edutecnica

Propriet delle soluzioni diluite          

Come i gas, le soluzioni diluite possono essere descritte attraverso un certo numero di leggi, e sono dotate di alcune propriet ( note anche come propriet colligative ) che dipendono solo dalla concentrazione e non dalla natura dei componenti.

Se la concentrazione sufficientemente bassa tutte le soluzioni hanno un comportamento descritto da queste leggi.

Pressione osmotica      

Quando due soluzioni a diversa concentrazione, sono separate da una membrana porosa (semipermeabile) le molecole di solvente si spostano dalla soluzione a maggior concentrazione verso quella a minor concentrazione.

La pressione che deve essere applicata alla soluzione affinch questo transito non avvenga chiamata pressione osmotica.

             con

R=costante universale dei gas
M=molarità della soluzione
T=temperatura in °K

Tensione di vapore delle soluzioni      

La tensione di vapore delle soluzioni costituite da sostanze non volatili in un solvente sempre minore di quella del solvente puro.

La   riduzione della tensione di vapore  , si spiega con l'interazione fra le molecole del soluto e del solvente sulla superficie del liquido che impedisce in parte alle molecole di solvente di passare allo stato di vapore.

Ad esempio, la temperatura di ebollizione di un liquido, la temperatura alla quale la tensione di vapore del liquido, uguaglia la pressione esterna : essa pu, dunque, essere modificata dall'aggiunta di un soluto non volatile che abbassa la tensione di vapore del solvente.

Questa propriet viene descritta dalla legge di Raoult nella quale ci si riferisce ad una soluzione ideale di due liquidi a e b contenuti in un recipiente alla temperatura t :

p  =tensione di vapore della soluzione
pa=tensione di vapore del componente a
pb=tensione di vapore del componente b

Raoult ha dimostrato che per una soluzione ideale di due ( o pi liquidi ) a e b ad una data temperatura t, la pressione di vapore dovuta a ciascuno di essi (pressione parziale) data dalla pressione di vapore del liquido puro  a quella stessa temperatura t per il valore della sua frazione molare .

se il soluto b un solido si ha    

ovviamente per n componenti     

temperatura acqua :





pressione di vapore :





Si pu anche esprimere la legge di Raoult attraverso l'abbassamento relativo della tensione di vapore

Innalzamento ebulloscopico      

La differenza tra la temperatura di ebollizione della soluzione e quella del solvente puro chiamata innalzamento ebulloscopico ΔTe , proporzionale alla concentrazione molale della soluzione e ad una costante, riferita al solvente, chiamata costante ebulloscopica .

La costante ebulloscopica dell'acqua 0,513 kgC/mol.

Abbassamento crioscopico      

Sempre a causa della riduzione della tensione di vapore , oltre ad un innalzamento ebulloscopico si ha un abbassamento crioscopico ΔTc, cio un abbassamento del punto di congelamento.
L'abbassamento crioscopico proporzionale alla concentrazione molale della soluzione e ad una costante, riferita al solvente, chiamata costante crioscopica.

La costante crioscopica dell'acqua 1,86 kgC/mol.

Valori tipici della costante ebulloscopica e crioscopica
Solvente Te Ke Tf Kc
Acido acetico 118.1C 3.07 16.6C 3.9
Acetone 56.5C 1.71 - 95C ----
Acido stearico 383C ---- 69.4C 4.5
Acqua 100.0C 0.51 0.0C 1.86
Benzene 80.15C 2.53 5.5C 4.9
Canfora 208.3C 5.95 178.4C 37.7
Carbonio disolfuro 46.3C 2.34 - 108.6C ----
Carbonio tetracloruro 76.8C 5.03 - 22.8C ----
Cloroformio 61.3C 3.63 - 63.5C ----
Etanolo (alcool etilico) 78.5C 1.22 - 115C ----
Etere etilico 34.6C 2.02 - 120C ----
Fenolo 182C 3.56 41C 7.4
Metanolo (alcool metilico) 64.65C 0.83 -97.8C ----
Nitrobenzene 210.9C 5.24 5.7C 7.0
Toluene 110.6C 3.33 - 95C ----

Dalle relazioni scritte in precedenza, risulta che l'innalzamento ebulloscopico, l'abbassamento crioscopico, la pressione osmotica e l'abbassamento relativo della tensione di vapore sono proporzionali alla molalit della soluzione e sono valide solo per soluti non dissociati, oltre che non volatili.

Nel caso il soluto sia costituito da composti ionici. queste relazioni devono essere opportunamente riviste; questo avviene perch queste sostanze, all'atto della dissoluzione in un solvente, si dissociano in frammenti o si associano in unit a pi alta massa.

Indicando con α il grado di dissociazione , con ν il numero di ioni derivati da una singola molecola e con no il numero di moli presenti, prima della dissociazione, si ha che:

           numero di moli dissoluto indissociato
                 numero di moli dissociate
              numero di ioni derivati da   moli dissociate

Il numero totale di moli di particelle, dato dalla somma delle molecole rimaste indissociate e dagli ioni formatisi per dissociazione dunque:

L'espressione in parentesi quadra viene solitamente indicata con la lettera  ed chiamata coefficiente di Van't Hoff , rappresenta il numero per il quale va moltiplicato il numero di moli che si avrebbe in assenza di dissociazione per ottenere il numero totale di moli di particelle (molecole+ioni) presenti in una soluzione.
Ad esempio nel caso dell'innalzamento ebulloscopico si avrebbe: