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9/11/15

Proprietà colligative

Le proprietà colligative sono quelle che dipendono dal numero di particelle

presenti in soluzione (non dalla natura chimica):

abbassamento della tensione di vapore,

- innalzamento ebullioscopico,

- abbassamento crioscopico,

- pressione osmotica.

-

Soluzione ideale: soluzione in cui le interazioni soluto-soluto e quelle

solvente-solvente sono identiche a quelle solvente-soluto.

Le soluzioni diluite si avvicinano al comportamento delle soluzioni ideali (più

sono diluite più sono simili alle soluzioni ideali).

Abbassamento della tensione di vapore

Una soluzione ha diversa tensione di vapore rispetto a quella del solvente

puro. Di solito la tensione di vapore della soluzione è minore rispetto a quella

del solvente (nel caso di soluti non volatili), per questo si parla di

“abbassamento” della tensione di vapore. Nel caso di soluti volatili, invece, la

tensione di vapore della soluzione è maggiore.

Legge di Raoult  la tensione di vapore di un sistema solvente-soluto è

uguale alla somma delle tensioni di vapore del solvente puro e del soluto

moltiplicate per la loro frazione molare.

Ad esempio in un sistema composto dal solvente A e dal soluto B:

P = x P° (pressione di vapore del solvente puro A = frazione molare del

A A A

solvente puro x pressione del solvente)

P = x P° (pressione di vapore del soluto B = frazione molare del soluto x

B B B

pressione del soluto)

P = P + P =( x P° ) + (x P° )

tot A B A A B B

Se B è un solute non volatile, la pressione di vapore di B = 0  x P° = 0,

B B

quindi

P = x P°

tot A A

Dato che x = 1 – x  P = (1 – x ) P° = P° – x P° , quindi

A B tot B A A B A

∆P = P° x (abbassamento della tensione di vapore = pressione parziale del

A B

solvente puro x frazione molare del soluto)

L’abbassamento della tensione di vapore rappresenta la differenza tra la

tensione di vapore del solvente puro e quella del soluto.

La frazione molare del solvente (x ) è quella che evapora, quindi è quella che

A

determina l’abbassamento della tensione di vapore.

Infatti un solvente puro come l’acqua evapora di più rispetto ad una qualsiasi

soluzione acquosa: se si mettono accanto due recipienti aperti, uno

contenente acqua pura e l’altro contenente una soluzione acquosa, si vede

che la soluzione acquosa continua ad aumentare di volume (diluendosi

tramite le particelle di vapore acqueo che evaporano dall’altro recipiente),

mentre il volume dell’acqua pura tende a scendere. Quindi la soluzione ha

una minore tensione di vapore.

Esercizio: all’equilibrio, la tensione di vapore di una miscela benzene +

toluene è 183 torr (P° ) e 59,2 torr (P° ). Calcola:

benz tol

la pressione di vapore totale di una miscela in cui x = x = 0,5 torr

1) benz tol

la frazione molare del benzene nel vapore

2)

Svolgimento 1):

P = x P° = 183 torr x 0,5 torr = 91,5 torr

benz benz benz

P = x P° = 59,2 torr x 0,5 torr = 29,6 torr

tol tol tol

P = P + P = 91,5 torr + 29,6 torr = 121,1 torr

tot benz tol

Svolgimento 2):

poiché la pressione di un gas è direttamente proporzionale al numero di moli

del gas, la frazione molare del benzene nel gas è:

x = n / n + n = P / P + P = 91,5/121,1 = 0,756 torr

benz benz benz tol benz benz tol

Innalzamento ebullioscopico

Rappresenta l’aumento della temperatura di ebollizione di una soluzione

rispetto al solvente puro. Infatti, per far bollire una soluzione è necessario

aumentare la temperatura fino a che la tensione di vapore diventa uguale alla

pressione esterna.

∆T = K m (innalzamento ebullioscopico = costante ebullioscopica x

eb eb

concentrazione molale)

La costante ebullioscopica dipende dal tipo di solvente.

Questa formula non vale per le soluzioni elettrolitiche (gli elettroliti in

soluzione si decompongono in ioni). Quindi per le soluzioni elettrolitiche si

usa:

∆T = K m i (innalzamento ebullioscopico = costante ebullioscopica x

eb eb

concentrazione molale x costante di Van’t Hoff)

La costante di Van’t Hoff per i non elettroliti è = 1

Abbassamento crioscopico

Rappresenta l’abbassamento della temperatura di congelamento di una

soluzione rispetto al solvente puro.

∆T = K m

cr cr

Per gli elettroliti:

∆T = K m i

cr cr

N.B.: siccome gli elettroliti (sia quelli costituiti permanentemente da ioni, sia

quelli – come gli acidi e le basi – che dissociano solo in soluzione) in

soluzione si dissociano in ioni, è necessario un fattore di correzione, che

tenga conto del fatto che un’unità formula non è una sola particella (come

può essere nel caso dei composti molecolari), ma più.

Questo fattore di correzione è la costante di Van’t Hoff (vale 2 nel caso di

NaCl, 3 nel caso di MgCl ecc.).

2

Soluzioni non elettrolitiche: ∆ / m K = 1

 eb eb

Soluzioni elettrolitiche: ∆ / m K = i

 eb eb

Il valore della costante di Van’t Hoff è però sempre leggermente minore

rispetto a quello teorico e diminuisce all’aumentare della concentrazione.

Teoria di Debye-Hückel: nelle soluzioni elettrolitiche sono presenti attrazioni

interioniche (coppie ioniche) che diminuiscono la concentrazione efficace

degli ioni (che non sono particelle completamente indipendenti).

Esercizio: una soluzione contenente 1,25 g di un non elettrolita in 20 g di

acqua gela a – 1,06 °C. Qual è il PM del soluto? (K = -1,86)

cr

∆T = K m

cr cr

m = (g / PM) kg

soluto solvente


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DETTAGLI
Corso di laurea: Corso di laurea magistrale in medicina e chirurgia (a ciclo unico - durata 6 anni)
SSD:
Università: Firenze - Unifi
A.A.: 2018-2019

I contenuti di questa pagina costituiscono rielaborazioni personali del Publisher camo.milla di informazioni apprese con la frequenza delle lezioni di Chimica e propedeutica biochimica e studio autonomo di eventuali libri di riferimento in preparazione dell'esame finale o della tesi. Non devono intendersi come materiale ufficiale dell'università Firenze - Unifi o del prof Ranaldi Francesco.

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