Lezione 14_Modulo 5 MedBioTEc soluzioni PDF

Corso di Chimica Generale Corso di laurea MedBioTec - AA 2022/2023 Modulo 5 Soluzioni Prof. Sabrina Conoci  Argomenti GENERALITÀ SULLE SOLUZIONI. CONCENTRAZIONE. SOLUBILITÀ. SOLUZIONI IDEALI, DILUIT...

Corso di Chimica Generale Corso di laurea MedBioTec - AA 2022/2023 Modulo 5 Soluzioni Prof. Sabrina Conoci  Argomenti GENERALITÀ SULLE SOLUZIONI. CONCENTRAZIONE. SOLUBILITÀ. SOLUZIONI IDEALI, DILUITE E CONCENTRATE. CAMBIAMENTI DI STATO DELLE SOLUZIONI LIQUIDE. OSMOSI. PROPRIETÀ COLLIGATIVE. DISPERSIONI COLLOIDALI  Il “percorso” del Corso Andiamo qui! Campione Metodi fisici Miscele omogenee Miscele eterogenee (soluzioni) Metodi fisici Sostanze Pure Metodi chimici Composti Elementi Atomi  Le Soluzioni Soluzione: miscela omogenea contiene due o più sostanze; possono essere liquide – solide – gassose In una soluzione le specie chimiche componenti sono disperse l’una nell’altra a livello delle loro particelle elementari (molecole, ioni o atomi) con una distribuzione statisticamente uniforme. Due o più gas possono formare sempre una soluzione. La possibilità di formare soluzioni solide o liquide è più limitata e dipende dalla natura dei componenti e dalla loro quantità.  Le Soluzioni Soluzione: miscela omogenea contiene due o più sostanze; possono essere liquide – solide – gassose Solvente: componente presente in maggiore quantità o che determina lo stato della soluzione. Soluti: (sono solubilizzati nel solvente) sono i componenti presenti in minore quantità. Concentrazione: indica la quantità di soluto/i nella soluzione. Attenzione: non sempre ha senso, soprattutto se le quantità sono simili, distinguere tra solvente e soluto.  Metodi per esprimere le concentrazioni percentuale in peso (%): è il rapporto tra la massa del soluto e la massa TOTALE della soluzione moltiplicato per 100. Utilizzata per la preparazione di soluzioni, in particolare per soluzioni ottenute o coinvolte da processi industriali. Unità di misura: adimensionale es.: NaCl 5 % in acqua. 5.0 g di NaCl vengono solubilizzati in 95.0 g di H2O  Metodi per esprimere le concentrazioni Frazione Molare x(i): è il rapporto tra le moli di un componente i-esimo e la somma delle moli di tutti i componenti della soluzione. Si xi = 1 E’ usata nelle leggi per correlare le proprietà fisiche della soluzione (es.: tensione di vapore) alla concentrazione dei soluti. Unità di misura: adimensionale Nota: l’abbiamo già vista nelle miscele di gas (pi = P xi)  Metodi per esprimere le concentrazioni ESEMPIO Frazione Molare x(i): Calcolare la frazione molare di NaCl in una soluzione in cui 0.100 moli di NaCl sono disciolti in 100.0 g di H2O n di H2O = 100.0 g / 18.02 g/mol = 5.55 N TOT = 5.55 + 0.100 = 5.65 x (NaCl) = 0.100 / 5.65 = 0.0177  Metodi per esprimere le concentrazioni Molalità (m): è il rapporto tra il numero di moli di un soluto e la massa (in Kg) di solvente. E’ usata in alcune leggi (vedi alcune proprietà colligative) e per soluzioni diluite Unità di misura: mol/kg La molalità NON dipende dalla temperatura.  Metodi per esprimere le concentrazioni ESEMPIO Molalità (m): Se immagino di avere 0,50moli di un soluto e la massa del solvente utilizzato è di 200g per determinare la molalità: m = 0,50moli \ 0,200kg = 2,5m (in questo caso è necessario convertire le unità di misura per rispettare la definizione).  Metodi per esprimere le concentrazioni Molarità (M): è il rapporto tra il numero di moli di un soluto e il volume (in Litri) di soluzione E’ il modo generalmente usato in laboratorio per indicare la concentrazione di una sostanza. Unità di misura: M = mol/L La Molarità dipende dalla temperatura perché V = f(T)  Metodi per esprimere le concentrazioni Molarità (M): è il rapporto tra il numero di moli di un soluto e il volume (in Litri) di soluzione Quando si vuole indicare la concentrazione molare di una sostanza, si mette il nome della sostanza tra parentesi quadre: [nome sostanza] es.: [NaOH] = 1.0 in acqua. 40 g di NaOH (MMNaOH = 40 g/mol) vengono solubilizzati con H2O in modo da ottenere un litro di soluzione.  Metodi per esprimere le concentrazioni percentuale in volume (%): In una soluzione di liquidi, è il rapporto tra il volume del componente e la somma dei volumi di tutti i componenti moltiplicato per 100. Utilizzata per miscele di liquidi. Unità di misura: adimensionale Attenzione: Si volume (i) ≠ volume soluzione  Le Concentrazioni m = massa; V = volume; n = numero di moli; MM = massa molare; d = densità [kg/L] %p/p percento in peso %p/p(i) = m(i) x 100 adimensionale per la preparazione di ! m soluzioni ppm parti per milione m(i) adimensionale per componenti in ppm(i) = × 106 tracce !m %v/v percento in volume V(i) adimensionale per la preparazione di %v/v(i) = × 100 !V ! V " Vfinale soluzioni di liquidi x frazione molare n(i) adimensionale nelle leggi x(i) = !x = 1 !n m molalità n(i) mol/kg nelle leggi per soluzioni m(i) = applicato solo ai soluti diluite m(solv.) [kg] M molarità n(i) mol/L di uso comune M(i) = applicato solo ai soluti V(soluz.) [L] Relazioni utili, valide per soluzioni molto diluite nelle quali massa e volume della soluzione possono essere considerati con buona approssimazione uguali a massa e volume del solvente: 1000 m(i) = x(i) M(i) = m(i) × d(solv.) MM(solv.)  La Molarità Relazioni importanti n°di moli di X (mol) M(X) (mol/L) = V (soluzione) (L) n°di moli di X (mol) = M(X) (mol/L) x V (soluzione) (L) n°di moli di X (mol) V (soluzione) (L) = M(X) (mol/L) Tipologie di soluzioni Dissoluzione di un soluto ionico in acqua  Elettroliti Sostanze che in soluzione o allo stato fuso subiscono la suddivisione in ioni delle proprie molecole. Le sostanze che non si dissociano vengono dette "non elettroliti". Dissociazione completa Dissociazione parziale Equilibrio di dissoluzione e soluzione satura v - SOLUBILIZZAZIONE v - CRISTALLIZZAZIONE Corpo di Fondo Quando la velocità di solubilizzazione e cristallizzazione sono uguali il sistema è in equilibrio e la soluzione si dice satura. La solubilità è la concentrazione del soluto nella soluzione satura (c’è la presenza del corpo di fondo) in quel solvente ed in quelle condizioni.  Solubilità di sali in acqua + + + + 2+ 2+ 2+ 3+ 2+ 2+ 3+ 2+ 2+ 3+ 2+ 2+ 2+ + 2+ 2+ NH4 Li Na K Mg Ca Ba Al Sn Pb Bi Mn Fe Fe Co Ni Cu Ag Zn Hg 2– CO3 +++ +++ +++ +++ + — — — — + + — + — — — — – CN +++ +++ +++ +++ d +++ + + — — — — — — +++ SiO32– — +++ +++ + — — — — — — — — — – NO3 +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ d +++ d +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ CH3COO +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ – 3– PO4 +++ + +++ +++ — — — — — — — + — + — — — — — — O2– +++ +++ +++ — + +++ — — — — — — — — — — — — — – OH +++ +++ +++ — + +++ — — + — — — — — + — + — 2– S +++ +++ +++ +++ d + d d — — — — — — — — — — — — 2– SO4 +++ +++ +++ +++ +++ + — +++ +++ — d +++ + + +++ +++ +++ + +++ d – F +++ +++ +++ +++ + — + +++ +++ + — +++ + + +++ +++ +++ +++ +++ d – Cl +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ + d +++ +++ +++ +++ +++ +++ — +++ +++ ClO3– +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ – ClO4 +++ +++ +++ + +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ – Br +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ + d +++ +++ +++ +++ +++ +++ — +++ + – I +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ +++ + + — +++ +++ +++ +++ — — +++ — -2 -2 -5 +++ = solubile (>10 mol/L); + = poco solubile (10 – 10 mol/L);  Soluzioni ideali L’energia di legame (intermolecolare) tra le particelle di solvente è uguale a quella tra le particelle di soluto, ed è uguale a quella tra le particelle di solvente e quelle di soluto.  Soluzioni reali Interazione del soluto con il 1) solvente Interazione del solute-soluto specie pura oncentarzione del soluto oncentarzione del soluto Interazione solvente-solvent ca = specie pura 2) oncentarzione del soluto oncentarzione del soluto Tensione di Vapore  Condizioni Normali o Standard di Temperatura e Pressione (TPS) Tensione di Vapore Temperatura: 0°C = 273.16 K Pressione: 1 atm solvente soluto (Il volume molare di un gas e’ Vm = 22.414 L) soluzioni ideali Pv (A) = P°v (A)´ xA Legge di Raoult Pv = tensione di vapore di A Indipendente dalla natura dell’altro componente nella soluzione P° v P°v = tensione di Pv (B)= P°v (B)´ xB Legge di Raoult vapore della Indipendente dalla natura dell’altro componente specie pura x = frazione Se la soluzione è ideale, la legge di Raoult vale per molare tutti i componenti (non importa specificare soluto e solvente).  Soluzioni ideali sulla superficie ci sono: 9 “molecole” di solvente 10 “molecole” di solvente 10 “molecole” di soluto 1 “molecola” di soluto Pv = P°v Pv = 0,9 P° v Pv = 0 Pv = 0 Pv = 0,1 P° v Pv = P°v La probabilità delle molecole di solvente di evaporare dipende da quante esse sono per unità di superficie; lo stesso vale per il soluto.  Tensione di Vapore solvente soluto soluzioni diluite Pv = P° v ´ x Legge di Rault indipendente dalla natura del soluto Pv = K ´ x Legge di Henry dipende dalla natura del solvente e del soluto (gas sciolto in una soluzione) K= costante di Henry O2 : k = 4,34×104 atm CO2 : k = 1,64×103 atm H2 : k = 7,04×104 atm La legge di Henry legge mette anche in relazione la solubilità di un soluto gassoso con la sua pressione.  Tensione di Vapore solvente soluto Attenzione: se il soluto è un elettrolita (forte o debole) bisogna tenete conto del coefficiente di van’t Hoff i. i = a ´ d + (1 – a) a = grado di dissociazione d = numero di ioni in cui il soluto si dissocia x = n/(n+n x i) Elettrolita forte: la reazione è quantitativa; a = 1; i = d moli dissociate CaCl2 Ca2+ + 2Cl- i=3 α= moli iniziali  Tensione di vapore in una soluzione ideale Temperatura Costante (isoterma) X(A) + X(B) = 1 Pv(A) = Pv° (A)×X(A); Pv(B) = Pv° (B)×X(B); Pv(totale) = Pv(A) + Pv(B) Pv(totale) = Pv° (A)×X(A) + Pv° (B)×X(B) = Pv° (A)×X(A) + Pv° (B)×(1-X(A)) = Pv° (B) + (Pv° (A) - Pv° (B))×X(A)  Tensione di vapore in una soluzione ideale Temperatura Costante (isoterma) Pvt= Pv° (B) + (Pv° (A) - Pv° (B))×X(A) Questa formula, fissata la temperatura, mette in relazione la tensione di vapore della soluzione con la composizione della miscela allo stato liquido.  Tensione di vapore in una soluzione reale EAB è minore sia di EAA che di EBB EAB è maggiore sia di EAA che di EBB Deviazioni dalla Legge di Raoult: (a) le miscele etanolo-benzene sono un esempio di deviazione positiva dal comportamento ideale; (b) le miscele acetone-cloroformio sono un esempio di deviazione negativa dal comportamento ideale. Le linee blu rappresentano il comportamento ideale, le curve rosse il comportamento reale. Per x che tende a 1 il comportamento reale tende a quello ideale.  Passaggi di stato per le soluzioni Soluto non volatile  Proprietà Colligative Quando si aggiunge un soluto non volatile a un solvente, le proprietà fisiche della soluzione che si forma sono diverse da quelle del solvente puro. innalzamento ebullioscopico abbassamento crioscopico pressione osmotica.  Proprietà Colligative (soluzioni diluite) S = solvente X = soluto(i) Innalzamento ebullioscopico del solvente (soluto non volatile): DTe = Te – Te°» ke ´ m Keb rappresenta la costante m = molalità ebullioscopica molale Abbassamento crioscopico del solvente: Kc rappresenta la costante DTc = Tc° – Tc » kc ´ m crioscopica molale Attenzione: DTe e DTc sono definiti in modo da essere sempre positivi. Keb e Kc sono costanti caratteristiche per ogni solvente.  Osmosi Soluzioni con stesso solvente, ma concentrazioni diverse di soluto separate da una membrana semipermeabile (cioè che lascia passare le molecole di solvente ma non quelle di soluto): le molecole di solvente si spostano dalla soluzione con minore concentrazione di soluto alla soluzione con maggiore concentrazione di soluto in modo da uguagliare le concentrazioni delle due soluzioni; la pressione applicata dalle particelle di solvente, che passano dalla soluzione a concentrazione minore a quella a concentrazione maggiore, è detta "pressione osmotica". membrana osmotica Pressione osmotica della soluzione di elettroliti: P=R´T´M solvente soluzione In medicina: soluzioni isotoniche, ipotoniche e ipertoniche.  Tensioattivi Parte IDROFOBICA Parte IDROFILICA ZWITTERIONICI CATIONICI ANIONICI NON - IONICI Insolubile in acqua Solubile in acqua Formula di struttura dell’acido stearico  Tensioattivi : esempi NON - IONICI TRITON X-100 sodio dodecilsolfato (SDS) stearato di sodio ANIONICI Bromuro di cetiltrimetilammonio (CTAB) fosfatidilcolina CATIONICI ZWITTERIONICI  MICELLE Molecole di tensioattivo possono auto-organizzarsi sotto forma di aggregati sferici in cui le molecole sono tenute insieme da interazioni non covalenti teste POLARI sezione di una MICELLA idrofile code APOLARI idrofobe La formazione delle micelle avviene quando la concentrazione in soluzione del tensioattivo supera un certo valore detto Concentrazione Micellare Critica (c.m.c.)  Tensioattivi: azione detergente Le due parti della molecola di tensioattivo si ripartiscono in acqua ed olio: le attrazioni elettrostatiche tra le teste polari e l’acqua permettono di emulsionare o solubilizzare la gocciolina di olio.  LIPOSOMI – DOPPI STRATI TENSIOATTIVO ZWITTERIONICO LIPOSOMI DOPPI STRATI fosfatidilcolina  Dalle soluzioni alle miscele eterogenee soluzioni dispersioni miscele normali colloidali eterogenee 10–9 10–7 metri 103 109 atomi Classificazione : delle Sospensioni Sospensioni FASE DISPERSA COLLOIDALI Colloidali molecole, ioni ⇒ macromolecole aggregati "piccoli" ⇐ aggregati "grandi" Fase disperdente PROPRIETЋ: Fase dispersa Nome Esempi visibili al: gas liquido aerosol nebbia invisibili ultramicroscopio microscopio gas solido aerosol fumi microsc. elettronico trattenuteliquido da: gas schiuma panna montata non trattenute liquido liquido ultrafiltri emulsione filtrimaionese latte, (dialisi) liquido solido Au, AgCl, proteine diffondono: solido gas capelli bianchi rapidamente lentamente non diffondono solido liquido gel gelatina si separano per azione di: solido non si separano solidoultracentrifuga minerali, gravitИ vetri centrifuga FINE