Riassunto esame Chimica, prof. Agostini, libro consigliato Chimica, Biochimica e Biologia applicata, Taddei, Zanichelli

PROPRIETA’ COLLIGATIVE

Sono quelle proprietà di una soluzione che non dipendono dalla natura del soluto ma dalla

concentrazione del soluto (numero di particelle disciolte in soluzione). Tali proprietà sono:

1. Abbassamento della pressione di vapore

2. Innalzamento della temperatura di ebollizione (innalzamento ebullioscopico)

3. Abbassamento della temperatura di congelamento (abbassamento crioscopico)

4. Pressione osmotica

1. PRESSIONE DI VAPORE

La pressione di una soluzione è data dalla somma della pressione del soluto e del solvente.

Ptot = Pa + Pb

Da tale equazione, si è dedotto come la pressione della soluzione sia inferiore a quella del

solvente puro. Una maggior concentrazione della soluzione, determina un maggior

abbassamento della pressione di vapore.

Questa differenza di pressione tra soluto e solvente, determina anche conseguenze per quanto

riguarda la temperatura di ebollizione e congelamento della soluzione.

2. INNALZAMENTO EBULLIOSCOPICO

Essendo la pressione della soluzione inferiore a quella del solvente puro, si ha un aumento del punto

di ebollizione della soluzione (INNALZAMENTO EBULLIOSCOPICO).

3. ABBASSAMENTO CRIOSCOPICO

Un liquido puro congela, quando la sua pressione di vapore è la stessa della sostanza allo stato

solido. Per quanto riguarda invece la soluzione, a causa della presenza del soluto, la sua pressione di

vapore è minore, di conseguenza sarà minore la temperatura nella quale la pressione di vapore della

soluzione eguaglia quella del solido. Conseguenza di ciò è una temperatura di congelamento più

bassa rispetto a quella del solvente puro (ABBASSAMENTO CRIOSCOPICO).

4. PRESSIONE OSMOTICA

L’osmosi è lo spostamento del solvente da una regione priva di soluto ad una ricca di soluto. Questo

passaggio avviene attraverso una membrana permeabile al solvente ma non al soluto.

Nel caso di una soluzione immersa in un solvente, il passaggio del solvente verso la soluzione,

provoca un dislivello con la conseguente formazione di una pressione idrostatica che agisce sul

fondo del recipiente contenete la soluzione determinando un flusso sempre maggiore del solvente

della soluzione verso il solvente puro, andando avanti questa pressione farà si che il passaggio delle

particelle del solvente avvenga con la stessa velocità da entrambe le parti. Questa pressione è la

PRESSIONE OSMOTICA, e la possiamo definire come la forza che bisogna esercitare su una

soluzione, separata da un solvente x mezzo di una membrana semipermeabile, perché in essa

non entri altro solvente.

DIALISI

Quando una soluzione è separata dall’acqua pura da una membrana permeabile all’acqua ed al

soluto, anche il soluto si diffonde.

ACIDI E BASI

TEORIA DI ARRHENIUS

Una prima distinzione tra ACIDI e BASI, risale alla fine del 1800 ed è dovuta ad ARRHENIUS, il

quale osservando la capacità di condurre corrente elettrica delle sostanze acide e basiche in

soluzione acquosa, definì che tali sostanze erano costituite da composti ionici. Da tale osservazione,

Arrhenius definì ACIDE: quelle sostanze che in soluzione acquosa sono in grado di liberare ioni H+

e anioni. Mentre le BASI: sono quelle sostanze che in soluzione acquosa sono in grado di liberare

ioni OH- e cationi. + -

Esemp. HNO H + NO ione H è responsab. del comportamento acido della sostanza

 

3 3

+ -

KOH K + OH ione OH è responsab. del comportamento basico della sostanza.





Tale teoria, però trovava limitazioni in quanto non riusciva a spiegare il comportamento di alcune

-

sostanze in soluzione acquosa (esemp. ammoniaca NH3 è una base ma non libera ioni OH ), e non

era valida per sostanze in soluzione non acquosa.

TEORIA DI BRONSTED E LOWRY BRONSTED E LOWRY, la quale era in grado si

Dalla teoria si Arrhenius si affermò in seguito quella di

spiegare il comportamento basico di sostanze che non contenevano lo ione OH. +

BRONSTED E LOWRY definirono come acido, una sostanza in grado di cedere uno ione H

a un’altra sostanza, mentre è definita come BASE, una sostanza in grado di acquistare uno

+

ione H da un’altra sostanza.

- + +

Esemp. HA + H O A + H O in questo caso, l’acido HA dopo aver liberato lo ione H

 

2 3 -

si trasforma nella sostanza A , la quale è potenzialmente

+

in grado di riacquistare lo ione H per tornare allo stato

di partenza, comportandosi quindi da base, viene

definita come base coniugata dell’acido HA. Mentre

+

l’acqua che ha accettato lo ione H , trasformandosi in

+

H 0, è potenzialmente in grado di cedere lo ione H

3

comportandosi quindi da acido. Viene così definito

come acido coniugato della base H O.

2

+ -

Esemp B + H O HB + OH in questo caso, invece la base B, dopo aver acquistato

 

2 + +

lo ione H , si trasforma nella sostanza HB la quale è

+

potenzialmente in grado di cedere lo ione H per tornare

allo stato di partenza, comportandosi quindi da acido.

Viene così definito come acido coniugato della base

+

B. Mentre l’acqua che ha ceduto lo ione H

-

trasformandosi in OH , è potenzialmente in grado di

+

riacquistare lo ione H comportandosi sostanzialmente

da base. Viene così definito come base coniugata

dell’acido H O.

2

TEORIA DI LEWIS: Si dicono acidi le sostanze che possono accettare una coppia di elettroni, si

dicono basi le sostanze in grado di cedere una coppia di elettroni.

COME DEFINIRE UN ACIDO O UNA BASE

Se l’elettronegatività di un elemento è bassa, significa che quell’elemento ha tendenza a cedere

elettroni, ed è il caso delle sostanze basiche, più questo valore è basso più si considera la BASE

FORTE

Se invece l’elettronegatività di un elemento è alta, significa che quell’elemento ha una tendenza ad

acquisire elettroni, ed è il caso delle sostanze acide, più questo valore è alto più si considera un

ACIDO FORTE.

ACIDI e BASI FORTI, determinano anche un’alta tendenza a DISSOCIARSI, cioè a creare ioni

(IONIZZAZIONE). Mentre ACIDI e BASI DEBOLI, hanno una bassa tendenza a dissociarsi. Così

detto, ACIDI e BASI FORTI si dissociano completamente in soluzione acquosa, mentre ACIDI e

BASI DEBOLI, si dissociano parzialmente in soluzioni acquose.

COSTANTE DI DISSOCIAZINE (K) E Pk

Per determinare se un acido o una base è forte o debole, si utilizza la COSTANTE DI

DISSOCIAZIONE (K). Alti valori di questa costante, determinano un acido o base forti, bassi valor

di questa costante determinano acidi o basi deboli. + -

La costante di dissociazione, mi determina la forza di un acido Ka = [H ] [A ]

[HA]

Se K >> 1 ACIDI FORTI



Se K < 1 ACIDI DEBOLI



Per dargli un valore intero, introduco una grandezza Pk = - log[K]



DISSOCIAZIONE DELL’ACQUA

L’acqua appartiene alla categoria delle sostanze ANFIPROTICHE, che cioè possono essere sia basi

che acidi. In un molecola d’acqua, una piccola parte della molecola tende a rompersi liberando ioni

+

H che si legano con altre molecole d’acqua, formando IONI IDRONIO (H3O). La tendenza

dell’acqua a IONIZZARSI è bassa. +

NOTA: l'acqua è formata in massima parte da molecole indissociate di H O e solo 1 molecola su 550 milioni è dissociata in H O ed

2 3

-

OH .

Per determinare quante molecole sono dissociate, mi servo della COSTANTE DI

+ -

DISSOCIAZIONE K = [H ] [OH ]

 H2O considerando che la quantità di molecole



che si dissociano è molto piccola, il termine

H2O può essere incorporato nella costante.

+ -

Kw= [H ] [OH ]

PRODOTTO IONICO

-14

E vale 10 , tale valore è in effetti molto piccolo e ci indica che nell’acqua la frazione di molecole

+ -

che si dissociano è minima. Da tale valore si evince che nell’acqua pura H =OH , sono presente con

-7 -7 + -

la stessa concentrazione 10 =10 soluzioni che presentano la stessa concentrazione di H e di OH

vengono considerate: soluzioni neutre. Nel caso in cui si aggiunga un acido, la concentrazione di

+ - + -7 - -7

ioni H aumenta, determinando una diminuzione di ioni OH H > 10 e OH < 10 soluzione

 -

acida. Nel caso in cui invece si aggiunge un base, aumenta la concentrazione di ioni OH

Questo valore costante, detto prodotto ionico dell’acqua, è tale non solo se si parla di acqua pura,

ma anche se si è in presenza di una soluzione (acqua + soluto).

Deve quindi essere chiaro che il numero di ioni H+ non deve necessariamente essere identico al

numero degli ioni OH- , ma ciò che deve restare costante è il prodotto delle loro concentrazioni

pH

Attraverso il prodotto della costante di dissociazione dell’acido e della sua base coniugata (o di

una base e del suo acido coniugato), otteniamo lo stesso PRODOTTO IONICO dell’acqua, con

+ -

l’unica differenza che si hanno quantitativi di ioni H e OH differenti, che spiegano il motivo per

cui ACIDI e BASI FORTI, hanno BASI e ACIDI coniugati, DEBOLI o che ACIDI e BASI

DEBOLI, hanno BASI e ACIDI coniugati FORTI. Per sapere attraverso numeri interni in che

+ -

misura gli ioni idrogeno (H ) e gli ioni idrossidi (OH ) sono presenti in soluzione acquosa, ci

serviamo del pH.

pH = è una grandezza pari al logaritmo negativo in base 10 della concentrazione di ioni

+

idrogeno pH= - log [H ]

 10

I valori di pH oscillano tra 1 e 14.

Se la misura di tale pH, mi indica 7, significa che ho la stessa concentrazione di ioni idrogeno e

+ -

idrossido, di conseguenza pH = 7 SOLUZIONE NEUTRA [H ] = [OH ]

 + -

Se pH < 7 SOLUZIONE ACIDA [H ] > [OH ]

 + -

Se pH > 7 SOLUZIONE BASICA [H ] < [OH ]

 -

Analogamente posso calcolare la concentrazione di ioni idrossido (OH ) attraverso il POh

POh = è una grandezza pari al logaritmo negativo in base 10 della concentrazione di ioni

-

idrogeno Ph= - log [OH ]

 10 + -

Tale valore sommato al Ph mi darà sempre 14 Ph + POh - log [H ] - log [OH ]

  10 10

Nelle reazione biologiche, per farle avvenire, le condizioni di Ph devono essere intorno alla

NEUTRALITA’.

Il pH di una soluzione dipende dalle concentrazioni relative di acidi e basi. Tale relazione è espressa

dall’equazione di Henderson-Hasselbalch

-

pH= pK+ log[A ]

[HA] mi indica come calcolare il pH di una soluzione



SOLUZIONI TAMPONE: Una soluzione tampone è una soluzione in grado di mantenere

costante il proprio pH anche in seguito ad aggiunta di una piccola quantità di acido o base.

Tale tipo di soluzione, è costituita dalla coesi