Letture per questa sezione

Petrucci: Capitolo 13 (sezioni 1 – 6)

Introduzione

Le soluzioni sono miscele omogenee di più di una sostanza. La parola omogeneo implica che la miscela è un’unica fase in cui le proprietà saranno le stesse indipendentemente da dove viene preso un campione.

Possiamo confermare che una miscela di più di un componente è una soluzione il più delle volte semplicemente guardando la nostra miscela. Se possiamo vedere attraverso la miscela (Clear), allora è molto probabilmente una fase singola, il che significa una soluzione. Se la miscela è opaca, allora ci sono probabilmente due o più fasi che non si mescolano tra loro e quindi, disperdono la luce, rendendola torbida. Così, il succo di mela è una soluzione mentre il latte ha acqua, gocce d’olio e alcuni solidi del latte, tutti in sospensione ma non si dissolvono l’uno nell’altro. Possiamo vederlo meglio se lasciamo riposare il latte non omogeneizzato per un po’. La crema (oli) salirà in cima, lasciando un liquido più traslucido (per lo più acqua con alcuni solidi in sospensione, chiamato latte al burro) sotto. Con un ulteriore trattamento fisico (per esempio una centrifuga), possiamo separare ulteriormente i componenti del latte. Chiaramente, la miscela che abbiamo visto come ‘latte’ non era una soluzione, anche se ci possono essere stati alcuni componenti che lo erano (ad esempio, più di un tipo di olio sciolto l’uno nell’altro per rendere l’olio parte della crema.

Quando si fanno osservazioni di miscele di liquidi in un laboratorio, è importante quindi indicare il colore (rosso, blu, rosa…) ma anche la chiarezza (chiaro, opaco, torbido, latteo…) del campione liquido che si sta descrivendo. Così, il succo di mela è una soluzione chiara e gialla, mentre il latte è una miscela bianca e opaca. L’osservazione della chiarezza ci permette di dire con sicurezza che il succo di mela è una fase singola e quindi è una soluzione, mentre il latte non è una fase singola e quindi non è una soluzione singola.

Le soluzioni possono essere solide, liquide o gassose (le soluzioni liquide sono più interessanti per i chimici).

Fase gassosa

Le soluzioni in fase gassosa si formano facilmente da qualsiasi miscela di gas poiché le molecole del gas interagiscono così raramente tra loro. Se la miscela di gas non reagisce effettivamente, allora una soluzione in fase gassosa si formerà quasi certamente (almeno a temperatura e pressione ambiente)

Fase liquida

Nella fase liquida, le molecole sono abbastanza vicine che le forze intermolecolari diventano importanti. In questa fase, una soluzione si formerà tra (diciamo) due specie A e B solo se le forze intermolecolari A—A, B—B e A–B sono approssimativamente le stesse.

Per esempio, l’esano e l’eptano sono due liquidi non polari. Le forze intermolecolari in ognuno di questi liquidi puri sono principalmente forze di dispersione, dovute a dipoli temporanei. Queste sono forze abbastanza deboli. Tuttavia, le forze intermolecolari che esisterebbero tra l’esano e l’eptano sarebbero anch’esse principalmente di dispersione. Quindi, si formerà una soluzione liquida. I due liquidi si dicono completamente miscibili tra loro.

Se le forze di una delle molecole per il proprio genere è molto più grande che per l’altra una soluzione può non formarsi. Prendiamo, per esempio, l’acqua e l’esano. L’acqua è una molecola polare e inoltre si lega ad altre molecole d’acqua con legami a idrogeno. Queste sono due forze intermolecolari più forti (rispetto alle forze di dispersione). L’esano, invece, non può essere coinvolto in nessuno di questi due tipi di interazioni e quindi non si mescolerà con l’acqua. Questi due liquidi sono detti immiscibili tra loro.

Fase solida (cristalli)

Nella fase solida, non solo le forze intermolecolari sono molto ben definite, ma i cristalli del solido formano disposizioni rigide di atomi la cui spaziatura è abbastanza regolare. Affinché un secondo tipo di molecola si adatti, deve avere dimensioni e forma simili a quelle delle molecole (o degli atomi) ospiti.

Comuni “soluzioni” solide di questo tipo si possono trovare nelle pietre preziose e nelle leghe metalliche, tra gli altri.

Composizione delle soluzioni:

Molarità

Ci sono diversi metodi comuni per riportare la composizione delle soluzioni che abbiamo a che fare. Il metodo particolare che usiamo dipende in gran parte dall’uso che ne faremo. Nella maggior parte delle soluzioni relativamente diluite, dove abbiamo bisogno di calcoli facili e veloci che mettano in relazione il numero di moli in soluzione con il volume, usiamo la molarità. La concentrazione, in molarità può essere calcolata come:

\

dove n = numero di moli di soluto e V = volume della soluzione. Questo ci dà una concentrazione in unità di :
M ≡ moli × Litri-1 o mol × L-1.

Fate attenzione alle equazioni. Gli studenti spesso confondono i simboli delle variabili usati nelle equazioni con i simboli delle unità usati nei calcoli. Questo è un caso esemplare. L’equazione qui non ha la lettera M come variabile. La M maiuscola è usata altrove come variabile per rappresentare la massa molare, quindi non dovrebbe essere usata in questa equazione per rappresentare la concentrazione. La variabile C è usata per rappresentare la concentrazione di qualsiasi unità e qui, CM sta per concentrazione in molarità. Il simbolo per le unità di concentrazione chiamate molarità è una M maiuscola in corsivo, che usiamo come scorciatoia per le unità completamente scritte di moli di soluto per litro di soluzione (o semplicemente mol/L),

Per esempio:

Un campione di 0,243 moli di un composto secco in polvere è dissolto in 1,45 L di un solvente liquido. Qual è la concentrazione molare della soluzione?

Possiamo usare l’equazione di cui sopra per risolvere questo con un’avvertenza. Il volume nell’equazione dovrebbe essere litri di soluzione, ma il volume dato in questo esempio è litri di solvente. Non possiamo semplicemente usare un volume al posto dell’altro come regola generale. In questo caso, tuttavia, stiamo aggiungendo una piccola quantità di un composto a un grande volume di liquido, quindi anche se il volume del liquido deve essere cambiato, non è cambiato molto. Se facciamo l’ipotesi che il cambiamento sia trascurabile, cioè che il volume della soluzione sia uguale al volume del solvente, allora possiamo procedere.

Avremmo potuto in alternativa (la mia attuale preferenza) semplicemente capire come fare questo usando l’analisi dimensionale. Siccome sappiamo che le unità finali di concentrazione che vogliamo sono le moli per litro, dividiamo semplicemente il numero di moli di soluto per il volume della soluzione in litri e presto, stessa risposta senza equazione da memorizzare.

L’unico inconveniente di usare la molarità è che il volume del solvente non è necessariamente il volume della soluzione e quindi, dobbiamo misurare la quantità di soluto prima della miscelazione ma misurare il volume della soluzione dopo la miscelazione e poi calcolare. Le concentrazioni molari sono molto utili per gli esperimenti in cui stiamo facendo misure volumetriche. Le titolazioni sono un primo esempio di un esperimento in cui la molarità è l’unità più conveniente da usare. In una titolazione, misuriamo un volume di soluzione aggiunta da una buretta e possiamo calcolare rapidamente il numero di moli che abbiamo aggiunto.

In conclusione, ripeto: usate l’analisi dimensionale per capire come fare questo piuttosto che memorizzare queste equazioni. Una volta che hai capito i numeri reali che devi usare per n e per V, non hai più bisogno dell’equazione.

Molalità

In alcuni casi, non è facile misurare i volumi delle soluzioni dopo la miscelazione o forse, semplicemente non è importante. In questi casi, la molarità potrebbe non essere un set di unità utile da usare. Un set di unità alternativo per la concentrazione è la molalità. La molalità non è un’unità volumetrica e non sarebbe utile per situazioni in cui abbiamo bisogno di misurare volumi di soluzioni liquide. Tuttavia, è molto utile in situazioni in cui abbiamo semplicemente bisogno di creare soluzioni di concentrazioni note. Le unità di molalità sono moli di soluto per chilogrammo di solvente. Usiamo la scorciatoia della m minuscola in corsivo per la molalità. Questa serie di unità significa che possiamo rapidamente misurare gravimetricamente sia il soluto che il solvente, mescolarli insieme e ottenere una soluzione con una concentrazione facilmente calcolabile in unità di molalità.

Qui, Cm è la variabile che rappresenta la concentrazione in molalità (m minuscola) n sono le moli di soluto, come era nella definizione di molarità e la variabile m è la massa del solvente (in kg).

Nota che la lettera m è usata in due modi qui. Come variabile, m rappresenta la massa del solvente in kg, ma come unità, m è il simbolo della molarità. L’unità associata alla variabile di concentrazione Cm è m, che è la scorciatoia che rappresenta le molecole di soluto per chilogrammo di soluto (o semplicemente mol/kg).

Esempio:

Qual è la concentrazione molale di una soluzione formata aggiungendo 0.213 g di acido ossalico (COOH)2 a 1200 g di acqua?

L’equazione di cui abbiamo bisogno è:

\

Abbiamo bisogno del numero di moli, n, del soluto, l’acido ossalico. Possiamo usare la massa molare dell’acido ossalico per convertire g in moli di acido ossalico.

Ora, possiamo calcolare la concentrazione della soluzione

Frazione molare

Scale come la molarità e la molalità sono utili solo nel caso di soluzioni relativamente diluite dove una delle specie è chiaramente la più abbondante (chiamata solvente) e l’altra è in proporzioni relativamente piccole (il soluto). La maggior parte dell’intervallo di concentrazione delle soluzioni non è accessibile utilizzando questo tipo di teminologia. cosa succede se abbiamo una soluzione composta da un numero uguale di moli di A e B? Qual è il soluto? Qual è il solvente?

Una misura che funziona per qualsiasi intervallo di concentrazione e non ha bisogno di distinzioni tra soluto e solvente è la frazione molare $\chi$ quando parliamo di soluzioni che si formano in un ampio intervallo di concentrazioni. Per questa variabile di concentrazione usiamo la lettera greca chi ( $\chi$, non X maiuscola), che è equivalente alla nostra lettera C. Tuttavia, spesso non facciamo la distinzione

La frazione molare di un componente (i) in una miscela di più componenti (I è il numero di componenti) è definita come

\

dove $\chi_i$ è la frazione molare del componente i, ni è il numero di moli del componente i e $n_T\;=\sum_i^I n_i$ è il numero totale di moli nella soluzione. La frazione molare di ogni componente $\chi_i$ può variare in valore da 0 a 1 dove 0 significa che non c’è nessun composto nella soluzione e 1 significa che la soluzione è composta al 100% dal composto i. La somma di tutte le frazioni molari deve sempre essere uguale a uno, $\sum_i^I \chi_i\;=\;1$ .

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Equilibrio liquido-vapore

In una soluzione ideale di due componenti A e B, le forze intermolecolari tra le molecole A—A, B—B e A—B sono tutte uguali. In realtà, non possiamo mai ottenere che questo accada, ma possiamo trovare soluzioni in cui le forze sono molto vicine all’uguaglianza. Un esempio di miscela che forma soluzioni quasi ideali è l’esano e l’eptano. Questi due idrocarburi “a catena dritta” hanno una massa molecolare simile (rispettivamente sei e sette atomi di carbonio). Sono entrambi non polari e quindi possono interagire solo con forze intermolecolari di tipo dispersione.

Considera una miscela di esano (A) ed eptano (B). Poiché entrambi questi liquidi sono volatili, ci aspettiamo che anche la soluzione abbia una pressione di vapore. Il vapore sarà costituito da una miscela dei due gas. La pressione totale di questa miscela, secondo la legge di Dalton è:

P*Soln = pA + pB {somma delle pressioni parziali}

Per le soluzioni ideali, possiamo determinare la componente di pressione parziale in un vapore in equilibrio con una soluzione in funzione della frazione molare del liquido nella soluzione. Questa è la legge di Raoult:

pA = xAP*A e pB = xBP*B

Sostituendo nella prima equazione, otteniamo,

P*Soln = xAP*A + xBP*B o
P*Soln = xAP*A + (1-xA)P*B
= P*B + xA(P*A – P*B )

Da questa relazione, vediamo che la tensione di vapore di una soluzione di A e B è una funzione lineare della frazione molare di A (o di B) dove P*B è l’intercetta e P*A – P*B è la pendenza.

Il vapore che si raccoglie sulla soluzione avrà una composizione che non è necessariamente la stessa di quella del liquido. Il componente più volatile evapora più facilmente e quindi avrà una frazione molare più alta nella fase vapore rispetto a quella che ha nella fase liquida.
Possiamo scrivere

Frazione molare di A nella fase vapore = yA

Frazione molare di B nella fase vapore = yB

Possiamo calcolare questi valori dalle concentrazioni della soluzione usando la legge di Daulton come segue.

La curva di composizione del vapore può essere tracciata come mostrato nella figura qui sotto. Si tratta in realtà di due grafici, uno (la linea retta) è la pressione di vapore della soluzione contro la composizione liquida xA e l’altro, (la linea curva) è la stessa pressione di vapore della soluzione, ma tracciata come funzione della composizione di vapore yA. Si potrebbe pensare che essa tiri la linea del liquido verso destra (verso il liquido più volatile A). Le linee di collegamento orizzontali uniscono le due curve in modo tale che per qualsiasi data pressione del vapore la composizione liquidaxA e la corrispondente composizione del vapore yA possono essere determinate come indicato dalle frecce nelle figure.

Normalmente, non eseguiamo esperimenti a temperatura costante come sembrava essere indicato nelle due figure precedenti e nella discussione corrispondente. Farlo comporterebbe complicati dispositivi di misurazione della pressione, contenitori rigidi sigillati e dispositivi a temperatura costante. Possiamo molto più facilmente fare una misurazione della temperatura a pressione fissa (diciamo un bar) in funzione della frazione molare. Otterremmo così un grafico del punto di ebollizione della soluzione in funzione della frazione molare della soluzione. A questo, possiamo aggiungere un grafico della composizione del vapore. Questa curva può essere calcolata usando concetti molto simili a quelli discussi sopra per il caso della temperatura costante. La curva risultante (vista sotto) è spostata verso la componente di tensione di vapore più alta, proprio come nel diagramma sopra.

In questo caso, poiché sappiamo già che la tensione di vapore non è una funzione lineare della temperatura (cfr. l’equazione di Clausius-Clapeyron), non ci aspettiamo un grafico a linea retta del punto di ebollizione in funzione della composizione. Tuttavia, per una soluzione ideale la curvatura della linea è solo leggera.

Esploriamo la linea di legame in modo più dettagliato. Il grafico di “T vs. frazione molare A” sopra ha tre regioni in esso.

1. Sopra le curve, è una fase unica. A qualsiasi temperatura e condizione di frazione di mole, tutti i componenti sono in fase di vapore.
2. Sotto la curva, è una fase singola. A qualsiasi condizione di temperatura e frazione di mole sotto le curve, tutti i componenti sono in fase liquida.
3. In qualsiasi situazione di temperatura/composizione tra le due linee, ci sono due fasi in equilibrio tra loro. Una è la fase gassosa con le frazioni molari dei componenti yi. L’altra è la fase liquida con le frazioni molari dei componenti xi.

Per qualsiasi configurazione sperimentale che ha un punto di temperatura/composizione che si trova tra le due fasi, possiamo calcolare le quantità relative (numero totale di moli) delle due fasi usando le lunghezze relative dei segmenti di linea di legame su entrambi i lati del punto. Il diagramma qui sotto è un ingrandimento della regione della linea di legame della figura precedente; la linea blu rappresenta la composizione della soluzione liquida, la linea verde è la composizione del vapore. L’asse verticale è la temperatura e l’asse orizzontale è la frazione molare del componente A in una miscela bicomponente di A e B. La linea verticale viola rappresenta la frazione molare complessiva del sistema (sia fase liquida che vapore). La posizione verticale della linea di legame rappresenta la temperatura del sistema.

Secondo la regola della leva (che è stata sviluppata inizialmente per leve reali ma funziona anche qui), la lunghezza del segmento per il numero di moli del segmento per un lato è uguale alla lunghezza per le moli dell’altro lato.

n1 × L1 = n2 × L2

Ristrutturando un po’, possiamo determinare il rapporto tra le moli di liquido n1 e le moli di vapore n2 usando le lunghezze L1 e L2 come segue:

Questo ha senso se guardiamo il grafico. Se L1 è più corto di L2 (come illustrato), allora la composizione complessiva del sistema è più vicina a quella del liquido che a quella della fase vapore. Ciò significa che la maggior parte delle moli di materiale si trova nella fase liquida.

Esempio: un sistema chiuso contenente due liquidi miscibili volatili A e B viene lasciato raggiungere l’equilibrio. Il numero totale di moli del sistema è 1,32 moli. All’equilibrio, 0,36 moli si trovano nella fase vapore. Qual è il rapporto tra le lunghezze dei segmenti di linea L1 e L2 in un diagramma a linee di vincolo come illustrato sopra?

moli di liquido (n1) = moli totali (nT)- moli di vapore (n2)

n1 = 1.32 moli – 0,36 moli = 0,96 moli.

Quindi, il rapporto delle lunghezze dei due segmenti di linea sarà 2,66. Oppure, L2 è 2,66 volte più lungo di L1.

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Distillazione

Se raccogliessimo tutto il vapore sopra il liquido al punto di ebollizione e poi lo condensassimo, avremmo un liquido con più componenti volatili rispetto al materiale di partenza. Se poi facciamo bollire di nuovo questo liquido, aumentiamo di nuovo il componente più volatile nel distillato risultante. Con passaggi ripetitivi di ebollizione, condensazione, ebollizione di nuovo, possiamo alla fine separare completamente i due componenti. Questo richiederebbe, tuttavia, un numero infinito di passi.

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Azeotropi

Abbiamo una situazione più complicata nel caso di due liquidi, A e B, che si mescolano completamente ma dove le forze delle forze intermolecolari differiscono significativamente. Ci sono due possibilità:

1. La media delle forze intermolecolari nella soluzione è più forte che nei singoli liquidi
2. La media delle forze intermolecolari nella soluzione è più debole che nei singoli liquidi.

Siccome le forze intermolecolari che tengono insieme un liquido determinano la pressione di vapore (e quindi il punto di ebollizione di un liquido), possiamo prevedere che nel primo caso (1), il punto di ebollizione previsto della soluzione dovrebbe essere più alto di quello di uno dei due liquidi puri, mentre nel secondo caso (2), la soluzione bollirà ad una temperatura inferiore al punto di ebollizione di uno dei due liquidi puri.

Considera una soluzione di benzene ed etanolo. Il benzene e l’etanolo sono completamente miscibili, ma le forze intermolecolari nella soluzione sono inferiori a quelle nei singoli liquidi. Poiché le forze che tengono le molecole sono minori, l’energia (temperatura) necessaria per rompere queste forze è minore. Così, ci aspettiamo che ci sia un minimo nella curva del punto di ebollizione (vedi la figura sotto). al punto di ebollizione minimo della soluzione (frazione molare di etanolo = 0,46) troviamo anche che la composizione del vapore è identica a quella del liquido. Questa è chiamata miscela azeotropica e il particolare punto sulla curva del punto di ebollizione è chiamato azeotropo.

Un azeotropo di massima ebollizione avviene quando le forze intermolecolari della miscela sono più forti dei singoli liquidi. Questo si traduce in una miscela con un punto di ebollizione più alto (pressione di vapore più bassa) rispetto ai singoli. In questo caso, il vapore in equilibrio con il liquido ha composizioni lontane dalla composizione della miscela azeotropica, verso il liquido puro.

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Equilibrio solido liquido

Se si raffredda sufficientemente una soluzione, questa si congelerà. Se il congelamento avviene abbastanza lentamente, il solido che si cristallizza sarà puro. La temperatura alla quale la soluzione inizia a congelare dipende dalla composizione della soluzione. Prendiamo, per esempio, una miscela di acido acetico e acqua. L’acqua pura congela a 0ºC e l’acido acetico puro congela a +16,6ºC. Ai fini della seguente illustrazione, desidero chiarire la distinzione tra la parola stato e la parola fase.

• Uno stato è uno dei tre stati, solido, liquido o gas. Nessuna distinzione è data riguardo al materiale in quello stato.

• Una fase rappresenta uno stato in cui è specificata la composizione del materiale in quello stato.

Il diagramma di fase qui sopra mostra quattro regioni codificate con colori diversi.

• L’area gialla è una soluzione liquida monofase.
• L’area blu rappresenta una regione monofase ma bifase dove sono mescolati cristalli solidi di ghiaccio e acido acetico solido (potrebbe essere soluzione solida o no, supponiamo di no).
• L’area rossa rappresenta un equilibrio a due stati tra ghiaccio solido puro e una soluzione dove la composizione della soluzione per qualsiasi temperatura data è rappresentata dalla posizione della linea che separa le aree rossa e gialla.
• L’area viola rappresenta un equilibrio a due stati tra acido acetico solido puro e soluzione la cui composizione (per qualsiasi temperatura data) è rappresentata dalla posizione della linea che separa le aree viola e gialla.

L’intersezione tra il bordo rosso-giallo e il bordo viola-giallo rappresenta il punto eutettico. Questo rappresenta la composizione del punto di fusione più basso per questa soluzione. Per l’acido acetico, l’acqua, quel punto è alla temperatura di -26,7ºC. Sotto questa temperatura, qualsiasi miscela di ghiaccio e acido acetico è solida.

Questo diagramma può essere usato per spiegare diversi tipi di fenomeni.

Supponiamo che una soluzione liquida di con una frazione molare di acido acetico = 0,1 sia raffreddata lentamente, partendo dalla temperatura ambiente. Quali transizioni di fase si verificheranno man mano che il processo di raffreddamento procede. Segui la linea verticale (segnata con un asterisco) a x = 0,1.

• Il primo cambiamento di fase avviene alla temperatura corrispondente al punto in cui la linea verticale attraversa la zona rossa. A questa temperatura, il ghiaccio inizia a cristallizzare dalla soluzione. Questo rimuove l’acqua dalla soluzione, rendendola più concentrata in acido acetico. Quindi, il punto di congelamento si abbassa. Questo processo continua man mano che la temperatura si abbassa, in modo che la composizione della soluzione segua il confine rosso-giallo fino al punto eutettico.
• Al di sotto del punto eutettico cristallizzano sia il ghiaccio che l’acido acetico solido.

Utilizziamo queste proprietà nelle nostre esperienze quotidiane, per esempio, nei radiatori delle automobili, mettiamo una miscela di glicole etilenico e acqua. Le giuste proporzioni di questi due composti possono dare una soluzione che congela a temperature fino a -50ºC. Anche se congela, lo farà lentamente, abbassando il punto di congelamento mentre lo fa e creando una miscela fangosa piuttosto che una singola fase solida. Così, anche a temperature estremamente fredde come quelle che si trovano nel Canada settentrionale, la miscela “refrigerante” del radiatore scorrerà attraverso il motore e non lo bloccherà.

Guarda di nuovo il diagramma. Se facciamo un esperimento a 10ºC (sotto il punto di fusione dell’acido acetico puro) in cui iniziamo con acqua pura e aggiungiamo lentamente cristalli di acido acetico, possiamo tracciare il progresso lungo la linea tratteggiata blu.

Al principio, l’acido acetico si dissolve nell’acqua. Man mano che la proporzione di acido acetico aumenta, raggiungiamo il punto in cui la linea tratteggiata si incrocia nella regione viola. Oltre il confine viola-giallo, vedremmo cristalli di acido acetico sul fondo del becher. La soluzione sarebbe satura (all’equilibrio) e non importa quanto più acido acetico solido aggiungiamo al becher, non ci sarà un ulteriore aumento netto nella quantità che si dissolverà. Tuttavia, se aumentiamo la temperatura fino alla temperatura ambiente, vedremmo il resto dell’acido acetico dissolversi mentre torniamo nella regione gialla del diagramma di fase. Quindi, possiamo usare il diagramma per determinare la solubilità (concentrazione all’equilibrio) dell’acido acetico in acqua per qualsiasi temperatura particolare.

Tutti i diagrammi di fase di questo tipo hanno le stesse caratteristiche. I liquidi puri hanno punti di fusione caratteristici e il punto eutettico rappresenta la composizione del punto di fusione più basso della soluzione. Ci sono sempre le stesse quattro regioni e sempre, possiamo spiegare i processi di congelamento/dissoluzione usando questi diagrammi.

In chimica organica, spesso usiamo le proprietà delle soluzioni per dire se abbiamo separato correttamente un composto desiderato. Per esempio, negli esperimenti di sintesi, che fai in laboratorio, testi la purezza dei cristalli che fai misurando il loro punto di fusione. Se i tuoi cristalli si fondono alla temperatura corretta ad una temperatura ben definita, allora i tuoi cristalli sono probabilmente vicini alla purezza. Se, d’altra parte, si fondono in un ampio intervallo di temperature o ben al di sotto del punto di fusione corretto, puoi essere sicuro che i tuoi cristalli non sono molto puri.

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Solubilità

A volte, i componenti che vengono mescolati per formare le soluzioni hanno punti di fusione che sono molto diversi. Prendiamo per esempio la miscelazione di acqua e un sale come il KCl. Il sale fonde ad una temperatura molto alta (770 ºC). L’unica parte del diagramma di fase che ci interessa è quella mostrata nella figura qui sopra. Sono visibili le stesse quattro regioni che abbiamo notato nel diagramma di fase acqua/acido acetico. Tuttavia, in questo caso, stiamo guardando solo concentrazioni relativamente basse di KCl in acqua.

Seguiamo da (sinistra a destra) la linea orizzontale che rappresenta la temperatura ambiente. Quando aggiungiamo sale alla nostra acqua, il sale si dissolve all’inizio. Il sale continuerà a dissolversi finché la concentrazione è nella zona gialla. Alla fine, il sale non si scioglie più, ma si deposita semplicemente sul fondo del bicchiere. La concentrazione della soluzione che esiste in equilibrio con il sale solido è rappresentata dall’intersezione della linea orizzontale con la linea di confine giallo-viola. Questa è la solubilità del sale in frazione molare. Normalmente misuriamo la solubilità in moli di soluto per litro di soluzione. Possiamo facilmente convertire la frazione molare determinata qui unità più comuni, come la molarità. Possiamo facilmente vedere che con l’aumento della temperatura della soluzione, anche la solubilità sale.

Possiamo anche vedere che con l’aggiunta del sale all’acqua, proprio come nel caso precedente, il punto di fusione dell’acqua si abbassa. Quindi, l’aggiunta di sale al ghiaccio sui marciapiedi e sulle strade abbassa il punto di fusione e (si spera) il ghiaccio si scioglie. In molte parti del Canada, come il Saskatchewan, la temperatura in inverno è spesso ben al di sotto del punto in cui il sale farà alcun bene (~-20ºC) e quindi, è raramente usato lì.

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Legge di Henry

Le esperienze comuni ci dicono che anche i gas si dissolvono nei liquidi. Per esempio, i pesci possono vivere sott’acqua separando l’ossigeno disciolto dall’acqua con le loro branchie. Se l’acqua diventa stagnante e il contenuto di ossigeno disciolto si riduce a causa della mancanza di aerazione (miscelazione con l’aria), molte specie di pesci non possono viverci. Altre specie hanno sviluppato meccanismi speciali per affrontare i bassi livelli di ossigeno… Ma questa è un’altra storia.

Vediamo anche l’effetto del gas disciolto nel liquido quando apriamo una bevanda gassata. La bevanda ha anidride carbonica disciolta in essa e mentre la lattina (o bottiglia) è chiusa, la pressione del gas sopra il liquido è in equilibrio con la soluzione di gas disciolta. Questa, naturalmente, è la pressione di vapore della CO2 nella soluzione. Quando la lattina viene aperta, la CO2, la cui pressione di vapore è più alta della normale pressione ambientale, viene rilasciata nell’atmosfera e il liquido inizia a gorgogliare mentre la CO2 dissolta inizia a evolvere di nuovo nella fase gassosa. Se scuotiamo la lattina prima di aprirla, la pressione della CO2 sopra il liquido si alza notevolmente, perché?

Da questa serie di osservazioni possiamo vedere che la quantità di gas dissolto in un liquido dipende da due cose. La prima è la pressione parziale del gas sopra il liquido. La seconda è il tasso di dissoluzione/evoluzione del gas.

Ci occuperemo solo della prima opzione e assumiamo che sia passato abbastanza tempo per raggiungere l’equilibrio.

La legge di Henry esprime matematicamente ciò che abbiamo visto sperimentalmente,