Chimica inorganica - le soluzioni

Le soluzioni

Miscele omogenee di una o più sostanze: il soluto e il solvente.

• Soluzioni reali - i soluti hanno interazioni intermolecolari
• Soluzioni ideali - i soluti hanno interazioni solo con il solvente

Soluzione satura - situazione di equilibrio dinamico in cui soluto, sciolto e indissolto continuano a scambiare al limite della capacità di un soluto di sciogliersi in una data massa di solvente.

Solubilità di una sostanza è la concentrazione di una soluzione satura, la dipende da:

• Solvente
• Temperatura
• Pressione (per gas)

I composti ionici tendono a sciogliersi nei solventi polari. I composti non ionici tendono a sciogliersi in solventi non polari.

X⁺Y^- + H₂O ⇌ X⁺ + Y^-

• Dissoluzione dovuta alla forte interazione degli ioni con le molecole di H₂O

La dissoluzione di composti poco polari è regolata dall'entropia.

Entalpia di dissoluzione = somma dell'entalpia reticolare e dell'entalpia di idratazione.

ΔH_s = ΔH_R + ΔH_H

Na⁺ + Cl^- (s) → NaCl(s) ΔH_R < 0

Na⁺ + Cl^- + H₂O → Na⁺(aq) + Cl^-(aq) ΔH_H ≪ 0

ΔH_s può essere positivo o negativo (sono comunque numeri piccoli).

ΔH_s < 0 Esotermico

ΔH_s > 0 Endotermico

ΔS (entropia) è sempre positiva.

Concentrazione molare (M) = molarità

[X] = ^{mol X}/_{V soluzione} = ^mol/_L

Le soluzioni

Miscele omogenee di una o più sostanze: il soluto e il solvente

• Soluzioni reali → soluti hanno interazioni intermolecolari
• Soluzioni ideali → soluti hanno interazioni solo con il solvente

Soluzione satura → situazione di equilibrio dinamico in cui soluto sciolto e indissolto continuano a scambiare al limite della capacità di un soluto di sciogliersi in una data massa di solvente

Solubilità di una sostanza è la concentrazione di una soluzione satura, dipende da:

• solvente
• temperatura
• pressione (per gas)

I composti ionici tendono a sciogliersi nei solventi polari

I composti non ionici tendono a sciogliersi in solventi non polari

X⁺Y^- + H₂O ⇌ X⁺ + Y^-

← dissoluzione dovuta alla forte interazione degli ioni con le molecole di H₂O

La dissoluzione di composti poco polari è regolata dall'entropia

ENTALPIA DI DISSOLUZIONE → somma dell'entalpia reticolare e dell'entalpia di idratazione

ΔH₃ = ΔH_R + ΔH_H

Na⁺ + Cl^-(s) → NaCl(s) ΔH_R << 0

Na⁺ + Cl^- + H₂O → Na⁺(aq) + Cl^-(aq) ΔH_H << 0

ΔH₃ può essere positivo o negativo (sono comunque numeri piccoli)

ΔH₃ < 0 ESOTERMICO

ΔH₃ > 0 ENDOTERMICO

ΔS (entropia) è sempre positiva

CONCENTRAZIONE MOLARE (M) = molarità

[X] = mol X / V soluzione

L

Molalità (m)

mol soluto / kg solvente

Concentrazione in peso

massa soluto / V soluzione

Frazione molare

X = mol₁ / (mol₁ + mol₂ + mol₃ + … + mol_n)

Non ha unità di misura

Percentuale

w/w = grammi soluto / 100 g soluzione

v/v = ml soluto / 100 ml soluzione

Esercizi

1 mg di proteina PM = 50 kDa sciolta in 1.5 ml di soluzione tampone

1. concentrazione peso/volume
2. concentrazione molare
3. concentrazione molare se 1 ml di soluzione finale viene portato a 25 ml

a. concentrazione in peso = 1 mg / 1.5 ml = 0.067 mg/ml = 0.067 g/L

M = 0.067 g/L / 50000 g/mol = 1.3 x 10^-6 mol/L = 1.3 μM

c. mol prelevate = 1.3 μM. 1 ml = 1.3 x 10^-6 mol/L x 10^-3 L = 1.3 x 10^-9 mol

M = 1.3 x 10^-9 mol / 0.025 L = 5.3 x 10^-8 mol/L

L'emoglobina è formata da 4 subunità

PM_sub = 15 kDaPM Hb = 60 kDa

M = 3 10^-7 mol/L

1. concentrazione molare subunità
2. concentrazione in peso di Hb
3. concentrazione in peso subunità

a. [M_sub = 4.3 10^-5] M = 1,2 µM

b.peso/V Hb = [Hb] PM_Hb = 3.10^-7 mol/L.60⁰⁰⁰ mol = 1,8.10^-2 g/L

c.peso/V_sub = [Sub.] PM_sub = 1,2.10^-6 mol/L.15⁰⁰⁰ mol = 1,8.10^-2 g/L

35 g di NaCl in 100 ml di soluzione ( 35 % p/V )

M_NaCl?M_NaCl = mol/V = 35 g/58,5 mol g/L

= 6 mol/9,1 L

30 g CH₃OH + 70 ml H₂O d = 0,98 g/L d_H2O = 1 g/ml

% p/V CH₃OH?

massa totale = 30 + 70 = 100 g

V = 100 g/0,98 g/L = 1,02 L = 102 ml

% p/V = 30 g/102 ml 100 = 29,4 g/100 ml

Butanolo C₄H₁₀O

% m/V = 1,02

M C₄H₁₀O = ?

M =

peso 10 10,2 mol/L

100ml PM = 76 = 0,13

HNO₃ % p/p = 46%

PM_HNO3 = 63 g/mol d = 1,3 g/ml

Per ipotesi 100 g di soluzione

M = ?

46 g

mol = = 0,73 mol

63 g/mol

100 g

V = = 76,9 ml

1,3 g/ml

M = 0,73 mol = 9,49 mol/L

0,0769L

CH₃COOH soluzione 1 M PM = 60 g/mol d = 1,1 g/ml

% p/p = ?

Per ipotesi 100 g di soluzione

V = 100 g = 0,0909 L

1,1 g/ml

mol_CH3COOH = 0,0909 L . 1 mol/L = 0,0909 mol

g_CH3COOH = 0,0909 mol . 60 g/mol = 5,145 g

% p/p = 5,145 g = 5,145%

100g

200 g di H₂O + 70 g solfato di alluminio idrato Al₂(SO₄)₃ 2H₂O + 20 g glucosio + 5 g H₂SO₄

Al₂ (SO₄)₃ · 2H₂O → 2Al³⁺ + 3SO₄^2- + 2H₂O

H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄^2-

Specie: H₂O, Al³⁺, SO₄^2-, C₆H₁₂O₆, H⁺

mol H₂O = 200 g / 18 g/mol = 11,1 mol

mol Al₂(SO₄)₃ · 2H₂O = 70 g / 378 g/mol = 0,19 mol

mol C₆H₁₂O₆ = 20 g / 180 g/mol = 0,11 mol

mol H₂SO₄ = 5 g / 98 g/mol = 0,051 mol

X_H2O = 11,1 mol + (0,19 · 2) mol / (11,1 + (0,19 · 2) + (0,19 · 2) + (0,19 · 3) + 0,051 + 0,11 + (0,051 · 2)) mol

mol H₂O   mol Al³⁺   mol SO₄^2-   mol C₆H₁₂O₆   mol H⁺

LEGGE DI HENRY

La solubilità di un gas in un liquido è proporzionale alla sua pressione parziale

S = k_H P

k_H è la costante di Henrydipende da:

• Gas
• Solvente
• Temperatura

Esempio

Cl₂ gassoso sciolto in cloroformio mmolarek_Hcl₂ = 0,15 atm (inventato)PCl₂ = 25 torr

• SCl₂ = 0,15 atm            25 torr                 760 torr                       atm                               = 4,9 μN

PROPRIETÀ COLLIGATIVE

• Dipendono solo dal numero di particelle e non dalla loro natura
• * Abbassamento della tensione al vapore (
• * Innalzamento ebullioscopico
• * Abbassamento crioscopico
• * Pressione osmotica

LEGGE DI RAOULT

La tensione al vapore è proporzionale alla frazione molare del solvente della soluzione

P_soluzione = P⁰_solvente * X_solvente

P = tensione di vapore

Esempio

200 g H₂O + 20 g C₆H₁₂O₆ T = 373 K = 100 °C  P_H2O = ?

• P_A = 1 atm                           0,99
•                 0,1 mol + 11,1 mol

rappresentabile come:

• P e

solvente purosoluzione                                                                   Diminuzione                                                                   della tensione                                                                   di vapore

25/11/21

Dato che la tensione al vapore diminuisce, aumenta la temperatura di ebollizione e diminuisce il punto di congelamento.

Pressione osmotica π

Osmosi: passaggio di un liquido attraverso una membrana

in una soluzione più concentrata.

Il flusso cessa quando la velocità di passaggio nei due

sensi è uguale → situazione di equilibrio dinamico.

Pressione osmotica: pressione che occorre esercitare sulla soluzione

per arrestare l'osmosi del solvente.

Le membrane semipermeabili lasciano passare solo determinate

molecole in base alle dimensioni (peso molecolare).

π = M R T _{Equazione di Van't Hoff}

Con M = concentrazione molare Anche π = Δc . R . T

R = 0,082 l . atm _{Δc = differenza}

^{mol K} _{concentrazioni}

T = temperatura in Kelvin _molari

Per gli elettroliti π = M . R . T . i _{Con i = coefficiente di}

^{Van't Hoff}

_{= numero di ioni che si}

^dissociano

_{(es. NaCl = Na⁺ + Cl^-}

^{i = 2)}

Esercizi

2 soluzioni: una contiene NaCl 1 M e CaCl₂ 1 M, l'altra

NaCl 0,5 M e CaCl₂ 2,4 M, solo il solvente attraversa la membrana.

Calcolare la pressione osmotica alla temperatura di 20°C.

[A] = M + 1M + 1M + 1M + 1M = 5 M

[B] = 0,5 M + 0,5 M + 1,1 M + 2,2 M = 4,3 M

π = (5 - 4,3) M . 0,082 _{l . atm}

293 K = 16,8 atm.