Proprietà colligative

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In chimica, una proprietà colligativa è una proprietà delle soluzioni che dipende solo dal numero di particelle distinte - molecole, ioni o aggregati sopramolecolari - che compongono la soluzione e non dalla natura delle particelle stesse.[1] 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. Alcune proprietà, per esempio la densità e il pH, dipendono oltre che dalla concentrazione delle particelle di soluto, anche dalla natura dei componenti della soluzione; non è così per le proprietà colligative, che sono:

Le proprietà colligative sono proprietà delle soluzioni di un soluto non volatile in un solvente volatile che dipendono esclusivamente dalla concentrazione, ovvero dal numero di particelle di soluto in soluzione (molecole o ioni) e non dalla loro natura. La concentrazione del soluto viene espressa in molalità (moli di soluto per 1kg di solvente puro).

Abbassamento della tensione di vapore[modifica | modifica wikitesto]

La tensione di vapore di una soluzione contenente un soluto non volatile è sempre inferiore a quella del solvente puro. Per la legge di Raoult, la tensione di vapore di una soluzione ideale (Psol) è pari alla somma delle tensioni di vapore dei componenti, ciascuna moltiplicata per la rispettiva frazione molare nella fase liquida. Si ricorda che la tensione di vapore del soluto è trascurabile rispetto a quella del solvente.

Innalzamento ebullioscopico e abbassamento crioscopico[modifica | modifica wikitesto]

L'aggiunta di un soluto non volatile a un solvente dà luogo a una soluzione il cui punto di ebollizione è maggiore (innalzamento ebullioscopico) e il cui punto di congelamento è minore (abbassamento crioscopico) di quello del solvente puro. L'entità dell'effetto è direttamente proporzionale alla concentrazione molale (m) del soluto secondo le relazioni:

 T_{eb \ \mathrm{soluzione}} - T_{eb \ \mathrm{solvente}} = \Delta T_{eb} = K_{eb} \cdot m
 T_{c  \ \mathrm{solvente}} - T_{c \ \mathrm{soluzione}} = \Delta T_{c} = K_{c} \cdot m

dove: Keb rappresenta la costante ebullioscopica molale del solvente e Kc rappresenta la costante crioscopica molale del solvente.

Keb e Kc sono costanti caratteristiche per ogni solvente.

Osmosi e pressione osmotica[modifica | modifica wikitesto]

Effetto della pressione osmotica

Separando due soluzioni a diversa concentrazione (o una soluzione e il suo solvente) con una membrana semipermeabile, cioè permeabile solo al solvente e non al soluto, si verifica il fenomeno dell'osmosi che consiste nel movimento netto del solvente attraverso la membrana dalla soluzione più diluita a quella più concentrata(o dal solvente puro verso la soluzione), fino al raggiungimento di una situazione di equilibrio. Il risultato di ciò è l'innalzamento del livello della soluzione più concentrata rispetto a quella più diluita (o al solvente puro). La pressione che occorre applicare sulla soluzione più concentrata per riportarla al livello di quella più diluita è detta pressione osmotica.

La pressione osmotica (π) di una soluzione in cui il soluto non è un elettrolita si calcola mediante una relazione molto simile a quella dell'equazione di stato dei gas ideali:

\pi \cdot V = n_B RT

da cui:

\pi = \frac {n_B} {V} \cdot RT = C_B \cdot RT

in cui C_B è la concentrazione molare di soluto, n_B corrisponde al numero di moli del soluto, R è la costante universale dei gas, e T è la temperatura.

Confrontando la pressione osmotica di due soluzioni:

  • se πα = πβ, le due soluzioni sono isotoniche l'una rispetto all'altra;
  • se πα > πβ, la soluzione α è ipertonica rispetto alla soluzione β e la soluzione β è ipotonica rispetto alla soluzione α.

Concludendo, se due soluzioni aventi diversa pressione osmotica sono separate da una membrana semipermeabile si ha passaggio netto di solvente dalla soluzione ipotonica (meno concentrata) a quella ipertonica (più concentrata) fino al raggiungimento di una condizione di equilibrio.

Proprietà colligative nelle soluzioni elettrolitiche[modifica | modifica wikitesto]

Dato che un elettrolita in soluzione si dissocia in ioni, una mole di elettrolita, in soluzione, libera più particelle di una mole di un non elettrolita e ha quindi maggior effetto sulle proprietà colligative.

Per calcolare l'effetto sulle proprietà colligative indotto dalla presenza di un elettrolita è necessario considerare il numero di particelle in cui l'elettrolita si dissocia, introducendo nella formula un coefficiente detto coefficiente di van 't Hoff (i).
Assumendo che gli ioni siano indipendenti gli uni dagli altri i è il numero di ioni in cui l'elettrolita è dissociato. Nel caso in cui il soluto sia un elettrolita, l'innalzamento ebullioscopico (ΔTeb) e l'abbassamento crioscopico (ΔTc) si calcolano tramite le formule seguenti:

ΔTeb = Keb · m · i
ΔTc = Kc · m · i

Analogamente, per il calcolo della pressione osmotica per soluzioni di elettroliti, vale la relazione:

π = M · RT · i

In modo alternativo, per calcolare la pressione osmotica si può utilizzare l'espressione dell'osmolarità.

Osmolarità[modifica | modifica wikitesto]

L'osmolarità è un'espressione della concentrazione di una soluzione che sottolinea il numero di particelle di soluto presenti nella soluzione stessa.

L'osmolarità esprime il numero di osmoli di soluto contenute in un litro di soluzione, dove il numero di osmoli si calcola moltiplicando il numero di moli per il coefficiente i di van 't Hoff. Si ha quindi:

OSM = \frac {n_{osm}}{V} = \frac {n\cdot i}{V}.

Note[modifica | modifica wikitesto]

  1. ^ Silvestroni, p. 285

Bibliografia[modifica | modifica wikitesto]

  • Paolo Silvestroni, Fondamenti di chimica, 10ª ed., CEA, 1996, pp. 279-280, ISBN 88-408-0998-8.