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Le soluzioni
Le soluzioni sono miscugli omogenei i cui costituenti conservano le loro proprietà. Le soluzioni sono formate da un solvente, che è il componente della soluzione che scioglie (di solito si trova in quantità maggiore), e dal soluto, che è la cosa che viene sciolta (di solito si trova in quantità minore). La soluzione assume sempre la fase del solvente (esempio acqua liquida + sale solido = acqua e sale liquido). Nella formazione di una soluzione, le molecole di solvente circondano quelle di soluto. Tale fenomeno è detto solvatazione; quando il solvente è l’acqua la solvatazione è detta idratazione. Nelle soluzioni i legami tra le molecole del soluto e tra le molecole del solvente si rompono e se ne creano di nuovi: per questo non sempre il soluto si mescola con il solvente. Gli ioni che si originano dalla dissociazione d una molecola in acqua si dispongono in modo da rivolgere la loro carica verso quella di carica opposta della molecola d’acqua. In questo stato gli ioni si definiscono idratati. Tutti i composti che in soluzione acquosa formano ioni sono detti elettroliti. Le soluzioni di elettroliti conducono sempre corrente elettrica.
Le soluzioni che contengono una piccola quantità di soluto sono dette diluite, mentre quelle con elevate quantità di soluto sono dette concentrate. Per trovare la concentrazione percentuale in massa occorre dividere la massa del soluto per quella della soluzione e moltiplicare per 100. Per trovare la concentrazione percentuale in massa su volume occorre dividere la massa del soluto per il volume della soluzione e moltiplicare per 100. Per trovare la concentrazione percentuale in volume occorre dividere il volume del soluto per quello della soluzione e moltiplicare per 100.
La molarità di una soluzione è data dal rapporto tra il numero delle moli di soluto e il volume della soluzione espresso il litri. M = n° moli soluto/V soluzione. La molarità si esprime in moli/l e si usa il simbolo M per rappresentarla. La molarità è un’unità di misura della concentrazione che dipende dalla temperatura; al variare di essa dipende la variazione di volume. La molalità è data dal rapporto tra il numero di moli di soluto e la massa del solvente, espressa in chilogrammi. m = n° moli soluto/m solvente. La molalità si esprime in mol/kg. La molalità è indipendente dalla temperatura in quando essa non influenza la massa del solvente.
La soluzione porta anche all’abbassamento delle tensione di vapore (ovvero la pressione parziale del suo vapore a cui si verifica l'equilibrio fra la fase liquida e la fase gassosa), questo è dovuto al fatto che le molecole di solvente vengono trattenute dalle molecole di soluto grazie a legami che si formano in soluzione: questo porta alle proprietà colligative: esse sono l’innalzamento ebullioscopico, l’abbassamento crioscopico e la pressione osmotica.
Le proprietà colligative non dipendono dal numero di particelle di soluto e dalla natura del solvente, ma dalla qualità del soluto. Le molecole in una soluzione si attraggono in modo più forte tra loro e anche a causa della solvatazione fanno si che le molecole di solvente abbiano bisogno di più energia per sfuggire dalla soluzione e diventare vapore o diventare solidi. Per calcolare l’innalzamento ebullioscopico bisogna usare questa formula: Δ Teb = Keb · m · i; variazione di temperatura = costante ebullioscopica molale del solvente per molalità per coefficiente di Van't Hoff. Il coefficiente di Van't Hoff si trova solo in caso di elettroliti forti ovvero quando il soluto si scioglie nella soluzione e forma varie particelle. Il coefficiente di Van't Hoff misura il numero di particelle che si liberano da un soluto che si scioglie (Es: NaCl diventa Na + Cl, per questo i assume valore 2; (NH4)3PO4 diventa NH4 + NH4 + NH4 + PO4 perciò i ha valore 4). Per calcolare l’abbassamento crioscopico si segue la formula: Δ Tc = Kc · m · i; ; variazione di temperatura = costante crioscopica molale del solvente per molalità per coefficiente di Van't Hoff.
La velocità di solubilizzazione dipende dalla superficie di contatto del solido con il solvente. Se aumenta la superficie, cresce la velocità. La solubilità del soluto nel liquido non è illimitata. Ad un certo punto il soluto non si scioglie più e la soluzione è detta satura; il soluto che non si è sciolto rimane come corpo di fondo se si tratta di un solido. Tuttavia lo scambio di particelle tra la soluzione e il soluto restante non cessa e quando il numero di particelle che passa dal soluto non sciolto alla soluzione è uguale a quello che fa il percorso inverso abbiamo una soluzione satura e vi è equilibrio dinamico tra soluto non sciolto e soluto sciolto. La solubilità di una sostanza è la massa che a una data temperatura si scioglie in 100 g di solvente formando una soluzione satura. La solubilità dipende dalla sostanza, dalla temperatura e dalla natura del solvente e soluto.
La solubilità nei liquidi e nei solidi aumenta con l’aumentare della temperatura ed è quindi direttamente proporzionale alla temperatura. Nei gas la solubilità è inversamente proporzionale alla temperatura (all’aumentare della temperatura diminuisce la solubilità) e dipende dalla pressione come descritto nella legge di Henry.
Come gia sappiamo l’osmosi è un processo di diffusione che interessa le soluzioni separate da una membrana semipermeabile che permette il passaggio del solvente verso la soluzione più concentrata. La pressione osmotica rappresenta la pressione idrostatica che bisogna esercitare su una soluzione, separata da un'altra soluzione da una membrana semipermeabile, perché in essa non entri altro solvente. Nelle soluzioni ideali la pressione osmotica si trova con l’equazione di Van't Hoff. π = M · R · T dove π è la pressione osmotica, V il volume della soluzione, T la temperatura e R una costante che ha lo stesso valore della costante dei gas (0,0821 atm l/mol K).Le soluzioni che presentano uguale concentrazione e uguale pressione osmotica sono dette isotoniche. Se 2 soluzioni hanno una concentrazione e una pressione osmotica diverse allora quella con concentrazione minore è detta ipotonica e quella con concentrazione maggiore ipertonica.
Fonte: http://www.riassuntiliceo.altervista.org/quartof/chi10.doc
Sito web da visitare: http://www.riassuntiliceo.altervista.org/
Autore del testo: F.Ferranti
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