Le soluzioni

Le soluzioni

Una soluzione è un sistema omogeneo a più componenti caratterizzato dalla

presenza di un solvente (in genere presente in quantità maggiore) e uno o più

soluti le cui particelle si trovano disperse tra le molecole del solvente

(dispersione molecolare). Una soluzione può essere gassosa (come l’aria),

solida (come le leghe) o liquida (come l’acqua di mare). Visto che molte

reazioni chimiche e quasi tutti i processi biologici avvengono in ambiente

acquoso, le più importanti sono le soluzioni acquose, in cui il solvente è

l’acqua e il soluto può essere un gas, un liquido o un solido.

I soluti delle soluzioni acquose possono essere divisi in due categorie:

elettroliti, sostanze che, una volta disciolte in acqua, danno luogo a

- soluzioni che conducono la corrente elettrica (dissociandosi in ioni

positivi e ioni negativi);

non elettroliti, sostanze che in acqua non producono ioni e quindi le

- loro soluzioni non conducono la corrente elettica.

Una soluzione che contiene la quantità massima di un soluto in una certa

massa di solvente a una data temperatura è detta soluzione satura. Può

accadere che in una soluzione la quantità di soluto sia maggiore della

quantità massima: la soluzione, in questo caso, è detta supersatura (o

sovrasatura) ed è caratterizzata da notevole grado di instabilità (il sistema

tende ad andare verso la condizione di saturazione isolando il soluto in

eccesso).

Il processo di dissoluzione

Nei liquidi e nei solidi, le molecole sono tenute insieme da forze di attrazione

intermolecolari. Quando un soluto viene disciolto in un solvente le particelle di

un soluto si disperdono in tutto il solvente e vanno ad occupare posizioni

prima occupate dalle molecole del solvente. La “facilità” con cui una molecola

di soluto “rimpiazza” una molecola di solvente all’interno della soluzione

dipende dalla forza relativa di tre tipi di interazioni:

interazione tra le molecole di solvente,

 interazione tra le molecole di soluto,

 interazione tra le molecole di solvente e le molecole di soluto.



In generale, è prevedibile che la soluzione si formi più facilmente quando tra

soluto e solvente possono instaurarsi forze attrattive di entità maggiore o

almeno comparabili con quelle che si esercitano nell’ambito del soluto e del

solvente presi singolarmente. Quindi, il simile scioglie il simile, cioè sono

solubili in un certo solvente soluti con polarità comparabile a quella delle

molecole di solvente.

L’acqua è un ottimo solvente per sostanze le cui molecole siano

caratterizzate da una separazione di cariche (che abbiano un momento

dipolare diverso da zero) e per sostanze ioniche come NaCl. Le sue proprietà

come solvente per sostanze polari si spiegano da una parte con l’alta

costante dielettrica (ɛ = 80) e dall’altra con la tendenza a formare legami a

idrogeno.

Consideriamo come esempio cosa succede quando un solido come NaCl

+ -

viene dissolto in acqua. Nel colururo di sodio solido gli ioni Na e Cl sono

tenuti insieme da forti interazioni elettrostatiche che costituiscono un reticolo

cristallino in cui uno ione positivo è circondato da ioni negativi e viceversa.

Quando un cristallo di NaCl viene posto in acqua, sulla superficie di questo

+

vengono ad esercitarsi forze attrattive tra le molecole d’acqua e gli ioni Na e

-

Cl che fanno parte del reticolo. Le molecole d’acqua rivolgeranno la parte

negativa (l’atomo di ossigeno) verso gli ioni sodio e la parte positiva (uno dei

due atomi di idrogeno) verso gli ioni cloruro. Le attrazioni ione-dipolo tra le

+ -

molecole d’acqua e gli ioni Na e Cl risultano sufficientemente intense da

strappare gli ioni alla struttura cristallina. Gli ioni sodio e cloruro “strappati” al

reticolo vengono stabilizzati in soluzione dalle loro interazioni con molecole

d’acqua. Avvenuto l’allontanamento dal cristallo, gli ioni si trovano attorniati

da un certo numero di molecole d’acqua, numero che dipende dalla natura

dello specifico ione (acqua di solvatazione). Quindi in acqua gli ioni devono

essere sempre considerati come solvatati (o idratati), circondati cioè da tutte

le molecole d’acqua che riescono a coordinare.

Per il legame che caratterizza la loro struttura cristallina i metalli non sono

solubili come tali in alcun tipo di solvente. Il passaggio in soluzione di questi

composti prevede quindi una reazione chimica tra solvente e metallo o tra

uno dei componenti della soluzione e il metallo stesso.

Unità di misura della concentrazione

Le proprietà di una soluzione sono determinate, oltre che dalla natura dei

soluti e del solvente, anche dalla quantità relativa dei componenti, che può

essere espressa utilizzando diverse unità di concentrazione. Si farà

riferimento a soluzioni composte da un unico soluto disciolto nella soluzione.

MOLARITA’ (M)  in chimica è una delle più comuni unità di concentrazione

(concentrazione molare). La molarità, generalmente indicata dalla formula

della specie chimica in considerazione racchiusa tra parentesi quadre, è il

numero di moli di soluto contenute in un litro di soluzione ed è quindi definita

dall’equazione:

M = n. moli di soluto / volume di soluzione

dove per convenzione il volume è espresso in litri.

Quindi, una soluzione di glucosio 0,1 M contiene 0,1 moli di glucosio per ogni

litro di soluzione ([C H O ] = 0,1). Conoscendo il peso molecolare della

6 12 6

sostanza (nel caso del glucosio PM = 180) si può facilmente risalire alla

quantità in grammi del soluto disciolto in un determinato volume di soluzione

(in un litro della soluzione presa in esame sono contenuti 180 x 0,1 = 18 g di

glucosio).

La concentrazione, come la densità, è una proprietà intensiva e quindi il suo

valore non dipende dalla quantità di soluzione che viene presa in

considerazione.

Ovviamente, da ciò risulta che la quantità di soluto contenuto in un

determinato volume di soluzione dipende sia dalla concentrazione del soluto

sia dal volume della soluzione.

È importante anche sottolineare che la molarità si riferisce solo alla quantità

di soluto originariamente dissolto in acqua e non tiene in considerazione

qualsiasi processo successivo, come la sua eventuale dissociazione in ioni.

Si prepari ad esempio una soluzione di NaCl 1 M. Essendo un elettrolita

“forte”, il cloruro di sodio si trova in soluzione completamento dissociato nei

suoi ioni: +(sol) -(sol)

NaCl  Na + Cl

(s)

dove il pedice “sol” indica la sovatazione degli ioni.

Da ciò deriva che nella soluzione 1M di NaCl sono contenuti 1 mole/litro di

+ - + -

ioni Na e 1 mole/litro di ioni Cl ([Na ] = 1 m, [Cl ] = 1M).

MOLALITA’ (m)  unità di concentrazione che indica il numero di moli di

soluto disciolte in 1 kg di solvente. La molalità di una soluzione riferisce

quindi la quantità di soluto alla quantità di solvente e non di soluzione.

m = n. moli di soluto / kg di solvente

Può essere importante sottolineare come, per soluzioni acquose diluite

(piccole quantità di soluto), molalità e molarità sono numericamente molto

simili in quanto 1000 g di acqua occupano (quasi esattamente) il volume di 1 l

di e per soluzioni molto diluite il volume della soluzione è praticamente uguale

a quello del solvente. Si noti, ancora, che mentre la molarità di una soluzione

dipende in generale dalla temperatura (in quanto al variare della temperatura

varia, seppur di poco, il volume della soluzione), il valore della molalità non

dipende dalla temperatura.

FRAZIONE MOLARE (x)  esprime il rapporto tra il numero delle moli del

soluto presenti nella soluzione e il numero di moli totali di tutte le specie

presenti in soluzione.

Se una soluzione è composta da N moli di solvente, N moli del soluto 1, N

0 1 2

moli del soluto 2, ..., N moli del soluto ennesimo, la frazione molare del

n

soluto i-esimo sarà dato da:

x = N / (N + N + N + ... + N )

i i 0 1 2 n

Risulta immediatamente dalla definizione che la frazione molare di un soluto

(così come quella del solvente) è un numero sempre minore di 1 e che la

somma di tutte le frazioni molari di tutti i soluti è uguale a 1.

Nel caso di un solo soluto si ha: x + x = 1

soluto solvente

e quindi: x = 1 - x

solvente soluto

La frazione molare non ha unità di misura essendo un numero puro.

PERCENTUALE IN PESO (%)  indica il numero di grammi di soluto

contenuti in 100 g di soluzione. Così, quando diciamo che una soluzione

acquosa di glucosio è al 20% in peso intendiamo che 100 g di quella

soluzione contengono 20 g di glucosio.

È opportuno notare che la percentuale è sempre un numero puro e che il suo

valore quindi è indipendente dalle unità di misura adottae per esprimere i

pesi, purché omogenee.

NORMALITA’ (N)  la definizione di questa unità di misura dipende dalle

relazioni quantitative che intercorrono tra le sostanze partecipanti a una data

reazione chimica. La normalità viene definita esattamente come la molarità

ove si sostituisca il PM del soluto con il suo peso equivalente e si miusra in

eq/l (eq: grammo-equivalente, cioè numero di moli che liberano una mole di

+

H o portano una mole di carica elettrica).

La concentrazione di un soluto in una soluzione esprime la quantità di soluto

disciolto:

soluzioni diluite: presenza di quantità ridotte di soluto rispetto al

- solvente,

soluzioni concentrate: presenza di quantità rilevanti di soluto rispetto al

- solvente.

Una soluzione può essere diluita aggiungendo solvente.

Solubilità

Può essere definita come la quantità massima di un soluto che può essere

disciolta in una data quantità di solvente a una specifica temperatura (la

solubilità di un soluto è la concentrazione della sua soluzione satura).

Soluzione di un non-elettrolita: dal punto di vista chimico-fisico, la

 dissoluzione di un solido da parte di un liquido è determinata dalla

rottura della disposizione ordinata del reticolo cristallino con un

processo che ricorda quello della fusione, perché in entrambi i fenomeni

è implicato un cambiamento di stato.

Il processo di soluzione si arresta (da un punto di vista macroscopico)

quando è raggiunta una situazione di equilibrio dinamico tra fase

solida e fase liquida, quando cioè la tendenza delle particelle a portarsi

in soluzione è bilanciata dalla tendenz