Soluzioni: concentrazioni, diluizioni e proprietà colligative
Come si sciolgono le sostanze, molarità, molalità e frazione molare, diluizioni, innalzamento ebullioscopico, abbassamento crioscopico e pressione osmotica.
Una soluzione è una miscela omogenea: un soluto disciolto in un solvente. Quasi tutta la chimica di laboratorio, e buona parte di quella industriale, avviene in soluzione acquosa. Questa lezione tratta il processo di dissoluzione, i modi di esprimere la concentrazione e le proprietà che dipendono solo dal numero di particelle disciolte.
Perché le cose si sciolgono
La regola pratica è “il simile scioglie il simile”: i solventi polari, come l’acqua, sciolgono sali e sostanze polari; quelli apolari, come l’esano, sciolgono grassi e oli. Quando un sale si scioglie in acqua, le molecole d’acqua circondano ogni ione orientando il polo giusto verso di lui (solvatazione): l’ossigeno, parzialmente negativo, verso i cationi, gli idrogeni verso gli anioni.
La solubilità dei solidi di solito cresce con la temperatura, quella dei gas diminuisce (una bibita calda perde subito l’anidride carbonica). Per i gas vale la legge di Henry: la solubilità è proporzionale alla pressione parziale del gas sopra il liquido.
Le concentrazioni
| Grandezza | Definizione | Unità |
|---|---|---|
| Molarità M | moli di soluto / litri di soluzione | mol/L |
| Molalità m | moli di soluto / kg di solvente | mol/kg |
| Frazione molare χ | moli di un componente / moli totali | adimensionale |
| Percentuale in massa | massa di soluto / massa di soluzione · 100 | % |
| ppm | parti per milione in massa | mg/kg |
La molalità non cambia con la temperatura, perché non dipende dal volume: per questo si usa nelle proprietà colligative.
Esempio di diluizione. Le moli di soluto non cambiano quando si aggiunge solvente: M1·V1 = M2·V2. Per preparare 500 mL di HCl 0,10 M da una soluzione 2,0 M servono V1 = 0,10 · 500 / 2,0 = 25 mL, da portare a 500 mL con acqua (versando sempre l’acido nell’acqua, non il contrario).
Le proprietà colligative
Alcune proprietà di una soluzione dipendono solo da quante particelle di soluto ci sono, non da quali. Per gli elettroliti conta il numero di ioni prodotti: il coefficiente di van ‘t Hoff i vale 1 per lo zucchero, circa 2 per NaCl, circa 3 per CaCl2.
- Abbassamento della tensione di vapore (legge di Raoult): P = χsolvente · P°.
- Innalzamento ebullioscopico: ΔTeb = i · Keb · m, con Keb = 0,512 °C·kg/mol per l’acqua.
- Abbassamento crioscopico: ΔTcr = i · Kcr · m, con Kcr = 1,86 °C·kg/mol per l’acqua.
- Pressione osmotica: π = i · M · R · T.
Esempio. Sciogliendo 58,4 g di NaCl (1 mol) in 1 kg d’acqua, con i ≈ 2, il punto di congelamento scende di 2 · 1,86 · 1 ≈ 3,7 °C: è il motivo per cui si sparge il sale sulle strade. Il valore reale è un po’ più piccolo perché a concentrazioni alte gli ioni non sono del tutto indipendenti.
Soluzioni ed elettricità
L’acqua pura conduce pochissimo; con un sale disciolto conduce perché gli ioni si muovono nel campo elettrico. È il principio dei conduttimetri, che misurano la purezza dell’acqua (l’acqua deionizzata usata nella produzione dei chip ha una resistività di circa 18 MΩ·cm), e degli elettroliti delle batterie e dei condensatori elettrolitici.
