Soluzioni — Concentrazione, proprietà colligative e legge di Raoult

Una soluzione in chimica è una miscela uniforme di un soluto e di un solvente. La maggior parte dei problemi sulle soluzioni si riduce poi a tre idee: quanto soluto è presente, come si misura questa quantità e in che modo le particelle disciolte modificano il comportamento del solvente.

È qui che si collegano concentrazione, proprietà colligative e legge di Raoult. La concentrazione ti dice quanto soluto hai. Le proprietà colligative descrivono effetti che dipendono soprattutto dal numero di particelle. La legge di Raoult collega la frazione molare alla pressione di vapore quando la soluzione è vicina al comportamento ideale.

Che cos'è una soluzione in chimica

In una soluzione, il soluto è la sostanza che viene disciolta e il solvente è il componente che scioglie. L'acqua salata è l'esempio classico: il sale è il soluto e l'acqua è il solvente.

La caratteristica fondamentale è l'uniformità. Se il campione è davvero una soluzione, una piccola porzione ha la stessa composizione di un'altra piccola porzione in condizioni ordinarie. Per questo una soluzione è diversa da una sospensione o da una miscela a strati.

Come si misura la concentrazione

La concentrazione non è una formula unica. È un insieme di modi per descrivere quanto soluto è presente rispetto a una quantità di riferimento scelta.

Tre misure sono particolarmente importanti nella chimica delle soluzioni:

• molarità, che usa i litri di soluzione
• molalità, che usa i chilogrammi di solvente
• frazione molare, che usa le moli di un componente divise per le moli totali

Il denominatore conta più di quanto gli studenti si aspettino. La molarità è utile quando il problema fornisce il volume della soluzione. La molalità si usa spesso per l'innalzamento ebullioscopico e l'abbassamento crioscopico. La frazione molare è l'unità di concentrazione che compare direttamente nella legge di Raoult.

Perché le proprietà colligative dipendono dal numero di particelle

Le proprietà colligative sono proprietà delle soluzioni che dipendono soprattutto dal numero di particelle disciolte, non principalmente dalla loro identità chimica. Nella chimica introduttiva, questa idea funziona meglio per soluzioni diluite e richiede maggiore attenzione quando le soluzioni sono fortemente non ideali.

Le quattro proprietà colligative standard sono:

• abbassamento della pressione di vapore
• innalzamento del punto di ebollizione
• abbassamento del punto di congelamento
• pressione osmotica

L'idea di base è pratica. Le particelle disciolte alterano il comportamento abituale del solvente puro. Di conseguenza, la soluzione ha di solito una pressione di vapore più bassa rispetto al solvente puro. Questo cambiamento aiuta a spiegare perché il punto di ebollizione aumenta e il punto di congelamento diminuisce.

Se due soluzioni hanno lo stesso solvente e la stessa concentrazione di particelle, tendono a mostrare effetti colligativi simili nelle stesse condizioni. Se un soluto produce più particelle in soluzione rispetto a un altro, l'effetto può essere maggiore. Per questo gli elettroliti disciolti causano spesso variazioni più grandi dei non elettroliti a parità di quantità di soluto.

Come la legge di Raoult collega la frazione molare alla pressione di vapore

La legge di Raoult è il modello di partenza più semplice per la pressione di vapore in una soluzione ideale.

Nel caso comune di un soluto non volatile disciolto in un solvente volatile,

$$P_{\text{solution}} = X_{\text{solvent}} P^0_{\text{solvent}}$$

Qui, $X_{\text{solvent}}$ è la frazione molare del solvente e $P^0_{\text{solvent}}$ è la pressione di vapore del solvente puro alla stessa temperatura.

Questa equazione esprime un'idea semplice: se il solvente costituisce una frazione minore del liquido, ci sono meno molecole di solvente disponibili in superficie per passare alla fase vapore, quindi la pressione di vapore diminuisce.

Se entrambi i componenti sono volatili e la soluzione si comporta in modo ideale, la legge di Raoult si applica a ciascun componente separatamente. Ma nella maggior parte dei primi problemi di chimica, la versione con soluto non volatile è quella più importante.

Esempio svolto: usare la legge di Raoult

Supponiamo che una soluzione acquosa abbia una frazione molare del solvente pari a

$$X_{\text{water}} = 0.90$$

e che l'acqua pura alla stessa temperatura abbia una pressione di vapore pari a

$$P^0_{\text{water}} = 23.8\ \mathrm{torr}$$

Se il soluto disciolto è non volatile e la soluzione viene trattata come ideale, la legge di Raoult dà

$$P_{\text{solution}} = X_{\text{water}} P^0_{\text{water}} = (0.90)(23.8) = 21.42\ \mathrm{torr}$$

Quindi la pressione di vapore della soluzione è circa

$$21.4\ \mathrm{torr}$$

L'abbassamento della pressione di vapore è la differenza tra il solvente puro e la soluzione:

$$\Delta P = 23.8 - 21.4 = 2.4\ \mathrm{torr}$$

Questa è l'idea chimica fondamentale. Una frazione molare del solvente più bassa significa una pressione di vapore più bassa. Questa stessa direzione del cambiamento aiuta a spiegare perché le soluzioni possono mostrare innalzamento del punto di ebollizione e abbassamento del punto di congelamento.

Come si collegano queste tre idee

Se vuoi ricordare un quadro sintetico, usa questo:

• la concentrazione ti dice quanto soluto è presente
• la frazione molare è la misura di concentrazione che entra direttamente nella legge di Raoult
• il numero di particelle determina gli effetti colligativi

Quindi non si tratta di tre argomenti separati. Sono tre modi di guardare lo stesso sistema.

Errori comuni nella chimica delle soluzioni

Trattare tutte le unità di concentrazione come intercambiabili

Non sono intercambiabili. La legge di Raoult usa la frazione molare. Molte relazioni per il punto di congelamento e il punto di ebollizione usano la molalità. Un problema basato sulla preparazione di una soluzione può usare la molarità.

Dimenticare le condizioni dietro la scorciatoia

La legge di Raoult è esatta solo per un comportamento ideale nella forma in cui viene usata. Anche le relazioni più semplici delle proprietà colligative funzionano meglio per soluzioni diluite. Se la soluzione è concentrata o fortemente non ideale, la scorciatoia può essere solo approssimata.

Confondere il numero di particelle con la quantità di unità formula

Una mole di glucosio disciolto fornisce circa una mole di particelle nel modello più semplice. Una mole di un elettrolita disciolto può portare a più particelle se si dissocia. Questo cambia l'entità di un effetto colligativo.

Supporre che ogni soluto sia non volatile

Il modello più semplice della pressione di vapore assume che il soluto non contribuisca in modo significativo al vapore. Se entrambi i componenti evaporano, il modello deve essere formulato con maggiore attenzione.

Dove si usa la chimica delle soluzioni

La chimica delle soluzioni si usa nella preparazione di laboratorio, nei problemi su punto di congelamento e punto di ebollizione, nell'osmosi, negli esempi con l'antigelo, nel ragionamento sulla pressione di vapore e in molti sistemi biologici o ambientali che coinvolgono sostanze disciolte.

Aiuta anche a organizzare altri argomenti di chimica. La solubilità ti dice se una soluzione può formarsi in determinate condizioni. La concentrazione ti dice quanto è disciolto. Le proprietà colligative ti dicono come cambia il comportamento del solvente una volta che la soluzione esiste.

Prova un problema simile sulla chimica delle soluzioni

Modifica l'esempio svolto in modo che la frazione molare del solvente sia $0.85$ invece di $0.90$, mentre la pressione di vapore del solvente puro resta la stessa. Calcola la nuova pressione di vapore, poi spiega in una frase perché la pressione è cambiata in quella direzione.

Se vuoi un altro caso, prova una tua versione con l'abbassamento del punto di congelamento o con conversioni di concentrazione e confronta quale unità di concentrazione serve davvero al problema.