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SOLUZIONI
Le soluzioni sono miscele omogenee (= stesse proprietà in
qualsiasi sua porzione) di due o più sostanze
La sostanza presenta in maggior quantità è detta SOLVENTE
mentre quelle in quantità inferiore sono detti SOLUTI
L’esempio più comune di una soluzione è la dissoluzione di un
solido in un liquido, ma si possono avere anche soluzioni
solide o gassose
- aria: miscela gassosa ma anche soluzione (ossigeno e
biossido di carbonio e altri disciolti nell’azoto)
- leghe: ottone, acciaio, argento, oro sono miscele
omogenee di 2 o più metalli
Stato della soluzione
Solvente
Soluto
Esempio
---------------------------------------------------------------------------------------------------------------GAS
GAS
GAS
ARIA
LIQUIDO
LIQUIDO
GAS
CO2 in acqua
LIQUIDO
LIQUIDO
LIQUIDO
Alcol in acqua
LIQUIDO
LIQUIDO
SOLIDO
Sale in acqua
SOLIDO
SOLIDO
GAS
Idrogeno nell’acciaio
SOLIDO
SOLIDO
SOLIDO
Cromo nel ferro
Dal momento che tutte le reazioni chimiche ed i processi
biologici avvengono in soluzione acquosa, le soluzioni
interessanti da un punto di vista biologico sono le SOLUZIONI
ACQUOSE in cui il sovente è l’ACQUA ed il soluto può essere
solido, liquido o gassosi
Le soluzioni sono LIMPIDE e TRASPARENTI, COLORATE o
INCOLORI
I soluti possono inoltre essere suddivisi in:
- Elettroliti: sostanze che, disciolte in acqua, danno luogo a
soluzioni che conducono la corrente elettrica
- Non elettroliti: sostanze che in acqua non producono ioni e
non conducono la corrente elettrica
Una soluzione può inoltre essere:
- SATURA: quantità massima di soluto in un determinato
solvente ad un determinata temperatura
- NON-SATURA: la quantità di soluto è minore della quantità
massima
- SOVRASATURA: la quantità di soluto è maggiore della
quantità massima (notevole grado di instabilità)
SOLUZIONI E COLLOIDI
Ma come si riconosce una soluzione?
Solo mediante analisi chimica possiamo determinare se
trattasi di una sostanza pura, una soluzione o un colloide
Una sospensione colloidale consiste di particelle di soluto
disciolte nel solvente ma in modo non completamente
omogeneo
Le particelle con diametro compreso tra 1 e 200 nm sono
definite COLLOIDI
Se il soluto ha dimensioni inferiori a 1 nm si ha una soluzione
Se il soluto ha dimensioni maggiori di 200 nm aspettando si
avrà un PRECIPITATO
GRADO DI SOLUBILITA’
Abbiamo visto come la condizione fondamentale per la
solubilità fosse la regola «che il simile scioglie il simile»
Soluti polari sono solubili in solventi polari e soluti apolari
sono solubili in solventi apolari
La SOLUBILITA’ si definisce come la quantità massima di
soluto che può essere disciolta in una data quantità di
solvente
La solubilità è quindi la concentrazione della soluzione satura
PROCESSO DI DISSOLUZIONE
Le sostanze nello stato solido e nello stato liquido sono
soggette a forze intermolecolari che le tengono assieme
In generale, i possiamo aspettare che si formino soluzioni
quando l’entità delle forze attrattive soluto-solvente siano
comparabili a quelle che esistono tra le stesse particelle di
soluto e tra le stesse particelle di solvente
Quando un solido ionico ( es. NaCl) entra in contatto con le
molecole polari dell’acqua, si hanno interazioni di natura
dipolare che producono l’orientazione delle molecole di acqua
sulla superficie del cristallo in base all’attrazione tra cariche o
dipoli opposti
Le molecole di acqua penetrano nel reticolo ed indeboliscono
le interazioni tra gli ioni, che vengono progressivamente
scalzati dalle loro posizioni reticolari; attorno allo ione
passato in soluzione si formano vari strati di molecole di
acqua, orientate in base alle interazioni dipolari (in questo
caso, si dice che lo ione è SOLVATATO)
L’acqua è un ottimo solvente sia nei confronti di specie
ioniche, a causa della polarità della sua molecola, sia nei
confronti di specie molecolari contenenti gruppi polari, con le
quali stabilisce interazioni dipolari o legame a idrogeno
Le molecole di acqua si avvicinano agli ioni Na+ esponendo
la loro porzione negativa e si presentano invece con la loro
porzione positiva intorno agli ioni Cl-
Quando l’energia delle interazioni fra ioni e
solvente supera l’energia con cui gli ioni sono
legati al cristallo si ha il passaggio degli
ioni in soluzione
Na+
Cl-
OH
O
HO
OH
HO
OH
Anche il glucosio è solubile in acqua, a causa dei forti legami
idrogeno che si possono contrarre fra l’acqua e i gruppi ossidrile
Le molecole di acqua sostanzialmente esercitano un’attrazione
sugli ioni cloro e sodio tale da vincere le forze di attrazione di
questi due ioni nel cristallo solido di NaCl
Nel passaggio in soluzione occorre considerare quindi tre
interazioni attrattive:
-
Interazione soluto-soluto
Interazione solvente-solvente
Interazione soluto-solvente
La solubilità si basa su alcune considerazioni:
- Differenza di polarità tra soluto e solvente: tanto maggiore
è la differenza tanto minore sarà la solubilità del soluto
Temperatura: un aumento della temperatura (in genere, ma
non sempre) aumenta la solubilità
Pressione: ha poco effetto nella solubilità dei solidi e dei
liquidi nei liquidi, ma la solubilità di un gas in un liquido è
direttamente proporzionale alla pressione applicata
Quando si aggiunge ad un sovente un eccesso di un soluto
quest’ultimo si scioglie finché si stabilisce un EQUILIBRIO
DINAMICO tra soluto disciolto e soluto non disciolto
All’inizio la velocità di dissoluzione è alta ma, nel tempo, essa
tende ad aumentare la velocità del processo inverso
Infine le due velocità diventano uguali e la composizione
della soluzione rimane uguale nel tempo
SOLUBILITA’ DEI GAS E LEGGE DI HENRY
Quando si raggiunge l’equilibrio di solubilità di un gas in un
liquido, la quantità di gas disciolto nel liquido è massima
La legge di Henry stabilisce che il numero di moli di una gas
disciolto in un liquido a una certa temperatura è
proporzionale alla pressione
parziale del gas
I gas sono solubili a bassa
temperatura e lo sono molto meno
a temperatura maggiore
Cg = KPg dove Cg è la solubilità del gas,
K è al costante di Henry e Pg è la pressione
Parziale del gas
SOLUBILITA’ DEI GAS E LEGGE DI HENRY
La legge di Henry spiega perché stappando una bibita gassata
in cui è disciolta anidride carbonica a pressione superiore a
quella atmosferica, si forma improvvisamente l’effervescenza
l’anidride carbonica trovandosi improvvisamente ad una
pressione esterna inferiore, non può più rimanere in
soluzione
UNITA’ DI MISURA DELLA CONCENTRAZIONE DELLE
SOLUZIONI
La CONCENTRAZIONE indica la quantità di soluto presente in
una certa quantità di soluzione e può essere espressa in vari
modi
Una soluzione CONCENTRATA contiene una quantità
relativamente alta di soluto, presente in quantità inferiore se
la soluzione è DILUITA
La CONCENTRAZIONE può essere espressa con varie unità di
misura (fisiche o chimiche)
Percento in peso
NaCl al 2% (p/p)
Dire che una soluzione acquosa di NaCl è al 2% in peso significa
che in 100 g della soluzione ci sono 2 g di NaCl (e 98 di acqua)
2 g NaCl
+
98 g H2O
Percento in peso/volume
NaCl al 2% (p/v)
Dire che una soluzione acquosa di NaCl è al 2% (p/v) significa che in
100 cm3 della soluzione ci sono 2 g di NaCl
2 g NaCl
+
100 cm3 H2O
Esempi
Calcolare il percento in peso di una soluzione contenente 20 g di
soluto in 100 g di H2O
Peso totale di soluzione = 100 + 20 = 120 g, che contengono 20 g
di soluto
Impostiamo una proporzione:
120 g soluzione : 20 g soluto= 100 g soluzione : x g
soluto x = 16,7 % in peso
Esempi
Una soluzione al 30 % in volume ha densità 1,2 g cm-3
d = m/V
M =dxV
Calcolare il % in peso.
La soluzione contiene 30 g di soluto in 100 cm3 di soluzione, cioè:
massa (g soluzione) = 1,2 g cm-3 x 100 cm3 = 120 g
120 g soluzione : 30 g soluto = 100 g soluzione : x g soluto
x = 25 % in peso
Frazione molare
Per una soluzione costituita di na moli di A, nb moli di B,
nc moli di C, …, nz moli di Z, si definisce FRAZIONE
MOLARE di un componente il rapporto fra il numero di
moli di quel componente ed il numero totale di moli
presenti nella miscela
Frazione molare di A = xa =
na
na + nb + nc + ,,, + nz
La somma delle frazioni molari è uguale a 1
Esempio
Una soluzione è costituita da 36 g di acqua e 64 g di metanolo
a) 36 g di acqua (PM 18) corrispondono a 2 moli di acqua
b) 64 g di metanolo (PM 32) corrispondono a 2 moli dell’alcole
La frazione molare dell’acqua = 2/(2+2) = 0,5
Esempio
Calcolare le frazioni molari di una soluzione contenente 98 g di
H2SO4 in 180 g di H2O
PMH2SO4 = 98,08 g mol-1
PMH2O = 18,01 g mol-1
moli H2SO4 = 98 g /98,08 g mol-1 = 1,0 mol
moli H2O = 180 g/18,01 g mol-1 = 10,0 mol
Esempio
Una soluzione è costituita da 18 g di glucosio e 18 g di fruttosio
dissolti in 1800 g di acqua
a) 18 g di glucosio (PM 180) corrispondono a 0.1 moli dello zucchero
b) 18 g di fruttosio (PM 180) corrispondono a 0.1 moli dello zucchero
b) 1800 g di acqua (PM 18) corrispondono a 100 moli di acqua
La frazione molare del glucosio si calcola come segue:
xglucosio =
0.1
0.1 + 0.1 + 100
= 0.000998
Molalità
m=
N. moli di soluto
Massa di solvente*
* espressa in chilogrammi
Dire che una soluzione acquosa di glucosio è 1 molale significa
che in 1 kg di acqua è dissolta una mole di glucosio
Glucosio C6H12O6
PM glucosio :
6 x 12.0112 +
12 x 1.008 +
6 x 15,994 =
180.1272
Per preparare 1 mL di una soluzione acquosa di glucosio = 1 mole
(180,1272 g) di glucosio viene dissolta con 1 kg di acqua
Esempio
Calcolare la molalità di una soluzione che contiene 13 g di KOH in
997 g di H2O
Calcoliamo le moli corrispondenti a 13 g di soluto contenute in
997 g di solvente:
PMKOH = 56 g mol-1
mol = 13 g/56 g mol-1 = 0,23 mol
molalità = 0,23 mol/0,997 kg = 0,24 mol kg-1
Molarità
M=
N. moli di soluto
Volume
di
soluzione*
* espressa in litro
Molarità
Dire che una soluzione di glucosio è 1M significa che
in un litro di soluzione è dissolta una mole di glucosio.
Glucosio C6H12O6
PM glucosio :
6 x 12.0112 +
12 x 1.008 +
6 x 15,994 =
180.1272
In 1 litro di soluzione sono disciolti
180,1272 g di glucosio
Soluzione 1M
di glucosio
1 litro
Glucosio
180.1272 g
Esempio
Calcolare la M di una soluzione di NaOH contenente 0,1
moli in 500 cm3 di soluzione
M = mol/l = 0,1 mol/0,5 l = 0,2 M
Calcolare la M di una soluzione contenente 4,0 g di NaOH
in 100 cm3
mol (NaOH) = 4,0 g/40 g mol-1 = 0,1 mol
M = mol/l = 0,1 mol/0,1 l = 1 M
Esempio
Calcolare la M di una soluzione di NaOH contenente 0,1
moli in 500 cm3 di soluzione
M = mol/l = 0,1 mol/0,5 l = 0,2 M
Calcolare la M di una soluzione contenente 4,0 g di NaOH
in 100 cm3
mol (NaOH) = 4,0 g/40 g mol-1 = 0,1 mol
M = mol/l = 0,1 mol/0,1 l = 1 M
Esempio
Calcolare il peso di NaOH contenuto in 500 cm3 di una
soluzione 0,2 M
M = mol/l
mol = M x l = 0,2 M x 0,5 l = 0,1 mol
PMNaOH = 40 g mol-1
1 mol : 40 g mol-1 = 0,1 mol : X gNaOH
g (NaOH) = 0,1 mol x 40 g mol-1 = 4 g
Normalità
N=
N. equivalenti di soluto
Volume di soluzione
Gli equivalenti si ottengono dividendo il peso di soluto per il
peso equivalente (espresso in g/eq) secondo la relazione:
N equivalenti = g/Peso Equivalente
EQUIVALENTE: a seconda del tipo di reazione
Equivalente
Dipende dal tipo di reazione che stiamo esaminando
REAZIONE ACIDO-BASE: un equivalente di un acido è la quantità
che fornisce 1 mole di H+; un euqivalente di una base è la
quantità che reagisce con 1 mole di H+
REAZIONE OSSIDO-RIDUTTIVA: un equivalente è la quantità di
sostanza che prende o perde 1 mole di elettroni
Reazioni equivalente-massa
REAGENTE
PRODOTTO
REAZIONE
MASSA DI
MASSA DI
1 MOL
1 MOL DI
REAGENTE
EQUIVALENTE
----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------H2SO4
SO42ACIDO (2H+)
98,0 g
98/2 = 49 g
Al(OH)3
Al3+
BASE (3OH-)
78,0 g
78/3 = 26 g
KMnO4
g
Mn2+
RIDUZIONE (5e)
158,0 g
158/5 = 31,6
KMnO4
g
MnO2
RIDUZIONE (3e)
158,0 g
158/3 = 52,7
Na2C2O4
CO2
OSSIDAZIONE (2e)
134,0 g
134/2 = 67 g
Diluizione
Sono estremamente frequenti in laboratorio.
M1 = molarità iniziale
M2 = molarità finale
V1 = volume iniziale
V2 = volume finale
M1xV1 = M2xV2
Esempio
Calcolare il volume (in L) di acqua da aggiungere a 20.0
mL di HCl 12,0 M per ottenere una soluzione di HCl 0,1 M
M1 = 12,0 M
V1 = 20 mL = 0,02 L
M2 = 0,1 M
V2 = ?
12,0 M x 0,02 L = 0,1 M x V2
V2 = 12x0,02/0,1 = 2,40 L di soluzione
V2 rappresenta il volume finale per cui per diluire è
necessario raggiungere questo volume alla fine
aggiungendo 2,4 – 0,02 = 2,38 L
Un’altra unità di misura delle concentrazioni è quella basata sugli
equivalenti (eq) = numero di moli di uno ione corrispondente ad
un numero di Avogadro di cariche elettriche. L’unità di misura è
rappresentata da eq L-1
ll peso equivalente, a volte chiamato anche grammoequivalente, può essere riferito a varie reazioni ed è definito
come:
la quantità in grammi di sostanza che può cedere o acquistare
una mole di elettroni (reazioni di ossidoriduzione), oppure
fornire in soluzione acquosa una mole di H+ o di OH- (reazioni
acido-base)
Il peso equivalente di un ossidante o di un riducente si ottiene
dividendo la massa molare per il numero di elettroni acquistati o
ceduti
Calcolare il peso equivalente peq dell'anidride solforica SO2 (PM =
64,0 g mol-1 ) nella seguente reazione:
SO2 + O2 → SO3
In questa reazione redox lo zolfo si ossida passando da numero
di ossidazione +4 a numero di ossidazione +6 con una perdita di
due elettroni
Il peso equivalente peq dell'anidride solforosa sarà:
peq = PM / n e- = 64,0 g mol-1 / 2 e- = 32,0 (g eq-1)
Calcolare il peso equivalente dell'acido solforico H2SO4 (PM =
98,0 g mol-1) nella seguente reazione di dissociazione:
H2SO4 →2H+ + SO42In questa reazione l'acido solforico libera due ioni H+
Peq = PM /n H+ = 98,0 g mol-1/ 2 H+ = 49,0 (g eq-1)
HCl + NaOH  NaCl + H2O
H2SO4 + 2 NaOH  Na2SO4 + 2H2O
H3PO4 + 3 NaOH  Na3PO4 + 3H2O
HCl
PM = PE = 36.5
H2SO4
PM = 98
PE = 49
H3PO4
PM = 98
PE = 32,66
Dire che una soluzione di acido solforico è 1N (1 Normale)
significa che in un litro di soluzione è dissolto un
equivalente dell’acido
H2SO4
Acido solforico H2SO4
Soluzione 1 N ( 0.5 M)
PM H2SO4 :
2 x 1.008 +
1 x 32,064 +
4 x 15,994 =
98.056
Essendo per H2SO4 : PE = 1/2 PM …. 1 litro
In 1 litro di soluzione 1 N sono
disciolti
49.028 g di acido solforico
49.028 g
QUANTITA’ DI SOSTANZA E CONCENTRAZIONE
ATTENZIONE:
Il concetto di QUANTITA’ DI SOSTANZA è ben distinto da
quello di CONCENTRAZIONE
abbiamo una serie di porzioni di idrossido di sodio
ciascuna del peso di 4,0 grammi ed una serie di
recipienti con capacità diverse
CONTENITORE 1 = 50 cm3
CONTENITORE 2 = 100 cm3
CONTENITORE 3 = 250 cm3
CONTENITORE 4 = 500 cm3
CONTENITORE 5 = 1000 cm3
QUANTITA’ DI SOSTANZA E CONCENTRAZIONE
Trasferiamo il soluto nei diversi recipienti
aggiungiamo acqua fino al volume indicato
ed
Tutte le soluzioni contengono la stessa quantità di
NaOH, cioè 4,0 grammi
La concentrazione nei vari casi non è la stessa
In tutti i casi, le moli corrispondenti a 4,0 grammi di
NaOH si ottengono dividendo questo peso per la massa
molare del composto:
moli NaOH = 4,0 g/40 g mol-1 = 0,1 mol
Calcoliamo le concentrazioni corrispondenti ai recipienti
di diverso volume, in moli per litro di soluzione:
Soluzione 5: M = 0,1 mol/1 l = 0,1 mol/l
Soluzione 4: M = 0,1 mol/0,5 l = 0,2 mol/l
Soluzione 3: M = 0,1 mol/0,25 l = 0,4 mol/l
Soluzione 2: M = 0,1 mol/0,1 l = 1,0 mol/l
Soluzione 1: M = 0,1 mol/0,05 l = 2,0 mol/l
Discorso analogo vale quando una soluzione viene
diluita, cioè viene aggiunto del solvente
Esempio
prendiamo la soluzione 3, che contiene 4,0 g di NaOH in
250 cm3 con una concentrazione 0,4 M, e traferiamola in
un recipiente più ̆ grande, aggiungendo acqua fino a 500
cm3 di soluzione
La stessa quantità di soluto si trova ora in un volume
doppio di soluzione, per cui la concentrazione si è
dimezzata (0,1 mol/0,5 l = 0,2 M), assumendo un valore
uguale a quello della soluzione 2
Esempio
Quale volume di una soluzione acquosa 2,0 M di NaCl è
necessario per preparare 0,5 L di una soluzione 1,0 M?
Calcoliamo le moli contenute nella soluzione da
preparare:
mol = MxL = 1,0 Mx0,5L = 0,5 mol
A questo punto calcoliamo quanto volume contengono
queste moli nella soluzione pronta:
2,0 mol : 1 L = 0,5 mol : xL
x L = (1 L x 0,5 mol)/2,0 mol = 0,25 L
PROPRIETA’ COLLIGATIVE DELLE SOLUZIONI
Alcune proprietà fisiche delle soluzioni differiscono
sensibilmente da quelle del solvente puro
Le PROPRIETA’ COLLIGATIVE dipendono dal numero di
particelle presenti e non dalla loro natura
Le principali proprietà colligative sono:
- l’ abbassamento relativo della tensione di vapore
- l’innalzamento ebullioscopico
- l’abbassamento crioscopico
- la pressione osmotica
ABBASSAMENTO RELATIVO DELLA TENSIONE DI VAPORE
(LEGGE DI RAOULT)
I liquidi possiedono una tensione di vapore che
rappresenta la pressione esercitata dalle molecole che
sfuggono dal liquido e passano allo stato aeriforme
I liquidi (acqua) possiedono una tensione di vapore che
rappresenta la pressione esercitata dalle molecole che
sfuggono dal liquido e passano allo stato aeriforme
H2O
Se abbiamo una soluzione, la presenza del soluto che
non è in grado di evaporare, il numero di molecole che
potrà passare alla fase di vapore sarà minore
Quindi, A PARITA’ DI TEMPERATURA , la tensione di
vapore di una soluzione è minore a quella del solvente
puro e diminuisce all’aumentare della concentrazione
La conseguenza più importante della legge di Raoult è
l’effetto del soluto sul punto di congelamento e di
ebollizione di una soluzione
Se si aggiunge ad un solvente un soluto non volatile il
punto di congelamento della soluzione diminuisce, cioè
il passaggio dallo stato liquido a quello solido richiede
un temperatura più bassa
Il punto di ebollizione invece aumenta cioè il passaggio
dallo stato liquido a quello solido richiede una T più alta
ABBASSAMENTO CRIOSCOPICO E INNALZAMENTO
EBULLIOSCOPICO
Esaminiamo l’equilibrio che si determina, al punto di
congelamento, fra stato solido e liquido dell’acqua
H2O(l)  H2O(s)
La presenza del soluto interferisce con il processo di
aggregazione delle molecole di acqua che si associano
per formare lo stato solido
E’ necessario che all’equilibrio la velocità della reazione
diretta sia uguale a quella della reazione inversa
La riduzione della T fa diminuire la velocità della
reazione inversa tanto da renderla uguale a quella
diretta
Il valore della diminuzione del punto di congelamento
(TC) è proporzionale alla concentrazione del soluto
(espressa in molalità):
TC = kC x m
Dove kC è la costante crioscopica del solvente ed m la
molalità della soluzione
Abbiamo definito il punto di ebollizione come la T alla
quale la pressione di vapore del liquido è uguale alla
pressione atmosferica
La legge di Raoult definisce che la pressione di vapore di
una soluzione diminuisce per la presenza del soluto
E’ necessaria una T più alta affinché la pressione di
vapore della soluzione sia uguale a quella atmosferica e
quindi il punto di ebollizione aumenta
Il valore dell’aumento del punto di ebollizione (Teb) è
proporzionale alla concentrazione del soluto (espressa
in molalità):
Teb = keb x m
Dove keb è la costante ebullioscopica del solvente ed m
la molalità della soluzione
Alcune applicazioni pratiche sono rappresentate da:
- Cloruro di sodio per fondere il ghiaccio sulla strada:
la funzione è diminuire il punto di congelamento
dell’acqua a T inferiori allo 0°C
- Il glicole etilenico (antigelo) viene aggiunto ai
radiatori delle auto sia per prevenire il punto di
congelamento che il punto di ebollizione
ESEMPIO
Calcolare il punto di congelamento di una soluzione
acquosa di glicole etilenico 8,38 m
La kC dell’acqua = 1,86°C/m
TC = (1,86°C/m) x (8,38 m) = 15,6°C
Il punto di congelamento quindi è più basso di 15,6°C e
quindi:
Punto di congelamento = 0°C – 15,6°C = -15,6°C
ESEMPIO
Calcolare il punto di ebollizione di una soluzione
acquosa di glicole etilenico 8,38 m
La keb = 0,52°C/m
TC = (0,52°C/m) x (8,38 m) = 4,4°C
Il punto di ebollizione aumenta quindi di 4,4°C e quindi:
Punto di ebollizione = 100°C + 4,4°C = 104,4°C
PRESSIONE OSMOTICA
Quando una soluzione ed il suo solvente sono separati
da una membrana
che permette unicamente
il passaggio delle molecole
del solvente (non di quelle
del soluto), queste tendono
a passare nella soluzione
per equilibrare la differenza
di concentrazione ai
due lati della
membrana = OSMOSI
PRESSIONE OSMOTICA
La pressione osmotica equivale alla pressione che occorre
esercitare per contrastare il passaggio di solvente dal
comparto di destra al comparto di sinistra
Soluzione
acquosa
H2O
C
p
La pressione osmotica (p) segue una legge quantitativa
simile a quella dei gas ideali:
Legge dei gas ideali
PV = nRT
Oppure
P =nRT/V
Poiché M = n/V
Si ha:
P = MRT
Pressione osmotica
pV =nRT
p =nRT/V
M = n/V
p = MRT
Si può calcolare la p a qualsiasi T sapendo la concentrazione
della soluzione
Attenzione alle particelle in soluzione
L’la pressione osmotica è una propietà colligative e quindi
dipende dalla concentrazione delle particelle di soluto
1 M di glucosio (non elettrolita) = 1 mol di particelle per L
Ma….
1 M NaCl contiene 2 mol di particelle per L ( 1 mol di Na+ e 1
mol di Cl- )
L’OSMOLARITA’ = la molarità delle particelle in soluzione
ESEMPIO
Calcolare l’osmolarità di una soluzione 5,0x10-3 M di Na3PO4
Na3PO4 in acqua si dissocia in 3Na+ e PO43Na3PO4  3Na+ e PO43Quindi 1 mole di Na3PO4 si dissocia fornendo 4 moli di ioni, per cui:
(5,0x10-3 mol/L Na3PO4) x (4 mol particelle/1 mol Na3PO4) = 2,0x10-2
mol particelle/L
Osmolarità = 2,0x10-2 mol particelle/L = 2,0x10-2 osmol
ESEMPIO
Calcolare la pressione osmotica di una soluzione 5,0x10-2 M di NaCl a
25°C
NaCl in acqua si dissocia in Na+ e Clp =MRT
M dovrebbe essere l’osmolarità, quindi:
(5,0x10-2 mol/L di NaCl) x (2 mol particelle)/1 mol NaCl = 1,0x10-1
mol particelle/L
p = (1,0x10-1 mol particelle/L) x (0,0821 L atm/K mol) x 298 K = 2,4
atm
OSMOSI E SISTEMI BIOLOGICI
L’osmosi assume vitale importanza nei sistemi biologici
Una cellula può venire infatti considerata come un
sistema dove una membrana semipermeabile (la
membrana cellulare) tiene separate due soluzione
acquose
- se queste hanno stessa osmolarità (stesso p) sono
dette ISOTONICHE
- se la soluzione esterna ha una concentrazione più
bassa e più basso p sono dette IPOTONICHE
- se la soluzione esterna ha una concentrazione più alta
e più alto p sono dette IPERTONICHE