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Molalità % massa

Calcolare la % in massa di una soluzione di glucosio 0,120 m.

Tale soluzione contiene 0,120 moli di glucosio per 1 Kg di solvente (acqua). Si ha quindi:

= × =

massa 0,120 mol 180,2 g/mol 21,6 g

glucosio

=

massa 1000 g

H O

2 21,6

= × =

% massa 100 2,11 %

glucosio +

1

000 2 1

,6

Frazione molare Molalità

Calcolare la molalità di una soluzione acquosa di glucosio la cui frazione molare è 0,150.

1 mole di tale soluzione contiene 0,150 moli di glucosio e

(1 ­ 0,150) = 0,850 moli di acqua. Si ha quindi:

= × =

massa 0,850 mol 18 g/mol 15,3 g

H O

2 0,150 mol

= =

molalità 9,8 m

glucosio × - 3

15,3 10 Kg

Frazione molare % massa

Calcolare la % in massa di una soluzione acquosa di glucosio la cui frazione molare è

0,150.

1 mole di tale soluzione contiene 0,150 moli di glucosio e

(1 ­ 0,150) = 0,850 moli di acqua. Si ha quindi:

= × =

massa 0,150 mol 180,2 g/mol 27,0 g

glucosio

= × =

massa 0,850 mol 18 g/mol 15,3 g

H O

2 27,0 g

= × =

% massa 100 63,8 %

glucosio +

27,0 g 15,3 g

Molalità Molarità

Calcolare la molarità di una soluzione 0,273 m di KCl in acqua, avente densità

1,011×10 g/l.

3

Per 1 Kg di solvente vi sono 0,273 moli di KCl e quindi:

= × =

massa 0,273 mol 74,6 g/mol 20,4 g

KCl

La massa totale di soluzione è:

= + = + = = × 3

massa massa massa 1000 g 20,4 g mol 1020 g 1,02 10 g

tot KCl H O

2

Nell’espressione per il calcolo della molarità c’è però il volume in litri della soluzione,

calcolabile tramite la densità:

massa

=

d volume × 3

massa 1,02 10 g Si noti che per soluzioni

= = =

volume 1,009 l

× ≅

diluite molarità molalità

3

d 1,011 10 g/l

0,273 mol

= =

molarità 0,271 M

1,009 l

Molarità Molalità

Calcolare la molalità di una soluzione 0,907 M di Pb(NO ) in acqua, avente densità

3 2

1,252 g/ml.

Per 1 litro di soluzione vi sono 0,907 moli di Pb(NO ) . La massa di un litro di soluzione

3 2

è: = × = × × =

3

massa volume d 1,000 10 ml 1,252 g/ml 1252 g

soluzione

La massa di Pb(NO ) è:

3 2 = × =

massa 0,907 mol 331,2 g/mol 300 g

Pb(NO )

3 2

La massa di acqua è: = =

massa 1252 g - 300 g 952 g

H O

2

La molalità è quindi: 0,907 mol

= =

molalità 0,953 m

0,952 Kg

Proprietà colligative

Le proprietà colligative delle soluzioni sono proprietà che dipendono dalla

concentrazione delle molecole di soluto o degli ioni in soluzione, ma

non dalla loro natura.

Abbassamento della tensione di vapore

Alla fine dell’800 fu sperimentalmente osservato che la tensione di vapore

del solvente veniva abbassata dall’aggiunta di un soluto non volatile. In

particolare nel 1886 Raoult osservò che l’entità di questo abbassamento non

dipendeva dal tipo di soluto ma solo dalla sua frazione molare.

Abbassamento della tensione di vapore

Consideriamo la soluzione di un solvente volatile A e un soluto non

elettrolita B (volatile o non volatile) ad una certa temperatura costante.

La legge di Raoult stabilisce che: la tensione di vapore parziale del

solvente, P , sopra la soluzione è uguale alla tensione di

A

vapore del solvente puro, P °, moliplicata per la frazione

A

molare del solvente, x A P = x P °

A A A

Se il soluto è non volatile P è la pressione di vapore totale della soluzione.

A

Poiché x è minore di 1 si ha un abbassamento della tensione di vapore

A

rispetto al solvente puro.

Questo abbassamento sarà dato da:

∆P= P ° ­ P

A A

In base alla legge di Raoult

∆P= P ° ­ P ° x = P °(1­ x )= P °x

A A A A A A B

x B

L’abbassamento della tensione di vapore dipende dalla concentrazione

del soluto x ma non dalla sua natura ed è quindi una proprietà

B

colligativa.

Dalle relazioni precedenti consegue anche una relazione lineare (retta)

fra la tensione di vapore della soluzione e la frazione molare di soluto:

P = P ° ­ P ° x

A A A B

Quando vale la legge di Raoult? P A

Vale in genere per soluzioni diluite (con

x vicino ad 1).

A

Quando essa vale per qualsiasi frazione

molare (ciò accade quando A e B sono P 0

simili, es. benzene e toluene) la soluzione A

è detta ideale. In altre parole, una Soluzione ideale

Raoult

soluzione ideale si ha quando sia A che P

B seguono la legge di Raoult per ogni A

Soluzione

valore della frazione molare (oppure non ideale

quando si mescolano senza sviluppo o 1

assorbimento di calore). 0

X A 1

0 X B

∆P

Esempio: Calcolare dell’acqua a 25°C quando 5,67 g di glucosio (C H O )

6 12 6

sono sciolti in 25,2 g di acqua. A tale temperatura la tensione di vapore dell’acqua

pura è 23,8 mmHg 5,67 g

= =

n 0,0315 mol

glucosio glucosio

180,2 g/mol

25,2 g

= =

n 1,40 mol

H O H O

18,0 g/mol

2 2

0,0315

= =

x 0,022

glucosio +

0,0315 1,40

Dalla legge di Raoult:

∆P= ×0,0220

P °x = 23,8 mmHg = 0,524 mmHg

A glucosio ×(1­0,0220)

P = P °x = 23,8 mmHg = 23,3 mmHg

A A H2O

Innalzamento ebullioscopico ed Abbassamento crioscopico

Abbiamo visto che l’aggiunta di un soluto non volatile abbassa la tensione di

vapore della soluzione.

Un grafico della tensione di vapore contro T mostra che occorre una

temperatura maggiore affinchè la tensione di vapore raggiunga una atmosfera

e si abbia ebollizione Temperatura di

congelamento della

soluzione

pressione LIQUIDO soluzione

1,00 atm Temperatura di

ebollizione della

SOLIDO GAS soluzione

> 100°C

< 0°C 100°C

0°C temperatura

Un diagramma di fase completo mostra che per una soluzione si ha un

innalzamento del punto di ebollizione e un abbassamento del punto di

fusione rispetto al solvente

Per soluzioni diluite si può dimostrare che

∆T = T (soluzione) ­ T (solvente) = K m

b b b b

∆T = T (solvente) ­ T (soluzione) = K m

f f f f

K , nota come costante ebullioscopica, e K , nota come costante crioscopica,

b f

sono costanti caratteristiche solo del solvente.

Esse hanno unità °C/m.

Problema: Sapendo che per l’acqua K = 0,512 °C/m e

b

K =1,86 °C/m calcolare il punto di ebollizione e di fusione di una soluzione

f

acquosa di glucosio 0,0222 m.

∆T ×

= K m = 0,512 °C/m 0,0222 m = 0,0114 °C

b b

T = 100,00 + 0,0114 = 100,011 °C

b

∆T ×

= K m = 1,86 °C/m 0,0222 m = 0,0413 °C

f f

T = 0,000 + 0,0413 = ­ 0,041 °C

f

Le proprietà colligative possono essere usate per determinare il peso molecolare di

sostanze non note.

Problema: La canfora è un solido che fonde a 179,5°C ed ha K = 40°C/m. Se 1,07 mg

f

di un composto sono sciolti in 78,1 mg di canfora fusa la soluzione congela a 176,0 °C.

Determinare il peso molecolare del composto.

L’abbassamento del punto di congelamento è:

∆T = 179,5 –176,0 = 3,5 °C

f

Da cui si ricava la molalità della soluzione:

∆ °

T 13,5 C

= = =

f

m 0,088 m

°

K 40 C/m

f

Dalla definizione di molalità si può ottenere il numero di moli del composto:

moli soluto

= ×

moli= m Kg solvente

m Kg solvente

Quindi: × ×

Moli = m Kg solvente = 0,088 mol/Kg 78,1×10 Kg

­3

×10

= 6,9 mol

­6

La massa molare del composto è data da:

massa

=

moli M m × - 3

massa 1,07 10 g

= = = × 2

M 1,6 10 g/mol

m × - 6

moli 6,9 10 mol

Osmosi

Anche il fenomeno dell’osmosi (pressione osmotica) è associato all’abbassamento

della tensione di vapore. Esso riveste una grande importanza in relazione a sistemi

biologici.

Coinvolge membrane semipermeabili, cioè strati sottili e con fori abbastanza larghi

semipermeabili

da far passare le molecole di solvente, ma non di soluto, specie di elevato peso

molecolare.

Osmosi: flusso di molecole di solvente dal solvente puro alla

soluzione (in generale dalla soluzione meno concentrata a

quella più concentrata)

Pressione osmotica: pressione che occorre esercitare sulla

soluzione, A, per bloccare il flusso osmotico

Membrana semipermeabile

P

A B solvente puro

soluzione flusso di solvente (osmosi)

π

La pressione osmotica è indicata con . Un esempio è anche la pressione

esercitata dalla colonna di solvente in questo esperimento: π

La pressione osmotica è una proprietà colligativa ed è proporzionale alla

concentrazione molare del soluto M:

π= M R T

In cui R è la costante dei gas e T è la temperatura assoluta.

Si noti l’analogia tra questa equazione e quella per i gas reali, più evidente se si tiene

conto che M=n/V e quindi:

PV=nRT P=(n/V) RT P=MRT

Esempio: Calcolare la pressione osmotica di una soluzione

0,02 M di glucosio a 25°C?

π= ×0,0821

MRT = 0,02 mol/l l⋅atm/(K mol)×298 K=

= 0,5 atm

La pressione osmotica viene utilizzata per calcolare il peso molecolare di sostanze

polimeriche o macromolecole.

Problema: 50 ml di una soluzione acquosa contengono 1,08 g di una proteina e

presentano una pressione osmotica di 5,85 mmHg a 298 K. Quale è il peso molecolare di tale

proteina? 5,85 mmHg

= = × - 3

P 7,70 10

La pressione in atmosfere è: 7 60 mmHg/atm

La concentrazione molare della proteina è:

× -3

π 7,70 10 atm

= = = ×

π MRT 3,15 mol / L

⋅ ×

RT 0,0821 L atm/(K mol) 298K

Il numero di moli della proteina è:

moli −

= = × = × × ⋅ = ×

- 4 - 3 5

M moli M V 3,15 10 mol/L 50 10 L 1,58 10 mol

V

La massa molare della proteina è:

massa 1,08 g

= = = × 4

M 6,84 10 g/mol

m × - 5

moli 1,58 10 mol

Soluzioni di Elettroliti

Un elettrolita è una sostanza che si scioglie in acqua producendo

ioni e formando una soluzione che conduce l’elettricit à.

Un non­elettrolita è una sostanza che si scioglie in acqua senza

produrre ioni e forma una soluzione che non conduce l’elettricit à.

Un elettrolita può essere un composto ionico o molecolare:

H O

2

NaCl (s) Na (aq) + Cl (aq) Dissociazione

+

HCl (g) + H O(l) H O (aq) + Cl (aq) Ionizzazione

+

2 3

Un non­elettrolita è un composto molecolare che non ionizza

Un elettrolita può essere debole o forte

Un elettrolita forte è presente in soluzione completamente

sotto forma di ioni

HCl (g) + H O(l) H O (aq) + Cl (aq) Elettrolita forte

+

2 3

Un elettrolita debole è solo parzialmente ionizzato in soluzione

NH (g) + H O(l) NH (aq) + OH (aq) Elettrolita debole

+

3 2 4


PAGINE

56

PESO

1.38 MB

AUTORE

Atreyu

PUBBLICATO

+1 anno fa


DESCRIZIONE DISPENSA

La dispensa fa riferimento alle lezioni di Chimica generale, tenute dal Prof. alessandro Marrone, nell'anno accademico 2011.
Il documento è dedicato alle soluzione e alle proprietà colligative.
Tra gli argomenti affrontati: colloidi, solvente, soluto, solubilità, soluzioni molecolari, soluzioni ioniche.


DETTAGLI
Corso di laurea: Corso di laurea magistrale in farmacia
SSD:
A.A.: 2011-2012

I contenuti di questa pagina costituiscono rielaborazioni personali del Publisher Atreyu di informazioni apprese con la frequenza delle lezioni di CHIMICA GENERALE ED INORGANICA e studio autonomo di eventuali libri di riferimento in preparazione dell'esame finale o della tesi. Non devono intendersi come materiale ufficiale dell'università Gabriele D'Annunzio - Unich o del prof Marrone Alessandro.

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