Le proprietà colligative sono un argomento chiave della chimica inorganica; permettono di spiegare molti fenomeni tipici delle soluzioni acquose ed hanno notevole valenza anche in campo medico.
Attenzione però, nonostante si tratti di un argomento ampiamente teorico, è necessario comprenderlo a fondo poiché nel test ricorrono spesso esercizi di applicazione pratica!
COSA SONO LE PROPRIETA’ COLLIGATIVE?
Quando un soluto non volatile viene sciolto in un solvente, si assiste ad una modifica delle proprietà della soluzione rispetto al solvente puro e queste vengono dette per l’appunto proprietà colligative.
Esse dipendono esclusivamente dal numero di particelle di soluto presenti nella soluzione e rimangono indipendenti dalla sua natura.
Per comprenderle a pieno bisogna quindi conoscere la differenza tra elettroliti e non elettroliti.
In soluzione: i primi si dissociano completamente, i secondi si dissociano parzialmente, i terzi non si dissociano.
- Esempi di elettroliti forti: NaCl, KOH, CaCl
- Elettroliti deboli: HF, Fe(OH)3
- Esempi di non elettroliti: C6H12O6 ovvero il glucosio
QUALI SONO?
Niente panico ragazzi!
Se non riuscite a ricordare quante proprietà colligative esistano e quali siano vi basterà pensare alla parola COlligatiVE, perché le prime due lettere e le ultime due fanno riferimento a:
- C = Crioscopico
- O = Osmotica
- V = Vapore
- E = Ebullioscopico
TENSIONE DI VAPORE
La tensione di vapore è la pressione esercitata dal vapore sulla superficie del liquido evaporante quando si trova in equilibrio dinamico con la fase condensata.
Un esempio pratico è dato dalla pressione esercitata dalla cappa di vapore che si viene a formare quando si scalda una pentola di acqua ed il fornello viene spento poco prima che si raggiunga l’ebollizione.
L’abbassamento della tensione di vapore è spiegato dalla legge di Raoult, secondo cui la pressione di vapore di un solvente sopra la soluzione è una frazione di quella del solvente puro.
Ciò significa che la pressione di vapore del solvente puro si abbassa in seguito all’aggiunta di un soluto non volatile.
INNALZAMENTO EBULLIOSCOPICO E ABBASSAMENTO CRIOSCOPICO
Quando si aggiunge un soluto non volatile ad un solvente puro, si assiste contemporaneamente a:
- Innalzamento della temperatura di ebollizione, anche detto ebullioscopico e definito matematicamente dalla formula: ΔTeb = m • keb• i
- Abbassamento Crioscopico, ovvero il calo della temperatura di congelamento definito a sua volta come: ΔTcr = m • kcr• i
Ricordando che in entrambe le formule:
- m indica la molalità, ovvero il rapporto tra le moli di soluto e il peso di solvente espresso in Kg;
- i indica il coefficiente di Van’t Hoff
- Keb e Kcr sono rispettivamente la costante ebullioscopica e crioscopica
PRESSIONE OSMOTICA
Questo è un argomento comune alla biologia e che in campo medico assume una rilevanza che definire notevole è riduttivo.
Se con il termine “osmosi” si intende il passaggio di solvente attraverso una barriera selettivamente permeabile come può essere la membrana cellulare, la pressione osmotica è la pressione necessaria ad annullarne gli effetti, ovvero a impedire questo passaggio.
Il suo valore è direttamente proporzionale alla molarità “M”, alla costante dei gas perfetti “R”, alla temperatura “T” espressa in Kelvin e al coefficiente di Van’t Hoff “i”:
π = M · R · T · i
ESERCIZIO 1
Indicare il punto di ebollizione, espresso in Kelvin, di una soluzione ottenuta dall’aggiunta di 120g di CaCO3 a 3 Kg di acqua, sapendo che Keb (H2O) = 0,52 . (MMCa = 40 ; MMC = 12 ; MMO = 16 )
A. 102,08 K
B. 377,16K
C. -168,84 K
D. 104 °C
E. 381,16 K
In queste tipologie di esercizio bisogna procedere per step, partendo dalla formula che permette di determinare l’innalzamento ebullioscopico:
Essendoci fornita la costante ebullioscopica per l’acqua, non resta che calcolare il coefficiente di van’t hoff relativo al carbonato di calcio e la sua molalità.
In soluzione CaCO3 dissocia in questo modo: CaCO3 → Ca2++ CO32-; quindi i=2.
Fatto ciò, si procede con il calcolo delle moli di carbonato di calcio corrispondenti a 520g applicando la formula: n = = 12 moli.
Solo a questo punto si può calcolare la molalità, definita come il rapporto tra le moli di soluto e la massa di solvente espressa in Kg: m =
A questo punto bisogna calcolare l’innalzamento ebullioscopico, corrispondente alla differenza di temperatura prima e dopo l’aggiunta di solvente: = m i Keb =
Essendo la temperatura di ebollizione dell’acqua pari a 100 °C, la temperatura finale della soluzione è di 104,16 °C, corrispondenti a 377,16 K dato che T(K)= T(°C) + 273 °C.
Risposta corretta B.
ESERCIZIO 2
Quali tra le seguenti soluzioni acquose ha una minor osmolarità?
A. HCl 1,5 M
B. Fe2(SO4)3 2 M
C. C6H12O 7 M
D. Ca(OH)2 3 M
E. K3PO4 0,3 M
La risoluzione del quesito necessita di una buona buona conoscenza delle proprietà colligative e in questo caso specifico dell’osmolarità.
Quest’ultima è definita come la capacità di una soluzione nell’esercitare una determinata pressione osmotica che, a sua volta, non è altro che la pressione necessaria a impedire lo spostamento di un solvente attraverso una membrana selettivamente permeabile, annullando così gli effetti dell’osmosi.
La formula che permette di calcolare l’osmolarità è: Osmolarità = = ; dove:
- n è il numero di moli di solvente;
- V è il volume della soluzione espressa in litri;
- M è molarità = n/V;
- i è il coefficiente di van’t Hoff, corrispondente al numero di specie ioniche in cui l’elettrolita si dissocia in soluzione.
A questo punto procediamo analizzando ogni opzione singolarmente:
- HCl → i= 2 (H+ + Cl–); M= 1,5 → Osmolarità = = M • i = 1,5 2 = 3
- Fe2(SO4)3 → i = 5 (3SO42- + 2Fe3+) ; M= 2 → Osmolarità = M • i = 10
- C6H12O6 o glucosio è solubile in acqua ma non dissocia → i= 1; M= 7 → M • i = 7
- Ca(OH)2 → i = 3 (Ca2+ + 2OH–); M = 3 → M • i = 9
- K3PO4 → i = 4 (3K+ + PO43-) ; M = 0,3 → M • i = 1,2
Dato che il testo ci chiede quale composto abbia osmolarità minore, dobbiamo considerare il valore più basso, ovvero K3PO4. Risposta corretta E.
