Soluzioni

Una soluzione è un sistema omogeneo composto da una sostanza in maniera prevalente detta SOLVENTE ed uno o più sostanze in minor quantità detti SOLUTI.
Sono caratterizzate dall’essere nella stessa fase in cui si trova il solvente: possono dunque esistere soluzioni aeriformi (tipo l’aria), soluzioni liquide (solvente liquido e soluto aeriforme, liquido o solido) e soluzioni solide (solvente solido e soluto aeriforme, liquido o solido, tipo le leghe metalliche).

SOLUZIONI ACQUOSE: per quanto riguarda le soluzioni liquide considereremo le soluzioni acquose in quanto l’acqua è il miglior solvente che si può avere in natura, infatti scioglie i maggiori tipi di soluti attraverso la possibilità di formare interazioni dipolo e legami idrogeno con le particelle del soluto, in modo da dissolverle nella soluzione.

SOLUZIONI ACQUOSE DI GAS: i gas che si sciolgono in acqua possono essere GAS INERTI, ovvero che non danno luogo ad una reazione chimica con l’acqua, o GAS NON INERTI, i quali invece danno luogo a reazioni chimiche.
I gas inerti seguono in acqua la LEGGE DI HENRY: ”A temperatura costante la massa di un gas che si scioglie nell’unità di volume di un solvente è direttamente proporzionale alla pressione parziale di un gas”.

m/V = k P (kP rappresenta la solubilità di un gas in un liquido)
m si misura in grammi e V in litri

La costante k è detta costante di Henry, ha un significato fisico ed esprime la solubilità del gas alla pressione di 1 atm. Ha un determinato valore a seconda del solvente e del soluto considerati e della temperatura.

Un modo per esprimere la costante di Henry è il C.a., coefficiente d’assorbimento di un gas, ovvero i ml di gas che ad una data temperatura ed alla pressione di 1 atm riescono a sciogliersi in un ml di solvente.

C.a. = ml gas / 1 ml solvente a condizioni normali P = 1 atm

Questi coefficienti sono molto vari sia da un gas all’altro sia in rapporto alla temperatura, per questo possono fornirci buone indicazioni sulla migliore o peggiore solubilità di un gas rispetto ad altri gas ed a determinate condizioni di stato.

La dipendenza della solubilità di un gas con la temperatura è molto stretta, all’aumentare della temperatura diminuisce la solubilità di un gas perchè le proprie particelle acquistano energia cinetica tendendo così ad uscire dalla soluzione ed a rimanere allo stato aeriforme.

Coefficiente d’assorbimento in H2O di aria:
N2 = 0,0235 (~ 80 %) in acqua hanno una composizione diversa (~ 1,4 %)
O2 = 0,0489 (~ 20 %) (~ 2,7 %)
CO2 = 1,713 (~ 0,04 %) (~ 95,9 %)

Avviene questo strano comportamento perchè l’azoto e l’ossigeno sono in acqua gas inerti e dunque tendono a comportarsi seguendo la legge di Henry, mentre l’anidride carbonica non è un gas inerte e per reazione con l’acqua dà acido carbonico (H2CO3): è una reazione reversibile, che porta ad un’alta concentrazione di CO2 nell’acqua per il suo alto coefficiente d’assorbimento.

Tutti e tre i componenti si sciolgono con proporzionalità diretta rispetto alla pressione parziale da loro esercitata.

A livello microscopico possiamo osservare che le particelle dei gas vengono circondate dalle varie molecole d’acqua, che inducono una parziale carica positiva e negativa sulle particelle del gas.

SOLUZIONI ACQUOSE DI SOLIDI IONICI: in questo tipo di situazione gli ioni vengono circondati dalle molecole dipolari dell’acqua che formano sfere d’idratazione, rompendo il legame ionico che legava le specie solide ed i legami idrogeno che legavano le molecole d’acqua, formando interazioni ione-dipolo con gli stessi ioni, dissolvendoli nella soluzione. Possiamo così affermare che la solubilità di un solido ionico è tanto maggiore quanto più è elevata la polarità del solvente, e più in generale quanto più è simile la struttura del solvente e del soluto, tanto più essi risultano miscibili. Questo tipo di reazione presenta però ad una data temperatura il limite della solubilità, ovvero se continuiamo ad inserire soluto nella soluzione notiamo che si forma del corpo di fondo, si arriva ad un equilibrio dinamico che fa riferimento alla concentrazione del soluto nella soluzione satura.

La reazione avviene senza trasferimento di calore se le forze d’attrazione instauratesi tra il soluto ed il solvente (quando formo un legame libero energia perchè passo ad una condizione più stabile) uguagliano l’energia delle forze attrazione soluto-soluto (devo fornire energia per rompere questi legami), se le forze soluto-soluto hanno una maggior energia la reazione avverrà con un assorbimento di calore, mentre se hanno un’energia minore la reazione avverrà causando un innalzamento della temperatura della soluzione (le energie in gioco sono l’energia reticolare, necessaria per vaporizzare il cloruro di sodio, e l’energia d’idratazione, che si libera dai legami idrogeno dell’acqua nella formazione delle interazioni ione-dipolo).

I soluti possono essere definiti ELETTROLITI se in acqua si dissociano in ioni: se tutte le molecole si dissociano possiamo definirli ELETTROLITI FORTI, mentre se in soluzione rimangono molecole indissociate del soluto si parla di ELETTROLITI DEBOLI. Se i soluti sono sali saranno sempre elettroliti forti, mentre nel caso siano acidi o basi possono essere forti o deboli. Inoltre vi sono soluti MOLECOLARI che posti in acqua non si dissociano in ioni ma si dissolvono formando legami idrogeno con l’acqua.

Si definisce solubilità di un composto in un solvente liquido la massima quantità in grammi di un soluto che si può sciogliere in 100 grammi di solvente ad una data temperatura.

s = m soluto / 100 gr solvente (T)

Essa dipende dalla natura del solvente e del soluto e dalla temperatura.
Nelle soluzioni solide se aumento la temperatura aumenta anche la solubilità, in quanto i legami fra le particelle di soluto si rompono più facilmente se forniamo energia.
Attraverso uno studio di Le Chatelier è possibile determinare gli effetti della temperatura sulla solubilità, ovvero se il soluto si scioglie con assorbimento di calore la solubilità aumenta con l’aumentare della temperatura, mentre se si scioglie con sviluppo di calore la solubilità diminuisce con l’aumentare della temperatura.

SOLUZIONI LIQUIDO – LIQUIDO: perchè si formi una soluzione omogenea tra due liquidi essi devono essere tra loro completamente miscibili. In questo caso possiamo definire soluzione ideale quel tipo di soluzione in cui i legami solvente-soluto sono indistinguibili da quelli preesistenti soluto-soluto e solvente-solvente, non si nota dunque un cambiamento delle forze d’iterazione preesistenti nella soluzione. Le soluzioni reali si comportano in modo abbastanza vicino a quello ideale se sono abbastanza diluite e formate da componenti chimicamente simili.

Per questo tipo di soluzioni possiamo definirne la tensione di vapore secondo la legge di Raoult: “La tensione di vapore di un componente di una soluzione è uguale al prodotto della tensione di vapore di quel componente allo stato puro moltiplicato per la sua frazione molare, il tutto ad una stessa temperatura” (consideriamo il caso quando soluto e solvente sono liquidi volatili, ovvero che tendono facilmente a passare allo stato di vapore, tipo l’alcool).

Pi (t) = Pi0 (t) * χi χi = ni / n tot

Ptot (t) = Σ Pi0 (t) * χi
i

Vediamo cosa succede quando ci troviamo con soluzioni fisiologiche in cui il soluto non è volatile:

P0b = 0 χa < 1
Ptot (t) < P0a (t)

Quando andiamo a sciogliere un soluto non volatile in un solvente volatile si ha un abbassamento della tensione di vapore pari a:

ΔP = P0a (t) – Ptot (t) Ptot (t) = P0a (t) * χa
ΔP = P0a (t) – P0a (t) + P0a * χb χa = 1 – χb
ΔP = P0a * χb

L’abbassamento della tensione di vapore del solvente è pari al prodotto tra la tensione di vapore del solvente allo stato puro e la frazione molare del soluto. Non importa dunque quale sia la natura del soluto, ma è importante la sua frazione molare.

Siamo però in presenza di un soluto molecolare o di un’elettrolita?
Introduciamo il COEFFICIENTE DI VANT’HOFF (υ), il quale andrà a moltiplicare χb nella formula sull’abbassamento della tensione di vapore. Esso sta ad indicare in quante particelle si dissocia il mio soluto non volatile in soluzione. Prenderà dunque il valore 1 se le particelle del soluto non si dissociano (soluto molecolare), ma ad esempio con solidi ionici tipo NaCl prende il valore 2 perchè in soluzione da una molecola si formano due particelle.

Tutte le volte che una proprietà di una soluzione dipende dalla concentrazione delle particelle è detta PROPRIETÁ COLLIGATIVA, tipo quella appena analizzata.

Dalla legge di Raoult derivano altre diverse proprietà (colligative) tra cui l’INNALZAMENTO EBULLIOSCOPICO della soluzione, infatti se si abbassa la tensione di vapore sarà necessario una temperatura più alta affinchè la tensione di vapore raggiunga allo stesso modo la pressione esterna.

Δt (eb) = K eb * m * υ m = molalità K eb = costante di significato fisico

Avviene anche l’ABBASSAMENTO CRIOSCOPICO della soluzione, ovvero una soluzione acquosa con dentro NaCl ghiaccia ad una temperatura inferiore agli 0 C perchè le particelle tendono a disturbare l’azione ordinata della solidificazione del liquido acqua:

Δt (cr) = K cr * m * υ m = molalità K cr = costante di significato fisico

La PRESSIONE OSMOTICA è un’altra proprietà colligativa che riguarda solamente un passaggio di acqua tra due liquidi divisi da una membrana semipermeabile solo all’acqua. Se supponiamo che la concentrazione di uno stesso soluto della soluzione A è minore della soluzione B, vedremo come il volume della soluzione B tenderà ad aumentare fino a quando le due concentrazioni non saranno equivalenti. La pressione osmotica è così definita come la pressione idrostatica sulla colonnina della soluzione più concentrata dopo che si è alzata di un’altezza h, quella che ci consente di determinare la pressione. La definiremo:

πV = nRT

in quanto se la soluzione è sufficientemente diluita le particelle di soluto saranno tra loro piuttosto distanti, isolate le une dalle altre, assimilabile alla distribuzione delle particelle di un gas.

Possiamo definire la pressione osmotica anche come la pressione da esercitare sulla colonnina della soluzione B per evitare che passi del liquido dalla soluzione A.

L’osmosi è un processo che riguarda solamente spostamenti d’acqua, che si muove secondo il suo gradiente di concentrazione per semplice diffusione.

π = (n/V)RT = ORT M * υ = O

In quanto stiamo trattando proprietà colligative, definiamo O come OSMOLARITÁ, ovvero come numero di osmoli in un volume in litri.
1 Osmole = numero di Avogadro di particelle (molecole o ioni)
numero di osmoli = numero di moli * υ

In una soluzione 1 M di NaCl avremo due osmoli, mentre in una stessa concentrazione di glucosio avremo solamente 1 osmole.

Quando due soluzioni hanno la stessa osmolarità si dicono ISOSMOTICHE.

Nella realtà però avremo a che fare con membrane selettivamente permeabili ad acqua ed altri soluti, invece di parlare di pressione osmotica si parla di TONICITÁ.
Una soluzione IPERTONICA rispetto ad un’altra è più concentrata dello stesso soluto rispetto ad essa.
Una soluzione IPOTONICA rispetto ad un’altra è meno concentrata dello stesso soluto rispetto ad essa.
Due soluzioni ISOTONICHE hanno la stessa concentrazione di soluti che non passano attraverso la membrana

Non sempre due soluzioni isosmotiche sono isotoniche: prendiamo in considerazione due soluzioni A (0,1 M di saccarosio e 0,1 M d’urea) e B (0,2 M di saccarosio). Vediamo subito come abbiano tutte e due le stesse moli e siano tutti soluti molecolari, dunque le due soluzioni sono isosmotiche. Vediamo però che con una membrana selettivamente permeabile all’urea il soluto urea tende a muoversi nella soluzione B fino ad aver ottenuto una concentrazione uguale da ambo le parti, mentre vi sarà anche spostamento d’acqua affinche le due concentrazioni di saccarosio si uguaglino da ambo le parti. È poprio il soluto che non passa a far scattare il movimento d’acqua.

Se avessi preso nella soluzione A 0,2 moli di saccarosio avrei avuto due soluzioni isotoniche ma non isosmotiche, ci sarebbe stato solo il passaggio d’urea.

Tutto ciò è molto importante a livello del sangue, dove sono presenti i globuli rossi, in quanto devono essere mantenuti in una soluzione isotonica, dunque le soluzioni fisiologiche che andiamo a mettere nel corpo non sono obbligate ad avere tutti i soluti del sangue (sempre che possano passare attraverso la membrana cellulare del globulo rosso), in base però a ciò che avranno dovranno fare in modo che non vi siano spostamenti di liquidi tra esse ed i globuli rossi, essi infatti sono destinati in una soluzione ipotonica a scoppiare mentre in una soluzione ipertonica a raggrinzirsi.

Nel caso poniamo una cellula in un ambiente isotonico non avverrà il fenomeno dell’osmosi, se si ha diversa tonicità si avrà invece il fenomeno osmotico. Nel caso di membrane selettivamente permeabili si ha la diffusione dei soluti definita come TRASPORTO PASSIVO.

SOLUZIONI FISIOLOGICHE: soluzioni utilizzate nelle flebo per evitare che i globuli rossi risentano dei problemi di tonicità, infatti sono isotoniche con il plasma del sangue.

Osmolarità sangue = 0,307 osmolare

SOLUZIONE FISIOLOGICA: M O
NaCl 0,5g 8,55 * 10(-3) M * 2 = 0,017
KCl 0,75g 0,01 M * 2 = 0,02
CaCl2 0,35g 3,15 * 10(-3) M * 3 = 0,00945
MgCl2 * 6H2O 0,31g 1,52 * 10(-3) M * 9 = 0,01368
NaHCO3 o Na2CO3 6,40g 0,076 o 0,060 M * 2 o 3 = 0,152 o 0,18
C6H5N3O7 0,75g 3,25 * 10(-3) M * 1 = 0,00325