Proprietà colligative delle soluzioni
Le proprietà colligative sono proprietà delle soluzioni liquido-solido che derivano esclusivamente dalla quantità di soluto presente nel solvente. Sono indipendenti dalla natura chimica dei componenti. Dipendono esclusivamente dal numero di particelle del soluto (ioni o molecole).
Le proprietà colligative delle soluzioni sono determinate dalla concentrazione delle particelle del soluto e dalle frazioni molari di soluto e solvente.
Le principali proprietà colligative delle soluzioni sono:
- L'abbassamento della tensione vapore
Quando aumenta la frazione molare del soluto si riduce la tensione vapore del solvente rispetto a quella del solvente puro - L'innalzamento del punto di ebollizione
Quando aumenta la frazione molare del soluto si innalza la temperatura di ebollizione della soluzione. - L'abbassamento del punto di congelamento
Quando aumenta la frazione molare del soluto, si riduce il punto di congelamento (solidificazione) della soluzione. - La pressione osmotica
E' l'aumento della pressione che si verifica per osmosi in una soluzione, quando le particelle di un solvente puro passano spontaneamente nella soluzione.
Nota. La pressione osmotica si verifica anche tra due soluzioni con diversa concentrazione del soluto in quanto il solvente (es. acqua) tende a spostarsi spontaneamente verso la soluzione a maggiore concentrazione.
Le proprietà colligative negli elettroliti
Le proprietà colligative cambiano a seconda se il soluto è elettrolita e subisce una dissociazione in ioni. Se il soluto è un elettrolita, le proprietà colligative sono più pronunciate.
Le proprietà colligative non dipendono dalla natura chimica del soluto ma esclusivamente dal numero di particelle della soluzione siano esse molecole o ioni.
Tuttavia, le proprietà colligative cambiano a seconda se in una soluzione il soluto è elettrolita o non elettrolita.
- Soluto non elettrolita
Le proprietà colligative sono tali e quali così come sono state definite. - Soluto elettrolita
Le proprietà colligative potrebbero essere più pronunciate se a contatto con il solvente si verifica la dissociazione elettrolitica.
Esempio. Il glucosio è non elettrolita, mentre il sale da cucina (NaCl) è elettrolita. Una soluzione acquosa con una mole di glucosio contiene effettivamente una mole di molecole di glucosio. Viceversa, una mole di sale in una soluzione acquosa si trasforma in due moli di ioni.
Cos'è la dissociazione elettrolitica
La dissociazione elettrolitica è la scissione di una particella o molecola in ioni.
Esistono due tipi di dissociazioni elettrolitiche in
- Elettroliti forti
La dissociazione elettrolitica in ioni è completa. Nella soluzione il soluto è presente solo sotto forma di ioni. - Elettroliti deboli
La dissociazione elettrolitica in ioni è parziale. Nella soluzione il soluto è presente sia in ioni che in forma indissociata di particelle/molecole.
Esempio. Il cloruro di sodio (NaCl) è un elettrolita forte perché si scinde completamente in ioni Na+ e Cl- in acqua. L'acido cetico è invece un elettrolita debole.
Perché si verifica
Gli elettroliti hanno legami ionici o covalenti parzialmente polari che si spezzano quando sono a contatto con le molecole polari di un solvente (es. acqua).
Pertanto, a contatto con le molecole polari di un solvente i soluti elettroliti subiscono una dissociazione elettrolitica in ioni che aumenta il numero delle particelle presenti nella soluzioni.
Esempio. Una mole di cloruro di sodio (NaCl) ossia sale da cucina quando è immersa in una soluzione acquosa si dissocia in una mole di ioni Na+ e una mole di ioni Cl-. Pertanto, nella soluzione ci sono due moli di ioni. Di conseguenza le proprietà colligative sono più pronunciate. Considerando una mole di soluto NaCl si dovrebbe avere un abbassamento crioscopico di ΔTc=-1,86°C, a causa della dissociazione elettrolitica si registra il doppio ΔTc=-3,72°C.
Quindi, le proprietà colligative cambiano a causa della dissociazione elettrolitica.
Il comportamento della soluzione è diverso perché dopo la dissociazione del soluto la soluzione ha una maggiore numero di moli rispetto alla situazione iniziale.
Per distinguere tra elettroliti deboli e forti si utilizza il grado di dissociazione
$$ α = \frac{moli \: dissociate \: soluto}{moli \: iniziali \: soluto} $$
Il grado di dissociazione è una grandezza tra 0 e 1
- Se il grado di dissociazione è 0, il soluto è non elettrolita.
- Se il grado di dissociazione 1 il soluto è un elettrolita forte.
- Se il grado di dissociazione è un valore intermedio tra 0 e 1 il soluto è un elettrolita debole.
Il grado di dissociazione è alla base di un fattore moltiplicativo detto bionomio di van't Hoff
$$ 1+ \alpha (v-1) $$
Dove v è la somma dei coefficienti stechiometrici del soluto in forma dissociata.
Dimostrazione. Un soluto elettrolita debole A di n moli iniziali si divide per dissociazione in B e C $$ A \rightarrow bB + cC $$ Dove b e c sono i coefficienti stechiometrici di B e C. Considerando il grado di dissociazione alfa, le moli di B e C sono $$ n_B = b \cdot n \alpha $$ $$ n_C = c \cdot n \alpha $$ Pertanto il numero totali di particelle dissociate del soluto (ioni) nella soluzione è $$ n_B + n_C $$ $$ (b \cdot n \alpha) + (c \cdot n \alpha) $$ $$ (b+c) \cdot (n \alpha) $$ Indico la somma dei coefficienti stechiometrici con v=b+c. $$ v \cdot (n \alpha) $$ Essendo il soluto un elettrolita debole, una parte delle particelle è ancora in forma indissociata nella soluzione $$ n - n \alpha $$ $$ n(1- \alpha) $$ Pertanto il numero complessivo di moli del soluto nella soluzione è la somma $$ v \cdot (n \alpha) + n(1- \alpha) $$ Metto in evidenza n $$ n ( v \cdot \alpha + 1- \alpha) $$ Raggruppo per alfa e ottengo il binomio di van't Hoff come fattore moltiplicativo delle moli iniziali n del soluto. $$ n [ 1 + \alpha (v-1) ] $$
Il binomio di van'Hoff permette di correggere le formule delle proprietà colligative se il soluto è elettrolita.
- Abbassamento della tensione vapore
$$ \frac{\Delta P}{P^*_A} = x_B \cdot [1+ \alpha (v-1)] $$ - Abbassamento della temperatura di congelamento
$$ \Delta t_{cr} = k_{cr} m \cdot [1+ \alpha (v-1)] $$ - Innalzamento della temperatura di ebollizione
$$ \Delta t_{eb} = k_{eb} m \cdot [1+ \alpha (v-1)] $$ - Pressione osmotica
$$ \pi = MRT \cdot [1+ \alpha (v-1)] $$
Nota. Se il grado di dissociazione alfa è uguale a zero, le formule sono tali e quali a quelle già viste per i soluti non elettroliti. Se alfa è maggiore di zero, ossia il soluto è elettrolita, l'effetto delle proprietà colligative è maggiore. Da notare che nel caso degli elettroliti forti alfa è uguale a 1 e il binomio di van't Hoff si riduce a v. $$ [1+ \alpha (v-1)] = [1+ 1 (v-1)] = 1+ v-1 = v $$ Quindi, per gli elettroliti forti si può anche scrivere $$ \frac{\Delta P}{P^*_A} = x_B \cdot v $$ $$ \Delta t_{cr} = k_{cr} m \cdot v $$ $$ \Delta t_{eb} = k_{eb} m \cdot v $$ $$ \pi = MRT \cdot v $$
Un esempio pratico
Nel caso del cloruro di sodio (NaCl) il grado di dissociazione alfa è uguale a 1 perché si tratta di un elettrolita forte.
$$ NaCl + H_2O \rightarrow Na^+OH^- + H^+Cl^- $$
I coefficienti stechiometrici del soluto (Nacl) in ioni Na+ e Cl- dopo la dissociazione sono v=1+1=2.
Pertanto, il binomio di van't Hoff è
$$ 1+ \alpha (v-1) = 1+ 1 (2-1) = 2 $$
Per calcolare la reale temperatura di congelamento del cloruro di sodio (elettrolita) considero anche il fattore moltiplicativo.
$$ \Delta T_{cr} = k_{cr} \cdot m [1+\alpha(v-1)] $$
$$ \Delta T_{cr} = -1,86°C [1+\alpha(v-1)] $$
$$ \Delta T_{cr} = -1,86°C \cdot 2 $$
$$ \Delta T_{cr} = -3,72°C $$
Allo stesso modo posso calcolare le altre proprietà colligative del cloruro di sodio in una soluzione acquosa.
E così via
