A-B non sono uguali a quelle tra A-A e B-B

o Se le forze molecolari A-B sono < di quelle tra le

molecole di A e le molecole di B: le molecole

tenderanno a lasciare la soluzione, per cui la pressione

di vapore della soluzione sarà > della somma delle

pressioni di vapore prevista dalla legge di Raoult

∆ > 0)

(deviazione positiva

∆ > 0

Se assorbe calore perché le interazioni

sono più deboli; p è più alta e più basse

o Se le forze intermolecolari A-B sono > di quelle tra le

molecole di A e le molecole di B: la pressione di vapore

della soluzione è < della somma delle pressioni di vapore

∆ <

prevista dalla legge di Raoult (deviazione positiva

0)

Proprietà colligative

o Abbassamento della tensione di vapore del solvente

o Innalzamento ebullioscopico

o Abbassamento crioscopico

o Osmosi

Esse sono tipiche delle soluzioni formate da piccole quantità di un soluto non volatile sciolte in un solvente.

I cationi e gli anioni di una soluzione elettrolitica contribuiscono separatamente a tali proprietà (è il numero

di particelle che conta).

Tutti i composti che in soluzione producono ioni per dissociazione o per ionizzazione prendono il nome di

elettroliti. Un elettrolita è una sostan